Giáo trình Hóa học phân tích: Phần 1 - Trường ĐH Công nghiệp Quảng Ninh

Phần 1 của giáo trình Hóa học phân tích cung cấp cho học viên những kiến thức về: phân tích định tính giới thiệu cho sinh viên đại cương về phân tích định tính và hướng dẫn phân tích một số nhóm các cation (I, II, III, IV) và anion (I, II);... Mời các bạn cùng tham khảo!

BỘ CÔNG THƯƠNG TRƯỜNG ĐẠI HỌC CÔNG NGHIỆP QUẢNG NINH

Chủ biên: Ths Hoàng Thị Kim Anh

Ths Lê Thị Hạnh Ths Nguyễn Thị Như Hoa Ths Nguyễn Thị Mai

GIÁO TRÌNH

HÓA HỌC PHÂN TÍCH

DÙNG CHO BẬC ĐẠI HỌC (LƯU HÀNH NỘI BỘ)

QUẢNG NINH - 2014

LỜI NÓI ĐẦU

Hoá học phân tích chuyên nghiên cứu lý thuyết các phương pháp phân tích định tính, phân tích định lượng và sử dụng các phương pháp đó để xác định thành phần định tính, thành phần định lượng các nguyên tố, các ion, các hợp chất hoá học trong mẫu nghiên cứu Đồng thời hóa học phân tích còn là khoa học về các phương pháp kiểm tra bằng phân tích hóa học những quá trình hoá lý và kỹ thuật hoá học

Đối tượng nghiên cứu của hoá học phân tích cực kỳ phong phú và đa dạng Các mẫu nghiên cứu có thể là hỗn hợp, hợp kim, hợp chất, chất vô cơ, chất hữu cơ, chất tự nhiên, chất nhân tạo,… và có thể ở trạng thái rắn, hay trạng thái lỏng, trạng thái khí Riêng chỉ trong một lĩnh vực cũng rất đa dạng: Ví dụ phân tích nước thì có: nước ăn, nước sử dụng công nghiệp, nước tự nhiên, nước bề mặt, nước ngầm,…

Hoá học phân tích không những đóng vai trò quan trọng đối với sự phát triển của nhiều ngành khoa học tự nhiên như địa hoá, địa chất, khoáng vật học, vật lý, sinh học, nông hoá, luyện kim, tuyển khoáng, khoa học vũ trụ, pháp y,… mà còn có ý nghĩa đặc biệt to lớn trong sự phát triển của chính bản thân khoa học hoá học Sự phát triển của hóa học phân tích có tác dụng thúc đẩy sự phát triển của các ngành công nghiệp và khoa học kỹ thuật khác

Để đáp ứng nhu cầu học tập của sinh viên khối ngành kỹ thuật, đặc biệt sinh viên ngành kỹ thuật tuyển khoáng thuộc trường Đại học Công nghiệp Quảng Ninh, sách tham khảo cho giáo viên và bạn đọc muốn hiểu biết sâu hơn về Hóa học phân tích, chúng tôi biên soạn giáo trình “Hóa học Phân tích”

Giáo trình Hóa học phân tích được biên soạn với ba phần: Phân tích định tính, phân tích định lượng và phần thực hành Ở cuối mỗi chương đều biên soạn các câu hỏi

lý thuyết và bài tập

- Phần 1: Phân tích định tính giới thiệu cho sinh viên đại cương về phân tích định tính

và hướng dẫn phân tích một số nhóm các cation (I, II, III, IV) và anion (I, II)

- Phần 2: Phân tích định lượng giới thiệu hai phương pháp phân tích: Phân tích hóa học và phân tích hóa lý

+ Các phương pháp phân tích hóa học: Giới thiệu hai phương pháp: Phân tích thể tích

Quảng Ninh, ngày tháng năm 2014

Nhóm Tác giả

MỤC LỤC

PHẦN A: PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH……… 1

Chương 1: Mở đầu về phân tích định tính……… 1

1.1 Thuốc thử hóa học……… 1

1.2 Các phản ứng dùng trong phân tích định tính……… 3

1.3 Phương pháp tăng độ nhạy của phản ứng……… 4

1.4 Che và giải che các ion 5

1.5 Phân tích riêng lẻ và phân tích hệ thống 6

1.6 Sự phân chia các cation và anion thành nhóm phân tích 7

Câu hỏi và bài tập 9

Chương 2: Phân tích các cation nhóm I ……… 10

2.1 Đặc tính chung……… 10

2.2 Phản ứng của các cation nhóm I ……… 10

2.3 Đường lối phân tích hệ thống các cation nhóm I……… 12

Câu hỏi và bài tập……… 13

Chương 3: Phân tích các cation nhóm II……… 15

3.1 Đặc tính chung 15

3.2 Các phản ứng đặc trưng để phát hiện cation nhóm II……… 16

3.3 Đường lối phân tích hệ thống các cation nhóm II……… 19

Câu hỏi và bài tập……… 21

Chương 4: Phân tích các cation nhóm III……… 23

4.1 Tác dụng của thuốc thử……… 23

4.2 Các phản ứng đặc trưng phát hiện cation nhóm III ……… 23

4.3 Đường lối phân tích các cation nhóm III……… 28

Câu hỏi và bài tập……… 30

Chương 5: Phân tích các cation nhóm IV……… 32

5.1 Phản ứng chung của cation nhóm IV……… 32

5.2 Phản ứng đặc trưng phát hiện cation nhóm IV……… 33

5.3 Đường lối phân tích hệ thống cation nhóm IV……… 34

Câu hỏi và bài tập……… 36

Chương 6: Phân tích anion nhóm I……… 38

6.1 Phản ứng đặc trưng phát hiện các anion nhóm I……… 38

6.2 Phân tích hỗn hợp anion nhóm I……… 44

Câu hỏi và bài tập……… 46

Chương 7: Phân tích anion nhóm II……… 47

7.1 Tính chất chung của nhóm……… 47

7.2 Phản ứng đặc trưng phát hiện các anion nhóm II……… 47

7.3 Phân tích hốn hợp anion nhóm II……… 52

Câu hỏi và bài tập……… 54

PHẦN B: PHÂN TÍCH ĐỊNH LƯỢNG……… 55

I: Các phương pháp phân tích hóa học……… 55

Chương 8: Phương pháp phân tích thể tích……… 55

8.1 Đại cương về phân tích thể tích ……… 55

8.2 Các phương pháp chuẩn độ thể tích ……… 58

Câu hỏi và bài tập……… 75

Chương 9: Phương pháp phân tích khối lượng……… 80

9.1 Đại cương về phân tích khối lượng……… 80

9.2 Phương pháp tạo kết tủa, tách, rửa, sấy và nung kết tủa……… 81

Câu hỏi và bài tập……… 87

II: Các phương pháp phân tích hóa lý……… 89

Chương 10: Phân tích điện hóa……… 89

10.1 Một số khái niệm cơ bản……… 89

10.2 Điện cực……… 90

10.3 Chuẩn độ điện thế……… 94

10.4 Tiêu chuẩn hóa pH và cách xác định pH……… 96

Câu hỏi và bài tập……… 100

Chương 11: Phân tích trắc quang……… 101

11.1 Nguyên tắc chung của phương pháp……… 101

11.2 Định luật cơ bản về sự hấp thụ ánh sáng……… 101

11.3 Các nguyên nhân làm sai lệch định luật……… 105

11.4 Các phương pháp xác định……… 109

Câu hỏi và bài tập……… 111

PHẦN THỰC HÀNH ……… 114

Bài TN 1: Giới thiệu những quy tắc, một số dụng cụ và thao tác trong PTN 114 1 Một số quy tắc làm việc trong PTN hóa……… 114

2 Công dụng và cách sử dụng một số dụng cụ thủy tinh thông thường……… 114

3 Một số thao tác trong PTN hóa……… 115

4 Thực hành kỹ thuật cân, pha dung dịch……… 116

Bài TN 2: Phân tích và xác định các cation nhóm I……… 118

1 Phân tích riêng lẻ các cation nhóm I……… 118

2 Phân tích hỗn hợp các cation nhóm I……… 119

Bài TN 3: Phân tích và xác định các cation nhóm II……… 120

1 Phản ứng của các cation nhóm II……… 120

2 Phân tích hỗn hợp các cation nhóm II……… 121

Bài TN 4: Phân tích và xác định cation nhóm III……… 123

1 Phân tích riêng lẻ các cation nhóm III……… 123

2 Phân tích hỗn hợp các cation nhóm III……… 126

Bài TN 5: Phân tích và xác định cation nhóm IV……… 127

1 Phản ứng của các cation nhóm IV……… 127

2 Phân tích hỗn hợp các cation nhóm IV……… 128

Bài TN 6: Phân tích và xác định hỗn hợp các cation nhóm I, II, III, IV…… 129

1 Hướng dẫn chung……… 129

2 Sơ đồ phân tích……… 129

3 Quy trình phân tích ……… 131

Bài TN 7: Phân tích và xác định anion nhóm I……… 132

1 Phản ứng của ion Cl-……… 132

2 Phản ứng của ion Br-, I-……… 132

3 Phản ứng của ion NO3-……… 132

4 Phản ứng của ion SCN-……… 133

Bài TN 8: Phân tích và xác định anion nhóm II ……… 134

1 Phản ứng của ion SO42-……… 134

2 Phản ứng của ion CO32-……… 134

3 Phản ứng của ion PO43- 134

Bài TN 9: Phân tích và xác định hỗn hợp các anion nhóm I và II 135

1 Hướng dẫn chung 135

2 Sơ đồ phân tích 135

3 Quy trình phân tích 136

Bài TN 10: Phân tích thể tích theo phương pháp chuẩn độ axit – bazơ 137

1 Xác định nồng độ HCl bằng dung dịch NaOH 137

2 Xác định nồng độ NaOH bằng dung dịch chuẩn axit oxalic 137

Bài TN 11: Phân tích thể tích theo pp oxi hóa – khử và tạo kết tủa 138

1 Xác định nồng độ KMnO4 bằng H2C2O4 138

2 Xác định nồng độ HCl bằng dung dịch chuẩn AgNO3 138

Bài TN 12: Phân tích và xác định một số kim loại nặng trong nước 139

1 Cân pha dung dịch chuẩn EDTA 0,01M 139

2 Xác định các ion kim loại 139

Bài TN 13: Phân tích một số chỉ tiêu của nước 141

1 Phân tích một số chỉ tiêu hóa học của nước sinh hoạt và nước thải 141

2 Phân tích một số chỉ tiêu nước bề mặt 143

Phụ lục: Một số bảng các hằng số quan trọng thường dùng 147 Tài liệu tham khảo

PHẦN A: PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍCH

Chương 1

MỞ ĐẦU VỀ PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH

1.1 Thuốc thử hóa học

1.1.1 Khái niệm – Phân loại thuốc thử

Thuốc thử hóa học là những chất khi tương tác với chất nghiên cứu sẽ tạo nên chất mới có các tính chất đặc trưng

Ví dụ: Đimêtyglyoxim là thuốc thử đặc trưng nhất đối với ion Ni2+ trong môi trường amoni, nó tạo với ion này kết tủa tinh thể đimêtyl-glyoximat niken có màu hồng đỏ

Các thuốc thử dùng trong phòng thí nghiệm phân tích được chia thành thuốc thử đặc trưng, thuốc thử chọn lọc và thuốc thử nhóm Các thuốc thử đặc trưng dùng để phát hiện ion phải tìm khi có các ion khác Các thuốc thử chọn lọc phản ứng với một số có hạn các ion riêng biệt, còn thuốc thử nhóm phản ứng với tất cả các ion trong nhóm

Các thuốc thử dùng trong phòng phân tích phải đạt được các yêu cầu chủ yếu sau:

độ tinh khiết cao, độ nhạy cao và có tính đặc trưng

1.1.2 Một số lưu ý khi sử dụng thuốc thử

Trong phân tích định tính các chất vô cơ, ta có thể sử dụng những thuốc thử vô cơ

3 Các thuốc thử có tính khử mạnh như Fe2+, SnCl2,… trong không khí dễ bị oxy hoá lên trạng thái hoá trị cao hơn làm mất tính khử Vì vậy trước khi sử dụng phải kiểm tra lại

4 Dung dịch (NH4)2S là dung dịch không màu để lâu sẽ chuyển thành màu vàng do tạo thành polysunfua đồng thời nó cũng có khả năng hấp thụ CO2 Vì vậy phải dùng (NH4)2S mới điều chế

5 Không để cho chất này lẫn với chất kia, sẽ gây khó khăn cho quá trình phân tích Trước kia, khi phân tích các chất vô cơ người ta dùng chủ yếu các thuốc thử vô cơ,

về sau việc dùng các thuốc thử hữu cơ được mở rộng rất nhanh và được dùng rộng rãi Đặc điểm cơ bản của thuốc thử hữu cơ là có độ nhạy cao và có tác dụng chọn lọc, đặc điểm đó cho phép dùng chúng để phát hiện một số ion khi có mặt các ion khác Có những hỗn hợp không thể phân tích được bằng thuốc thử vô cơ, nhưng bằng thuốc thử hữu cơ lại có thể phân tích được

1.1.3 Một số thuốc thử hữu cơ thông dụng

Ngày nay người ta đã tổng hợp được nhiều thuốc thử hữu cơ, dưới đây giới thiệu một số thuốc thử thông dụng nhất

1 α - nitrozo - β- naphtol làm thuốc thử đối với Co2+

8 Axit rubeanic: Thuốc thử đối với Cu2+, Ni2+., Co2+

9 Nitron : Thuốc thử đối với NO3- và ClO4-

10 EDTA (muối đinatri của axit êtylenđiamin tetraaxêtic complexon III)

Thuốc thử này tạo phức bền cho đa số các ion kim loại ở pH xác định của dung dịch

11 Fluoretxein: Thuốc thử phát hiện Br

1.2 Các phản ứng dùng trong phân tích định tính

1.2.1 Phản ứng phân tích chung và riêng

1.2.1.1 Phản ứng chung: dùng để dự đoán nhóm ion cần xác định

Ví dụ: các cation Ba2+, Ca2+, Sr2+ đều tác dụng với ion CO32- tạo thành các kết tủa BaCO3, CaCO3 và SrCO3 có màu trắng

1.2.1.2 Phản ứng riêng: là phản ứng đặc trưng cho ion cần xác định

Ví dụ: Trong môi trường amoni, ion Ni2+ tác dụng với đimetyl glyoxim tạo thành kết tủa tinh thể đimêtylglyoximat có màu đỏ hồng

1.2.2 Phản ứng phát hiện và phản ứng tách các ion

1.2.2.1 Phản ứng phát hiện: (phản ứng nhận biết) là phản ứng đặc trưng cho ion cần xác

định Những phản ứng này thường kèm theo biến đổi bề ngoài như tạo thành chất kết tủa, hòa tan kết tủa, thoát khí, đổi màu dung dịch, có mùi mà ta có thể quan sát được dễ dàng

Ví dụ:

Fe3+ + 3SCN- Fe(SCN)3 tan, có màu đỏ máu

t0

NH4+ + OH- NH3  + H2O

(mùi khai)

Ba2+ + SO42- BaSO4 màu trắng Phản ứng đặc trưng có ý nghĩa thực tiễn đối với phân tích định tính, phản ứng đặc trưng có độ nhạy và tính chọn lọc càng cao thì càng có lợi cho thực hành phân tích Độ nhạy của phản ứng phụ thuộc vào điều kiện tiến hành phản ứng như: môi trường, nhiệt độ, các ion cản trở

1.2.2.2 Phản ứng tách: dùng để tách ion, nhóm ion này ra khỏi ion, nhóm ion khác bằng

thuốc thử đặc trưng hay thuốc thử nhóm

1.3 Phương pháp tăng độ nhạy của phản ứng

Đối với những mẫu nghiên cứu có hàm lượng cần xác định 10-5 - 10-6 % không phải lúc nào cũng xác định được ngay cả khi dùng các phương pháp có độ nhạy cao Vì vậy cách làm tăng độ nhạy của phản ứng có ý nghĩa rất lớn đối với hoá học phân tích Có nhiều phương pháp làn tăng độ nhạy của phản ứng nhưng ở đây chỉ trình bày phương pháp làm tăng nồng độ của chất đã cho trong dung dịch bằng một số phương pháp đơn giản

1.3.1 Phương pháp cộng kết

Cộng kết là phương pháp làm giàu đơn giản và có hiệu quả Người ta thêm một lượng nhỏ chất lạ (cation hoặc anion) vào dung dịch phân tích và kết tủa nó dưới dạng hợp chất khó tan trong bằng thuốc thử thích hợp Lượng rất nhỏ của ion cần xác định trong dung dịch sẽ bị cộng kết lên kết tủa đó

Các chất cộng kết có thể là các chất vô cơ như Fe(OH)3, Al(OH)3, …Hay các chất hữu cơ như: mêtyl tím, mêtyl da cam, các rôđamin, …

Các chất cộng kết hữu cơ có nhiều ưu điểm hơn so với các chất cộng kết vô cơ:

- Chúng dễ bị tro hoá, nên có thể nhận được các nguyên tố cộng kết dưới dạng tinh khiết

- Có tính chọn lọc cao

1.3.2 Phương pháp chiết

Có nhiều chất tan ít trong nước, nhưng tan nhiều trong chất hữu cơ, nên người ta chọn dung môi hữu cơ thích hợp để rút chất cần thiết khỏi nước Quá trình này gọi là chiết Chất hòa tan trong nước và trong dung môi hữu cơ, được phân bố giữa hai lớp chất lỏng không trộn lẫn nhau đó Tại một nhiệt độ, tỷ số nồng độ (C) trong hai chất lỏng, bằng một hằng số

Ở đây K được gọi là hệ số phân bố và biểu thức này là biểu thức toán học của định luật phân bố Nernst và là cơ sở của phương pháp chiết

Khi chọn dung môi hữu cơ cần đảm bảo sao cho chất cần xác định tan nhiều trong

nó, còn các hợp phần khác của sản phẩm phân tích hòa tan ít hoặc hoàn toàn không bị hòa tan Muốn chiết được hết chất cần xác định ta có thể lặp lại quá trình chiết vài lần với lượng dung môi hữu cơ giảm dần

Để tách chất dưới dạng tinh khiết, người ta làm bay hơi dung môi hữu cơ, sấy khô, cất hoặc kết tinh phần chiết

Phương pháp chiết có một số ưu điểm sau:

- Có thể chiết rút chất cần xác định từ những dung dịch loãng, tức là làm tăng độ nhạy của phương pháp

- Sự cộng kết không xảy ra, chất bị chiết được tách dưới dạng tinh khiết

- Hầu như có thể tách hoặc phân chia các chất khó hoặc không thể tách bằng các phương pháp khác

Phương pháp chiết không những ứng dụng trong hóa học phân tích mà còn ứng dụng trong nhiều lĩnh vực khác

1.4 Che và giải che các ion

1.4.1 Che các ion ngăn cản

Trong quá trình thực hiện phân tích, thường gặp phải những phản ứng phụ làm phức tạp quá trình phân tích Nguyên nhân là do thuốc thử vừa tác dụng với chất cần xác định vừa tác dụng với ion lạ có trong dung dịch phân tích Hiện tượng này không những làm giảm độ nhạy của phản ứng mà còn ảnh hưởng tới kết quả phân tích

Để khắc phục được tác hại này, ta phải loại trừ ảnh hưởng của ion lạ bằng cách dùng chất tạo phức, các chất oxy hóa, khử, Phương pháp này gọi là che các ion ngăn cản

Các chất dùng để che có thể là chất vô cơ tiêu biểu như các muối xianua, thioxianat, florua, phốtphát, của kim loại kiềm hay amoni; các chất hữu cơ tiêu biểu như các axit tactric, xitric, oxalic, salisilic, các complexon

Ví dụ về che ion ngăn cản bằng cách tạo phức:

Sn2+ + Fe3+  Sn4+ + Fe2+

Ion Fe2+ không gây cản trở tới việc xác định Co2+

1.4.2 Giải che các ion bị che

Muốn chuyển ion đã bị che thành ion tự do phương pháp hay được dùng là cho ion

bị che tác dụng với thuốc thử, thuốc thử này tạo với phối tử của ion phức một phức chất bền hơn, hoặc một kết tủa, một chất điện ly yếu v.v Như vậy quá trình ngược với sự che

là phân hủy ion phức gọi là sự giải che Dưới đây là một số ví dụ:

[BeF4]2- + 2Ba2+ Be2+ + 2BaF2

Phương pháp che và giải che các ion đã bị che được ứng dụng rộng rãi trong hóa học phân tích và có ý nghĩa thực tế; song khi thực hiện các phương pháp này phải chú ý tới các yếu tố ảnh hưởng, quan trọng nhất là pH của môi trường

1.5 Phân tích riêng lẻ và phân tích hệ thống

1.5.1 Phân tích riêng lẻ

O

-

CN

Phương pháp phân tích dựa trên việc dùng những phản ứng đặc trưng nhờ đó có thể phát hiện các ion cần tìm trong những phần riêng của dung dịch đầu, không cần dùng hệ thống phân tích gọi là phân tích riêng lẻ

Đối với những mẫu phân tích phức tạp việc phân tích riêng lẻ gặp rất nhiều khó khăn, còn đối với những mẫu nghiên cứu có thành phần không phức tạp hoặc đã biết sơ bộ thành phần của hỗn hợp, hoặc chỉ cần phát hiện một ion đã cho trong hỗn hợp thì có thể phân tích riêng lẻ Trong phương pháp phân tích riêng lẻ người ta thường dùng những thuốc thử đặc trưng có tính chọn lọc và độ nhạy cao để nhận biết ion đã cho khi có mặt các ion khác Nhưng trong nhiều trường hợp sự có mặt của các ion khác sẽ cản trở phép phân tích riêng lẻ, vì vậy phải tách trước ion cần xác định hoặc tách các ion cản trở

1.5.2 Phân tích hệ thống

Có thể tiến hành phân tích toàn diện đối tượng nghiên cứu bằng cách thực hiện theo một trật tự xác định việc phát hiện các ion riêng biệt

Phương pháp này gọi là phương pháp phân tích hệ thống

Khi tiến hành phân tích hệ thống, người ta tách các nhóm ion riêng biệt ra khỏi hỗn hợp phân tích

Dựa vào tính chất hóa học hay hóa lý của các chất mà xây dựng nên các hệ thống phân tích khác nhau Ví dụ:

I Nhóm kết tủa với HCl loãng, gồm các cation bạc, thủy ngân (I) và chì

II Nhóm kết tủa với H2SO4 loãng gồm các cation bari, canxi, stronti (và có cả Pb2+)

Cation không có thuốc thử nhóm

VI Nhóm này gồm các cation Kali, natri, và amoni vì đa số muối của chúng đều tan trong nước

b) Hệ thống phân tích định hình H 2 S

Việc phân tích cation của các nguyên tố thành nhóm trong phương pháp H2S chủ yếu dựa vào khả năng tạo thành các muối sunfua có độ tan thay đổi tùy theo độ axit của dung dịch Tất cả các ion được chia thành 6 nhóm

1 Nhóm I kết tủa với HCl loãng, gồm cation bạc, chì, thủy ngân (I)

2 Nhóm II kết tủa với H2S từ dung dịch có độ axit rất cao (pH  0,5) gồm cation asen (III) và (V), ăngtimon (III) và (V) thiếc (II) và (IV), bismut, cadimi, đồng (II), thủy ngân (II) Ngoài ra chì cũng tìm được nhóm này, vì clorua chì tan nhiều nên không tách hết được ở nhóm trên

Nhóm này lại được chia thành hai phân nhóm:

- Phân nhóm IIA, gồm các sunfua axit của asen, antimon, thiếc Các sunfua này tan trong amonisunfua hay polysunfua tạo thành các muối thio

- Phân nhóm IIB, gồm các sunfua bazơ của bitmut, cadimi, chì, đồng (II), thủy ngân (II) Các sunfua này không tan trong amoni sunfua hay Polysunfua

3 Nhóm III kết tủa với NH4OH (có lẫn NH4Cl) gồm cation nhôm, crôm, sắt

4 Nhóm IV kết tủa với (NH4)2S gồm cation kẽm, mangan, coban, niken

5 Nhóm V kết quả với (NH4)2 CO3, gồm cation bari, canxi, stronti

6 Nhóm VI không có thuốc thử nhóm, gồm cation kali, natri, amoni, magie Rất nhiều muối của cation nhóm này dễ tan trong nước Vì vậy khi tách 5 nhóm trên, cation nhóm VI vẫn còn trong dung dịch

Trong hai hệ thống phân tích trên, mỗi hệ thống đều có những ưu nhược điểm nhất định Vì vậy người ta có thể kết hợp hai hệ thống phân tích trên thành những hệ thống phân tích mới Đối với các trường Đại học kỹ thuật số giờ học phân tích định tính không nhiều nên không hy vọng phân tích được nhiều cation mà chỉ giới hạn trong số các cation quan trọng, phổ biến Ở đây chúng tôi chỉ giới thiệu hệ thống phân tích mà đã được giảng dạy ở trường Đại học Công nghiệp Quảng Ninh

1.6 Sự phân chia các cation và anion thành nhóm phân tích

Trong phân tích định tính các chất vô cơ, người ta chủ yếu nghiên cứu các dung dịch muối axit, bazơ trong nước Do đó giới hạn phân tích là tìm các ion mà không tìm nguyên tố hay các hợp chất của chúng

Dựa vào tính tan khác nhau của các cation và anion với các thuốc thử mà phân chia thành các nhóm cation và amion

3 Nhóm phân tích III: Gồm các cation Cu2+, Cd2+, Ni2+, Co2+, Zn2+, Mn2+ Các cation này có khả năng tạo thành phức chất anoniacat tan

Nhưng các cation này tạo kết tủa hoàn toàn khi tác dụng với thuốc thử (NH4)2S trong môi trường NH4OH Thuốc thử nhóm là (NH4)2S

4 Nhóm phân tích IV: Gồm các cation Ba2+, Ca2+, Sr2+ có khả năng tạo thành kết tủa cacbonat hay sunfat nên thuốc thử nhóm là (NH4)2CO3 hay H2SO4

5 Nhóm phân tích V: gồm K+, Na+, NH4+, Mg2+ Đa số các muối của chúng là dễ tan nên không có thuốc thử nhóm Riêng Mg2+ căn cứ vào tính chất chung có thể xếp vào nhóm IV hay V

1.6.2 Phân chia nhóm anion

Sự phân chia các anion thành các nhóm dựa trên mối quan hệ của chúng với các thuốc thử khác nhau như: Dung dịch các muối bari, bạc, chì và các muối khác, các axit, các chất oxy hóa, các chất khử, Với các thuốc thử đó các anion tạo thành kết tủa ít tan, các chất khí, và các hợp chất có màu đặc trưng

Đến nay có nhiều hệ thống phân loại anion khác nhau, nhìn chung chưa được chặt chẽ và chưa có sự phân loại anion nào được mọi người thừa nhận

Để tìm anion người ta thường tiến hành phân tích riêng hơn là phân tích hệ thống, trừ một số anion cần phải phân tích theo hệ thống vì bị các anion khác cản trở:

Trong tài liệu này chỉ giới thiệu một số anion: Cl-, Br-, I-, SCN, SO42-, CO32-, NO3-,

NO2-, PO43-, SiO32-, SO32-, S2O32-

Với những anion trên được chia làm hai nhóm:

Nhóm I: Gồm các anion Cl-, Br-, I-, SCN, NO3-, NO2- các anion này không tạo kết tủa với Ba2+

Nhóm II: Gồm các anion SO42-, CO32-, PO43-, SiO32-, SO32-, S2O32- các anion này tạo kết tủa với Ba2+

CÂU HỎI VÀ BÀI TẬP

1 Thuốc thử hóa học là gì? Có mấy loại thuốc thử? Cho ví dụ minh họa?

2 Các yêu cầu đối với thuốc thử là gì? Khi sử dụng thuốc thử hóa học vô cơ và hữu cơ

phải chú ý những gì?

3 Trong phân tích định tính có mấy loại phản ứng? Cho ví dụ minh họa?

4 Thế nào là phản ứng chung? Phản ứng riêng? Cho ví dụ minh họa?

5 Thế nào là phản ứng tách? Phản ứng nhận biết? Cho ví dụ minh họa?

6 Để tăng độ nhạy của phản ứng người ta sử dụng những biện pháp phổ biến nào? Cho ví

dụ minh họa?

7 Thế nào là phương pháp cộng kết? Ưu, nhược điểm và những lưu ý của phương pháp

này?

8 Thế nào là phương pháp chiết? Ưu, nhược điểm và những lưu ý của phương pháp này?

Và làm thế náo để chiết tốt nhất chất cần xác định ra khỏi dung dịch phân tích?

9 Che và giải che ion nghĩa là gì? Cho ví dụ minh họa?

10 Phân tích riêng lẻ là gì? Phân tích hệ thống là gì? Cho ví dụ minh họa?

11 Các cation được phân chia thành mấy nhóm? Thuốc thử của mỗi nhóm là gì?

12 Các anion được phân chia thành mấy nhóm? Thuốc thử đặc trưng cho mỗi nhóm?

13 Hãy nêu một số điểm chú ý khi sử dụng thuốc thử vô cơ? Nêu những ưu điểm của

thuốc thử hữu cơ so với thuốc thử vô cơ?

14 Người ta chia thành hệ thống phân tích định tính axit – bazơ và phương pháp định tính

H2S dựa trên những đặc điểm gì?

15 Tại sao phải tăng độ nhạy của phản ứng? Nêu các phương pháp tăng nồng độ của chất

đã cho trong dung dịch?

Chương 2 PHÂN TÍCH CÁC CATION NHÓM I (Ag + , Pb 2+ , Hg2 2+ )

Thuốc thử nhóm: Dung dịch HCl 6N

2.1 Đặc tính chung

Các cation nhóm I tạo kết tủa với đa số axit vô cơ và bazơ Nhưng chỉ có axit clohydric loãng tạo được với các cation này những kết tủa ít tan trong nước, trong axit loãng mà không phản ứng với cation của các nguyên tố khác Vì vậy axit clohydric được dùng làm thuốc thử nhóm để tách các cation nhóm này ra khỏi các cation nhóm khác

Phân biệt các kết tủa clorua của các cation nhóm I:

- Kết tủa PbCl2 tan trong nước nóng, còn AgCl, Hg2Cl2 thì không tan

- Kết tủa Hg2Cl2 không tan trong amoniac, còn AgCl tan trong amoniac do tạo phức amoniacat (Ag(NH3)2]+

2.2 Phản ứng của các cation nhóm I

2.2.1 Tác dụng với axit HCl và muối clorua tan

Đều tạo kết tủa clorua có màu trắng:

Hg2Cl2 phân hủy theo phản ứng: Hg2Cl2 HgCl2 + Hg

3Hg + 8HNO3 3Hg(NO3)2 + 2NO + 4H2O

- AgCl tạo phức tan trong dung dịch amoniac, khi axit hóa dung dịch thu được bằng HNO3 thì kết tủa trắng lại xuất hiện, tính chất này dùng để tách Ag+ ra khỏi catin nhóm I:

- Với Pb2+ tạo muối bazơ kết tủa, không tan trong thuốc thử dư:

PbCl2 + NH4OH Pb(OH)Cl  + NH4Cl

2.2.3 Tác dụng với dung dịch kiềm

- Với Ag+ tạo kết tủa màu nâu, không tan trong kiềm dư, nhưng tan trong HNO3 và trong dung dịch amoniac:

Khi dư KI một phần kết tủa này sẽ tan dưới dạng phức chất:

AgI + 2I- [AgI3]

2-PbI2 + 2I- [PbI4]

2-Hg2I2 HgI2 + Hg HgI2 + 2I- [HgI4]2-

2.2.5 Tác dụng với dung dịch K2CrO4 hay K2Cr2O7

Trong dung dịch bicromat có cân bằng:

Cr2O72- + H2O  2CrO42- + 2H+

Cation nhóm I tạo kết tủa với ion cromat:

2Ag+ + CrO42- Ag2CrO4 màu đỏ gạch

Pb2+ + CrO42- PbCrO4 màu đỏ xẫm

Hg22+ + CrO42- Hg2CrO4 màu vàng

Ag2CrO4 không tan CH3COOH, nhưng tan trong HNO3 và dung dịch NH3 Hg2CrO4

không tan trong các dung dịch kiềm và các axit vô cơ loãng PbCrO4 tan trong kiềm mạnh

và axit mạnh (HNO3, HCl )

PbCrO4 + 4OH- PbO22- + CrO42- + 2H2O 2PbCrO4 + 2H+ 2Pb2+ + Cr2O72- + H2O

2.2.6 Tác dụng với một số chất khác

a Tác dụng với Zn, Cu kim loại, riêng Hg kim loại tạo ra hòa tan ngay đồng, kẽm kim loại

dư tạo thành hỗn hống sáng trắng Khi đốt nóng, thủy ngân bay ra nên phải làm thí nghiệm trong tủ hốt

2Ag+ + Zn Zn2+ + 2Ag 2Ag+ + Cu Cu2+ + 2Ag

Hg22+ + Cu Cu2+ + 2Hg

Pb2+ + Zn Zn2+ + Pb

b Tác dụng với H2SO4 và muối sunfat:

Pb2+ + SO42- PbSO4 màu trắng Kết tủa tan trong H2SO4 đặc, CH3COONH4 và kiềm mạnh:

PbSO4 + H2SO4 Pb2+ + 2HSO4

-PbSO4 + 4CH3COO- [Pb(CH3COO)4]2- + SO4

2-PbSO4 + 4OH- PbO22- + SO42- + 2H2O

c Tác dụng với muối sunfua:

Pb2+ + S2- PbS  có màu đen PbS không tan trong HCl hay H2SO4 loãng, nhưng tan trong HNO3 loãng và đặc:

3PbS + 8HNO3 loãng 3Pb(NO3)2 + 2NO + 3S + 4H2O 3PbS + 8HNO3 đặc 3PbSO4 + 8NO + 4H2O

2.3 Đường lối phân tích hệ thống các cation nhóm I

2.3.1 Hướng dẫn chung

- Tách cation nhóm I ra khỏi cation nhóm khác bằng tác dụng của HCl 6N

- Kết tủa PbCl2 được tách ra khỏi các muối clorua nhóm I khi đun nóng với nước

- AgCl được tách bằng tác dụng của dung dịch NH3 dư, sau đó axit hóa bằng HNO3

lại thu được kết tủa AgCl

- Tìm kết tủa Hg2Cl2 bằng tác dụng của dung dịch NH3 tạo kết tủa có màu xám đen

2.3.2 Sơ đồ phân tích hệ thống cation nhóm I

Mẫu phân tích + HCl 6NAgCl, PbCl2, Hg2Cl2

Dung dịch màu vàng

CÂU HỎI VÀ BÀI TẬP

1 Nêu đặc tính chung của cation nhóm I?

2 Nêu đường lối phân tích hệ thống cation nhóm I?

3 Cho dung dịch (NH4)2S tác dụng với dung dịch Pb(NO3)2 Lọc lấy kết tủa chia làm hai phần:

- Phần 1 cho tác dụng với dung dịch HNO3 loãng

- Phần 2 cho tác dụng với dung dịch HNO3 đặc, nóng

Em hãy trình bày hiện tượng xảy ra và viết phương trình phản ứng minh họa?

4 Viết các phương trình phản ứng khi cho từ từ dung dịch NaOH tác dụng với dung dịch

Pb(NO3)2 đến dư?

5 Trình bày hiện tượng khi cho 1 thanh kim loại đồng cắm vào trong dung dịch AgNO3 Viết phương trình phản ứng giải thích?

6 Trình bày hiện tượng khi cho 1 giọt dung dịch HCl 2M vào dung dịch chứa ion Ag+, sau

đó thêm từ từ cho đến dư dung dịch NH3 Hỗn hợp sau phản ứng được axit hóa bằng dung dịch axit HNO3? Giải thích và viết phương trình minh họa?

7 a Cho dung dịch (Ag(NH3)2+ 0,01 M, Cl- 0,01 M và NH3 1 M) Xác định xem có kết tủa AgCl hay không? Biết hằng số cân bằng tạo phức của Ag(NH3)2+ là K = 10-7,24, TAgCl

= 10-10

b Khi a xit hóa dung dịch thu được ở câu (a) bằng dung dịch axit HNO3 đến nồng độ NH3

= 10-3 M thì có xuất hiện kết tủa trở lại hay không?

8 Giải thích tại sao thuốc thử nhóm của các cation nhóm I (Ag+,Pb2+ và Hg2+) là dung dịch HCl loãng, nguội mà không phải là HCl loãng nóng, dung dịch NaCl hoặc HCl đặc?

9 Cho biết những thuốc thử gì có thể dùng để hòa tan Ag2CrO4? Viết các phương trình phản ứng ion?

10 Nhỏ dần dung dịch NaOH 2N vào dung dịch Pb(CH3COO)2 cho đến dư Có hiện tượng

gì xảy ra? Viết phương trình phản ứng dạng ion?

11 Cho dung dịch Pb(NO3)2 Tìm ba phản ứng đặc trưng để nhận ra chì?

12 Cho dung dịch HCl vào dung dịch Pb(CH3COO)2 Lấy kết tủa thu được cho tan trong nước nóng Thêm dung dịch KI vào dung dịch thu được Có gì xảy ra và giải thích?

13 Cho dung dịch NaOH vào dung dịch Hg2(NO3)2 Có hiện tượng gì xảy ra?

14 Cho từ từ dung dịch NH3 vào dung dịch Hg2(NO3)2 cho đến dư Có hiện tượng gì xảy ra? Viết phương trình phản ứng?

15 Lập sơ đồ phân tích các hỗn hợp cation sau:

a, Ag+, Pb2+, NO3- c, Hg22+, Ag+, NO3-

b, Hg22+, Pb2+, NO3- d, Ag+, Pb2+, Hg22+, NO3

-16 Tìm cách nhận biết bạc trong dung dịch AgNO3 có lẫn NH3 dư?

17 Tìm cách nhận biết chì trong hỗn hợp PbSO4 và BaSO4?

18 Thêm dần dung dịch K2Cr2O7 vào dung dịch chứa Pb(CH3COO)2 và Ba(CH3COO)2

Có hiện tượng gì xảy ra? Viết phương trình phản ứng? Thêm dung dịch NaOH dư vào hỗn hợp thu được? Có hiện tượng gì xảy ra?

19 Hãy tìm cách nhận biết các cation kim loại có trong hỗn hợp sau: Ag+, H+, Pb2+, Ba2+,

NO3- Được phép dùng các thuốc thử: CH3COONa, K2Cr2O7, HCl, NaOH

20 Có thể chỉ dùng một thuốc thử duy nhất để phân biệt các dung dịch: Pb(CH3COO)2, AgNO3, Ba(NO3)2

Hãy kể tên các thuốc thử đó và viết phương trình phản ứng để giải thích?

21 Cho dung dịch K2CrO4 dư vào dung dịch A chứa: Ag+, Pb2+, Ba2+, NO3- Lọc lấy kết tủa 1 và cho tác dụng với dung dịch NaOH dư được dung dịch 1 và kết tủa 2 Cho dung

dịch HNO3 tác dụng với dung dịch 1 và kết tủa 2 Trình bày các hiện tượng xảy ra và viết các phương trình phản ứng ion?

22 Cho dung dịch B gồm: Ca(NO3)2 và Pb(CH3COO)2

Cho dung dịch Na2SO4 dư vào dung dich B Lọc lấy kết tủa đem cho tác dụng với dung dịch NaOH dư Trình bày hiện tượng xảy ra và làm thế nào để xác đinh sự có mặt của các sảm phẩm phản ứng cuối cùng?

Chương 3 PHÂN TÍCH CÁC CATION NHÓM II (Fe 3+ , Fe 2+ , Al 3+ , Cr 3+ , Sn 2+ , Sn 4+ )

Thuốc thử nhóm: NH4OH + NH4Cl 3.1 Đặc điểm chung

- Các cation nhóm II đều cho hydroxyt thuộc loại khó tan nhất trong dãy hydroxyt của các nguyên tố vì tích số hòa tan của chúng rất bé

Mn+ + nOH- → M(OH)n

Các hydroxyt này có một số tính chất đặc trưng sau:

+ Màu sắc: Cr(OH)3 màu xanh nhạt, đôi khi tím xanh; Fe(OH)3 màu đỏ nâu; Fe(OH)2 màu trắng xanh, các hydroxyt còn lại đều có màu trắng

+ Các hydroxyt nhóm II đều tan trong axit vô cơ như HCl:

Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O Sn(OH)4 + 4HCl → SnCl4 + 4H2O Riêng hydroxyt thiếc thì không tan trong HNO3

+ Trong các hydroxyt trên thì Al(OH)3, Cr(OH)3, Sn(OH)2, Sn(OH)4, là lưỡng tính nhưng tính axit trội hơn tính bazơ Cường độ axit, bazơ của chúng được sắp xếp theo thứ

HAlO2 H2O + NaOH → NaAlO2 + 2H2O (Al(OH)3 HAlO2 H2O)

H2SnO3 H2O + 2NaOH → Na2SnO3 + 3H2O (Sn(OH)4 H2SnO3 H2O)

Do đó có thể chia nhóm II thành hai phân nhóm:

Phân nhóm hydroxit lưỡng tính: Al3+, Cr3+, Sn2+, Sn4+

Phân nhóm hydroxit phi lưỡng tính: Fe3+, Fe2+

Đối với Sn(OH)4 khi mới điều chế ra thì ở dạng -Stanic để lâu chuyển thành Stanic rất khó tan trong axit vô cơ và ngay cả NaOH

Một đặc điểm chung quan trọng của các cation nhóm II là muối của chúng rất dễ bị thủy phân:

Ví dụ:

FeCl3 + H2O  FeOCl + 2HCl SnCl4 + 2H2O  SnO2+ 4HClNhư vậy muốn dung dịch phân tích nhóm II không bị thủy phân thì phải pha trong dung dịch có nồng độ axit cao

Các muối cromit, aluminat cũng bị thủy phân còn các dung dịch muối stanit, stanat tương ứng với các axit mạnh hơn, nên chúng khó thủy phân

Muối CrO2- bị thủy phân khi đun sôi ngay cả trong môi trường kiềm:

đun sôi CrO2- + 2H2O  Cr(OH)3+ OH-

khi làm lạnh Muối AlO2- bị thủy phân khi có muối amoni:

đun nóng AlO2- + NH4+ + 2H2O  Al(OH)3 + NH4OH

3.2 Các phản ứng đặc trưng để phát hiện cation nhóm II

3.2.1 Sắt Các phản ứng phát hiện ion Fe 3+ , Fe 2+

3.2.1.1 Các phản ứng phát hiện Fe 3+

a Phản ứng với feroxyanua kali K 4 [Fe(CN) 6 ]

4Fe3+ + 3[Fe(CN)6]4- Fe4[Fe(CN)6]3  xanh đậm (xanh phổ) Kết tủa này khó tan trong axit loãng nhưng rất dễ bị kiềm phân hủy

Fe4[Fe(CN)6]3 + 12KOH 4Fe(OH)3 + 3K4[Fe(CN)6] Điều kiện tiến hành phản ứng:

- Phản ứng tiến hành trong môi trường axit vô cơ loãng

- Không được cho dư nhiều K4[Fe(CN)6]vì nó sẽ cản trở sự tạo thành kết tủa xanh beclin mà tạo thành dung dịch keo do xảy ra phản ứng:

K4[Fe (CN)6] + Fe4[Fe(CN)6]3 4KFe[Fe (CN)6 ]

- Các chất oxy hóa, oxy hóa được K4[Fe(CN)6] thành K3[Fe(CN)6 ] và các chất khử, khử được Fe3 + thành Fe2 + đều cản trở cho việc tiến hành phản ứng

- Một số ion như Hg2+, Cu2+, Co2+, Ni2+ cũng tác dụng được với thuốc thử này sinh

ra kết tủa có màu làm cản trở phản ứng Nhưng trong quá trình phân tích hệ thống các ion này đã được tách ra khỏi nhóm II Ion Fe2+ không cản trở phản ứng

b Phản ứng với sunfoxyanua amoni NH 4 SCN hay KSCN

Ion SCN- tác dụng với ion Fe3+ trong môi trường axit tạo thành phức màu đỏ máu Thành phần của phức thay đổi tùy theo nồng độ của ion SCN-: FeSCN2+, Fe(SCN)2+, Fe(SCN)3, Fe(SCN)52- Phức Fe(SCN)3 tan nhiều trong các dung môi hữu cơ (ete, rượu, amylic )

Điều kiện tiến hành phản ứng:

- Phản ứng tiến hành trong môi trường axit vô cơ loãng vì ngay ở pH  2 đã có kết tủa Fe(OH)3 làm phá hủy phức

- Khi có các chất oxi hóa cần cho dư thuốc thử vì một phần ion SCN- bị oxi hóa

- Các ion Cl-, SO42-, với nồng độ cao sẽ làm giảm độ nhạy của phản ứng vì chúng cũng tạo phức với Fe3+

3.2.1.2 Phản ứng phát hiện Fe 2+

a Phản ứng với thuốc thử KMnO 4

Trong môi trường axit, Fe2+ có khả năng làm mất màu thuốc tím theo phương trình phản ứng:

5Fe2+ + MnO4- + 8H+ → 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O

Điều kiện tiến hành phản ứng:

- Trong dung dịch không có chất khử mạnh

- Trong dung dịch không có chất oxi hóa mạnh

b Phản ứng với thuốc thử chứa gốc NO 3

-Dung dịch muối sắt (II) trong môi trường H2SO4 đặc khử NO

-3 xuống NO Ion Fe2+

còn dư tạo với NO mới sinh ion FeNO2+ màu nâu sẫm:

Các ion có tính khử mạnh như SO32-, S2O32- , I- , SCN- ngăn cản việc tìm NO3- bằng phản ứng này

c Phản ứng với Kali ferixianua K 3 [Fe(CN) 6 ]

Ion [Fe(CN)6]3- tác dụng với ion Fe2+ tạo được kết tủa xanh đặc trưng Fe3[Fe(CN)6]2

(màu xanh tuôcbin) Thuốc thử này không tạo kết tủa với ion Fe3+ Điều kiện tiến hành phản ứng:

- Phản ứng phải được tiến hành ở pH < 7

- Trong dung dịch phải không có mặt các chất oxi hóa có thể oxi hóa Fe2+ thành

Fe3+ và các chất khử khử được [Fe(CN)6]3- thành [Fe(CN)6]4-

d Phản ứng với Đimêtyglyoxim HDim

HDim tạo với ion Fe2+ trong dung dịch đệm NH3 + NH4Cl phức chất màu đỏ, nhạt dần trong không khí

Độ nhạy 5.10-5 ion – g/l

Chú ý:

- Khi có mặt Fe3+ thì sẽ có kết tủa nâu Fe(OH)3 có thể kéo theo Fe2+ dưới dạng

Fe3O4 Cần phải che Fe3+ bằng NaF hoặc axit tatric

- Ion Ni2+ cũng cho phản ứng tương tự Cần phải che Ni2+ bằng KCN dư

- Ion Cu2+ cho phức chất Cu(NH3)42+ màu xanh gây cản trở phản ứng Có thể che bằng KCN

- Ion Mn2+ kết tủa Mn(OH)2 và bị oxi hóa thành MnO(OH)2 màu nâu; Ion Co2+ tạo phức Co(NH3)62+ và bị oxi hóa thành Co(NH3)63+ màu hồng cản trở phản ứng

3.2.2 Nhôm Các phản ứng phát hiện ion Al 3+

3.2.2.1 Phản ứng với amoniac

Lấy vào ống nghiệm vài giọt dung dịch muối nhôm, thêm 3 giọt dung dịch NH4OH

6N và đun nóng, sẽ có kết tủa trắng hydroxyt nhôm xuất hiện:

AlO2- + NH4+ + H2O Al(OH)3  + NH3

Điều kiện tiến hành phản ứng

- Phải tiến hành phản ứng trong môi trường có pH  4,1 vì dư kiềm hay dư axit đều dẫn đến hòa tan kết tủa hydroxyt nhôm

- Có mặt NH4Cl thì kết tủa càng hoàn toàn

- Tiến hành kết tủa khi đun đến sôi

- Phải tách những cation khác cũng tạo được kết tủa với NH3 như: Fe3+, Fe2+, Cr3+,

Fe3+, Cr3+, Mn2+,…

3.2.2.2 Phản ứng với Alizarin

Al3+ ở dạng hiđroxit tác dụng với alizarin tạo thành muối nội phức có màu đỏ son, được gọi là “sơn nhôm - alizarin”, sơn nhôm này không tan trong axit axetic loãng

Khi có các ion cản trở có thể tách Al3+ dưới dạng aluminat bằng NaOH hoặc dùng

K4[Fe(CN)6] để làm kết tủa các ion khác, nhôm feroxianua tan

Cách tiến hành: Lấy vài giọt dung dịch Al3+, cho dung dịch NH3 đến môi trường kiềm, thêm alizarin mới chế, đun sôi Thêm CH3COOH cho đến hết màu tím của thuốc thử

dư Nếu có kết tủa đỏ thì có nhôm

3.2.3 Crom Các phản ứng phát hiện ion Cr 3+

Oxy hóa crom hóa trị ba thành crom hóa trị sáu:

- Lấy vào ống nghiệm 2-3 giọt dung dịch muối crom (III), thêm vào đó, H2O2 5%,

3 giọt NaOH và đun hỗn hợp đến sôi Khi đó xảy ra sự oxy hóa Cr3+ đến CrO42-, màu của dung dịch chuyển từ lục tím thành vàng

2CrO42- + 2H+  Cr2O72- + H2O

- Phản ứng kiểm tra sự có mặt của CrO4

2-+ Phản ứng oxy hóa benziđin tạo thành kết tủa xanh đen

+ Lấy một giọt dung dịch CrO42- lên bản sứ, 2 giọt axit axêtic đặc, 2 giọt benzidin, nếu có CrO42- thì có kết tủa xanh đen

+ Phản ứng oxy hóa CrO42- bằng H2O2 trong môi trường H2SO4 đặc

Trong môi trường axit Cr6+ ở dạng Cr2O72- tác dụng với H2O2 tạo thành axit percromic

H3CrO8 có màu xanh mạnh

Cr2O72- + 2H+ + 7H2O2  2H3CrO4 + 5H2O Thêm hydro peoxit và 0,5ml rượu amylic vào dung dịch cromat trung hòa hay kiềm Sau trộn đều, thêm H2SO4 đặc ống nghiệm đến phản ứng axit và lắc ngay tức khắc, lớp rượu sẽ có màu xanh thẫm do tạo thành hợp chất H3CrO8 dễ tan trong dung môi hữu cơ Nếu không cơ rượu amylic thì thay bằng este

Axit percromic H3CrO8 không bền trong dung dịch nước, bị phân hủy ngay tạo thành Cr3+ có màu lục

2H3CrO8 + 6H+  2Cr3 + 6H2O + 5O2

- Điều kiện tiến hành phản ứng:

+ Có thể thay chất oxy hóa là H2O2 bằng một số chất oxy hóa khác như PbO2,

Na2O2 , nước brôm, nước clo,…

+ Tiến hành phản ứng trong môi trường đủ kiềm

+ Phản ứng oxy hóa được tiến hành khi đun nóng

+ Khi thực hiện phản ứng oxy hóa trong môi trường kiềm phải cho chất oxy hóa trước rồi mới cho thêm từng giọt kiềm

+ Các chất khử phải loại bỏ trước

+ Trong dung dịch phải không có hợp chất có màu, vì nó sẽ che mất màu vàng của cromat

3.2.4 Thiếc Các phản ứng phát hiện Sn 2+ , Sn 4+

3.2.4.1 Phản ứng phát hiện Sn 2+

a Tác dụng với HgCl 2 trong môi trường HCl

Ban đầu tạo kết tủa trắng Hg2Cl2, khi có dư Sn2+ tạo Hg màu đen:

2Hg+ + 2Cl- + Sn2+ Sn4+ + Hg2Cl2 + 2Cl

-Hg2Cl2 + Sn2+ 2Hg + Sn4+ + 2Cl

-b Phản ứng với Bi(NO 3 ) 3

Trong môi trường kiềm dư, chuyển Sn2+ thành SnO22-, stanit sẽ tác dụng với Bi3+

tạo thành kết tủa Bi kim loại màu đen:

Sn2+ + 4OH- SnO22- + 2H2O 3SnO22- + 2Bi3+ + 6OH- 3SnO32- + 2Bi  đen + 3H2O Phải sử dụng stanit mới chế vì để lâu sẽ tạo SnO màu đen:

SnO22- + H2O SnO + 2OH

- Nhóm 1: Cho HCl, sau đó NH4OH và đun nóng:

+ Kiểm tra sự có mặt của CrO42- bằng dung dịch axit (từ màu vàng chuyển thành màu da cam) hoặc cho tác dụng với benziđin trong môi trường axit axetic sẽ có kết tủa màu xanh đen

+ Tìm Al3+ bằng phản ứng giọt trên giấy lọc tẩm K4[Fe(CN)6] và alizarin

+ Tìm Sn4+ bằng cách chuyển thành Sn(II), rồi phát hiện Sn(II) bằng HgCl2

- Nhóm 2: Cho tác dụng với HCl đặc đủ, lấy dung dịch thu được tìm Fe3+ bằng

NH4CNS / môi trường axit sẽ có dung dịch màu đỏ máu hoặc feroxianua sẽ có màu xanh thẫm đặc trưng

3.3.2 Sơ đồ phân tích hệ thống cation nhóm II

Hình 3-1 Sơ đồ phân tích hệ thống cation nhóm II

Cation nhóm II+ NH4OH/ NH4Cl, đun nóng

Các cation nhóm khácFe(OH)3, Al(OH)3,

Hg2Cl2

trắng

+ FeHgCl2

CÂU HỎI VÀ BÀI TẬP

1 Nêu đặc tính chung của cation nhóm II? Vì sao hỗn hợp NH4OH + NH4Cl được dùng làm thuốc thử nhóm cho cation nhóm II?

2 Mục đích sử dụng dung dịch NH4Cl bão hòa có tác dụng gì?

3 Nêu đường lối phân tích hệ thống cation nhóm II?

4 Có một mẫu nước thải của nhà máy nhuộm chứa Fe3+ nồng độ cao, em hãy cho biết có thể sử dụng những thuốc thử nào để nhận biết được sự có mặt của Fe3+?

5 Trình bày hiện tượng khi cho từ từ dung dịch FeCl2 vào dung dịch KMnO4 trong môi trường axit H2SO4?

6 Tẩm trên giấy dung dịch thuốc thử Alirazin, nhỏ 1 giọt dung dịch AlCl3 lên tờ giấy Em hãy cho biết có hiện tượng gì xảy ra? Viết phương trình phản ứng?

7 Dung dịch CrO42- có màu vàng, khi thêm vào đó dung dịch axit thì dung dịch chuyển sang màu da cam Sau đó nếu thêm vào dung dịch thu được dung dịch NaOH thì dung dịch lại chuyển về màu vàng Em hãy giải thích hiện tượng trên?

8 Viết phương trình phản ứng giải thích khi cho từ từ đến dư dung dịch chứa Sn2+ vào dung dịch HgCl2 trong môi trường axit HCl?

9 Trình bày hiện tượng khi cho từ từ đến dư dung dịch NaOH vào dung dịch AlCl3? Viết phương trình minh họa?

10 Cho dung dịch B ( Fe3+ 0,01 M, H+ 0,02 M ) Thêm 1 ml dung dịch NH3 0,02 M vào 1

ml dung dịch B thì có xuất hiện kết tủa Fe(OH)3 không?

Biết TFe(OH)3= 10-37 và KNH4+ = 10-9,24

11 Cho dung dịch A ( Fe2+ 0,001 M, H+ 0,01 M ) Thêm 1 ml dung dịch NH3 0,0105 M vào 1 ml dung dịch A thì có xuất hiện kết tủa Fe(OH)2 không?

Biết TFe(OH)2= 10-15 và KNH4+ = 10-9,24

12 Tính pH để bắt đầu có kết tủa Fe(OH)3 0,02M Biết Tt Fe(OH)3 = 10-37

13 Thêm 1 ml dung dịch NH4SCN 0,1 M vào 1 ml dd Fe3+ 0,01 M và F- 1 M, có màu đỏ của phức FeSCN2+ xuất hiện hay không? Biết rằng màu chỉ xuất hiện khi CFeSCN2+ > 7.10-

6 M và dd được a xit hóa đủ để sự tạo phức hidroxo của Fe3+ không xảy ra Cho KFeSCN2+ =

10-3,03 , KFeF3 = 10-12,06

14 Dự đoán hiện tượng xảy ra trong các thí nghiệm sau:

a, Nhỏ dần dung dịch NaOH vào dung dịch Al(NO3)3 cho đến dư

b, Nhỏ dần dung dịch NH3 vào dung dịch Al(NO3)3 cho đến dư

c, Thêm NH4Cl rắn vào dung dịch ở phần (a) rồi đun nóng

d, Thêm dung dịch CH3COOH vào hỗn hợp sau phản ứng ở phần (b)

15 Dự đoán hiện tượng xảy ra trong các thí nghiệm sau:

a, Thêm dần dung dịch NaOH vào dung dịch CrCl3 cho đến dư Thêm H2O2, đun nóng

b, Thêm H2SO4 đặc vào dung dịch thu được ở phần (a) Thêm tiếp vài giọt H2O2

16 Dự đoán hiện tượng xảy ra trong các thí nghiệm sau:

a, Thêm dung dịch NaOH vào dung dịch SnCl4 cho đến dư

b, Thêm dần dung dịch NH3 vào dung dịch SnCl4 cho đến dư

c, Thêm dung dịch HCl đặc vào hỗn hợp ở phần (b) khi đun nóng

d, đun nóng hỗn hợp ở phần (b) vài phút Thêm HNO3 rồi đun nóng

17 Viết phương trình phản ứng xảy ra khi thêm 1 giọt dung dịch SnCl2 2M và HCl 2M vào 3 giọt dung dịch HgCl2

18 Vì sao Fe chỉ khử được Sn4+ thành Sn2+ mà không khử được thành Sn kim loại? Vì sao

Sn2+ chỉ khử được Fe3+ thành Fe2+ mà không thành Fe?

19 Lập sơ đồ phân tích các hỗn hợp sau:

Hãy kể tên các thuốc thử đó Giải thích và viết phương trình phản ứng?

21 Hãy nhận biết các dung dịch đựng trong các lọ hóa chất mất nhãn sau:

BaCl2, AgNO3, ZnCl2, AlCl3, NH4NO3

Chỉ được dùng thêm một thuốc thử

22 Một dung dịch A gồm có FeSO4 0,001M và HCl 0,01M Thêm 1ml dung dịch NH3

0,105M vào 1ml dung dịch A Có kết tủa Fe(OH)2 tách ra hay không? Cho biết Tt của Fe(OH)2 là 10-15

23 Thêm 1ml dung dịch H2S 0,01M vào 1ml dung dịch Fe3+ 0,01M và H+ 0,1M Có hiện tượng gì xảy ra? Cho biết Tt của FeS là 10-17,4

Chương 4 PHÂN TÍCH CÁC CATION NHÓM III (Cu 2+ , Ni 2+ , Co 2+ , Cd 2+ , Zn 2+ , Mn 2+ )

Thuốc thử nhóm: (NH4)2S 4.1 Tác dụng của thuốc thử

Các cation nhóm III tác dụng với (NH4)2S tạo thành các kết tủa sunfua tương ứng:

M2+ + S2- MS  Điều kiện kết tủa các sunfua nhóm III:

- Dùng thuốc thử mới điều chế

- Muốn kết tủa hoàn toàn cần dùng dư ít thuốc thử

- Tránh dùng nước để pha loãng dung dịch có chứa kết tủa

- Không để kết tủa tiếp xúc lâu với không khí

- Tốt nhất nên tiến hành kết tủa khi đun nóng có hỗn hợp đệm amoni (NH4OH +

- Tích số tan các muối sunfua rất bé, bé nhất là Tt (CuS) = 6,3.10-36 và lớn nhất Tt

(MnS) = 2,5.10-13; nên chúng kết tủa dưới dạng vô định hình, dễ chuyển sang dung dịch keo nhất là đối với CuS, NiS có độ tan bé nhất Vì vậy trước khi kết tủa các sunfua phải đun nóng và thêm chất điện li mạnh như NH4Cl hay NH4NO3 vào đồng thời cho chậm thuốc thử và khuấy kỹ

- Riêng CoS, NiS mới tạo thành ở dạng  thì tan được trong dung dịch HCl loãng, nhưng để lâu dạng  chuyển thành dạng , , không tan được trong HCl loãng nữa

- Căn cứ vào tính tan của các sunfua trong các axit mà ta chia nhóm III thành 2 phân nhóm:

+ Tan trong dung dịch HCl loãng: MnS, CdS, ZnS

+ Không tan trong axit loãng: CuS, CoS, NiS nhưng các sunfua này tan trong HNO3

2-Cu2(OH)2SO4 + 8NH3 2[Cu(NH3)4]2+ + SO42- + 2OH

-Điều kiện tiến hành phản ứng:

- Phải tiến hành phản ứng ở pH > 9

- Các ion Ni2+, Co2+ cũng tạo phức màu với amoniac cản trở phản ứng

- Tránh sự có mặt của các chất khử, vì trong môi trường amoniac nó khử Cu2+ thành

Cu+

4.2.1.2 Tác dụng với Kali feroxianua K 4 [Fe(CN) 6 ]

2Cu2+ + [Fe(CN)6]4- Cu2[Fe(CN)6]  màu đỏ

Điều kiện tiến hành phản ứng:

- Phản ứng phải thực hiện ở pH  7, vì kết tủa bị phân hủy thành hiđroxit trong môi trường kiềm mạnh, trong môi trường amoniac sẽ tạo thành phức amoniacat tan

- Các ion cản trở phản ứng Fe3+, Co2+, Ni2+ cũng tạo thành kết tủa có màu với thuốc thử cản trở phản ứng nên phải loại bỏ trước

Khi có mặt chất khử quá trình chuyển Cu(SCN)2 thành CuSCN xảy ra nhanh hơn;

Ví dụ khi có mặt axit sunfurơ:

2Cu(SCN)2 + 2H2O + SO2 2 CuSCN  + 2HSCN + H2SO4

Điều kiện tiến hành phản ứng:

- Cần tiến hành phản ứng ở pH  7

- Đun nhẹ để tăng khả năng phản ứng

- Ag+ cũng tác dụng vơi KCNS tạo kết tủa trắng, Fe3+ cũng tác dụng với thuốc thử tạo hợp chất màu đỏ máu nên cần loại bỏ trước

4.2.1.4 Phản ứng với dithizon trong CCl 4

Cho vài giọt dung dịch Cu2+ đã được axit hóa vào ống nghiệm rồi cho thêm vài giọt dithizon (trong CCl4) vào lắc kỹ tạo thành phức chất màu tím của dithizonat Cu2+ được chiết bởi CCl4

Các cation Co2+, Ni2+, Zn2+, Cd2+, đều tạo thành dithizonat nên cần chú ý loại trừ ảnh hưởng

Đimeylglyoxim là một axit yếu: HDim  H+ + Dim- lgK = - 11,1

Thuốc thử tạo với ion Ni2+ hợp chất nội phức niken đimetylgyoximat ít tan màu hồng đỏ,

có mặt NH3:

độ nhạy người ta thường pha thuốc thử trong dung dịch rượu hoặc trong NH3 và làm kết tủa trong dung dịch trung tính, amoniac hoặc axetat

Điều kiện tiến hành phản ứng:

- Phản ứng phải tiến hành ở pH = 8 tương đương với dung dịch NH3 yếu