Методы анализа катионов в воде

Определение концентрации водородных ионов (рН). Определение рН в полевых условиях проводят колориметрическим методом. Этот метод основан на свойствах индикаторов принимать определенную окраску в зависимости от концентрации рН в растворе. Опыт показывает, что лучше всего для этих целей применять универсальный индикатор. Для определения рН полоску индикаторной бумаги пропитывают исследуемой водой и появившееся окрашивание сравнивают со стандартной цветовой шкалой.

В лабораторных условиях можно также измерить рН с помощью рН-метра (потенциометрический метод). Этот метод определения рН растворов основан на измерении с помощью потенциометра и двух электродов э. д. с. концентрационной цепи. Причем шкала потенциометра проградуирована и в единицах рН, и в милливольтах.

Для измерения рН в интервале 1-14 используют потенциометры различных типов со стеклянными измерительными электродами. Стеклянный электрод представляет собой стеклянную трубочку, заканчивающуюся стеклянным шариком, заполненным HCl с молярной концентрацией эквивалента о,1 моль/л, в которую погружена серебряная проволочка, покрытая AgCl (хлорсеребряный электрод). На границе раздела стекло-раствор возникает скачок потенциала, величина которого зависит от состава стеклянного шарика и активной концентрации водородных ионов в растворе. Ионы щелочных металлов, входящих в состав электродного стекла, могут обмениваться на ионы водорода в растворе. При определенных условиях устанавливается равновесие между ионами водорода, вошедшими в поверхностный слой стекла, и ионами водорода в испытуемом растворе. Величина потенциала будет определяться соотношением активностей ионов водорода в стекле и растворе.

В качестве внутреннего вспомогательного электрода используют хлорсеребряный электрод в стандартном растворе соляной кислоты.

Открытие катионов аммония (NH4+). Для определения катионов аммония на предметное стекло помещают несколько капель проверяемой воды и добавляют 2-3 капли раствора щелочи (NaOH или KOH). Держа стекло высоко над пламенем, раствор слегка нагревают. При нагревании со щелочами аммонийные соли, содержащиеся в природной воде, выделяют аммиак, который легко обнаруживают по характерному запаху:

NH4OH + NaOH > NH3^ + H2O + NaCl;

Для определения аммиака можно использовать также влажную красную лакмусовую бумажку (ее посинение означает наличие аммиака).

Открытие катионов меди (Сu2+). В пробирку с 5 мл раствора бромистого калия осторожно приливают равный объем концентрированной серной кислоты. После охлаждения пробирки к содержимому добавляют 5 мл исследуемой воды. При наличии в воде катионов меди в растворе образуется сине-фиолетовое кольцо:

CuSO4 + 2KBr > CuBr2v + K2SO4;

Открытие катионов кальция (Ca2+). К 5 мл исследуемой воды прибавить каплю уксусной кислоты. После непродолжительного нагревания добавить три капли раствора щавелевокислого аммония и каплю водного раствора аммиака. При наличии катионов кальция выпадает белый кристаллический осадок кальций оксалата, нерастворимый в воде и в уксусной кислоте:

(NH4)2С2О4 + СaСl2 > 2NH4Сl +СaС2О4v;

Открытие катионов двухвалентного железа (Fe2+). К 5 мл исследуемой воды прибавляют 0,1 г калий сульфата и около 1 г красной кровяной соли ( K3[Fe(CN)6] ). В присутствии ионов двухва-лентного железа появляется сине-зеленое окрашивание:

3Fe2+ + 2K3[Fe(CN)6] > Fe3[Fe(CN)6]2v + 6K+.

Примерное содержание двухвалентного железа определяется по цвету раствора (табл.6).

источник

При систематическом анализе катионы и анионы разделяют на аналитические группы. Наиболее удобная, применяемая и в настоящее время классификация катионов, разработана Н.А. Меншуткиным в 1871 г. Все существующие ныне классификации предусматривают разделение катионов на 5 или 6 аналитических групп на основании следующих их свойств:
1.На различии растворимости хлоридов, карбонатов, сульфатов или гидроксидов.
2. На амфотерных свойствах некоторых гидроксидов.
3. На способности ряда гидроксидов образовывать комплексные аммиакаты.

Классификация катионов на аналитические группы

Первая аналитическая группа катионов: К+, Na+, NН4+, Mg2+

Почти все соли калия, натрия, аммония и большинство солей магния хорошо растворимы в воде. Поэтому группового реактива, осаждающего все четыре катиона, нет.
Калий и натрий относятся к 1 группе периодической системы элементов и образуют сильные щелочи. Гидроксид аммония является слабым основанием, но катион аммония близок по свойствам к катиону калия и образует несколько аналогичных малорастворимых солей. Соли аммония разлагаются при нагревании и могут быть удалены прокаливанием. Гидроксид магния — слабое основание, плохо растворимое в воде. Труднорастворимы также фосфат магния и карбонат. Гидроксокарбонат магния растворяется в избытке солей аммония и при действии карбонатом аммония в присутствии хлорида аммония в осадок не выпадает. Поэтому при систематическом анализе ион магния остается в растворе с катионами 1 группы. По этой причине он и отнесен к этой группе.
При систематическом анализе катионы калия, натрия и магния обнаруживают в последнюю очередь, так как катионы других групп мешают их обнаружению и должны быть удалены. В водных растворах катионы 1 группы бесцветны, образуемые ими соли имеют окраску только в тех случаях, когда в их состав входят окрашенные анионы, например: перманганат, хромат или дихромат -ионы.
Катионы 1 аналитической группы содержатся в почвах как в подвижном, доступном для усвоения растениями состоянии, так и в связанном. Они вносятся в почву в виде минеральных удобрений. Калий в виде -калийной селитры, сульфата, хлорида и других солей. Натрий — составная часть чилийской селитры (NаNО3). Магний входит в состав доломита СаСОЗ•МgСО3 . Ион аммония содержится в аммонийной селитре, сульфате и хлориде аммония, в аммофосе NH4H2PО4 и диаммофосе (NН4)2HPО4.
Ионы калия, магния, аммония необходимы для минерального питания растений. Большое содержание солей натрия указывает на засоленность почв.
Анализ водных вытяжек из почвы на наличие этих катионов используют для определения пригодности почв для возделывания различных культур.
Оценка качества природных вод включает пробы на присутствие ионов аммония. Наличие в воде аммиака и солей аммония служит признаком загрязненности, так как эти соединения образуются при гниении белков.
Продукты детского и диетического питания также подвергаются обязательному исследованию на содержание натрия, калия и магния.

Вторая аналитическая группа катионов: Ca2+, Ba2+, Sr2+

Катионы 2 группы, в отличии от катионов 1 группы, образуют малорастворимые в воде карбонаты. Поэтому их осаждают действием карбоната аммония, который является групповым реактивом.
Осадки карбонатов кальция, бария и стронция обычно получают при действии на раствор карбонатами натрия и калия. Но при систематическом анализе пользоваться этими реактивами невозможно, так как вместе с ними в исследуемый раствор вводятся ионы Na+ и К+. Использование карбоната аммония оправдано тем, что ион NH4+ можно предварительно открыть дробным методом.
Из солей кальция, бария и стронция также не растворимы сульфаты, фосфаты и оксалаты. Однако осаждение серной кислотой проводится редко, так как сульфаты не растворимы в сильных кислотах и щелочах и с большим трудом снова переводятся в раствор. Осаждение фосфорной и щавелевой кислотой не проводят по той причине, что присутствие в растворе фосфат — и оксалат -ионов усложняет анализ.
Сульфиды этих элементов, в отличие от катионов 3,4 и 5 групп, хорошо растворимы в воде.
В водных растворах катионы 2 группы бесцветны.
Соли кальция используют для улучшения почв: в сильно кислые почвы для нейтрализации вводят известняк СаСО3; а в солонцеватые — гипс CaS04•2H2O. Кальций входит в состав минеральных удобрений: фосфоритной муки Са3(РО4)2, суперфосфата Са(Н2РО4)2 + CaS04, кальциевой селитры Са(НСО3)2 и т.д.
Растворимый гидрокарбонат кальция Са(НСО3)2 находится в природных водах, сообщая им временную жесткость. Арсенит и арсенат кальция используют как сельскохозяйственные яды.
Ионы бария ядовиты. Карбонат и хлорид бария используют в сельском хозяйстве как яды. Поэтому обнаружение ионов бария проводят при распознавании ядохимикатов.
Радиоактивный изотоп стронция 90Sr, образующийся при ядерных реакциях, представляет большую опасность для здоровья и жизни.

Реакции катионов второй группы

Катионы третьей аналитической группы: Al3+, Fe2+, Fe3+, Mn2+, Zn2+, Cr2+

К третьей аналитической группе относят катионы алюминия, железа(II), железа(III), марганца (II), цинка, хрома(III). Они характеризуются большим разнообразием свойств.
Алюминий и цинк проявляют постоянную валентность. Гидроксиды этих элементов и хрома обладают амфотерными свойствами; это свойство используется для отделения алюминия, хрома и цинка от других катионов третьей аналитической группы. Алюминий образует ионы АI3+ и АlО2-, цинк — ионы Zn2+ и ZnO22-, хром ионы Сr3+ и СrО2-.
Железо, марганец и хром проявляют переменную валентность. Железо образует ионы Fe2+, Fe3+, FeO42-, марганец — ионы Mn2+, Mn3+, Mn4+, MnО42- и MnO4-, хром ионы Cr3+, CrO42-, Cr2072-.
Изменение валентности этих элементов осуществляется сравнительно легко, поэтому для них характерны окислительно-восстановительные реакции.
Гидроксиды железа и марганца обладают слабоосновными свойствами, растворяются в кислотах, но не растворяются в щелочах. Гидроксиды всех катионов третьей группы не растворимы в воде, но могут переходить в коллоидное состояние.
Соли большинства элементов этой группы образуют окрашенные растворы.

Окраска растворов солей элементов третьей аналитической группы

Катионы третьей аналитической группы образуют сульфиды, нерастворимые в воде, но растворимые в кислотах. В отличие от них сульфиды первой и второй группы растворимы в воде, а сульфиды четвертой и пятой группы катионов нерастворимы в кислотах. Поэтому в качестве группового реактива используют сульфид аммония. Другие растворимые сульфиды, так же осаждающие катионы третьей группы, не могут быть использованы как групповой реактив, так как с ними в раствор будут введены катионы первой и второй групп. Присутствие катиона аммония в ходе систематического анализа определяется до введения сульфида аммония, а в дальнейшем катион аммония легко удаляется из раствора в виде аммиака. Катионы третьей группы в зависимости от воздействия на них гидр оксида аммония в присутствии хлорида аммония подразделяют на две подгруппы:
1 подгруппа:
катионы аллюминия, хрома(III), железа (III), осаждаемые водным аммиаком в присутствии хлорида аммония.
2 подгруппа:
катионы железа(II), марганца(II), цинка не осаждаемые таким образом.
Катионы третьей группы, подобно катионам второй группы и магния, образуют труднорастворимые карбонаты и гидрофосфаты. Кроме того, они обладают способностью образовывать комплексные соединения.
Обнаружение и количественное определение катионов третьей группы связано главным образом с анализом почв, микроудобрений, растительного и животного материала, продовольственного сырья и продуктов питания (особенно детских и диетических), так как эти катионы имеют важнейшее биологическое значение.
Алюминий в больших количествах содержится в кислых подзолистых почвах, снижая урожайность многих культур. Соли алюминия применяют для очистки природных вод.
Железо содержится в тканях всех растений и животных. Оно входит в состав гемоглобина крови животных, участвует в синтезе хлорофилла зеленых растений. При недостатке железа в почве у растений развивается хлороз, т.е. отсутствие зеленой окраски из-за пониженного содержания хлорофилла. Избыток железа в почве так же вреден для растений. Многие соли железа (лактат, сульфат, глицерофосфат) применяют в ветеринарии как антианемические средства.
Марганец, цинк, хром — микроэлементы, необходимые для нормального течения обменных процессов у растений и животных. Недостаток марганца в почве способствует развитию у них различных заболеваний; в крови — приводит к возникновению „марганцевого рахита”. Нехватка цинка ведет к нарушению синтеза хлорофилла, витаминов, ауксинов у растений, витаминов и ферментов у животных и человека.
Избыток цинка в почвах, продуктах питания, сырье является токсичным для человека, животных и растений. Согласно гигиеническим нормативам качества и безопасности продовольственных продуктов и сырья предельно допускаемое содержание цинка: в мясе- 70,0 мг/кг., в молоке — 5,0 мг/кг., в яйце-50,0 мг/кг.

Реакции катионов третьей группы

Катионы четвертой аналитической группы: Ag+, Pb2+,Hg22+

Четвертая аналитическая группа объединяет катионы серебра, свинца, и ртути(I). Общим свойством этих катионов является способность осаждаться под действием разбавленной соляной кислоты и ее солей в виде хлоридов-осадков белого цвета. Поэтому соляная кислота является групповым реактивом для катионов этой группы.
Кроме того, катионы четвертой аналитической группы образуют нерастворимые сульфиды черного цвета, которые в отличие от катионов 5 группы, не растворяются в сульфидах натрия, калия, аммония. Мало растворимы в воде также фосфаты и карбонаты катионов четвертой группы. Растворимые соли подвергаются гидролизу и их растворы имеют кислую реакцию. В окислительно-восстановительных реакция катионы четвертой группы выступают в роли окислителей и восстанавливаются до свободных металлов. В водных растворах катионы серебра, свинца и ртути (I) бесцветны.
Соединения ртути (I) содержат группировку -Нg-Hg-, в которой одна из двух связей каждого атома ртути используется на соединения с другим. Соли ртути(I) имеют строение CI-Hg — Hg-Cl или O3N-Hg — Hg-NO3. В этих соединениях на два атома ртути приходится два положительных заряда. Ртуть в этих соединениях является электрохимически одновалентной. При диссоциации этих соединений образуется сложный ион Hg22+.
Соединения катионов четвертой группы имеют важное биологическое значение. Ионы серебра обладают бактерицидным действием. Нитрат серебра применяют в медицине и ветеринарии при эрозиях, язвах, экземах, а также в офтальмологии и стоматологии. Металлическая ртуть и большинство ее соединений очень ядовиты. Наиболее токсичны для животных и человека: хлорид (сулема) и йодид ртути (II) и органические ртутные препараты, применяемые для протравливания семян: гранозан, этилмеркурхлорид, этилмеркурфосфат. Эти соединения нарушают углеводный и кальциевый обмен, функции почек, печени, эндокринных желез, центральной нервной системы вследствие блокады сульфгидрильных групп ферментов. Хлорид ртути (I) или каломель (Hg2CI2) не ядовита и используется в медицине и ветеринарии как слабительное, антисептическое и мочегонное средство.
Соединения свинца также ядовиты. К наиболее токсичным относятся нитрат, ацетат и гидроксохлорид свинца, а так же тетраэтилсвинец. Загрязнение воздуха, почвы и воды соединениями свинца происходит в результате выброса их промышленными предприятиями, выхлопными газами автотранспорта. В соответствии с санитарными нормами содержание свинца в 1 л воды не должно превышать 0.1 мг. В основных сельскохозяйственных продуктах допускается следующее содержание свинца и ртути:

Гигиенические нормативы содержания свинца и ртути в основных продовольственных продуктах, (в мг/кг)

Ацетат свинца и оксид свинца используются в медицине, ветеринарии как вяжущие и противовоспалительные средства в форме примочек, компрессов, мазей и пластырей.

Реакции катионов четвертой группы

Пятая аналитическая группа катионов: Cu2+, Co2+, Ni2+, Cd2+, Bi3+

Катионы пятой группы образуют нерастворимые в воде сульфиды, гидроксиды и основные соли. Гидроксид аммония, который используется как групповой реактив, образует с катионами пятой группы, ярко окрашенные основные соли, которые, кроме солей висмута, растворимы в избытке аммиака. Образующиеся при этом комплексные соли — аммиакаты, также имеют характерную окраску.
Катионы меди, кадмия и висмута, кроме того, образуют комплексные соединения с цианидами и йодидами. В реакциях окисления-восстановления катионы пятой группы ведут себя как окислители и восстанавливаются до свободных металлов.
В водных растворах почти все катионы пятой группы окрашены.

Окраска растворов солей катионов пятой аналитической группы

Объектом качественного анализа на приϲутствие катионов меди, кобальта, никеля, кадмия и висмута являются удобрения, почвы, растения, биологические жидкости, сельскохозяйственное сырье, продовольственные продукты. Медь входит в состав удобрений и сельскохозяйственных ядов, например: медного купороса, парижской зелени Сu(СН3СОО)23Сu(АsО2)2, бордосской жидкости. Медь необходима для нормальной жизнедеятельности растений и животных, так как входит в состав ферментов, влияет на белковый и углеводный обмен. Сульфат и карбонат меди используют в ветеринарии как антгельминтики. Медь отнесена к токсичным элементам. Предельно допустимое содержание меди в некоторых продуктах питания приведено в таблице N29. Кобальт входит в состав витамина В12. Пониженное содержание этого микроэлемента в почвах, растениях, кормах и пищевых продуктах отрицательно сказывается на росте сельскохозяйственных культур, продуктивности животных и развитии человека. Избыточное содержание кобальта, как и меди, и кадмия считается токсичным.

Гигиенические нормативы содержания меди и кадмия в основных продовольственных продуктах, (в мг/кг)

Шестая аналитическая группа катионов: Sn2+, Sn4+, Sb3+, Sb5+, As3+, As5+

Олово, мышьяк и сурьма расположены в 4-5 группах периодической системы и обладают неметаллическими свойствами. В то же время положение этих элементов в 4-5 периодах также отражается на их свойствах и позволяет в некоторых реакциях давать соединения, характерные для металлов. В частности, сурьма, мышьяк, и олово образуют амфотерные гидроксиды. В щелочной среде эти гидроксиды диссоциируют с образованием анионов: AsO33-, АsО43-, SbO43-, SbО33-,SnО33-. В кислой среде образуются катионы : АsЗ+, As5+, Sn2+, Sn4+, Sb3+, Sb5+. Растворы солей этих катионов, образованных сильными кислотами, имеют кислую реакцию.
Мышьяк /III/, сурьма/III/ и олово /III/ в щелочной среде ведут себя как восстановители. Мышьяк /V/, cурьма /V/ в кислой среде проявляют свойства окислителей.
Характерной реакцией для катионов 6 группы является образование нерастворимых в воде сульфидов при взаимодействии с сероводородом в кислой среде. Сульфиды катионов 6 группы растворяются в сульфидах натрия, калия, аммония, образуя сульфосоли (тиосоли). Например:

↓Аs2S3 + ЗNа2S = 2Nа3АsS3 тиомышьяковский натрий.
Сульфосоли по своему составу подобны кислородосодержащим кислотам тех же элементов с той разницей, что роль кислорода здесь играет элемент, ему аналогичный — сера.
Использование сероводорода в качестве группового реактива сопряжено с многочисленными трудностями.
Бессероводородный метод качественного анализа предусматривает осаждение катионов 6 группы (олова и сурьмы) едкими щелочами. При этом образуются соединения нерастворимые в воде, обладающие способностью растворяться в избытке щелочей.
В водных растворах сурьма образует ионы SbЗ+, Sb5+, олово Sn2+, Sn4+, мышьяк АsЗ+, ( в кислой среде); арсенит ион AsO33- и арсенат-ион AsO43- (в щелочной среде). Все эти ионы бесцветны. Соединения мышьяка сильно ядовиты. Мышьяк входит в состав сельскохозяйственных ядов: парижской зелени Сu(СН3СОО)23Сu(АsО2)2, арсенита натрия, арсенита и арсената кальция. У животных и человека при попадании больших доз мышьяка внутрь наблюдаются острые отравления, сопровождающиеся сильной болезненностью органов брюшной полости, коликами, рвотой, поносом, слюнотечением, ослаблением сердечной деятельности, резким падением кровяного давления, параличом.
В ветеринарии соединения мышьяка применяют в качестве противопаразитарных средств и веществ, улучшающих обмен (осарсол, новарсенол, натрия арсенат).
Продовольственные продукты и сельскохозяйственное сырье подлежат обязательному анализу на присутствие мышьяка. Предельно допустимое содержание мышьяка составляет: в мясе- 0.1 мг/кг, в молоке- 0.05 мг/кг, в яйце — 0.1 мг/кг.
Биологическая роль сурьмы и олова выяснена недостаточно. В ветеринарии используют сульфиты сурьмы /III/ и /V/ в качестве отхаркивающих средств, арсенат олова как антгельминтик.

источник

Библиографическая ссылка на статью:
Сагдеев М.А., Чигринева Н.А., Сальникова В.И. Определение содержания катионов и анионов в питьевой воде методом капиллярного электрофореза // Современные научные исследования и инновации. 2017. № 3 [Электронный ресурс]. URL: http://web.snauka.ru/issues/2017/03/79588 (дата обращения: 25.03.2019).

Питьевая вода – это вода, предназначенная для ежедневного и безопасного пользования человеком и другими живыми организмами. Она должна иметь строго регламентированный стандарт по составу и свойствам, а также характеризоваться пониженным содержанием солей и сухого остатка. Вода из пресных источников чаще всего непригодна для питья, и для того чтобы она соответствовала санитарным нормам и правилам, её очищают и подготавливают.

Цель данной работы – оценка содержания различных ионов в питьевой воде различных районов Оренбургской области.

Для достижения поставленной цели необходимо решить следующие задачи:

– провести анализ литературы, научных и технических достижений в мировой практике по исследованию содержания катионного и анионного состава воды;

– определить содержание катионов и анионов в питьевой воде Оренбургской области методом капиллярного электрофореза;

– сравнить полученные результаты по содержанию катионов и анионов в воде с предельно–допустимыми концентрациями.

В качестве пунктов пробоотбора были выбраны следующие: г. Новотроицк, г. Орск, Илекский и Новосергиевский районы. Пробы воды отбирались согласно ГОСТу31862-2012 «Вода питьевая. Отбор проб» [1]. В каждом населенном пункте отбирали по 5 проб. В исследуемых образцах определяли содержание анионов (Cl — , NO₂ — , SO₄ 2- , NO₃ — , F — , PO₄ 3- ) и катионов (NH₃ + , K + , Na + , Mg 2+ , Ba 2+ , Ca 2+ ) методом капиллярного электрофореза [2, 3].

Метод капиллярного электрофореза реализуется за счёт разделения заряженных компонентов сложной смеси в кварцевом капилляре под действием приложенного электрического поля [4].

Небольшое количество анализируемого раствора вводят в капилляр, предварительно заполненный нужным буферным раствором-электролитом.

Далее к концам капилляра подают высокое напряжение (до 30кВ) и компоненты смеси с разной скоростью в зависимости от заряда и массы начинают двигаться к зоне детектирования. Информация о прохождении зоны детектирования оцифровывалась и передавалась на компьютер, в виде пиков на электрофореграмме.

Полученная последовательность пиков называется электрофореграммой; качественной характеристикой вещества является время миграции, а количественной – высота или площадь пика, пропорциональная концентрации вещества. Обработка полученных электрофореграмм была проведена в программе “Мультихром”.

Первым этапом в работе была подготовка буферных растворов. Рабочий буферный раствор для определения неорганических анионов состоит из смеси 2,2-дигидроксиэтиламин (основание) и хромовой кислоты с добавкой катионного ПАВ бромида (или гидроксида) цетилтриметиламмония ЦТАБ или ЦТАОН. Анионы мигрируют в зону детектирования в следующем порядке: хлорид, нитрит, сульфат, нитрат, фторид, фосфат.

В результате проведенных исследований было установлено, что содержание ионов хлора наименьшее в воде г. Орска и составляет 69,66 мг/мл, а наибольшее в воде г. Новотроицка – 157,72 мг/мл (таблица 1). Полученные значения не превышают ПДК (350 мг/мл).

Таблица 1 – Содержание анионов в питьевой воде

источник

КАЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Способы выполнения аналитических реакций

Аналитические реакции могут выполняться «сухим» и «мокрым» путем. В первом случае исследуемое вещество и реагенты берут в твердом состоянии и обычно осуществляют реакцию, нагревая их до высокой температуры; во втором случае наблюдают взаимодействие исследуемого вещества и соответствующих реагентов в растворе.

К реакциям, выполняемым сухим путем, относятся реакции окрашивания пламени солями металлов, а также реакции окрашивания плава, полученного при нагревании вещества с тетраборатом калия или фосфатом натрия в ушке платиновой проволоки.

Большинство аналитических реакций проводят мокрым путем, т. е. в растворах, а в процессе растворения многие вещества распадаются (диссоциируют) на ионы – положительно и отрицательно заряженные частицы.

В качественном анализе для установления состава вещества к нему прибавляют другие вещества, вызывающие химические превращения, сопровождающиеся образованием новых соединений, которые имеют характерные свойства, а именно:

— определенное физическое состояние (осадок, жидкость, газ)

— известную растворимость в воде, кислотах, щелочах

— характерный цвет, запах и т.п.

Требования к качественным реакциям:

1. Реакция должна протекать быстро, практически мгновенно,

2. Быть необратимой, т. е. протекать преимущественно в одном направлении,

3. Быть по возможности специфической,

4. Отличаться высокой чувствительностью.

Специфическими называются реакции, которые дают возможность обнаруживать (открывать) одни ионы в присутствии различных других ионов.

Чувствительность реакции определяется наименьшим количеством искомого вещества, которое может быть обнаружено данным реактивом в капле раствора.

Реакции, позволяющие обнаружить искомые ионы в отдельных порциях сложной смеси при условии устранения влияния других ионов, называют дробными реакциями, а метод анализа, основанный на применении дробных реакций, называют дробным анализом. При этом порядок обнаружения катионов и анионов не имеет особого значения. При систематическом анализе, в отличие от дробного, соблюдается определенный порядок разделения и последующего открытия ионов. К обнаружению ионов приступают лишь после удаления из раствора всех других ионов, мешающих открытию искомых.

В аналитической химии все ионы делят на аналитические группы. Классификация катионов основана на растворимости их солей или других соединений. На основании различных классификаций катионов разработаны разные методы систематического анализа кати онов.

Методы систематического хода анализа катионов.

Наиболее распространенными являются сероводородный, аммиачно-фосфатный, кислотно-основной. Исторически первым был сероводородный метод , (1871 г. Предложен русским ученым М. О. Меншуткиным). В основу положена разная растворимость сульфидов катионов в зависимости от рН среды (табл. 1.1). Аммиачно-фосфатный метод — основан на разной растворимости фосфатов катионов (табл. 1.2), кислотно-основной — на разной растворимости гидроксидов и солей (табл. 1.3).

Классификация катионов по сероводородному методу

**—сульфиды Сг3+, А13+ разлагаются водой

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском:

Лучшие изречения: Да какие ж вы математики, если запаролиться нормально не можете. 8164 — | 7155 — или читать все.

193.124.117.139 © studopedia.ru Не является автором материалов, которые размещены. Но предоставляет возможность бесплатного использования. Есть нарушение авторского права? Напишите нам | Обратная связь.

Отключите adBlock!
и обновите страницу (F5)
очень нужно

источник

Наиболее распространенными являютсясероводородный, аммиачно-фосфатный, кислотно-основной.Исторически первым был сероводородныйметод, (1871 г. Предложен русским ученым М. О. Меншуткиным). В основу положена разная растворимость сульфидов катионов в зависимости от рН среды (табл. 1.1). Аммиачно-фосфатныйметод —основан на разной растворимости фосфатов катионов (табл. 1.2), кислотно-основной — на разной растворимости гидроксидов и солей (табл. 1.3).

Классификация катионов по сероводородному методу

—сульфиды Сг 3+ , А1 3+ разлагаются водой

Классификация катионов по аммиачно-фосфатному

Классификация катионов по кислотно-основному методу

КАТИОНЫ І АНАЛИТИЧЕСКОЙ ГРУППЫ

К + , Nа + , Li + , NН₄ +

Дата добавления: 2016-11-02 ; просмотров: 580 ; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ

источник

КАЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ КАТИОНОВ

КАЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

В аналитической химии все ионы делят на аналитические группы. Классификация катионов основана на растворимости их солей или других соединений. На основании различных классификаций катионов разработаны разные методы систематического анализа катионов.

Наиболее распространенными являются сероводородный, аммиачно-фосфатный, кислотно-основной. Исторически первым был сероводородный метод , (1871 г. Предложен русским ученым М. О. Меншуткиным). В основу положена разная растворимость сульфидов катионов в зависимости от рН среды (табл. 1.1). Аммиачно-фосфатный метод — основан на разной растворимости фосфатов катионов (табл. 1.2), кислотно-основной — на разной растворимости гидроксидов и солей (табл. 1.3).

Таблица 1.1 Классификация катионов по сероводородному методу

**—сульфиды Сг3+, А13+ разлагаются водой

Таблица 1.2 Классификация катионов по аммиачно-фосфатному методу

Классификация катионов по кислотно-основному методу

КАТИОНЫ І -ой АНАЛИТИЧЕСКОЙ ГРУППЫ К+, Nа+, Li+, NН4+

1. *Действие натрия гидротартрата NaНС4Н4О6

образуется белый кристалл. осадок калия гидротартрата

К+ + NaHС4Н4О6 → КНС4Н4О6 ↓ + Na+

Аналогично проводят реакцию с раствором тартратной кислоты

2.* Действие натрия гексанитрокобальтата (III) Na3[Со(NО2)6]

образуется желтый кристалл. осадок дикалийнатрия гексанитрокобальтата (III):

2К+ + Na+ + [Со(NO2)6]3- → К2Na[Со(NO2)6] ↓

3. Микрокристаллоскопическая реакция с динатрийплюмбума (II) гексанитрокупратом (II) Na2РЬ[Сu(NО2)6]

образуется черный осадок дикалийплюмбума (II) гексанитрокупрата (II):

2К+ + РЬ2+ + [Сu(NО2)6]4- → К2РЬ[Сu(NO2)6] ↓

4.* Действие натрия тетрафенилбората Na[В(С6Н5)4]

образуется белый кристалл. осадок калия тетрафенилбората:

5.* Реакция окрашивания пламени

Соли калия окрашивают пламя горелки в фиолетовый цвет

1.* Действие калия гексагидроксостибата (V) К[SЬ(ОН)6]

образуется белый кристалл. осадок:

2. Действие цинктриуранилуоктаацетата Zn(UO2)3(СН3СОО)8

образуется желтый кристалл. осадок натрийцинктриуранила нонаацетат-вода:

Na+ + Zn2 + + ЗUO2 2+ + 8СН3СОО- 9Н2О + СН3СООН = NаZn(UO2)3(СН3СОО)9 • 9Н2О↓ + H+

Под микроскопом кристаллы NаZn(UO2)3(СН3СОО)9 • 9Н2О имеют вид правильных октаэдров или тетраэдров.

3.* Реакция окрашивания пламени

Соли натрия окрашивают пламя горелки в желтый цвет

ионы аммония реагуют с NaОН и КОН при нагревании с выделением аммиака:

NН4+ + OH — = NН4OH = H2O + NН3 ↑

Аммиак опр. по запаху или по окрашиванию влажной лакмусовой бумаги.

2.* Действие магния оксида МgО

Магния оксид реагует с водой :

NН4+ + Мg(ОН)2 = NН4OH = H2O + NН3 ↑

МgO выделяет аммиак из солей, как и щелочи, но не разлагает летучие основания. Затем добавляют раствор Na3[Со(NО2)6].

2 NН4+ + Na+ + [Со(NO2)6]3- = ( NН4 )2Na[Со(NO2)6] ↓

3.* Действие реактива Несслера К2[НgІ4] + КОН

образуется красно-бурый или желто-бурый осадок йодида основания Милона:

NН4+ + 2[НgІ4]2- + 4OH- = [Hg2NН2O]I ↓ + 7I- + H2O

5. Реакция солей аммония при нагревании

Соли летучих кислот разлагаются полностью:

Соли нелетучих кислот разлагаются частично:

І.* Действие фторида аммония NH4F

Образуется белый осадок LiF:

2. Действие динатрия гидрофосфата Na2НРО4

5.* Реакция окрашивания пламени

Соли лития окрашивают пламя горелки в красный цвет

Действие некоторых реагентов на катионы І аналитической группы

Схема систематического хода анализа катионов I аналитической группы

К+, Nа+, NН4+( катион Li+ отсутствует )

1 Определение NН4 + в отдельной порции раствора

действием щелочью при нагревании

2 Удаление NН4+ в отдельной порции раствора перед

определением ионов К+ действием NaOH или Na2CO3

3 Нейтрализация раствора №2 уксусной кислотой

4 Определение К+ в растворе №3 реагентами

К+ + NaHС4Н4О6 → КНС4Н4О6 ↓ + Na+

2К+ + Na+ + [Со(NO2)6]3- → К2Na[Со(NO2)6] ↓

2К+ + РЬ2+ + [Сu(NО2)6]4- → К2РЬ[Сu(NO2)6] ↓

5 Удаление NН4+ в отдельной порции раствора перед

определением ионов Na+ действием NaOH или K2CO3

6 Нейтрализация раствора №5 уксусной кислотой

7 Определение Na+ в растворе №6 реагентами

Na+ + [SЬ(ОН)6]- = Na[SЬ(ОН)6Na+ + Zn2 + +ЗUO 22+ + 8СН3СОО + 9Н2О + СН3СООН = NаZn(UO2)3(СН3СОО)9 • 9Н2О ↓ + H+

КАТИОНЫ ІI -ой АНАЛИТИЧЕСКОЙ ГРУППЫАg+ , Нg2 2+ , Pb2+

Катионы II АГ образуют белые осадки с HCl

Осадки частично растворяются в избытке HCl, поэтому не рекомендуется добавлять избыток реагента

образуются черные осадки сульфидов метал лов

РЬ(ОН)2 ↓ + ОН- = РЬ(ОН)3- растворяется

Нg2 2+ + 2ОН- = Нg2O↓ + Н2О черный

Катионы II АГ образуют окрашенные осадки с хромат-ионами:

2Аg+ + СгО24- = Аg2СгO4 ↓ кирпично-красный;

Нg2 2+ + СгO24- = Нg2СгO4 ↓ красный;

Pb2+ + СгО24- = РЬСгО4↓ желтый

Аргентума (І) хромат легко легко растворяется в аммиаке:

Аg2СгО4 ↓ + 4NН3 • Н2О = 2[Аg(NН3)2] + + СrO24- + 4Н2О

РЬСгО4 растворяется в NаОН или КОН:

РЬСгО4 ↓ + ЗОН- = [РЬ(ОН)3]- + СгО24-

Хроматы катионов II АГ растворяются в нитрат­ной кислоте:

2Аg2СгО4 ↓ + 2Н + = H2O + 4Ag + + Сг2О2-7

Медь вытесняет ртуть из ее солей:

Нg2 2+ + СO23- = Нg2СO3↓ желтый

2Pb2+ + СО23- + 2Н2О = ( РЬОН) 2СО3↓+ 2НСО3- черный

Катионы II АГ образуют белые осадки с сульфат-ионами

РЬSО4 растворяется в щелочах и 30% р-ре ацетата аммония, что используется в систематическом ходе анализа катионов

2РЬSО4 ↓ + 2CHCOO- = [РЬ(CН3COO) 2 РЬSО4] + SО24-

Действие некоторых реагентов на катионы II аналитической группы

Схема систематического хода анализа катионов II-ой аналитическойгруппы

1 Осаждение катионов II АГ действием 2М НСl,

промывание осадка водой с НСl

2 Отделение Pb2+ промыванием осадка №1 горячей водой

3 Определение Pb2+ в центрифугате №2 действием К2СгO4

4 Отделение Ag+ определение действием на осадок № 1раствора NН3

AgCl ↓ + 2NН3 = Ag( NН3)2Cl раствор

5 Определение Ag+ действием на раствор №4 конц. HNO3

Ag( NН3)2Cl + 2HNO3 = AgCl↓ + 2NН4NO3

Аналитическая химия — лекция №2

Теория растворов электролитов. Сильные и слабые электролиты, основные положения теории сильных электролитов. Закон действия масс

Вещества, распадающиеся в растворах или расплавах на ионы, называют электролитами. Электролитами являются соли, кислоты и основания.

При растворении в воде электролиты распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы. Положительно заряженные ионы называются катионами; например, ионы водорода и металлов. Отрицательно заряженные ионы называются анионами; к ним принадлежат ионы кислотных остатков, гидроксид-ионы. Диссоциация НС1 и NaCl выразится уравнением:

Процесс диссоциации. В зависимости от структуры раство­ряющегося вещества в безводном состоянии ( ионная или полярная связь) его диссоциация проте­кает по-разному.

Когда кристалл соли, например, хлорида калия, попадает в воду, то расположенные на его поверхности ионы притягивают к себе полярные молекулы воды (ион-дипольное взаимодействие). К ионам калия молекулы воды притягиваются своими отрицательными полюсами, а к хлорид-ионам — положительными.

Рис. 1. Схема диссоциации полярных молекул в растворе

Иначе протекает диссоциация полярных молекул (рис. 1). Молекулы воды, притянувшиеся к концам полярной молекулы (диполь-дипольное взаимодействие), вызывают расхождение ее полюсов — поляризуют молекулу. Такая поляризация в сочетании с колебательным тепловым движением атомов в мо­лекуле, а также с тепловым движением окружающих ее молекул воды приводит к распаду полярной молекулы на ионы. Как и в случае растворения ионного кристалла, эти ионы гидратируются. Ион водорода Н+ (протон) оказывается прочно связанным с молекулой воды в ион гидроксония Н3О+. Так, при растворении в воде хлороводорода и азотной кислоты про­исходят процессы, которые можно выразить урав­нениями

В результате этого процесса молекула НСl расщепляется таким образом, что общая пара электронов остается у атома хлора, ко­торый превращается в ион Сlˉ, а протон, внедряясь в электронную оболочку атома кислорода в молекуле воды, образует ион гидроксония Н3О+ .

Перешедшие в раствор ионы остаются связанными с молеку­лами воды и образуют гидраты ионов. В резуль­тате диссоциации образуются не свободные ионы, а соединения ионов с молекулами растворителя. В общем случае любого раство­рителя эти соединения называются сольватами ионов. Но в уравнениях диссоциации обычно пишут формулы ионов, а не их гидратов или сольватов, тем более, что число молекул раствори­теля, связанных с ионами, изменяется в зависимости от концентра­ции раствора и других условий.

Степень диссоциации. Сила электролитов.

Чаще всего в растворе лишь часть электролита диссоциирует на ионы, поэтому существует понятие степени диссоциации.

Степенью диссоциации электролита называется отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу его молекул в растворе.

В связи с этим электролиты можно разделить на две группы — сильные и слабые электролиты. Сильные электролиты в водных растворах диссоциированы практически полностью. Понятие степени диссоциации к ним не применимо. Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют только частично, и в растворе устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами.

К сильным электролитам принадлежат почти все соли; из кислот и оснований к ним относятся HNO3, HCIO4, НСI, HBr, HI, КОН, NaOH, Ba(OH)2 и Са(ОН)2.

К слабым электролитам относится большинство органических кислот, а из важнейших неорганических соединений к ним принадлежат Н2СО3, H2S, HCN, H2SiО3и NH4OH.

Степень диссоциации принято обозначать греческой буквой ά и выражать либо в долях единицы, либо в процентах. Так, для 0,1 н. раствора СН3СООН ά = 0,013 (или 1,3%), а для 0,1 н. рас­твора HCN ά = 10ˉ4 (или 0,01%).

Закон действия масс открыт опытным путем К.М. Гульдбергом и П. Вааге в 1867 г. Он гласит: При постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, причем каждая концентрации входит в произведение в степени, равной коэффициенту, стоящему перед формулой вещества в уравнении реакции.

Уравнение химической реакции в общем виде можно представить так:

Тогда скорость реакции можно выразить уравнением:

Все химические реакции можно разделить на обратимые и необратимые реакции. Необратимые реакции протекают до конца – до полного израсходования одного из реагирующих веществ. Обратимые реакции протекают не до конца: ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Когда скорости прямой и обратной реакции становятся одинаковыми, наступает химическое равновесие. Количественной характеристикой химического равновесия служит константа химического равновесия.

Согласно закону действия масс, скорости прямой V1 и обратнойV2 реакции выражаются уравнениями:

При равновесии V1 = V2 , значит, k1*[A]a *[B]b= k2*[C]c *[D]d

Отношение констант скорости прямой и обратной реакций есть величина постоянная. Она и называется константой химического равновесия

К = k1 / k2 K = (k2*[C]c *[D]d )/k1*[A]a *[B]b

Константа диссоциации. К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия и записать выражение константы равновесия. Например, для диссоциации уксусной кислоты

константа равновесия имеет вид: К = ([Н+] [СНзСООˉ])/[СНзСООН]

Здесь в числителе дроби стоят концентрации ионов — продуктов диссоциации, а в знаменателе — концентрация недиссоциированных молекул.

Константа равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации. Величина К зависит от природы электролита и растворителя, а также от температуры, но не зависит от концентрации раствора. Она характеризует способность данного вещества распадаться на ионы: чем выше К, тем легче электролит диссоциирует.

Многоосновные кислоты, а также основания двух- и более валентных металлов диссоциируют ступенчато. В растворах этих веществ устанавливаются сложные равновесия, в которых участвуют ионы различного заряда. Например, диссоциация угольной кислоты происходит в две ступени:

Первое равновесие — диссоциация по первой ступени — характеризуется константой диссоциации, обозначаемой K1:

а второе – диссоциации по второй ступени – константой диссоциации К2:

Суммарному равновесию отвечает суммарная константа диссоциации К

Величины К, К1, К2 связаны друг с другом соотношением: К = К1 *К2

Аналогичные соотношения характеризуют и ступенчатую диссоциацию оснований многовалентных металлов. Например, двум ступеням диссоциации гидроксида железа (II) отвечают константы диссоциации

Суммарной диссоциации отвечает константа:

При ступенчатой диссоциации веществ распад по последующей ступени всегда происходит в меньшей степени, чем по предыдущей (по второй меньше, чем по первой и т. д.) Иначе говоря, соблюдается неравенство:

Это объясняется тем, что энергия, которую нужно затратить для отрыва иона, минимальна при его отрыве от нейтральной молекулы и становится больше при диссоциации по каждой следующей ступени.

Если обозначить исходную концентрацию электролита, распадающегося иона через С, а степень его диссоциации в данном растворе через ά, то концентрация каждого из ионов будет С ά , а концентрация недиссоциированных молекул С(1 — ά ). Тогда уравнение константы диссоциации принимает вид:

Это уравнение выражает закон разбавления Оствальда. Оно дает возможность вычислять степень диссоциации при различных концентрациях электролита, если известна его константа диссоциации. Для растворов, в которых диссоциация электролита очень мала, уравнение закона Оствальда упрощается. Поскольку в таких случаях ά

Дата добавления: 2014-01-04 ; Просмотров: 1233 ; Нарушение авторских прав? ;

Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет

источник