6. Реакция сухим путем.

Кусочек фильтровальной бу­маги, смоченной раствором со­ли цинка и раствором нитрата кобальта (II), при сжигании дает золу, окрашенную в зеле­ный цвет цинкатом кобальта (зелень Ринмана). При этом происходит реакция:

Zn(N0₃)₂ + Co(N0₃)₂= CoZn0₂ + 4N0₂ + 0₂

Проведению реакции мешают ионы А1³⁺ и Сг³⁺.

Выполнение реак­ции. Небольшой кусочек фильтровальной бумаги смо­чить 1—2 каплями соли цинка. Затем смачивают бу­мажку одной каплей разбавленного раствора Со(N0₃)₂. Дают бумажке высохнуть и сжигают ее в маленькой фарфоровой чашке. Наблюдают цвет полученной золы.

46. Катионы V аналитической группы. Общая характеристика, Биологическая роль. Действие группового реактива. Частные реакции катиона Fe³⁺+. Выполнение реакций.

К пятой аналитической группе катионов относятся ионы Fе²⁺, Fе³⁺, Мn²⁺ и Мg²⁺. Ионы Fе²⁺, Ре³⁺ и Мn²⁺ яв­ляются катионами p-элементов, ион Мg²⁺ — катион 8-эле­мента. Ионы Мn²⁺ и Мg²⁺ - бесцветные, ионы Ре²⁺ - блед­но-зеленые, а ионы Fе³⁺ - желтые.

Нитраты, хлориды, сульфаты и ацетаты катионов пя­той группы хорошо растворимы в воде. При нагревании ацетата железа (III) происходит гидролиз, который сопро­вождается образованием основных солей. Соли других ка­тионов этой же группы также подвергаются гидролизу и имеют кислую реакцию среды.

Карбонаты катионов Fе²⁺, Fе³⁺, Мп²⁺ и Мg²⁺ не растворяются в воде. Из-за гидролиза они переходят в гидроксиды, если растворимость гидроксидов меньше растворимости карбонатов.

Фосфаты катионов пятой группы менее растворимы в воде, чем их гидрофосфаты. Это приводит к тому, что при взаимодействии солей катионов пятой группы с гидрофос­фатом натрия выпадают не гидрофосфаты, а фосфаты. Фосфаты катионов Fе²⁺ , Мn²⁺ растворяются в уксусной и минеральных кислотах, а фосфат катиона Ре³⁺ растворяется лишь в минеральных кислотах.

Среди катионов пятой группы ионы железа и марганца имеют переменную степень окисления, а ионы магния — постоянную. Для ионов железа и марганца характерны окислительно-восстановительные реакции. Наибольшую окислительиую способность соединения марганца проявляют в кислой среде.

Катионы Fе²⁺, Fе³⁺ и Мn²⁺ легко образуют комплексные соединения. Например, катионы железа Fе³⁺ образуют фторидные и оксалатные комплексы [FеР₆]^3-, [Fе(С₂0₄)₃]^3-. Это свойство используется для маскировки ионов Fе³⁺ при анализе катионов нескольких групп.

Групповым реагентом на катионы пятой аналитической группы является гидроксид натрия. При действии гидрокси­да натрия все катионы пятой группы образуют нераствори­мые в воде гидроксиды. Гидроксиды катионов пятой группы не растворяются в избытке щелочи и в растворе аммиака в отличие от гидроксидов катионов четвертой и шестой групп.При действии раствора щелочи на соли катионов желе­за Fе²⁺ и марганца Мn²⁺ образуются сначала гидроксиды Fе(ОН)₂ - бледно-зеленого цвета и Мn(ОН)₂ - белого цве­тf. На воздухе эти гидроксиды окисляются кислородом и осадки становятся бурыми.

При взаимодействии едких щелочей с солями Fе³⁺ выпадает бурый студенистый осадок Fе(ОН)₃, а с солями марганца н белый аморфный осадок Мg(ОН)₂:

Осадок гидроксида магния Мg(ОН)₂ хорошо растворяется в кислотах и растворах амонийных солей:

Многие свежеосажденные гидроксиды и сульфиды катионов пятой группы часто получаются в коллоидном состоянии.

Реакции катиона железа (III) Fe³⁺

1. Едкие щелочи и аммиак выделяют бурый студе­нистый осадок гидроксида железа (III):

FeCl₃ + ЗКОН = Fe(OH)₃ + ЗКС1

Fe³+ + ЗОН = Fe(OH)₃

Гидроксид железа (III) растворяется в кислотах, ноне растворяется в избытке щелочей.

Выполнение реакции. К 2 каплям раствора хлорида железа (III) добавляют 2 капли раствора ще­лочи.

2. Роданид калия KSCN дает с раствором соли же- леза~ХП1) в слабокислой среде кроваво-красное окра­шивание вследствие образования железороданистых комплексов. Реакция применяется для качественного и количественного определения Fe (III), упрощенное уравнение:

FeCI₃ + 3KSCN Fe(SCN)₃ + ЗКСl

Fe³⁺ + 3SCN^-=Fe(SCN)₃

Реакция обратима, поэтому для повышения ее чувствительности реактив должен быть взят в избытке.

Выполнение реакции. В пробирку помещают 1 каплю раствора хлорида железа (III) и 2 капли раствора роданида калия.

3. Гексацианоферрат калия (II) K₄[Fe(CN)₆] (желтая кровяная соль) осаждает из нейтральных или кислых растворов солей железа (III) берлинскую лазурь— осадок интенсивного синего цвета:

4FeCl₃ + 3K₄[Fe(CN)₆] t= Fe₄[Fe(CN)₆]₃| + 12KC1

4Fe³⁺ + 3[Fe(CN)₆]^4-+ Fe₄[Fe(CN)₆]₃

В кислотах осадок заметно не растворяется, щелочи его разлагают. Реакция очень чувствительна и поэтому обычно применяется для определения иона Fe3+ в анализируемых растворах.

Выполнение реакции. К 2 каплям раствора хлорида железа (III) добавляют 1 каплю раствора желтой кровяной соли.

4. Сульфид аммония (NH₄)₂S, прибавленный к раст-вору соли железа (III), дает черный осадок сульфида железа (III):

2FeCl₃ + 3(NH₄)₂S = Fe₂S₃ + 6NH₄C1

2Fe³⁺ + 3S^2- = Fe₂S₃

Этот осадок растворяется в кислотах.

Выполнение реакции. В пробирку помещают 2 капли раствора хлорида железа FeCl₃, затем 2 капли раствора сульфида аммония.

5. Иодид калия или натрия окисляется солями, железа (III) в кислой среде до свободного иода:

2FeCl₃ + 2KI =± 2FeCl₂ + 2КС1 + I₂

Выполнение реакции. На фильтровальную бумагу наносят последовательно по одной капле растворов FeCl3, НС1 и KI. Наблюдают появление бурого пятна. При добавлении 1 капли крахмала пятно становится темно-синим.

6. Ацетат натрия CH₃COONa образует с ионами Fe³⁺ ацетат железа (III) Fe(CH₃COO)₃ красно-бурого цвета. При нагревании усиливается гидролиз этой соли и выпадает бурый осадок основной соли:

FeCl₃ + 3CH₃COONa = Fe(CH₃COO)₃ + 3NaCl

Fe(CH₃COO)₃ + 2H₂0 = Fe(OH)₂CH₃COO+ 2CH₃COOH

Выполнение реакции. К 3—4 каплям FeCl₃ добавляют 8 капель СНзСОONа. Наблюдают изменение цвета раствора. Добавляют 1—1,5 мл горячей воды, на­гревают и наблюдают выпадение красно-бурого осадка.

47. Катионы V аналитической группы. Общая характеристика, Биологическая роль. Действие группового реактива. Частные реакции катиона Fe²⁺+. Выполнение реакций.

К пятой аналитической группе катионов относятся ионы Fе²⁺, Fе³⁺, Мn²⁺ и Мg²⁺. Ионы Fе²⁺, Ре³⁺ и Мn²⁺ яв­ляются катионами p-элементов, ион Мg²⁺ — катион 8-эле­мента. Ионы Мn²⁺ и Мg²⁺ - бесцветные, ионы Ре²⁺ - блед­но-зеленые, а ионы Fе³⁺ - желтые.

Нитраты, хлориды, сульфаты и ацетаты катионов пя­той группы хорошо растворимы в воде. При нагревании ацетата железа (III) происходит гидролиз, который сопро­вождается образованием основных солей. Соли других ка­тионов этой же группы также подвергаются гидролизу и имеют кислую реакцию среды.

Карбонаты катионов Fе²⁺, Fе³⁺, Мп²⁺ и Мg²⁺ не растворяются в воде. Из-за гидролиза они переходят в гидроксиды, если растворимость гидроксидов меньше растворимости карбонатов.

Фосфаты катионов пятой группы менее растворимы в воде, чем их гидрофосфаты. Это приводит к тому, что при взаимодействии солей катионов пятой группы с гидрофос­фатом натрия выпадают не гидрофосфаты, а фосфаты. Фосфаты катионов Fе²⁺ , Мn²⁺ растворяются в уксусной и минеральных кислотах, а фосфат катиона Ре³⁺ растворяется лишь в минеральных кислотах.

Среди катионов пятой группы ионы железа и марганца имеют переменную степень окисления, а ионы магния — постоянную. Для ионов железа и марганца характерны окислительно-восстановительные реакции. Наибольшую окислительиую способность соединения марганца проявляют в кислой среде.

Катионы Fе²⁺, Fе³⁺ и Мn²⁺ легко образуют комплексные соединения. Например, катионы железа Fе³⁺ образуют фторидные и оксалатные комплексы [FеР₆]^3-, [Fе(С₂0₄)₃]^3-. Это свойство используется для маскировки ионов Fе³⁺ при анализе катионов нескольких групп.

Групповым реагентом на катионы пятой аналитической группы является гидроксид натрия. При действии гидрокси­да натрия все катионы пятой группы образуют нераствори­мые в воде гидроксиды. Гидроксиды катионов пятой группы не растворяются в избытке щелочи и в растворе аммиака в отличие от гидроксидов катионов четвертой и шестой групп.При действии раствора щелочи на соли катионов желе­за Fе²⁺ и марганца Мn²⁺ образуются сначала гидроксиды Fе(ОН)₂ - бледно-зеленого цвета и Мn(ОН)₂ - белого цве­тf. На воздухе эти гидроксиды окисляются кислородом и осадки становятся бурыми. При взаимодействии едких щелочей с солями Fе³⁺ выпадает бурый студенистый осадок Fе(ОН)₃, а с солями марганца н белый аморфный осадок Мg(ОН)₂:Осадок гидроксида магния Мg(ОН)₂ хорошо растворяется в кислотах и растворах амонийных солей: Многие свежеосажденные гидроксиды и сульфиды катионов пятой группы часто получаются в коллоидном состоянии.

Реакции катиона железа(П) Fe²⁺

L Едкие щелочи количественно осаждают гидроксид железа (II) бледно-зеленого цвета:

FeS0₄ + 2КОН = Fe(OH)| + K₂S0₄

Fe²⁺ + 20H^- = Fe(OH)₂

Осадок на воздухе быстро буреет вследствие окисления до гидроксида железа (Ш):

4Fe(OH)₂ + 0₂ + 2Н₂0 => 4Fe(OH)₃

Выполнение реакции. К 2 каплям раствора сульфата железа (II) прибавляют 2 капли раствора щелочи. Наблюдают изменение окраски при стоянии.

2. Аммиак осаждает бледно-зеленый осадок гид­роксида железа (II):

FeS0₄ + 2NH₃ + 2Н₂0 ↔ Fe(OH)₂ + (NH₄)₂S0₄

Осаждение неполное. В присутствии достаточного ко­личества аммонийных солей осаждения не происходит. Однако при стоянии образуется быстро увеличиваю­щаяся муть, так как Fe(OH)₂ окисляется кислородом воздуха.

Выполнение реакции. К 3 каплям раствора сульфата железа (II) добавляют по каплям концентри­рованный раствор аммиака. При встряхивании наблю­дают увеличение осадка и изменение его цвета.

3. Гексацианоферрат (III) калия (красная кровяная соль) Кз[Ее(СN)₆] выделяет темно-синий осадок турнбулевой сини: '

3FeS0₄ + 2K₃[Fe(CN)₆] = Fe₃[Fe(CN)₆]₂ + 3K₂S0₄

3Fe²⁺ + 2[Fe(CN)₆]^3- = Fe₃[Fe(CN)₆]₂

Осадок практически нерастворим в кислотах, но разла­гается щелочами. Это самая чувствительная реакция на соли железа (II). Для подавления гидролиза солей же­леза реакцию проводят в кислой среде. Избытка реак­тива следует избегать, так как его желтая окраска придает осадку зеленоватый оттенок. Реакция является фармакопейной.

Выполнение реакции. 2 капли раствора сульфата железа (II) подкисляют 1 каплей разбавлен­ной серной кислоты и добавляют 1 каплю раствора красной кровяной соли.

4. Сульфид аммония (NH₄)₂S количественно осажда­ет железо (II) в виде сульфида железа (II) черного цвета:

FeS0₄ + (NH₄)₂S = FeS + (NH₄)₂S0₄

Fe²⁺+S^2-=FeS

Осадок растворяется в кислотах. Реакция является фармакопейной.

Выполнение реакции. В пробирку помеща­ют 2 капли раствора сульфата железа (II) и 2 капли раствора сульфида аммония.

_ 5. Перманганат калия КМп0₄ и другие окислите­ли окисляют ионы Fe²⁺ в Fe³⁺. Реакция идет по урав­нению:

10FeSO₄ + 2КMn0₄ + 8H₂S0₄ = 2MnS0₄ + K₂S0₄ + 5Fe₂(S0₄)₃ + 8H₂0

Выполнение реакции. К З каплям раствора FeS0₄ добавляют 2 капли H₂S0₄ (1:8) и 2—3 капли 0,1 н. раствора КМп0₄ и перемешивают. Наблюдают обесцвечивание раствора перманганата калия. Образо­вавшиеся ионы Fe³⁺ можно обнаружить при помощи роданида калия

48. Катионы V аналитической группы. Общая характеристика, Биологическая роль. Действие группового реактива. Частные реакции катиона Mn²⁺+. Выполнение реакций.

К пятой аналитической группе катионов относятся ионы Fе²⁺, Fе³⁺, Мn²⁺ и Мg²⁺. Ионы Fе²⁺, Ре³⁺ и Мn²⁺ яв­ляются катионами p-элементов, ион Мg²⁺ — катион 8-эле­мента. Ионы Мn²⁺ и Мg²⁺ - бесцветные, ионы Ре²⁺ - блед­но-зеленые, а ионы Fе³⁺ - желтые.

Нитраты, хлориды, сульфаты и ацетаты катионов пя­той группы хорошо растворимы в воде. При нагревании ацетата железа (III) происходит гидролиз, который сопро­вождается образованием основных солей. Соли других ка­тионов этой же группы также подвергаются гидролизу и имеют кислую реакцию среды.

Карбонаты катионов Fе²⁺, Fе³⁺, Мп²⁺ и Мg²⁺ не растворяются в воде. Из-за гидролиза они переходят в гидроксиды, если растворимость гидроксидов меньше растворимости карбонатов.

Фосфаты катионов пятой группы менее растворимы в воде, чем их гидрофосфаты. Это приводит к тому, что при взаимодействии солей катионов пятой группы с гидрофос­фатом натрия выпадают не гидрофосфаты, а фосфаты. Фосфаты катионов Fе²⁺ , Мn²⁺ растворяются в уксусной и минеральных кислотах, а фосфат катиона Ре³⁺ растворяется лишь в минеральных кислотах.

Среди катионов пятой группы ионы железа и марганца имеют переменную степень окисления, а ионы магния — постоянную. Для ионов железа и марганца характерны окислительно-восстановительные реакции. Наибольшую окислительиую способность соединения марганца проявляют в кислой среде.

Катионы Fе²⁺, Fе³⁺ и Мn²⁺ легко образуют комплексные соединения. Например, катионы железа Fе³⁺ образуют фторидные и оксалатные комплексы [FеР₆]^3-, [Fе(С₂0₄)₃]^3-. Это свойство используется для маскировки ионов Fе³⁺ при анализе катионов нескольких групп.

Групповым реагентом на катионы пятой аналитической группы является гидроксид натрия. При действии гидрокси­да натрия все катионы пятой группы образуют нераствори­мые в воде гидроксиды. Гидроксиды катионов пятой группы не растворяются в избытке щелочи и в растворе аммиака в отличие от гидроксидов катионов четвертой и шестой групп.При действии раствора щелочи на соли катионов желе­за Fе²⁺ и марганца Мn²⁺ образуются сначала гидроксиды Fе(ОН)₂ - бледно-зеленого цвета и Мn(ОН)₂ - белого цве­тf. На воздухе эти гидроксиды окисляются кислородом и осадки становятся бурыми. При взаимодействии едких щелочей с солями Fе³⁺ выпадает бурый студенистый осадок Fе(ОН)₃, а с солями марганца н белый аморфный осадок Мg(ОН)₂.Осадок гидроксида магния Мg(ОН)₂ хорошо растворяется в кислотах и растворах амонийных солей. Многие свежеосажденные гидроксиды и сульфиды катионов пятой группы часто получаются в коллоидном состоянии.

Реакции катиона марганца (II) Мп²+

1.Едкие щелочи с солями марганца (II) дают белый -осадок гидроксида марганца (II):

MnS0₄ + 2 КОН =1 Мn(ОН)₂ + K₂S0₄

Мn²⁺ + 20Н^-= Мn(ОН)₂

Осадок быстро буреет на воздухе вследствие окисления кислородом воздуха до соединения Mn (IV).

Выполнение реакции. К 2 каплям раствора соли марганца добавляют 2 капли раствора щелочи. Наблюдают изменение окраски осадка при стоянии.

2. Пероксид (перекись) водорода Н₂0₂ в присутст­вии щелочей окисляет соли марганца (II) до темно-бу­рого соединения марганца (IV) МnО(ОН)₂:

MnS0₄ + Н₂0₂ + 2NaOH = МпО(ОН)₂ + Na₂S0₄ + Н₂0

Мп²⁺ + Н₂0₂ + 2ОН^- = MnO(OH)₂ + Н₂0

Бромная вода оказывает такое же действие. В отличие от Мп(ОН)₂ осадок МпО(ОН)₂ не растворяется в раз­бавленной серной кислоте.

Выполнение реакции. К 2 каплям раствора соли марганца добавляют 4 капли раствора щелочи и 2 капли раствора Н₂0₂.

2. Диоксид свинца РЬ0₂ в присутствии концентри­рованной азотной кислоты при нагревании окисляет Mn (II) до МпО₄^- с образованием марганцевой кисло­ты малинового цвета:

2MnS0₄ + 5РbO₂ + 6HN0₃ == 2НМп0₄ + 2PbS0₄ + 3Pb(N0₃)₂ +2Н,0

2Мп²⁺ + 5РЬ0₂ + 4Н+ = 2Мп0₄^- + 5РЬ²⁺ + 2Н₂0

Эта реакция дает отрицательный результат в присутст­вии восстановителей, например хлороводородной кисло­ты и ее солей, так как они взаимодействуют с диокси­дом свинца, а также с образовавшейся марганцевой кислотой. При больших количествах марганца эта ре­акция не удается, так как избыток ионов Мп²+ восста­навливает образующуюся марганцевую кислоту НМп0₄ до МпО(ОН)₂ и вместо малиновой окраски появляется бурый осадок. Вместо диоксида свинца для окисления Мп²+ в Мп0₄^_ могут быть использованы другие окис­лители, например персульфат аммония (NH₄)₂S₂O₈ в присутствии катализатора — ионов Ag⁺ или висмутата натрия NaBi0₃:

2MnS0₄ + 5NaBi0₃ + 16HN0₃ =

= 2HMn0₄ + 5Bi(N0₃)₃ + NaN0₃ + 2Na₂S0₄ + 7H₂0

Выполнение реакции. В пробирку вносят стеклянным шпателем немного РЬ0₂, а затем 5 капель концентрированной азотной кислоты HN0₃ и нагрева­ют смесь на кипящей водяной бане. В нагретую смесь добавляют 1 каплю раствора сульфата марганца (II) MnS0₄ и снова нагревают 10—15 мин, встряхивая вре­мя от времени содержимое пробирки. Дают избытку диоксида свинца осесть и наблюдают малиновую окрас­ку образовавшейся марганцевой кислоты.

При окислении висмутатом натрия реакцию прово­дят следующим образом. В пробирку помещают 1—2 капли раствора сульфата марганца (II) и 4 капли 6 н. HN0₃, добавляют несколько крупинок висмутата нат­рия и встряхивают. Наблюдают появление малиновой окраски раствора.

2. Сульфид аммония (NH₄)₂S осаждает из раствора, солей марганца сульфид марганца (II), окрашенный в телесный цвет:

MnS0₄ + (NH₄)₂S = MnS + (NH₄)₂S0₄

Mn²⁺ + S^2- = MnS .

Осадок легко растворяется в разбавленных минераль­ных кислотах и даже в уксусной кислоте.

Выполнение реакции. В пробирку помеща­ют 2 капли раствора соли марганца (II) и добавляют- 2 капли раствора сульфида аммония.

49. Катионы V аналитической группы. Общая характеристика, Биологическая роль. Действие группового реактива. Частные реакции катиона Mg²⁺+. Выполнение реакций.

К пятой аналитической группе катионов относятся ионы Fе²⁺, Fе³⁺, Мn²⁺ и Мg²⁺. Ионы Fе²⁺, Ре³⁺ и Мn²⁺ яв­ляются катионами p-элементов, ион Мg²⁺ — катион 8-эле­мента. Ионы Мn²⁺ и Мg²⁺ - бесцветные, ионы Ре²⁺ - блед­но-зеленые, а ионы Fе³⁺ - желтые.

Нитраты, хлориды, сульфаты и ацетаты катионов пя­той группы хорошо растворимы в воде. При нагревании ацетата железа (III) происходит гидролиз, который сопро­вождается образованием основных солей. Соли других ка­тионов этой же группы также подвергаются гидролизу и имеют кислую реакцию среды.

Карбонаты катионов Fе²⁺, Fе³⁺, Мп²⁺ и Мg²⁺ не растворяются в воде. Из-за гидролиза они переходят в гидроксиды, если растворимость гидроксидов меньше растворимости карбонатов.

Фосфаты катионов пятой группы менее растворимы в воде, чем их гидрофосфаты. Это приводит к тому, что при взаимодействии солей катионов пятой группы с гидрофос­фатом натрия выпадают не гидрофосфаты, а фосфаты. Фосфаты катионов Fе²⁺ , Мn²⁺ растворяются в уксусной и минеральных кислотах, а фосфат катиона Ре³⁺ растворяется лишь в минеральных кислотах.

Среди катионов пятой группы ионы железа и марганца имеют переменную степень окисления, а ионы магния — постоянную. Для ионов железа и марганца характерны окислительно-восстановительные реакции. Наибольшую окислительиую способность соединения марганца проявляют в кислой среде.

Катионы Fе²⁺, Fе³⁺ и Мn²⁺ легко образуют комплексные соединения. Например, катионы железа Fе³⁺ образуют фторидные и оксалатные комплексы [FеР₆]^3-, [Fе(С₂0₄)₃]^3-. Это свойство используется для маскировки ионов Fе³⁺ при анализе катионов нескольких групп.

Групповым реагентом на катионы пятой аналитической группы является гидроксид натрия. При действии гидрокси­да натрия все катионы пятой группы образуют нераствори­мые в воде гидроксиды. Гидроксиды катионов пятой группы не растворяются в избытке щелочи и в растворе аммиака в отличие от гидроксидов катионов четвертой и шестой групп.При действии раствора щелочи на соли катионов желе­за Fе²⁺ и марганца Мn²⁺ образуются сначала гидроксиды Fе(ОН)₂ - бледно-зеленого цвета и Мn(ОН)₂ - белого цве­тf. На воздухе эти гидроксиды окисляются кислородом и осадки становятся бурыми.

При взаимодействии едких щелочей с солями Fе³⁺ выпадает бурый студенистый осадок Fе(ОН)₃, а с солями марганца н белый аморфный осадок Мg(ОН)₂:

Осадок гидроксида магния Мg(ОН)₂ хорошо растворяется в кислотах и растворах амонийных солей:

Многие свежеосажденные гидроксиды и сульфиды катионов пятой группы часто получаются в коллоидном состоянии.

Реакции катиона магния Mg²+

1. Сильные основания, такие как гидроксиды натрия, калия и бария, осаждают белый студенистый осадок гидроксида магния:

MgCl₂ + 2КОН = Mg(OH)₂ + 2КС1

Mg²⁺+ 20Н^- = Mg(OH)₂.

В присутствии аммонийных солей осаждение не мо­жет быть полным. При высокой концентрации солей аммония осадок Mg(OH)₂ может совсем не образовать­ся, так как Mg(OH)₂ растворяется в избытке аммо­нийных солей:

Mg(OH)₂ + 2NH₄C1 = MgCl₂ + 2NH₄OH

Выполнение реакции. К 2 каплям раствора соли магния добавляют 2 капли раствора щелочи.

2. Гидрофосфат натрия Na₂HP0₄ является характер­ный реактивом на ион магния. В растворах, содержа­щих хлорид аммония, в присутствии аммиака образу­ется белый кристаллический осадок аммоний-магний- фосфата:

MgCl₂ + Na₂HP0₄ + NH₄OH = MgNH₄P0₄ + 2NaCl + H₂0

Mg²⁺ + P0₄^3~ + NH₄⁺ = MgNH₄P0₄.

Эта реакция — важнейшая качественная реакция на ион Mg²+ — является фармакопейной. Реакцию нельзя про­водить в присутствии остальных катионов пятой груп­пы.

Выполнение реакции. В пробирку помеща­ют 2 капли раствора хлорида магния, 2 капли аммиака и раствора хлорида аммония, до полного растворения осадка Mg(OH)₂. Затем к полученному раствору до­бавляют 1—2 капли раствора гидрофосфата натрия.

Гидрофосфат натрия явля­ется хорошим реактивом для микрокристалл о с к о- пической реакции. На предметное стекло ио^сщак по одной капле растворов соли м а гния-—а4цша.кя и jMOp и да аммония. _ч Смешивают 'эти­ка ил и. Рядом с этой смесью помещают 1 каплю раствора Na₂HP0₄ и соединяют их стеклянной палочкой, потирая по стеклу. Смесь слегка подсушивают над огнем и охлаждают. Выпавшие кри­сталлы рассматривают под микроскопом (рис. 23).

3. 8-Оксихинолин HC₉H₆NO образует с солями маг­ния зеленовато-желтый кристаллический осадок окси- хинолята магния:

2HC₉H₆NO + MgCl₂ = Mg(C₉H_eNO)₂ + 2НС1

Реакцию проводят в аммиачной среде.

Выполнение реакций. К 2 каплям раствора соли магния прибавляют 1 каплю раствора хлорида аммония, 2 капли 5% спиртового раствора 8-оксихинолина и 2 капли раствора аммиака.

50. Катионы VI аналитической группы. Общая характеристика, Биологическая роль. Действие группового реактива. Частные реакции катиона Cu²⁺+. Выполнение реакций.

К шестой аналитической группе катионов относятся ионы Сu²⁺, Нg²⁺ и Сd²⁺. Все они являются катионами d-элементов. В воде растворяются нитраты, нитриты, хло­риды, сульфаты и ацетаты этих катионов. Растворы солей меди (II) окрашены в голубой цвет, растворы солей рту­ти (II) и кадмия (II) - бесцветны.

Едкие щелочи осаждают катионы Сu²⁺, g§²⁺ и Сd²⁺ в виде гидроксидов. Гидроксиды Сu(ОН)₂ и Нg(ОН)₂ легко отщепляют воду и переходят в оксиды.

В водных растворах соли катионов шестой группы под­вергаются гидролизу.

Катионы меди и ртути имеют степени окисления + 1 и +2, поэтому они участвуют в окислительно-восстанови­тельных реакциях. Переменная степень окисления этих ионов используется для их обнаружения. Например, ка­тионы Сu²⁺ открывают восстановлением до катиона Сu⁺ действием йодида калия.

Как указывалось ранее, d-элементы склонны к ком- плексообразованию. Групповым реагентом для катионов шестой группы является раствор аммиака.

Аммиак образует с раствором соли двухвалентной рту­ти белый осадок амидохлорида ртути (II), растворимого в избытке реактива с образованием комплексного бесцвет­ного соединения хлорида тетраамин ртути (II):

НgС1₂ + 2NН₄ОН = НgNН₂Сl + 2Н₂0 + NH₄С1;

НgN₂С1 + 2NН₄ОН + NН₄С1 = [Hg(NН₃)₄]С1₂ + 2Н₂0.

Аммиак в небольших количествах образует с ионами меди Сu²⁺ зеленовато-голубой осадок основной соли, кото­рый легко растворяется в избытке аммиака. Раствор при этом окрашивается в интенсивный темно-синий цвет, вы­зываемый образованием иона [Сu(NH₃)₄]²⁺ :

2Сu²⁺ + S0₄~ + 2NН₄ОН = Сu₂(0Н)₂S0₄1 + 2NН₄⁺;

Сu₂(0Н)₂S0₄ + 2 NH ₄ +6NH₃ = 2[Сu(NН₃)₄]²⁺ + S0₄ + 2Н₂0.

Реакция является наиболее характерной для иона Сu²⁺ и чаще всего применяется для его обнаружения.

При взаимодействии раствора аммиака с солями кад­мия вначале образуется белый осадок гидроксида кадмия Сd(ОН)₂, который легко растворяется в избытке аммиака - образуется бесцветный комплексный ион [Сd(NН₃)₄]²⁺:

Сd(ОН)₂ + 2NH₄ 0Н = [Сd(NНз)₄]²⁺ + 20Н- + 4Н₂0.

Биологическая роль

Медь. В организме взрослого человека содержится около 100 мг меди. Ионы меди по сравнению с ионамц других металлов активнее реагируют с аминокислотами и белками, поэтому медь образует с биологически актив­ными веществами наиболее устойчивые комплексы (так называемые клешневидные или хелатные). Предпола­гают, что в ходе эволюции, когда природа создавала стему переноса кислорода, у нее был выбор между желе­зом и медью. По-видимому, первоначально у большин­ства животных пигментом крови служил медьсодержа­щий белок - гемоцианин, но позднее преимущество по­лучил гемоглобин. Гемоцианины обнаруживаются толь­ко в плазме, в то время как гемоглобины расположены внутри красных кровяных клеток (эритроцитов), благо­даря чему могут переносить гораздо большие количест­ва кислорода. Понятно, что высшие животные с их воз­росшей потребностью в кислороде должны были пере­ключиться на гемоглобин, тогда как моллюски и члени­стоногие сохранили гемоцианин, вполне отвечающий их потребностям.

Главная функция меди у высших организмов - катали­тическая. В настоящее время известен целый ряд медьсо­держащих ферментов (церулоплазмин, тирозиназа, ци- тохромоксидаза).

Из соединений меди в медицине находит применение сульфат меди Си80₄ • 5Н₂0 как антисептическое и вяжущее средство для наружного применения (раствор для смазыва­ния ожоговой поверхности кожи, глазные капли и т.д.).

Кадмий. Биологическая роль кадмия изучена крайне мало. Физиологическая роль кадмия в животном организ­ме связана с его влиянием на активность некоторых фер­ментов и гормонов и зависит главным образом от связыва­ния кадмием сульфгидрильных (-8Н) групп, входящих в состав белков, ферментов и других биологически актив­ных веществ.

Соединения кадмия обладают высокой токсичностью. Наиболее распространенным в промышленности и важ­ным, с точки зрения гигиены труда, является оксид кадмия СсЮ. В производстве он образуется при выплавке цинка, применяется для изготовления щелочных аккумуляторов и получения сульфида кадмия (желтая краска).

В Японии широко распространено костное заболевание «итай-итай» - результат загрязнения кадмием воды на рисовых полях при обработке их фунгицидами. Болезнь выражается в сильной хрупкости костей.

Ввиду высокой токсичности препараты кадмия в меди­цине не применяются.

Биологическая роль ртути и применение ее соединений в медицине описаны ранее.

Реакции катиона меди (II) Сu²⁺

1. Едкие щелочи из раствора солей меди (II) выде­ляют на холоду голубой осадок гидроксида меди (II):

CuS0₄ + 2 КОН = Cu(OH)₂ + K₂S0₄

Cu²⁺+ 20H^- = Cu(OH)₂

Осадок растворим при действии концентрированного раствора аммиака:

Cu(0H)₂ + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄] (ОН)₂

Выполнение реакции. К 2 каплям раствора соли меди (II) добавляют 2 капли раствора щелочи и наблюдают выпадение осадка.

2. Водный раствор аммиака, взятый в избытке, обра­зует с солями меди (II) комплексное соединение синего цвета:

CuS0₄ + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄]S0₄ Cu²⁺ + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄]²⁺

Реакция является наиболее характерной для иона Сu²⁺ и чаще всего применяется для его обнаружения.

Выполнение ре а к ц и и. К 2 каплям раствора соли меди (II) добавляют избыток раствора аммиака.

3. Гексацианоферрат (II) калия K₄[Fe(CN)₆] (жел­тая кровяная соль) выделяет из нейтральных или слабокислых растворов солей меди (II) красно-бурый оса­док гексацианоферрата (II) меди (II):

2CuS0₄ + K₄[Fe(CN)₆] = Cu₂[Fe(CN)₆| + 2K₂S0₄

2Cu²⁺ + [Fe(CN)₆]^4- = Cu₂[Fe(CN)_e].

Осадок не растворяется в разбавленных кислотах, но растворяется в аммиаке.

Выполнение р е а к ц и и. К 2 каплям раствора соли меди добавляют 2 капли раствора желтой кровя­ном соли и наблюдают выпадение осадка.

4. Иодид калия реагирует с солями меди (II) с выделением свободного иода и белого осадка иодида меди (I):

2CuS0₄ + 4KI = 2CuI + I₂ + 2K₂S0₄

Выполнение реакции: К 2 каплям раствора CuSO₄ добавляют 2 капли раствора иодида калия. Наблюдают изменение окраски раствора.

51. Катионы VI аналитической группы. Общая характеристика, Биологическая роль. Действие группового реактива. Частные реакции катиона Hg²⁺+. Выполнение реакций.

К шестой аналитической группе катионов относятся ионы Сu²⁺, Нg²⁺ и Сd²⁺. Все они являются катионами d-элементов. В воде растворяются нитраты, нитриты, хло­риды, сульфаты и ацетаты этих катионов. Растворы солей меди (II) окрашены в голубой цвет, растворы солей рту­ти (II) и кадмия (II) - бесцветны.

Едкие щелочи осаждают катионы Сu²⁺, g§²⁺ и Сd²⁺ в виде гидроксидов. Гидроксиды Сu(ОН)₂ и Нg(ОН)₂ легко отщепляют воду и переходят в оксиды.

В водных растворах соли катионов шестой группы под­вергаются гидролизу.

Катионы меди и ртути имеют степени окисления + 1 и +2, поэтому они участвуют в окислительно-восстанови­тельных реакциях. Переменная степень окисления этих ионов используется для их обнаружения. Например, ка­тионы Сu²⁺ открывают восстановлением до катиона Сu⁺ действием йодида калия.

Как указывалось ранее, d-элементы склонны к ком- плексообразованию. Групповым реагентом для катионов шестой группы является раствор аммиака.

Аммиак образует с раствором соли двухвалентной рту­ти белый осадок амидохлорида ртути (II), растворимого в избытке реактива с образованием комплексного бесцвет­ного соединения хлорида тетраамин ртути (II):

НgС1₂ + 2NН₄ОН = НgNН₂Сl + 2Н₂0 + NH₄С1;

НgN₂С1 + 2NН₄ОН + NН₄С1 = [Hg(NН₃)₄]С1₂ + 2Н₂0.

Аммиак в небольших количествах образует с ионами меди Сu²⁺ зеленовато-голубой осадок основной соли, кото­рый легко растворяется в избытке аммиака. Раствор при этом окрашивается в интенсивный темно-синий цвет, вы­зываемый образованием иона [Сu(NH₃)₄]²⁺ :

2Сu²⁺ + S0₄~ + 2NН₄ОН = Сu₂(0Н)₂S0₄1 + 2NН₄⁺;

Сu₂(0Н)₂S0₄ + 2 NH ₄ +6NH₃ = 2[Сu(NН₃)₄]²⁺ + S0₄ + 2Н₂0.

Реакция является наиболее характерной для иона Сu²⁺ и чаще всего применяется для его обнаружения.

При взаимодействии раствора аммиака с солями кад­мия вначале образуется белый осадок гидроксида кадмия Сd(ОН)₂, который легко растворяется в избытке аммиака - образуется бесцветный комплексный ион [Сd(NН₃)₄]²⁺:

Сd(ОН)₂ + 2NH₄ 0Н = [Сd(NНз)₄]²⁺ + 20Н- + 4Н₂0.

Биологическая роль

Медь. В организме взрослого человека содержится около 100 мг меди. Ионы меди по сравнению с ионамц других металлов активнее реагируют с аминокислотами и белками, поэтому медь образует с биологически актив­ными веществами наиболее устойчивые комплексы (так называемые клешневидные или хелатные). Предпола­гают, что в ходе эволюции, когда природа создавала стему переноса кислорода, у нее был выбор между желе­зом и медью. По-видимому, первоначально у большин­ства животных пигментом крови служил медьсодержа­щий белок - гемоцианин, но позднее преимущество по­лучил гемоглобин. Гемоцианины обнаруживаются толь­ко в плазме, в то время как гемоглобины расположены внутри красных кровяных клеток (эритроцитов), благо­даря чему могут переносить гораздо большие количест­ва кислорода. Понятно, что высшие животные с их воз­росшей потребностью в кислороде должны были пере­ключиться на гемоглобин, тогда как моллюски и члени­стоногие сохранили гемоцианин, вполне отвечающий их потребностям. Главная функция меди у высших организмов - катали­тическая. В настоящее время известен целый ряд медьсо­держащих ферментов (церулоплазмин, тирозиназа, ци- тохромоксидаза). Из соединений меди в медицине находит применение сульфат меди Си80₄ • 5Н₂0 как антисептическое и вяжущее средство для наружного применения (раствор для смазыва­ния ожоговой поверхности кожи, глазные капли и т.д.).

Кадмий. Биологическая роль кадмия изучена крайне мало. Физиологическая роль кадмия в животном организ­ме связана с его влиянием на активность некоторых фер­ментов и гормонов и зависит главным образом от связыва­ния кадмием сульфгидрильных (-8Н) групп, входящих в состав белков, ферментов и других биологически актив­ных веществ.

Соединения кадмия обладают высокой токсичностью. Наиболее распространенным в промышленности и важ­ным, с точки зрения гигиены труда, является оксид кадмия СсЮ. В производстве он образуется при выплавке цинка, применяется для изготовления щелочных аккумуляторов и получения сульфида кадмия (желтая краска).

В Японии широко распространено костное заболевание «итай-итай» - результат загрязнения кадмием воды на рисовых полях при обработке их фунгицидами. Болезнь выражается в сильной хрупкости костей.

Ввиду высокой токсичности препараты кадмия в меди­цине не применяются.

Биологическая роль ртути и применение ее соединений в медицине описаны ранее.

Реакции катиона ртути (II) Hg²⁺

_ 1. Сероводород H₂S и растворимые сульфиды осаж­дают из растворов солей ртути (II) черный осадок суль­фида ртути:

Hg(N0₃)₂ + Na₂S = HgS + 2NaNO₃

Hg²⁺ + S^2- = HgS

Осадок нерастворим в кислотах, даже в концентри­рованной азотной кислоте, а растворим только в «цар­ской водке» (смесь концентрированных HN0₃ и НС1). Реакция является фармакопейной.

Выполнение реакции. В пробирку помещают 2 капли раствора соли ртути (II) и добавляют 2 капли раствора Na₂S.

2. Едкие щелочи осаждают из растворов солей рту­ти (II) желтый осадок оксида ртути:

Hg(NO₃)₂ + 2КОН = HgO + Н₂0 + 2KNO₃

Hg²⁺ + 20Н^- = HgO + H₂0

Осадок легкорастворим в кислотах. Реакция является фармакопейной.

Выполнение реакции. К 2 каплям раствора •соли ртути (II) добавляют 2 капли раствора щелочи.

2. Иодид калия KI с солями ртути (II) дает красный осадок йодида ртути (II):

Hg(N0₃)₂ + 2KI = HgI₂ + 2KNO₃

Hg²⁺+2I^- = HgI₂

Осадок растворяется в избытке реактива с образовани­ем бесцветной комплексной соли:

Hgl₂ + 2KI = K₂[HgI₄]

Реакция часто используется для обнаружения ионов Hg²⁺, хотя ионы Сu²⁺ мешают определению. Реакция фармакопейная.

Выполнение реакции. В пробирку помещают 2 капли раствора нитрата ртути (II) Hg(N03)₂, добав­ляют к нему сначала 2 капли раствора иодида калия, а затем избыток. Наблюдают выпадение и последующее растворение осадка.

2. Хлорид олова (II) SnCI₃ восстанавливает соли ртути (II) до нерастворимого хлорида ртути (I) белого цвета (каломель): j

2HgCl₂ + SnCl₂ = Hg₂Cl₂ + SnCl₄

Если реактив брать в избытке, то происходит дальней­шее восстановление ртути до металлической:

Hg₂Cl₂ + SnCl₂ = 2Hg + SnCl₄

Hg₂Cl₂ + Sn²⁺ = 2Hg + Sn⁴⁺ + 2Сl^-

Этой реакцией пользуются для обнаружения ртути.

Выполнение реакции. К 2 каплям раствора соли ртути (II) добавляют сначала 1—2 капли, а затем избыток раствора хлорида олова (II).