Експериментальна частина 2 страница

Йони Fe2+, Mg2+, Mn2+ амонію карбонатом осаджуються не повністю.

 

2.2.3. Дія калію гексаціаноферату (II)

і калію гексаціаноферату (III)

Калію гексаціаноферат (II) і калію гексаціаноферат (III) утворюють з йонами Fe2+, Fe3+, Mn2+, Bi3+ осади різного кольору; Mg2+, Sb3+, Sb5+ з цими реагентами не реагують. Осади Fe3[Fe(CN)6]2 і Fe4[Fe(CN)6]3 забарвлені настільки інтенсивно в синій колір, що можуть бути використані для виявлення Fe2+ і Fe3+ в присутності багатьох інших катіонів у розчинах.

 

2.2.4. Дія амонію сульфіду

Амонію сульфід в нейтральному середовищі утворює осади - бурі FeS і FeS2, чорний Bi2S3, тілесний MnS. Йони Mg2+, Sb3+, Sb5+ осадів не утворюють. Осад Bi2S3 розчинний в розчині HNO3 тільки при нагріванні. Осади FeS, FeS2, MnS розчинні в СН3СООН, HCl, HNO3.

 

2.2.5. Дія сірководню та натрію тіосульфату

В середовищі розбавленої НCl і при нагріванні реагенти утворюють з йонами Ві3+ (чорний Bi2S3) i [SbCl6]3-, [SbCl6]- (оранжеві Sb2S3 і Sb2S5) осади, які нерозчинні в розбавленій НCl. Сульфіди стибію розчинні в концентрованій НСl, а Bi2S5 - в розбавленій нітратній кислоті при нагріванні.

 

2.3. Реакції йонів Fe2+

2.3.1 Дія калію гексаціаноферату (ІІІ) (фармакопейна)

"Червона кров’яна сіль" утворює з йонами Fe2+ темно-синій осад "турнбуленової синьки". Реакцію проводять в нейтральному середовищі або в середовищі розбавленої хлоридної кислоти (рН=3).

3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3- → Fe3[Fe(CN)6]2.

Осад не розчиняється в кислотах, але розчиняється в лугах з утворенням Fe(OH)2. Наведена реакція характеризується високою чутливістю (0,05 мкг), її виконують у кислому середовищі.

Виконання досліду:

До 3-4 крапель солі двовалентного Феруму добавляють 2-3 краплі хлоридної кислоти (для призупинення гідролізу солі) і 2-3 краплі реактиву. Інші катіони не перешкоджають виявленню катіонів Fe2+.

 

2.3.2. Дія α, α’-дипіридину

Реагент утворює з йонами Fe2+ розчинну комплексну сполуку, забарвлену в червоний колір. Реакцію проводять в середовищі розбавленої хлоридної кислоти.

Виконання досліду:

На скляну пластинку поміщають краплю солі феруму (II), краплю розбавленої хлоридної кислоти і 2-3 краплі α, α’-дипіридину. Утворюється темно-червона комплексна сполука.

 

2.3.3. Дія диметилгліоксиму

Поміщають в пробірку 1-2 краплі розчину солі феруму (II), 1 краплю розчину винної кислоти, додають 3 краплі амонію гідроксиду і 2-3 краплі спиртового розчину диметилгліоксиму. Утворюється розчинна комплексна сполука феруму (ІІ) диметилгліоксимату рожево-червоного кольору.

Реакцію проводять в слабоаміачному розчині. Йони Ni2+ перешкоджають виявленню Fe2+.

 

2.4. Реакції йонів Fe3+

2.4.1. Дія калію гексаціаноферату (ІІ) (фармакопейна)

"Жовта кров’яна сіль" утворює з Fe3+ темно-синій осад "берлінської лазурі". Реакцію проводять в нейтральному або слабокислому розчині:

4Fe3+ + 3[Fe(CN)6]4- → Fe4[Fe(CN)6]3↓.

Осад не розчиняється у розведених мінеральних кислотах; луги розкладають його з утворенням Fe(OH)3.

Виконання досліду:

На скляну пластинку поміщають 1 краплю розчину солі феруму (III) і додають 3-4 краплі розчину калію гексаціаноферату (ІІ). Виявленню Fe3+ перешкоджають йони Cu2+ і луги.

 

2.4.2. Дія амонію роданіду (фармакопейна)

Амонію роданід утворює з йонами Fe3+ розчинну комплексну сполуку інтенсивного червоного кольору. Реакцію проводять у слабокислому середовищі. Із водного розчину комплекс екстрагується бутиловим спиртом. Перешкоджають виявленню Fe3+ йони F-, які зв’язують йони Fe3+ в міцніший, але безбарвний комплекс:

Fe3+ +3CNS- → Fe(CNS)3.

Реакція специфічна і дуже чутлива (0,25 мкг). Чутливість реакції збільшується в процесі екстракції продукту реакції органічним розчинником, наприклад, ефіром або бутиловим спиртом.

Виконання досліду:

До 0,5 см3 розчину що містить йони Fe3+ додають 1 см3 розчину NH4SCN. B присутності йонів Cu2+, Hg2+, Bi3+ необхідно додати великий надлишок реактиву.

 

2.4.3. Дія калію йодиду

До 0,5 см3 розчину солі феруму (III) доливають 0,5 см3 розчину калію йодиду і 0,5 см3 хлороформу. Вміст пробірки струшують. Хлороформний шар забарвлюється в фіолетовий колір.

 

2.4.4. Дія cаліцилової кислоти

Саліцилова кислота за наявності амоніаку утворює з йонами Fe3+ комплексну сполуку жовтого кольору Fe[C6H4(O)(COO)]3 (рН реакції становить 8-11). Якщо рН реакції дорівнює 4-8, тоді утворюється комплекс червоного кольору. Чутливість цієї реакції становить 5-10 мкг.

Виконання досліду:

До 2-3 крапель солі Феруму (III) добавляють кілька крапель амоній гідроксиду і стільки ж розчину саліцилової кислоти. Спостерігають забарвлення розчину.

 

2.5. Рекції йонів Mg2+

2.5.1. Дія натрію моногідрофосфату (фармакопейна)

Натрію гідрофосфат в присутності аміачного буферного розчину утворює з йонами Мg2+ білий дрібнокристалічний осад магній-амоній фосфату (MgNH4PO4). Осад розчинний в CH3COOH і розбавлених неорганічних кислотах.

Mg2+ +NH4OH + HPO42- → MgNH4PO4↓ + H2O.

Виконання досліду:

До 0,5 см3 розчину солі магнію додають 1-2 краплі амонію гідроксиду. Після невеликого помутніння додають кристалики амонію хлориду до зникнення помутніння. До прозорого розчину додають 3-4 краплі розчину натрію гідрофосфату.

 

2.5.2. Дія натрію гіпойодиду

Свіжоосаджений білий осад магнію гідроксиду забарвлюється в червоно-коричневий колір при дії гіпойодиту внаслідок адсорбції елементного йоду на поверхні осаду Mg(OH)2. Червоно-буре забарвлення знебарвлюється при обробці осаду лугом, спиртом та іншими розчинниками, що розчиняють йод, а також при дії сульфіту або тіосульфату, які відновлюють йод.

Виконання досліду:

У фарфорову чашку поміщають 5-10 крапель 1н розчину йоду, розчиненого в 20%-ному розчині КІ, додають краплями 1н розчину натрію гідроксиду до появи лимонно-жовтого кольору, а потім 1-2 краплі нейтрального або підкисленого розчину, що містить йони Mg2+.

 

2.5.3. Дія магнезону І (п-нітробензолазорезорцин)

Помістіть 2-3 краплі досліджуваного нейтрального або слабокислого розчину на фарфорову пластинку, добавте 2-3 краплі розчину магнезону I, які мають в лужному середовищі червоно-фіолетове забарвлення. Якщо розчин забарвлюється в жовтий колір (що вказує на кислий характер середовища), додають 1-2 краплі розчину NaОН. В присутності йонів Мg2+ розчин забарвлюється в синій колір або випадає синій осад. Аналогічна реакція відбувається з Магнезоном II.

 

2.6. Реакції йонів Mn2+

Для виявлення йонів Mn2+ їх необхідно оксидувати до перманганат-йонів. При цьому розчин забарвлюється в рожевий колір. Оксидацію можна проводити як в кислому, так і в лужному середовищі.

 

2.6.1. Оксидація Mn2+ в кислому середовищі

Оксидацію проводять калію дихроматом, плюмбуму (IV) оксидом, натрію бісмутатом та іншими реагентами, наприклад:

2Mn(NO3)2 + 5NaBiO3 + 16HNO3 → 2HMnO4 + 5NaNO3 +

+ 5Bi(NO3)3 +7H2O.

Реакцію проводять в середовищі НNO3 і з розбавленим розчином солі Мангану.

Виконання досліду

В пробірку поміщають 3-4 краплі розчину, що містить йони Мn2+, додають 0,5-1 см3 HNO3 і невелику щіпку сухого NaBiО3. Ця реакція дозволяє виявити Mn2+ в присутності всіх катіонів.

 

2.6.2. Оксидація Mn2+ в лужному середовищі

В лужному середовищі, як оксидники, використовують гідрогену пероксид (H2O2), натрію пероксид (Na2O2 ), хлорну воду, бромну воду. Всі ці оксидники оксидують Мn2+ до MnO2 і тільки натрію гіпоброміт NaBrO в присутності каталізатора (CuSO4) при нагріванні оксидує Mn2+ до перманганат-йону, забарвленого в рожево-фіолетовий колір. Цю реакцію проводять у сильнолужному середовищі із дуже розбавленим розчином солі Мангану.

MnCl2 + 5NaBrO + 6NaOH → 2NaMnO4 + 5NaBr + 4NaCl + 3H2O.

Виконання досліду:

У пробірку поміщають 2-3 краплі розчину, що містить йони Mn2+, додають 2-3 краплі розчину CuSO4, 3-5 крапель розчину NaOH і 5-6 см3 свіжоприготованого розчину NaBrO. Вміст пробірки добре перемішують, обережно нагрівають, кип’ятять 1 хвилину і дають розчину відстоятися. Виявленню Mn2+ за допомогою цієї реакції не перешкоджають інші катіони.

 

2.7. Реакції йонів Bi3+

2.7.1. Гідроліз солей Бісмуту

При розбавленні водою розчини солей бісмуту легко піддаються гідролізу з утворенням білого осаду основних солей, наприклад:

BiCl3 + H2O → BiOCl↓ + 2HCl.

Виконання досліду:

До 0,5-1 см3 розчину солі Бісмуту додають 5-6 см3 H2O. Виявленню Bi3+ перешкоджають йони Sb3+, Sb5+, Sn2+, Sn4+.

 

2.7.2.Дія стануму (II) хлориду

Стануму (II) хлорид в сильнолужному середовищі відновлює солі Бісмуту до металічного бісмуту, який має чорний колір:

2BiCl3 + 3SnCl2 + 18NaOH → 2Bi↓ + 3Na2SnO3 + 12NaCl + 9H2O.

Виконання досліду:

В окрему пробірку поміщають 0,5-1 см3 стануму (II) хлориду і додають до нього розчину натрію гідроксиду до повного розчинення утвореного спочатку білого осаду Sn(OH)2. До прозорого розчину додають 2-3 краплі досліджуваного розчину, що містить йони Bi3+. Виявленню Бісмуту перешкоджають йони Hg2+, Ag+ і частково Pb2+.

 

2.7.3. Дія калію йодиду

Калію йодид утворює з йонами Bi3+ чорний осад бісмуту йодиду, який легко розчиняється в надлишку KI з утворенням комплексної сполуки K[BiI4] оранжевого кольору. Реакцію проводять в кислому середовищі.

Bi3+ + 3I- → BiI3

BiI3 + KI = K[BiI4].

Виконання досліду:

До 0,5-1 см3 розчину, що містить йони Bi3+, додають 1-2 краплі розчину КІ. До утвореного осаду додають надлишок розчину КІ до його розчинення. При розведенні розчину K[BiI4] водою з розчину знову випадає чорний осад бісмуту йодиду.

 

2.7.4. Дія тіосечовини

Тіосечовина утворює з йонами Ві3+ розчинну комплексну сполуку червоно-оранжевого кольору. Реакцію проводять в сильнокислому розчині. Перешкоджають йони Sb5+, Fe3+, Hg22+.

Виконання досліду:

До 0,5-1 см3 розчину, що містить йони Bi3+, додають щіпку сухої тіосечовини. Перешкоджаючу дію Sb5+ усувають додаванням виннокислого (тартрату) натрію (Na2C4H4O6), який утворює з йонами Стибію міцний безбарвний комплекс.

 

2.8. Реакції йонів Sb3+ і Sb5+

2.8.1. Гідроліз солей Стибію

При розбавленні водою кислі розчини, що містять сполуки Стибію, легко піддаються гідролізу з утворенням білого осаду основних солей відповідно SbOCl і SbOCl3.

[SbCl6]3- + H2O → SbOCl↓ + 5Cl- + 2H+;

[SbCl6]- + 2H2O → SbO2Cl↓ + 5Cl- + 4H+.

Виконання досліду:

До 0,5-1 см3 розчину, що містить йони Стибію, додати 5-6 см3 води. Виявленню солей Стибію перешкоджають йони Bi3+, Sn2+, Sn4+.

 

2.8.2. Дія активних металів

Активні метали (алюміній, цинк, ферум) відновлюють йони Sb3+ і Sb5+ із їх сполук до вільного стибію у вигляді пухнастих чорних пластівців. Реакцію проводять в середовищі HCl.

Sb3+ + 3Fe → 2Sb↓ + 3Fe2+

Виконання реакції:

В пробірку поміщають 0,5-1 см3 розчину солі Стибію, додають 1-2 краплі концентрованої хлоридної кислоти і залізні ошурки. Через 2-3 хвилини спостерігають виділення чорного пухнастого осаду, що утворюється на поверхні залізних ошурок. Виявленню Стибію перешкоджають всі метали, що стоять в ряду напруг правіше заліза.

 

2.8.3. Дія метилового фіолетового

Метиловий фіолетовий з йонами Sb3+ чи Sb5+ утворює комплексну сполуку фіолетового кольору, що екстрагується толуолом або бензолом. Реакцію проводять в середовищі 1н хлоридної кислоти. В реакцію з метилвіолетом вступає тільки свіжооксидований Стибій.

Виконання досліду:

До 0,5-1 см3 розчину, що містить йони Sb3+ чи Sb5+ додають 1-2 краплі НСl і 3-4 краплі стануму (II) хлориду для відновлення всього Стибію до йонів Sb3+. Після цього краплями додають 10 %-ний розчин NaNO2 до зникнення початкового бурого забарвлення. Розчин залишають постояти 2-3 хвилини. При цьому Стибій оксидується до Sb5+ і утворюється йон SbCl6-. Для видалення надлишку натрію нітриту, який перешкоджає дальшому проведенню реакції, до розчину додають суху сечовину до припинення спінювання. Суміш розбавляють водою до об’єму 5-6 см3, додають 2-3 краплі розчину метилвіолету та 1 см3 толуолу (або бензолу). Вміст пробірки струшують.

У присутності Стибію органічний шар забарвлюється в синій колір. Для порівняння небхідно провести контрольний дослід. Інші катіони не перешкоджають виявленню Стибію.

 

2.8.4. Реакція Марша

В пробірку поміщають розчин, що містить йони Sb3+ чи Sb5+, кусок металічного цинку, що не містить домішок Аs і декілька крапель хлоридної кислоти. Пробірку закривають корком, через який проходить трубка з відтягненим кінцем і підпалюють газ на кінці трубки. Стибію гідрид горить синім полум'ям, при цьому утворюється стибію (III) оксид і вода. Якщо в полум'я помістити холодний предмет, наприклад, блискучу фарфорову чашку, то на її поверхні відкладається металічний стибій у вигляді чіткої чорної плями. Пляма або чорне дзеркало стибію відрізняється від отриманого в тих же умовах дзеркала арсену тим, що перша нерозчинна в натрію гіпохлориті, в той час як пляма арсену легко в ньому розчиняється.

 

Завдання 3. Характерні реакції катіонів шостоїї

аналітичної групи

Реакції виявлення катіонів шостої аналітичної групи

(Co2+, Cu2+, Ni2+, Cd2+, Hg2+)

3.1. Дія групового реагенту (надлишок розчину

амонію гідроксиду)

З невеликою кількістю амонію гідроксиду йони Co2+, Cu2+, Ni2+, Cd2+, Hg2+ утворюють осади відповідних гідроксидів. При дії надлишку NH4OH осади Co(OH)2, Ni(OH)2, Cu(OH)2, Cd(OH)2 розчиняються з утворенням комплексних сполук. Утворення розчинного аміакату меркурію відбувається при дії надлишку NH4OH в присутності NH4Cl і при нагріванні.

Виконання реакцій:

До 0,5 см3 розчинів солей катіонів VI-ї аналітичної групи (в окремих пробірках) додають краплями розчину амонію гідроксиду. До утворених осадів додають надлишок розчину NH4OH до повного їх розчинення. В пробірку, що містить йони Hg2+, додають також щіпку сухого NH4Cl і вміст пробірки нагрівають.

 

3.2. Дія загальних реагентів

Виконання реакцій:

Всі реакції з загальними реагентами виконують таким чином: в ряд пробірок (по 5 в кожному ряді) поміщають по 0,5 см3 солей відповідних йонів і додають по 3-4 краплі реактиву.

 

3.2.1. Дія лугів (NaOH і KOH)

Гідроксиди натрію і калію утворюють з усіма катіонами шостої групи осади гідроксидів, які нерозчинні в надлишку реагента. Всі осади добре розчинні в неорганічних кислотах. Білий меркурію гідроксид (Hg(OH)2) досить швидко розкладається з утворенням жовтого меркурію (II) оксиду.

 

3.2.2. Дія карбонатів натрію, калію та амонію

Реагенти утворюють з йонами Ni2+ зелений осад ніколу карбонату, решта йонів осаджуються у вигляді основних солей різного кольору, зокрема (СoOH)2CO3 – червоного, (СuOH)2CO3 – зеленого, (СdOH)2CO3 – білого, HgCO3•3HgO – червоно-бурого.

Всі осади розчиняються в кислотах. Крім того, всі сполуки (крім HgCO3•3HgO) розчиняються також в розчині амонію гідроксиду та надлишку розчину амонію карбонату.

 

3.2.3. Дія калію гексаціаноферату (II) і

калію гексаціаноферату (III)

Калію гексаціаноферат (III) утворює червоно-бурий осад з йонами Co2+ і жовто-бурий осад з йонами Ni2+. Йони Cu2+, Hg2+, Cd2+ з цим реагентом осадів не утворюють.

З калію гексаціанофератом (II) взаємодіють всі катіони (окрім Hg2+), утворюючи зеленуватий осад Co2[Fe(CN)6], жовто-зелений осад Ni2[Fe(CN)6], білий осад Cd2[Fe(CN)6]. Червоно-бурий осад Cu2[Fe(CN)6] забарвлений настільки інтенсивно, що дана реакція використовується для виявлення Cu2+ в присутності всіх інших катіонів. Тільки йони Fe3+ дещо перешкоджають виявленню Cu2+. Більшість осадів нерозчинні в розбавленій хлоридній кислоті, але розчиняються в надлишку амонію гідроксиду.

 

3.2.4. Дія амонію сульфіду

Амонію сульфід в нейтральному і слаболужному середовищі утворює осади - жовтий CdS, чорні СoS, NiS, CuS, HgS. Cвіжоосаджені осади розчинні навіть в ацетатній кислоті. Після недовгого стояння вони переходять у менш розчинну модифікацію і розчиняються лише в нітратній кислоті при нагріванні.

 

3.2.5. Дія сірководню

В середовищі розбавленої НCl і при нагріванні реагент утворює осади сульфідів CuS, HgS, CdS.

 

3.3. Реакції йонів Сo2+

3.3.1. Дія амонію роданіду

Реагент утворює з йонами Со2+ розчинну комплексну сполуку синього кольору. Сполука нестійка у водному середовищі, але стає стійкою при екстракції її пентиловим спиртом, верхній органічний шар при цьому забарвлюється в синій колір (“синє кільце”):

Co(NO3)2 + 4NH4SCN → (NH4)2[Co(SCN)4] + 2NH4NO3.

Реакцію проводять у нейтральному або слабокислому середовищі.

Виконання реакції:

До 0,5-1 см3 розчину солі Сo2+ додають 5-6 крапель розчину NH4SCN в пентиловому спирті (не перемішувати!).

Виявленню Со2+ перешкоджають йони Fe3+, Cu2+, Hg2+. Перешкоджаючий вплив Fe3+ усувають, додаючи до аналізованого розчину сухий натрію флуорид, який зв’язує йони Fe3+ в дуже міцний безбарвний комплекс Na3[FeF6]. Вплив інших йонів усувають, додаючи суху тіосечовину або натрію тіосульфат, які в середовищі розбавленої НСl зв’язують ці катіони в міцні безбарвні комплекси.

 

3.3.2. Дія α-нітрозо-β-нафтолу (реактиву Ільїнського)

(фармакопейна)

Реактив утворює з йонами Со2+ червоний осад, нерозчинний у розведених неорганічних кислотах. Реакцію проводять в середовищі розведеної хлоридної кислоти і при нагріванні.

Co3+ + 3C10H6(NO)OH → [C10H6(NO)O]3Co↓ + 3H+.

Виконання реакції:

Реакцію можна проводити в пробірці або на смужці фільтрувального паперу (крапельний метод).

а) До 0,5 см3 розчину солі Со2+ додають 3-4 краплі НСl і 3-4 краплі свіжоприготованого розчину α-нітрозо-β-нафтолу і нагрівають вміст пробірки.

б) На смужку фільтрувального паперу поміщають одну краплю розчину солі Со2+, 1-2 краплі НСl і 1-2 краплі розчину α-нітрозо-β-нафтолу.

Виявленню Со2+ перешкоджають йони Fe2+, Fe3+, Cu2+, Hg2+, що утворюють забарвлені осади.

3.4. Реакції йонів Ni2+

3.4.1. Дія диметилгліоксиму (реактиву Чугаєва)

Реактив утворює з йонами Ni2+ яскраво-рожевий осад, розчинний у неорганічних кислотах і лугах, слаборозчинний в NH4ОН. Реакцію проводять в слабоаміачному середовищі.

Виконання реакції:

Реакцію можна проводити в пробірці (а) або на смужці фільтрувального паперу (крапельний варіант) (б).

а) До 0,5 см3 розчину солі Ni2+ додають розчин амонію гідроксиду до появи запаху аміаку і 5-6 крапель спиртового розчину диметилгліоксиму (не перемішувати!). У верхній частині пробірки утворюється яскраво-рожевий осад.

б) На смужку фільтрувального паперу поміщають 1 краплю розчину солі Ni2+, 2-3 краплі розчину амонію гідроксиду і 2-3 краплі розчину диметилгліоксиму.

 

3.4.2. Дія амонію гідроксиду

Реагент, взятий у надлишку, утворює з йонами Ni2+ розчинну комплексну сполуку - нітрат гексааміннікелю (II), забарвлену в яскраво-синій колір.

Виконання реакції:

До 0,5 см3 розчину солі Ni2+ додають краплями розчин амонію гідроксиду до розчинення утвореного спочатку осаду. Виявленню Ni2+ перешкоджають йони Сu2+, який в цих умовах утворює комплексну сполуку також яскраво-синього кольору. В присутності йонів Со2+ синє забарвлення нікелю аміакату набуває зеленуватого відтінку. У присутності катіонів, що утворюють з NH4OH нерозчинні гідроксиди або розчинні комплекси, необхідно при проведенні досліду додати великий надлишок амонію гідроксиду і дати осаду, що утворився, час відстоятись.

 

3.5. Реакції йонів Cu2+

3.5.1. Дія калію гексаціаноферату (II)

Реагент утворює з йонами Сu2+ червоно-бурий осад, нерозчинний в розбавлених неорганічних кислотах, але розчинний в надлишку NH4OH.

2Cu(NO3)2 + K4[Fe(CN)6] → Cu2[Fe(CN)6]↓ + 4KNO3,

Cu2[Fe(CN)6] + 8NH4OH → 2[Cu(NH3)4]2+ + [Fe(CN)6]4- +8H2O.

Реакцію проводять в нейтральному або слабокислому середовищі.

Виконання реакції:

На скляну пластинку поміщають 1 краплю розчину солі Сu2+ і додають 5-6 крапель розчину калію гексаціаноферату (II). Виявленню йонів Сu2+ перешкоджають йони Fe3+ та лужне середовище.

 

3.5.2. Дія амонію гідроксиду

(фармакопейна)

Реагент, взятий у надлишку, утворює з йонами Сu2+ розчинну комплексну сполуку, забарвлену в яскраво-синійколір.

Cu(NO3)2 + 4NH4OH → [Cu(NH3)4](NO3)2 + 4H2O

Виконання реакції:

До 0,5 см3 розчину солі Сu2+ додають краплями розчин амонію гідроксиду до розчинення утвореного спочатку осаду. Виявленню Сu2+ перешкоджають йони Ni2+. В присутності йонів Со2+ синє забарвлення комплексної солі Купруму набуває зеленуватого відтінку. У присутності катіонів, що утворюють з NH4OH нерозчинні гідроксиди або розчинні комплекси, необхідно при виявленні Сu2+ додати великий надлишок амонію гідроксиду і дати осаду, що виділився, час відстоятися.

 

3.5.3. Дія калію йодиду

Реагент, вступаючи в реакцію з йонами Сu2+, виділяє вільний йод, який екстрагують органічними розчинниками - хлороформом (фіолетовий колір), бензолом (коричневий колір).

2Сu(NO3)2 + 4KI → Cu2I2 + I2 + 4KNO3

Виконання реакції:

До 0,5 см3 розчину солі Сu2+ додати 1 см3 бензолу (хлороформу, бутанолу) і 5-6 крапель розчину КI. Вміст пробірки струсити.

 

3.6. Реакції йонів Hg2+

3.6.1. Дія металічної міді

Металічна мідь відновлює йони Hg2+ до металічної ртуті. Ртуть, що виділяється, утворює на поверхні мідної пластинки блискучу амальгаму. Реакцію проводять в середовищі розбавленої нітратної кислоти.

Hg2+ + Cu → Cu2+ + Hg.

Виконання реакції:

На мідну пластинку поміщають 1-2 краплі розчину солі Hg2+. Через 1-2 хвилини пластинку промивають проточною водою і насухо витирають фільтрувальним папером. В присутності солей Hg2+ утворюється блискуча пляма.

 

3.6.2. Дія стануму (II) хлориду

Реагент відновлює йони Hg2+ до Hg0, який в дрібнодисперсному стані має чорний колір. Реакцію виконують в слабокислому середовищі

SnCl2 + HgCl2 → Hg↓ + SnCl4

Виконання реакції:

До 0,5 см3 розчину солі Hg2+ додають краплями розчин SnCl2 до утворення чорного осаду. Йони металів, які відновлюються SnCl2 до вільних металів, перешкоджають виявленню Hg2+.

 

3.6.3. Дія калію йодиду (фармакопейна)

Реагент утворює з йонами Нg2+ червоно-оранжевий осад меркурію (II) йодиду, який нерозчинний у розбавлених кислотах, але розчинний в надлишку КI з утворенням безбарвної комплексної сполуки K2[HgI4].

Hg(NO3)2 + 2KI → HgI2↓ + 2KNO3