Bài tập ôn tập phân tích định tính | Trường Đại học Y Dược Cần Thơ

Bài tập ôn tập phân tích định tính | Trường Đại học Y Dược Cần Thơ. Tài liệu gồm 65 trang, giúp bạn tham khảo, ôn tập và đạt kết quả cao. Mời bạn đọc đón xem!

71 36 lượt tải Tải xuống
Chia sẻ Báo cáo tài liệu

Môn: Hóa phân tích (YCT)

Trường: Đại học Y dược Cần Thơ

Thông tin:

65 trang 3 tháng trước

Tác giả:

Profile Sang
1
ÔN TP NH TÍNH
Ni dung 1: H THNH TÍNH
Câu hi
1. Trình bày h thng phân tích các cation ?
2. Trình bày h thng phân tích các anion ?
1. Các h th
- Phn ln các chn ti trong dung di dng các chn ly. Các cht
này phân ly hoàn toàn hay mt phn ng gia các cht vi
thuc th là phn ng ion
- c chia thành nhóm dc tính ci vi thuc
th: to ta, ging nhau và khác nhau v  
1.1. Hệ thống phân tích các cation
1.1.1. Hệ thống H
2
S (hệ thống phân tích sulfur)
-   c chia thành 5 nhóm d     tan ca các sulfur, clorid và
carbonat. Cho phép thc hin phân tích theo mt trt t nh
- Ít s dng vì thi gian phân tích quá dài 25 30 gi, vic tìm các ion ca nhóm cui
không chính xác do dung dch b pha loãng, cn phòng phân tích có thit b c bit
1.1.2. Hệ thống acid - base
- c chia thành 6 nhóm tùy theo phn ng ci vi HCl, H
2
SO
4
,
kim, amoniac
- Ƣu điểm: s dc nhng tính chn ca các nguyên t, quan h gia các
nguyên t vi acid và king tính ca các hydroxyd, kh o ph
Nhóm
Ion
Thuc th nhóm
m
I
Ag
+
, Pb
2+
,
Hg
2
2+
HCl 6M
Ta clorid trng, không tan trong
HNO
3
II
Ba
2+
, Sr
2+
, Ca
2+
H
2
SO
4
3M/cn 90
o
T
acid acetic
III
Al
3+
, Cr
3+
, Zn
2+

ng tính, tan trong kim

IV
Fe
3+
, Mn
2+
,
Mg
2+
, Bi
3+
NaOH và H
2
O
2
Hydroxyd không tan trong ki
2
V
Cu
2+
, Co
2+
,
Hg
2+
NH
4

Hydroxyd, to phc tan trong NH
4
OH

VI
Na
+
, K
+
, NH
4
+
Không có thuc th
nhóm
1.1.3. Hệ thống phosphat – amoniac
- c phân thành 5 nhóm da trên thuc th nhóm là phosphat và amoniac
- n hành phc tp, ít s dng thuc th riêng bit
1.2. Hệ thống phân tích các anion
1.2.1. Các phương pháp phân loại anion
- c các thuc th nhóm tht t
- Thuc th áp dng ch  th  s hin din ca các anion
hay không
- Các thuc th nhóm cc phân lo
- Thuc th làm phân hy và gii phóng cht khí: HCl và H
2
SO
4
loãng
- Thuc th to ta: BaCl
2
ng trung tính, AgNO
3
trong HNO
3
- Thuc th là cht oxy hóa: KMnO
4
, HNO
3
c, H
2
SO
4
- Thuc th là cht kh: KI
1.2.2. Các phương pháp phân tích anion
-  thng, na h thng và riêng bit
- Tin hành phân tích na h thi vt s c th thng t
dung dch phân tích, mt s c chia thành nhóm
Nhóm
Ion
Thuc th
m
I
Cl
-
, Br
-
, I
-
, SCN
-
, CN
-
,
S
2-
, S
2
O
3
2-
AgNO
3
trong HNO
3
loãng
Ta
II
SO
3
2-
, SO
4
2-
, AsO
3
3-
,
PO
4
3
, BO
2
-
, CO
3
2-
BaCl
2
ng
trung tính hay kim nh
Ta trng tan trong
acid tr BaSO
4
III
NO
3
-
, NO
2
-
, MnO
4
-
,
ClO
3
-
, CH
3
COO
-
, C
2
O
4
2-
Không có thuc th nhóm
3
Ni dung 2: PHÂN TÍCH CATION NHÓM I (Ag
+
, Pb
2+
, Hg
2
2+
)
Câu hi
1. c tính chung và phn nh tính chung ca cation nhóm I ?
2. Vit công thc hóa hc, hia các phn i vi các
ion Ag
+
, Pb
2+
, Hg
2
2+
và via ?
3. Da vào phn  phân bit Ag
+
và Hg
2
2+
?
4. Làm th  tách Pb
2+
ra khi hn hp các cation nhóm I ?
5. V  lý thuyt phân tích cation nhóm I ?
C TÍNH CHUNG CA NHÓM
- Trong dung dch nc các ion Ag
+
, Pb
2+
, Hg
2
2+
không màu
- Mt s mui ca ion này là nhng hp cht có màu.
- Hp cht có màu ca b)
- Hp cht có màu ca thy ngân I là bromid có màu vàng, iodid có màu xanh lc
- Hp cht có màu ca 

- Trong các phn ng oxy hóa kh: ion bc và ion thy ngân I th hin tính oxy hóa.
Chúng b kh n trng thái nguyên t
2. PHN NG CHUNG CA CATION NHÓM I
2.1. Vi HCl
Các cation nhóm I tác dng vng HNO
3
c to ta clorid trng
AgCl, PbCl
2
, Hg
2
Cl
2
c
HCl là thuc th nhóm ca cation nhóm I
Dùng thuc th  tách các cation nhóm I ra khi các nhóm khác
- AgCl tan trong dung dch NH
4
OH, (NH
4
)
2
CO
3
to thành phc [Ag(NH
3
)
2
]
+
- PbCl
2
c nóng. Dùng phn  tách Pb
2+
ra khi hn hp có
cha Ag
+
và Hg
2
2+
- Hg
2
Cl
2
phn ng vi NH
4
OH cho tc NH
2
HgCl (mercuri amido clorid)
2.2. Vi kim NaOH hay KOH
Các cation nhóm I tác dng vi NaOH hay KOH to ta hydroxyd và oxyd: Ag
2
  
Pb(OH)
2
trng, Hg
2

Hg
2
2+
+ 2OH
-
Hg
2
O + H
2
O
4
2.3. Vi kali hay natri carbonat
- K
2
CO
3
và Na
2
CO
3
phn ng vi cation nhóm I to ta Ag
2
CO
3
và Hg
2
CO
3
có màu trng,
Pb
2
(OH)
2
CO
3
(chì carbonat kim) kt ta trng
- Hg
2
CO
3
b phân h
Hg
2
2+
+ CO
3
2-
Hg
2
CO
3
vàng
Hg
2
CO
3
Hg 
2
+ HgO
3. PHN NH TÍNH TNG ION
3.1. Ion Ag
+
3.1.1. Với HCl
Cho ta AgCl trng vón, không tan trong acid, k c 
3
, H
2
SO
4
.
Vc có th tan mt phn. Ngoài ánh sáng, ta b t phn do Ag
+
b kh
thành Ag.
Ag
+
+ HCl AgCl + H
+
3.1.2. Với kalicromat
Ag
+
phn ng vi K
2
CrO
4
to kt t gch. Phn ng phi ting trung
tính, nng kim s to ta Ag
2
ng acid mnh phn ng không xy ra
2Ag
+
+ K
2
CrO
4
Ag
2
CrO
4
+ 2K
+
3.1.3. Với KI
Ag
+
+ KI AgI (ngà vàng) + K
+
3.2. Ion Pb
2+
3.2.1. Với HCl: to ta PbCl
2
tr ngui, kt tinh tr li, tan
mt phc
Pb
2+
+ 2HCl PbCl
2
+ 2H
+
3.2.2. Với kalicromat: to tn  phân bit vi
ta BaCrO
4
Pb
2+
+ K
2
CrO
4
PbCrO
4
+ 2K
+
3.2.3. Với KI: to ta PbI
2
vàng ngh ngui kt tinh thành vy vàng
óng ánh
Pb
2
+ + 2KI PbI
2
+ 2K
+
3.2.4. Với H
2
SO
4
loãng: to ta PbSO
4
trc do chì là kim long
tính
Pb
2+
+ H
2
SO
4
PbSO
4
+ 2H
+
5
3.3. Ion Hg
2
2+
3.3.1. Với HCl
To ta Hg
2
Cl
2
trng vt. Vi NH
4
OH cho hn hp NH
2

Hg
2
2+
+ 2HCl Hg
2
Cl
2
+ 2H
+
3.3.2. Với kalicromat
To t gch
Hg
2
2+
+ K
2
CrO
4
Hg
2
CrO
4
+ 2K
+
3.2.3. Với KI
To ta vàng xanh, to tc th 
Hg
2
2
+ + 2KI Hg
2
I
2
+ 2K
+
Hg
2
I
2
+ 2KI Hg + K
2
[HgI
4
]
Tóm tt các phn a cation nhóm I
Ag
+
Pb
2+
Hg
2
2+
Ta trng
AgCl, tan trong
NH
4

Ta trng PbCl
2
, tan
c nóng
Ta trng Hg
2
Cl
2
, tác dng vi
NH
4
OH to hn hp NH
2
HgCl +
Hg
0

H
2
SO
4
loãng
Ta trng PbSO
4
Ta trng Hg
2
SO
4
NaOH/KOH
T
2
O
Ta trng Pb(OH)
2
, tan
trong kio PbO
2
2-
T
2
O
To phc
[Ag(NH
3
)
2
]
+
Ta trng Pb(OH)
2
Ta [Hg
2
ONH
2
]NO
3
+ Hg
0
Ta trng
Ag
2
CO
3
Ta trng Pb
2
(OH)
2
CO
3
Hg
2
CO
3
= HgO + Hg + CO
2
T nâu
Ag
2
CrO
4
Ta vàng PbCrO
4
, tan
trong ki
T Hg
2
CrO
4
Ta vàng AgI
Ta vàng PbI
2
, tan trong
c nóng
Ta vàng xanh Hg
2
I
2
, n
thuc th to thành Hg
0
+ HgI
4
2-
6
Ni dung 3: PHÂN TÍCH CATION NHÓM II (Ba
2+
, Sr
2+
, Ca
2+
)
Câu hi
1. c tính chung và phn nh tính chung ca cation nhóm II ?
2. Vit công thc hóa hc, hia các phn i vi các
ion Ba
2+
, Sr
2+
, Ca
2+
và via ?
3. Làm th  tách Ba
2+
ra khi hn hp các cation nhóm II ?
4. Mun tách Ca
2+
ra khi Sr
2+
thì dùng thuc th nào ?
5. Gii thích ti sao Ca
2+
tc vi H
2
SO
4
khi thêm cn 96
o
vào ?
6. V  lý thuyt phân tích cation nhóm II ?
C TÍNH CA CATION NHÓM II
- To ta trng sulfat vi H
2
SO
4
loãng
- Phn ln các hp cht ca cation nhóm II là không màu và ít tan, hp cht có màu là
cromat, dicromat
- Bari là kim loi kim th mnh nht. Ba(OH)
2
d c. Mung
gp là sulfat, carbonat, phosphat, oxalat
- Stronti cho các mu
carbonat, oxalat, cromat
- Calci cho mui d            
phosphat, oxalat. Ca(OH)
2
 tan là 0,17 g/l
- Tính acid base Ca(OH)
2
n Ba(OH)
2
. Ba(OH)
2
d c và tính
kim khá mnh (so vi các hydroxyd ca kim loi kim)
- Tính to phc: Ca
2+
có th to vi (NH
4
)
2
SO
4
bo hòa mt phc d tan
(NH
4
)
2
[Ca(SO
4
)
2
]. Tính chc s d tách Ca
2+
ra khi Sr
2+
-  tan ca mui: Ba
2+
, Ca
2+
, Sr
2+
to nhiu mui ging nhau nên da vào s chênh
lch v  tan các mu phân tích
Ion
 tan tính mol/lít
Cromat
Sulfat
Oxalat
Carbonat
Hydroxyd
Ca
2+
1,5.10
-1
1,4.10
-2
4,5.10
-5
9,5.10
-5
7,1.10
-3
Sr
2+
7,1.10
-3
5,5.10
-4
2,4.10
-4
3,7.10
-5
1,1.10
-2
Ba
2+
1,3.10
-5
1,1.10
-5
3,5.10
-4
9,0.10
-5
4,0.10
-2
7
Nhn xét
-  tan ca mui oxalat gim t Ba
2+
n Ca
2+
ng d nh Ca
2+
-  tan ca mui sulfat gim t Ca
2+
n Ba
2+
dùng phn  nh Sr
2+
sau khi loi Ba
2+
-  tan ca hydroxyd gim t Ba
2+
n Ca
2+
2. PHN NG CHUNG CA CATION NHÓM II
2.1. Vi H
2
SO
4
Các cation nhóm II phn ng vi H
2
SO
4
to thành ta sulfat tinh th trng
Ba
2+
+ H
2
SO
4
BaSO
4
+ 2H
+
Sr
2+
+ H
2
SO
4
SrSO
4
+ 2H
+
Ca
2+
+ H
2
SO
4
CaSO
4
+ 2H
+
Bari sulfat ít tan nht, calci sulfat tan nhiu nh
2
SO
4
vào hn hp
cation nhóm II thì BaSO
4
s c, tinh th rt nh, SrSO
4
kt ta ch
4
ch
tách ra khi n cao ho làm gi tan ca CaSO
4
2.2. Vi Na
2
CO
3
Các cation nhóm II to t
3
; trong acid acetic và
gii phóng CO
2
Ba
2+
+ Na
2
CO
3
BaCO
3
+ 2Na
+
Sr
2+
+ Na
2
CO
3
SrCO
3
+ 2Na
+
Ca
2+
+ Na
2
CO
3
CaCO
3
+ 2Na
+
2.3. Vi amoni oxalat
- Cho các kt tt
- Các kt t H
2
SO
4
- Trong acid acetic: calci oxalat không tan, stronti oxalat tan mt ít, bari oxalat tan (trong
acid acetic nóng)
2.4. Phn ng nhum màu ngn la
- Ba
2+
cho ngn la vàng lc
- Ca
2+
cho ngn l gch
- Sr
2+
cho ngn l thm
Do các mun làm khan, tt bt
8
3. PHN NG NH TÍNH TNG ION
3.1. Ion Ba
2+
3.1.1. Với H
2
SO
4
To ta trng BaSO
4

Ba
2+
+ H
2
SO
4
BaSO
4
+ 2H
+
3.1.2. Với kalicromat
To t
Ba
2+
+ K
2
CrO
4
BaCrO
4
+ 2K
+
3.1.3. Với H
2
SO
4
/KMnO
4
(phản ứng Wohlers)
To ta BaSO
4
vi H
2
SO
4
khi có s hin din KMnO
4
. BaSO
4
và KMnO
4
kt tng hình làm
cho ta BaSO
4
có màu hng
3.1.4. Phản ứng nhuộm màu ngọn lửa
Các mui bari d m ngn la không màu thành vàng lc
3.2. Ion Sr
2+
3.2.1. Với H
2
SO
4
To ta trng SrSO
4
. Ta kt tinh chm, sau 5 10 phút phn ng mi xy ra
Sr
2+
+ H
2
SO
4
SrSO
4
+ 2H
+
3.2.2. Với amoni sulfat
To ta SrSO
4
. Phn  tách Ca
2+
ra khi hn hp Sr
2+

2+
Sr
2+
+ (NH
4
)
2
SO
4
SrSO
4
+ 2NH
4
+
3.2.3. Phản ứng nhuộm màu ngọn lửa
Các mui stronti nhum ngn l thm
3.3. Ion Ca
2+
3.3.1. Với amoni oxalat
To ta trng, ta này không tan trong acid acetic, tan trong HNO
3
, HCl, H
2
SO
4
Ca
2+
+ (NH
4
)
2
C
2
O
4
CaC
2
O
4
+ 2NH
4
+
3.3.2. Phản ứng nhuộm màu ngọn lửa
Các mui calci d m ngn la không màu c gch
3.3.3. Phản ứng soi tinh thể
Vi n Ca
2+
i cao, có th to thành tinh th CaSO
4
.2H
2
i
kính hin vi, phân bit vi ta BaSO
4
và SrSO
4
9
Tóm tt các phn a cation nhóm II
Thuc th
Ba
2+
Sr
2+
Ca
2+
H
2
SO
4
loãng
Ta trng BaSO
4
Ta trng SrSO
4
Ta trng CaSO
4
tan nhiu
c
Na
2
CO
3
Ta trng BaCO
3
Ta trng SrCO
3
Ta trng CaCO
3
K
2
CrO
4
- Trung tính
- Acid
- Ta vàng BaCrO
4
- Ta vàng BaCrO
4
- Ta vàng SrCrO
4
(NH
4
)
2
C
2
O
4
Ta trng BaC
2
O
4
Ta trng SrC
2
O
4
Ta trng CaC
2
O
4
Th màu
ngn la
Vàng lc
 thm
 gch
10
Ni dung 4: PHÂN TÍCH CATION NHÓM III (Al
3+
, Cr
3+
, Zn
2+
)
Câu hi
1. c tính chung và phn nh tính chung ca cation nhóm III ?
2. Vit công thc hóa hc, hia các phn i vi các
ion Al
3+
, Cr
3+
, Zn
2+
và via ?
3. So sánh s ging nhau và khác nhau ca Al
3+
và Zn
2+
khi tác dng vi các thuc th và
via ?
4. Làm th  tách Al
3+
ra khi hn hp cation nhóm III ?
5. V  lý thuyt phân tích cation nhóm III ?
M CHUNG CA CATION NHÓM III
- Phn ng vi kim to ta trng hydroxyd Al(OH)
3
, Cr(OH)
3
và Zn(OH)
2
. Ta tan trong
kio thành aluminat AlO
2
-
, cromit CrO
2
-
và zincat ZnO
2
2-
- c th nhóm
- Trong dung dch: Zn
2+
và Al
3+
không màu, Cr
3+
màu xanh tím
- Zn
2+
tn ti 2 dng Zn
2+
và ZnO
2
2-
- Al
3+
tn ti dng Al
3+
hay AlO
2
-
- Cr
3+
to t
3
pH 5, tan trong ki pH 12,5 cho cromit màu
xanh nht
2. PHN NG CHUNG CA CATION NHÓM III
Vi NaOH hay KOH
To ta trng hydroxyd
Al
3+
+ 3NaOH Al(OH)
3
+ 3Na
+
Cr
3+
+ 3NaOH Cr(OH)
3
+ 3Na
+
Zn
2+
+ 2NaOH Zn(OH)
2
+ 2Na
+
ng tính, tan trong kim th hin tính acid
Al(OH)
3
+ OH
-
AlO
2
-
+ 2H
2
O
Cr(OH)
3
+ OH
-
CrO
2
-
+ 2H
2
O
Zn(OH)
2
+ 2OH
-
ZnO
2
2-
+ 2H
2
O
Và tan trong acid th hin tính base
Al(OH)
3
+ 3H
+
Al
3+
+ 3H
2
O
Cr(OH)
3
+ 3H
+
Cr
3+
+ 3H
2
O
Zn(OH)
2
+ 2H
+
Zn
2+
+ 2H
2
O
11
3. PHN NH TÍNH TNG ION
3.1. Ion Al
3+
3.1.1. Với NaOH
To ta keo Al(OH)
3
o thành mui aluminat
Al
3+
+ 3NaOH Al(OH)
3
+ 3Na
+
Al(OH)
3
+ NaOH NaAlO
2
+ 2H
2
O
Khi thêm NH
4
Cl vào dung dch aluminat s xut hin ta tr ln ng thy phân
aluminat,  tách Al
3+
ra khi hn hp cation nhóm III
3.1.2. Với thuốc thử Aluminon (amoni aurintricarboxylat)
To mui ni ph. Tùy n ca Al
3+
s có t hay dung d.
Phn ng thc hing acid yu pH 4 5 vm acetat
Al
3+
+ aluminon t
3.2. Ion Cr
3+
3.2.1. Với NaOH
To t
Cr
3+
+ 3NaOH Cr(OH)
3
+ 3Na
+
Crom hydroxyd o thành cromit màu xanh nht
Cr(OH)
3
+ NaOH NaCrO
2
+ 2H
2
O
 b thy phân cho li ta crom hydroxyd
3.2.2. Với tác nhân oxy hóa H
2
O
2
Vi H
2
O
2
ng kim t
2Cr
3+
+ 3H
2
O
2
+ 10OH
-
2CrO
4
2-
+ 8H
2
O
3.2.3. Phản ứng tạo ngọc có màu
Cr
3+
to ngc có màu khác nhau vi mt s muo
ngc có màu xanh lá m hoc khi nung chy mu cha Cr
3+
vi hn hp bt Na
2
CO
3
và KNO
3
to ngc có màu vàng
3.3. Ion Zn
2+
3.3.1. Với NaOH
To ta hydroxyd km, tan trong kio mui zincat không màu
Zn
2+
+ 2NaOH Zn(OH)
2
+ 2Na
+
Zn(OH)
2
+ 2NaOH Na
2
ZnO
2
+ 2H
2
O
12
3.3.2. Với NH
4
OH
To Zn(OH)
2
tan trong NH
4
o thành phc [Zn(NH
3
)
4
]. Phn  tách nhôm
ra khi hn hp có km trong cation nhóm III
3.3.3. Với thuốc thử MTA (Mercuri Thiocyanat Amoni) (NH
4
)
2
[Hg(SCN)
4
]
ng trung tính hay acid nh, Zn
2+
cho ta trng Zn[Hg(SCN)
4
]. Nu thêm 1 git
Cu
2+
, khi cho MTA vào s to ta tím sim
Zn
2+
+ Cu
2+
+ 2[Hg(SCN)
4
]
2-
ZnCu[Hg(SCN)
4
]
2
Màu ca ta tùy thung Cu
2+
thêm vào: ít Cu
2+
tím nha Cu
2+

tha nhiu Cu
2+
xanh vàng ca Cu
2+
Tóm tt các phn a Al
3+
và Zn
2+
Thuc th
Al
3+
Zn
2+

AlO
2
-
ZnO
2
2-
Na
2
CO
3
Ta keo trng Al(OH)
3
Ta trng Zn
2
(OH)
2
CO
3
NH
4

Ta keo trng Al(OH)
3
Phc tan [Zn(NH
3
)
4
]
2+
MTA
- Có mt vt Cu
2+
: to ta tím
- Có mt vt Co
2+
: to ta lc
Aluminon
T
13
Ni dung 5: PHÂN TÍCH CATION NHÓM IV (Fe
3+
, Mn
2+
, Mg
2+
, Bi
3+
)
Câu hi
1. Trình bày tên, công thc hóa hc ca thuc th nhóm IV, nêu các hi
khi cation nhóm IV tác dng vi thuc th nhóm và vi trình ion minh ha ?
2. Vit công thc hóa hc, phn a Fe
3+
, Mn
2+
, Mg
2+
, Bi
3+
?
3. Cho bit cation nào trong nhóm có tính oxy hóa, tính kh. Vin ng
minh ha ca Mn
2+
và Bi
3+
?
4. Áp dng tính ch tách Mg
2+
ra khi hn hp cation nhóm IV ?
5. V  lý thuyt phân tích cation nhóm IV ?
M CHUNG CA CATION NHÓM IV
- Tác dng vi kim cho ta hydroxyd không tan trong ki
- NaOH 3M và H
2
O
2
là thuc th nhóm
- Trong dung dch các ion không màu tr Fe
3+
có màu vàng nâu
- Các cation nhóm IV tham gia phn ng oxy hóa kh
Fe
3+
là cht oxy hóa, b kh thành Fe
2+
Mn
2+
là cht kh b oxy hóa thành Mn
7+
có màu tím
Mg
2+
là cht oxy hóa, b kh v Mg
Bi
3+
là cht oxy hóa, b kh 
2. PHN NG CHUNG CA CATION NHÓM IV
Vi KOH, NaOH, NH
4
OH
Fe
3+
+ 3OH
-
Fe(OH)
3
Mg
2+
+ 2OH
-
Mg(OH)
2
Mn
2+
+ 2OH
-
Mn(OH)
2
Bi
3+
+ 3OH
-
Bi(OH)
3
3. PHN NH TÍNH TNG ION
3.1. Ion Fe
3+
3.1.1. Với NaOH
To t 
Fe
3+
+ 3NaOH Fe(OH)
3
+ 3Na
+
3.1.2. Với kali ferrocyanid K
4
[Fe(CN)
6
]
ng acid, Fe
3+
to ta keo xanh ph
Fe
3+
+ K
4
[Fe(CN)
6
] Fe
4
[Fe(CN)
6
]
3
14
Phn ng này rt nhy, ng ti thiu tìm thy (1 2 git): 0,05 µg, n  gii hn
1/(1x10
6
 loãng gii hn 10
6
3.1.3. Với kali sulfocyanid KSCN
To ph máu. Thành phn phi tùy theo n SCN
-
Fe
3+
+ 3KSCN Fe(SCN)
3
+ 3K
+
3.2. Ion Mn
2+
3.2.1. Với NaOH, NH
4
OH
To ta trng Mn(OH)
2
, tan ít trong kio phc hydroxo Mn(OH)
3
-
, tan trong acid vô

Mn
2+
+ 2OH
-
Mn(OH)
2
Mn(OH)
2
d b oxy hóa trong không khí to thành MnO(OH)
2
(dihydroxido oxidomanganat (IV))
có màu nâu
3.2.2. Phản ứng oxy hóa
Oxy hóa Mn
2+
bng PbO
2
ng acid to thành Mn
7+

2Mn
2+
+ 5PbO
2
+ 4H
+
2MnO
4
-
+ 5Pb
2+
+ 2H
2
O
3.3. Ion Mg
2+
3.3.1. Với NaOH
To ta trng Mg(OH)
2
, không tan trong ki
4
Cl
Mg
2+
+ 2OH
-
Mg(OH)
2
3.3.2. Với NH
4
OH
Cho ta trng Mg(OH)
2
, nu có s hin din ca NH
4
Cl thì Mg(OH)
2
không kt tc
3.3.3. Với Na
2
HPO
4
To tnh hình, nu có s hin din ca NH
4
OH NH
4
Cl s cho ta trng tinh th hình
sao MgNH
4
PO
4
.6H
2
O
Mg
2+
+ NH
4
+
+ PO
4
3-
+ 6H
2
O MgNH
4
PO
4
.6H
2
O
3.3.4. Với vàng thiazol
To t ng kim
Mg
2+
+ vàng thiazol + NaOH t ánh tím
3.4. Ion Bi
3+
3.4.1. Với NaOH
To ta keo trng Bi(OH)
3
, không tan trong ki sôi ta s có màu vàng
do b mc Bi
3+
+ 3OH
-
Bi(OH)
3
15
3.4.2. Phản ứng thủy phân
Pha loãng dung dch Bi
3+
to thành ta trng bismutyl, tan trong acid loãng
Bi
3+
+ Cl
-
+ H
2
O BiOCl + 2H
+
3.4.3. Với kali iodid
To t
3
, tan trong KI to thành phc K[BiI
4
 cam
Bi
3+
+ 3KI BiI
3
+ 3K
+
BiI
3
+ KI K[BiI
4
]
3.4.4. Với thioure
To phc màu vàng Bi
3+
+ 2SC(NH
2
)
2
[Bi(NH
2
-CS-NH
2
)
3
]
3+
3.4.5. Với SnCl
2
/NaOH (phản ứng stanit kiềm)
T 2Bi
3+
+ 3SnO
2
2-
+ 6OH
-
2Bi + 3SnO
3
2-
+ 3H
2
O
Tóm tt các phn a cation nhóm IV
Thuc th
Fe
3+
Mn
2+
Mg
2+
Bi
3+
NaOH
Ta nâu Fe(OH)
3
Ta trng MN(OH)
2
,
hóa nâu trong không
khí
Ta trng Mg(OH)
2
Ta trng
Bi(OH)
3
Na
2
CO
3
Ta trng
Fe(OH)CO
3
Ta trng MnCO
3
Ta trng MgCO
3
Ta trng
Bi(OH)CO
3
Na
2
HPO
4
Ta vàng nht
FePO
4
Ta trng Mn
3
(PO
4
)
2
Ta MgHPO
4
hoc
  ng
NH
4
OH - NH
4
Cl cho
ta MgNH
4
PO
4
Ta trng
BiPO
4
KI
T  
3
,
n   o
KBiI
4
màu cam
KSCN
T  máu
Fe(SCN)
3
hoc
 
-
to
ph   máu
[Fe(SCN)
6
]
3-
K
4
[Fe(CN)
6
]
Ta xanh ph
Fe
4
[Fe(CN)
6
]
3
16
Ni dung 6: PHÂN TÍCH CATION NHÓM V (Cu
2+
, Co
2+
, Hg
2+
)
Câu hi
1. m chung và phn ng chung ca cation nhóm V ?
2. Vit công thc hóa hc, hing a các phn nh tính Cu
2+
, Co
2+
,
Hg
2+
và via ?
3. Phân bit Cu
2+
và Hg
2+
bng thuc th nào ? Vin ng ?
4. V  lý thuyt phân tích cation nhóm V ?
M CHUNG CA CATION NHÓM V
- Tác dng vi kim cho nhng hydroxyd không tan trong ki    
NH
4
OH hoc hn hp NH
4
OH NH
4
Cl thành các amonicat.
- NH
4
OH 3M là thuc th nhóm
- KOH và NaOH cho tng tính vi dung dch cha Cu
2+
(vì d tan trong
acid loãng và tan trong NH
4
 to phc [Cu(NH
3
)
4
]
2+
), cho oxyd vi Hg
2+
, cho mui
có tính kim vi Co
2+
- i kh o phc
- Trong dung dch mui Hg
2+
không màu, mui Cu
2+
, Co
2+
có màu
2. PHN NG CHUNG CA CATION NHÓM V
2.1. Vi KOH, NaOH
Cu
2+
+ 2KOH Cu(OH)
2

+
Co
2+
+ KOH CoOH
+
xanh lam + K
+
CoOH
+
+ KOH Co(OH)
2
hng + K
+
Hg
2+
+ KOH
HgOH
+
 gch + K
+
HgOH
+
+ KOH Hg(OH)
2
+ K
+
Hg(OH)
2
HgO vàng + H
2
O
2.2. Vi NH
4
OH
Dung dch n ng vi cation nhóm V to ra các phc amonicat
Cu
2+
+ 4NH
4
OH [Cu(NH
3
)
4
]
2+
+ 4H
2
O
Co
2+
+ 6NH
4
OH [Co(NH
3
)
4
]
2+
+ 6H
2
O
Hg
2+
+ 4NH
4
OH [Hg(NH
3
)
4
]
2+
+ 4H
2
O
Các amonicat bn tr i tác dng ca oxy không khí s chuyn thành Co
3+
 tím
17
3. PHN NH TÍNH TNG ION
3.1. Ion Cu
2+
3.1.1. Với NH
4
OH
To ta tan khi cho NH
4
o phm
2Cu
2+
+ 2NH
4
OH Cu
2
(OH)
2
2+
+ 2NH
4
+
Cu
2
(OH)
2
2+
+ 8NH
4
OH 2[Cu(NH
3
)
4
](OH)
2
+ 6H
2
O + 2H
+
3.1.2. Với kali ferrocyanid K
4
[Fe(CN)
6
]
To t thm
2Cu
2+
+ K
4
[Fe(CN)
6
] Cu
2
[Fe(CN)
6
]
+ 4K
+
3.1.3. Với thuốc thử MTA
To ta xanh vàng Cu[Hg(SCN)
4
]. Nu thêm Zn
2+
to ta tím sim
Zn
2+
+ Cu
2+
+ 2[Hg(SCN)
4
]
2-
ZnCu[Hg(SCN)
4
]
2
3.1.4. Với Na
2
S
2
O
3
Trong dung dch mui Cu
2+
c acid hóa s làm mt màu dung dch do to thành t
CuS không tan trong HCl, H
2
SO
4
c, tan trong HNO
3
Cu
2+
+ 3S
2
O
3
2-
+ 2H
+
CuS + S
4
O
6
2-
+ SO
2
+ H
2
O
3.2. Ion Co
2+
3.2.1. Với NH
4
OH
To mui kim CoOH
+
o thành Co(OH)
2
màu hng, tan trong
NH
4
o thành phc màu vàng nâu
Co
2+
+ NH
4
OH Co(OH)
+
Co(OH)
2
Co(OH)
2
+ 4NH
4
OH [Co(NH
3
)
4
](OH)
2
+ 4H
2
O
3.2.2. Với NH
4
SCN
m do to thành phc cht d phân hc và trong acid loãng. Tan
trong dung môi h
Co
2+
+ 4NH
4
SCN [Co(SCN)
4
]
2+
3.3. Ion Hg
2+
3.3.1. Với NH
4
OH
To ta trng HgNH
2
+
, tan trong NH
4
c
Hg
2+
+ NH
4
OH HgNH
2
+
(mercuri amido) + H
+
+ H
2
O
HgNH
2
+
+ 3NH
4
OH + H
+
[Hg(NH
3
)
4
]
2+
+ 3H
2
O
18
3.3.2. Với kali iodid
To t cam HgI
2
o phc màu vàng nht
Hg
2+
+ 2KI HgI
2
+ 2K
+
HgI
2
+ 2KI K
2
[HgI
4
]
3.3.3. Với dung dịch SnCl
2
mới pha
To ta trng th
2Hg
2+
+ Sn
2+
Hg
2
2+
+ Sn
4+
Hg
3.3.4. Với Na
2
S
2
O
3
o t
2
SO
4
, HNO
3
Hg
2+
+ 3S
2
O
3
2-
+ 2H
+
HgS + S
4
O
6
2-
+ SO
2
+ H
2
O
Tóm tt các phn a cation Cu
2+
và Hg
2+
Thuc th
Cu
2+
Hg
2+
NaOH
Cu(OH)
2
xanh t
Ta vàng HgO
NH
4

[Cu(NH
3
)
4
]
2+
m
[Hg(NH
3
)
4
]
2+
Na
2
S
2
O
3
THNO
3
THNO
3
KI
Ta trng CuI + I
2
T cam HgI
2
, no phc tan
màu vàng nht [HgI
4
]
2-
SnCl
2
/NaOH
T
NH
4
SCN
T
2
Ta trng Hg(SCN)
2
, n
4
SCN thì
to phc (NH
4
)
2
[Hg(SCN)
4
]
19
O
Hg
Hg
NH
2
I
Ni dung 7: PHÂN TÍCH CATION NHÓM VI (NH
4
+
, K
+
, Na
+
)
Câu hi
1. m chung ca cation nhóm VI ?
2. K tên, công thc hóa hc, hia các phn nh tính NH
4
+
, K
+
,
Na
+
và via ?
3. Gii thích nguyên nhân phi xác nh NH
4
+
c ?
4. Hãy cho bit s n giu khi tác
dng vi thuc th natri carbonat ?
5. V  lý thuyt phân tích cation nhóm VI ?
M CHUNG CA CATION NHÓM VI
- Các Na
+
, K
+
là các ion kim loi kim, NH
4
+
do phân t NH
3
và H
+
to nên, không bn
vng trong dung dch kim và nhi cao
NH
3
+ H
+
NH
4
+
NH
4
+
+ OH
-
NH
3
+ H
2
O
- Các hp cht hydroxyd (NaOH, KOH, NH
4
OH), các muu d
dùng acid hoc kim làm thuc th nhóm thì các cation ca 5
u kt ta, còn cation nhóm VI không cho ta
- Cation nhóm VI không có thuc th nhóm
-  nh các cation nhóm VI, tinh trc tip cation mà không phân tích
theo h thng
2. PHN NH TÍNH TNG ION
2.1. Ion NH
4
+
2.1.1. Với NaOH
To thành amoniac, khí bay ra có th nhn bit bng giy tm phenolphtalein (giy s có màu
hng) hoc dùng giy qu tím s hóa xanh
NH
4
+
+ NaOH NH
3
+ Na
+
+ H
2
O
NH
3
+ giy tm phenolphtalein hng
NH
3
+ giy qu tím xanh
2.1.2. Với thuốc thử Nessler
ng kim, cho t nâu
NH
4
+
+ 2K
2
[HgI
4
] + 3KOH 7KI + 2H
2
O + + H
+

20
- Mt s cation kim loi chuyn tip (Cu
2+
, Zn
2+
, Ag
+
, Hg
2+
, Cr
3+
, Mn
2+
, Fe
3+
, Co
2+
) cn tr
phn ng do to hydroxyd có màu ho  c th. Loi bng kim mnh và
carbonat hoc khóa trong phc kali natri tartrat.
- C hai phn u phnh tính NH
4
+
2.2. Ion K
+
2.2.1. Với acid percloric
To ta trng kali perclorat: K
+
+ HClO
4
KClO
4
+ H
+
2.2.2. Với acid tartric
To ta trng trung tính hay acid (pH 5 7)
K
+
+ H
2
C
4
H
4
O
6
KHC
4
H
4
O
6
+ H
+
2.2.3. Với acid picric
To kt ta vàng. NH
4
+
a vàng nên phi loi bng kim
K
+
+ C
6
H
2
(NO
2
)
3
OH C
6
H
2
(NO
2
)
3
OK + H
+
2.2.4. Với thuốc thử Garola Na
3
[Co(NO
2
)
6
]
To ta tinh th vàng.
2K
+
+ Na
+
+ [Co(NO
2
)
6
]
3-
K
2
Na[Co(NO
2
)
6
]

- NH
4
+
cho phn . Loi NH
4
+
bng kiu chnh pH
v trung tính. I
-
gây cn tr. Loi I
-
bng HNO
3
hoc H
2
O
2
. Ag
+
 nhy phn
ng
2.2.5. Phản ứng nhuộm màu ngọn lửa
t các mui K
+
trên ngn la không màu thì ngn la s có màu tím
2.3. Ion Na
+
2.3.1. Với thuốc thử Kontop (kẽm uranyl acetat)
To ta tinh th vàng (hình mt nhn khi soi kính hin vi)
Na
+
+ Zn(UO
2
)
3
(CH
3
COO)
8
+ CH
3
COO
-
+ 9H
2
O ZnNa(UO
2
)
3
(CH
3
COO)
9
.9H
2
O
Điều kiện:
-  dng acid mnh ta
tan. Các NH
4
+
, Ca
2+
, Sr
2+
, Ba
2+
, Al
3+
gây tr ngi. Các Ag
+
, Hg
2
2+
, Sb
3+
o ta tinh
th hình kim dài vi thuc th
2.3.2. Phản ứng nhuộm màu ngọn lửa
t các mui Na
+
trên ngn la không màu thì ngn la s có màu vàng. Phn ng rt nhy
nên phi ra dây bch kim tht sc khi tin hành phn ng và ch kt lun có Na
+
khi
ngn la vàng tn tài vài giây tr lên.
| 1/65
| | Tải xuống

Có thể bạn quan tâm:

Preview text:

ÔN TẬP PHỂN TệCH Đ NH TÍNH Nội dung 1:
H TH NG PHỂN TệCH Đ NH TÍNH Câu hỏi
1. Trình bày hệ thống phân tích các cation ?
2. Trình bày hệ thống phân tích các anion ?
1. Các hệ thống PTĐT -
Phần lớn các chất vô cơ tồn tại trong dung dịch dưới dạng các chất điện ly. Các chất
này phân ly hoàn toàn hay một phần thành các ion, do đó phản ứng giữa các chất với
thuốc thử là phản ứng ion -
Trong PTĐT, các ion được chia thành nhóm dựa trên đặc tính của ch ng đối với thuốc
thử: tạo tủa, giống nhau và khác nhau về độ tan, …
1.1. Hệ thống phân tích các cation
1.1.1. Hệ thống H2S (hệ thống phân tích sulfur) -
Các cation được chia thành 5 nhóm dựa trên cơ sở độ tan của các sulfur, clorid và
carbonat. Cho phép thực hiện phân tích theo một trật tự xác định -
Ít sử dụng vì thời gian phân tích quá dài 25 – 30 giờ, việc tìm các ion của nhóm cuối
không chính xác do dung dịch bị pha loãng, cần phòng phân tích có thiết bị đặc biệt
1.1.2. Hệ thống acid - base -
Các cation được chia thành 6 nhóm tùy theo phản ứng của ch ng đối với HCl, H2SO4, kiềm, amoniac -
Ƣu điểm: sử dụng được những tính chất cơ bản của các nguyên tố, quan hệ giữa các
nguyên tố với acid và kiềm, tính lưỡng tính của các hydroxyd, khả năng tạo phức, … Nhóm Ion Thuốc th nhóm Đặc điểm I Ag+, Pb2+, HCl 6M
Tủa clorid trắng, không tan trong Hg 2+ 2 HNO3 II Ba2+, Sr2+, Ca2+ H2SO4 3M/cồn 90o
Tủa sulfat, không tan trong acid vô cơ, acid acetic III Al3+, Cr3+, Zn2+ NaOH 3M dư
Hydroxyd lưỡng tính, tan trong kiềm dư IV Fe3+, Mn2+, NaOH và H2O2
Hydroxyd không tan trong kiềm dư Mg2+, Bi3+ 1 V Cu2+, Co2+, NH4OH dư
Hydroxyd, tạo phức tan trong NH4OH Hg2+ dư VI Na+, K+, NH + 4 Không có thuốc thử nhóm
1.1.3. Hệ thống phosphat – amoniac -
Các cation được phân thành 5 nhóm dựa trên thuốc thử nhóm là phosphat và amoniac -
Phương pháp tiến hành phức tạp, ít sử dụng thuốc thử riêng biệt
1.2. Hệ thống phân tích các anion
1.2.1. Các phương pháp phân loại anion -
Chưa t m được các thuốc thử nhóm thật tốt như cation -
Thuốc thử áp dụng cho anion thường chỉ dùng để thử sơ bộ sự hiện diện của các anion hay không -
Các thuốc thử nhóm của anion được phân loại như sau: -
Thuốc thử làm phân hủy và giải phóng chất khí: HCl và H2SO4 loãng -
Thuốc thử tạo tủa: BaCl2 trong môi trường trung tính, AgNO3 trong HNO3 -
Thuốc thử là chất oxy hóa: KMnO4, HNO3 đặc, H2SO4 -
Thuốc thử là chất khử: KI
1.2.2. Các phương pháp phân tích anion -
Có 3 phương pháp: phân tích hệ thống, nữa hệ thống và riêng biệt -
Tiến hành phân tích nữa hệ thống đối với các anion trong đó một số được thử thẳng từ
dung dịch phân tích, một số được chia thành nhóm Nhóm Ion Thuốc th Đặc điểm I
Cl-, Br-, I-, SCN-, CN-, AgNO3 trong HNO3 loãng Tủa S2-, S 2- 2O3 II SO 2- 2- 3- 3 , SO4 , AsO3 , BaCl2 trong môi trường Tủa trắng tan trong PO 3 - 2- 4 , BO2 , CO3 trung tính hay kiềm nhẹ acid trừ BaSO4 III NO - - - 3 , NO2 , MnO4 ,
Không có thuốc thử nhóm ClO - 2- 3 , CH3COO-, C2O4 2 Nội dung 2:
PHÂN TÍCH CATION NHÓM I (Ag+, Pb2+, Hg 2+ 2 ) Câu hỏi
1. Tr nh bày đặc tính chung và phản ứng định tính chung của cation nhóm I ?
2. Viết công thức hóa học, hiện tượng đặc trưng của các phản ứng định tính đối với các ion Ag+, Pb2+, Hg 2+
2 và viết phương tr nh ion minh họa ?
3. Dựa vào phản ứng nào để phân biệt Ag+ và Hg 2+ 2 ?
4. Làm thế nào để tách Pb2+ ra khỏi h n hợp các cation nhóm I ?
5. Vẽ sơ đồ lý thuyết phân tích cation nhóm I ?
1. Đ C TÍNH CHUNG C A NHÓM 2+ -
Trong dung dịch nước các ion Ag+, Pb2+, Hg2 không màu -
Một số muối của ion này là những hợp chất có màu. -
Hợp chất có màu của bạc (bromid, iodid: vàng), (cromat, dicromat: đỏ) -
Hợp chất có màu của thủy ngân I là bromid có màu vàng, iodid có màu xanh lục -
Hợp chất có màu của ch như iodid có màu vàng nghệ, sulfur có màu đen, cromat có màu vàng tươi -
Trong các phản ứng oxy hóa – khử: ion bạc và ion thủy ngân I thể hiện tính oxy hóa.
Chúng bị khử đến trạng thái nguyên tố
2. PH N NG CHUNG C A CATION NHÓM I 2.1. Với HCl
Các cation nhóm I tác dụng với HCl loãng trong môi trường HNO3 đậm đặc tạo tủa clorid trắng
AgCl, PbCl2, Hg2Cl2 ít tan trong nước
HCl là thuốc thử nhóm của cation nhóm I
Dùng thuốc thử này để tách các cation nhóm I ra khỏi các nhóm khác -
AgCl tan trong dung dịch NH4OH, (NH4)2CO3 tạo thành phức [Ag(NH3)2]+ -
PbCl2 tan được trong nước nóng. Dùng phản ứng này để tách Pb2+ ra khỏi h n hợp có chứa Ag+ và Hg 2+ 2 -
Hg2Cl2 phản ứng với NH4OH cho tủa đen Hg và phức NH2HgCl (mercuri amido clorid)
2.2. Với kiềm NaOH hay KOH
Các cation nhóm I tác dụng với NaOH hay KOH tạo tủa hydroxyd và oxyd: Ag2O màu đen, Pb(OH)2 trắng, Hg2O đen Hg 2+ 2 + 2OH-  Hg2O + H2O 3
2.3. Với kali hay natri carbonat -
K2CO3 và Na2CO3 phản ứng với cation nhóm I tạo tủa Ag2CO3 và Hg2CO3 có màu trắng,
Pb2(OH)2CO3 (chì carbonat kiềm) kết tủa trắng -
Hg2CO3 bị phân hủy nhanh theo phương tr nh Hg 2+ 2- 2 + CO3  Hg2CO3  vàng
Hg2CO3  Hg  đen + CO2  + HgO
3. PH N NG Đ NH TÍNH T NG ION 3.1. Ion Ag+
3.1.1. Với HCl
Cho tủa AgCl trắng vón, không tan trong acid, kể cả các acid vô cơ đậm đặc như HNO3, H2SO4.
Với HCl đậm đặc có thể tan một phần. Ngoài ánh sáng, tủa bị đen một phần do Ag+ bị khử thành Ag. Ag+ + HCl  AgCl  + H+
3.1.2. Với kalicromat
Ag+ phản ứng với K2CrO4 tạo kết tủa đỏ gạch. Phản ứng phải tiến hành trong môi trường trung
tính, nếu là môi trường kiềm sẽ tạo tủa Ag2O, môi trường acid mạnh phản ứng không xảy ra
2Ag+ + K2CrO4  Ag2CrO4  + 2K+ 3.1.3. Với KI
Ag+ + KI  AgI  (ngà vàng) + K+ 3.2. Ion Pb2+
3.2.1. Với HCl: tạo tủa PbCl2 trắng, h nh kim, tan trong nước nóng, để nguội, kết tinh trở lại, tan
một phần trong HCl đậm đặc
Pb2+ + 2HCl  PbCl2  + 2H+
3.2.2. Với kalicromat: tạo tủa vàng tươi, tan trong NaOH. Phản ứng này dùng để phân biệt với tủa BaCrO4
Pb2+ + K2CrO4  PbCrO4  + 2K+
3.2.3. Với KI: tạo tủa PbI2 vàng nghệ, tan trong nước nóng, để nguội kết tinh thành vẫy vàng óng ánh Pb2+ + 2KI  PbI2  + 2K+
3.2.4. Với H2SO4 loãng: tạo tủa PbSO4 trắng, tan trong NaOH đậm đặc do chì là kim loại lưỡng tính
Pb2+ + H2SO4  PbSO4  + 2H+ 4 3.3. Ion Hg 2+ 2
3.3.1. Với HCl
Tạo tủa Hg2Cl2 trắng vụn như bột. Với NH4OH cho h n hợp NH2HgCl và Hg có màu đen xám Hg 2+ 2 + 2HCl  Hg2Cl2  + 2H+
3.3.2. Với kalicromat Tạo tủa đỏ gạch Hg 2+
2 + K2CrO4  Hg2CrO4  + 2K+ 3.2.3. Với KI
Tạo tủa vàng xanh, tạo tủa đen trong thuốc thử dư Hg 2 2 + + 2KI  Hg2I2  + 2K+
Hg2I2 + 2KI  Hg  + K2[HgI4]
Tóm tắt các phản ứng đặc trưng c a cation nhóm I Thuốc th Ag+ Pb2+ Hg 2+ 2 HCl loãng Tủa trắng Tủa trắng PbCl2, tan
Tủa trắng Hg2Cl2, tác dụng với AgCl, tan trong trong nước nóng
NH4OH tạo h n hợp NH2HgCl + NH4OH dư Hg0 đen xám H2SO4 loãng Tủa trắng PbSO4 Tủa trắng Hg2SO4 NaOH/KOH Tủa đen Ag2O Tủa trắng Pb(OH)2, tan Tủa đen Hg2O trong kiềm dư tạo PbO 2- 2 NH4OH dư Tạo phức Tủa trắng Pb(OH)2 Tủa [Hg2ONH2]NO3 + Hg0 [Ag(NH3)2]+ K2CO3/ Tủa trắng Tủa trắng Pb2(OH)2CO3 Hg2CO3 = HgO + Hg + CO2 Na Ag2CO3 2CO3 K2CrO4 Tủa đỏ nâu Tủa vàng PbCrO4, tan Tủa đỏ Hg2CrO4 Ag2CrO4 trong kiềm dư KI Tủa vàng AgI Tủa vàng PbI2, tan trong
Tủa vàng xanh Hg2I2, nếu dư nước nóng
thuốc thử tạo thành Hg0 + HgI 2- 4 5 Nội dung 3:
PHÂN TÍCH CATION NHÓM II (Ba2+, Sr2+, Ca2+) Câu hỏi
1. Tr nh bày đặc tính chung và phản ứng định tính chung của cation nhóm II ?
2. Viết công thức hóa học, hiện tượng đặc trưng của các phản ứng định tính đối với các
ion Ba2+, Sr2+, Ca2+ và viết phương tr nh ion minh họa ?
3. Làm thế nào để tách Ba2+ ra khỏi h n hợp các cation nhóm II ?
4. Muốn tách Ca2+ ra khỏi Sr2+ thì dùng thuốc thử nào ?
5. Giải thích tại sao Ca2+ tủa được với H2SO4 khi thêm cồn 96o vào ?
6. Vẽ sơ đồ lý thuyết phân tích cation nhóm II ?
1. Đ C TÍNH C A CATION NHÓM II -
Tạo tủa trắng sulfat với H2SO4 loãng -
Phần lớn các hợp chất của cation nhóm II là không màu và ít tan, hợp chất có màu là cromat, dicromat -
Bari là kim loại kiềm thổ mạnh nhất. Ba(OH)2 dễ tan trong nước. Muối khó tan thường
gặp là sulfat, carbonat, phosphat, oxalat -
Stronti cho các muối tan như halogenid, nitrat, acetat, … và các muối khó tan như sulfat, carbonat, oxalat, cromat -
Calci cho muối dễ tan như nitrat, acetat, … và các muối khó tan như carbonat,
phosphat, oxalat. Ca(OH)2 có độ tan là 0,17 g/l -
Tính acid – base: tăng từ Ca(OH)2 đến Ba(OH)2. Ba(OH)2 dễ tan trong nước và tính
kiềm khá mạnh (so với các hydroxyd của kim loại kiềm) -
Tính tạo phức: Ca2+ có thể tạo với (NH4)2SO4 bảo hòa một phức dễ tan
(NH4)2[Ca(SO4)2]. Tính chất này được sử dụng để tách Ca2+ ra khỏi Sr2+ -
Độ tan c a muối: Ba2+, Ca2+, Sr2+ tạo nhiều muối giống nhau nên dựa vào sự chênh
lệch về độ tan các muối để phân tích
Độ tan tính mol/lít Ion Cromat Sulfat Oxalat Carbonat Hydroxyd Ca2+ 1,5.10-1 1,4.10-2 4,5.10-5 9,5.10-5 7,1.10-3 Sr2+ 7,1.10-3 5,5.10-4 2,4.10-4 3,7.10-5 1,1.10-2 Ba2+ 1,3.10-5 1,1.10-5 3,5.10-4 9,0.10-5 4,0.10-2 6 Nh n xét -
Độ tan của muối oxalat giảm từ Ba2+ đến Ca2+  ứng dụng để xác định Ca2+ -
Độ tan của muối sulfat giảm từ Ca2+ đến Ba2+  dùng phản ứng này để xác định Sr2+ sau khi loại Ba2+ -
Độ tan của hydroxyd giảm từ Ba2+ đến Ca2+
2. PH N NG CHUNG C A CATION NHÓM II 2.1. Với H2SO4
Các cation nhóm II phản ứng với H2SO4 tạo thành tủa sulfat tinh thể trắng
Ba2+ + H2SO4  BaSO4  + 2H+
Sr2+ + H2SO4  SrSO4  + 2H+
Ca2+ + H2SO4  CaSO4  + 2H+
Bari sulfat ít tan nhất, calci sulfat tan nhiều nhất trong nước. Do đó khi thêm H2SO4 vào h n hợp
cation nhóm II thì BaSO4 sẽ tách ra trước, tinh thể rất nhỏ, SrSO4 kết tủa chậm hơn, CaSO4 chỉ
tách ra khi nồng độ cao hoặc thêm ethanol để làm giảm độ tan của CaSO4 2.2. Với Na2CO3
Các cation nhóm II tạo tủa carbonat tan trong acid vô cơ như HCl, HNO3; trong acid acetic và giải phóng CO2
Ba2+ + Na2CO3  BaCO3  + 2Na+
Sr2+ + Na2CO3  SrCO3  + 2Na+
Ca2+ + Na2CO3  CaCO3  + 2Na+
2.3. Với amoni oxalat -
Cho các kết tủa oxalat, trong đó calci oxalat ít tan nhất -
Các kết tủa này đều tan trong acid vô cơ trừ H2SO4 -
Trong acid acetic: calci oxalat không tan, stronti oxalat tan một ít, bari oxalat tan (trong acid acetic nóng)
2.4. Phản ứng nhuộm màu ngọn l a -
Ba2+ cho ngọn lửa vàng lục -
Ca2+ cho ngọn lửa đỏ gạch -
Sr2+ cho ngọn lửa đỏ thẩm
Do các muối khó bay hơi nên cần làm khan, tẩm ướt bằng HCl đậm đặc trước khi đốt 7
3. PH N NG Đ NH TÍNH T NG ION 3.1. Ion Ba2+ 3.1.1. Với H 2SO4
Tạo tủa trắng BaSO4, không tan trong acid vô cơ và acid acetic
Ba2+ + H2SO4  BaSO4  + 2H+
3.1.2. Với kalicromat
Tạo tủa vàng tươi, không tan trong NaOH 3M và acid acetic
Ba2+ + K2CrO4  BaCrO4  + 2K+
3.1.3. Với H2SO4/KMnO4 (phản ứng Wohlers)
Tạo tủa BaSO4 với H2SO4 khi có sự hiện diện KMnO4. BaSO4 và KMnO4 kết tủa đồng hình làm
cho tủa BaSO4 có màu hồng
3.1.4. Phản ứng nhuộm màu ngọn lửa
Các muối bari dễ bay hơi nhuộm ngọn lửa không màu thành vàng lục 3.2. Ion Sr2+ 3.2.1. Với H 2SO4
Tạo tủa trắng SrSO4. Tủa kết tinh chậm, sau 5 – 10 phút phản ứng mới xảy ra
Sr2+ + H2SO4  SrSO4  + 2H+
3.2.2. Với amoni sulfat
Tạo tủa SrSO4. Phản ứng này dùng để tách Ca2+ ra khỏi h n hợp Sr2+ sau khi đã tách Ba2+ Sr2+ + (NH + 4)2SO4  SrSO4  + 2NH4
3.2.3. Phản ứng nhuộm màu ngọn lửa
Các muối stronti nhuộm ngọn lửa không màu thành đỏ thẩm 3.3. Ion Ca2+
3.3.1. Với amoni oxalat
Tạo tủa trắng, tủa này không tan trong acid acetic, tan trong HNO3, HCl, H2SO4 Ca2+ + (NH + 4)2C2O4  CaC2O4  + 2NH4
3.3.2. Phản ứng nhuộm màu ngọn lửa
Các muối calci dễ bay hơi nhuộm ngọn lửa không màu của đèn khí thành đỏ gạch
3.3.3. Phản ứng soi tinh thể
Với nồng độ Ca2+ tương đối cao, có thể tạo thành tinh thể CaSO4.2H2O có h nh sao khi soi dưới
kính hiển vi, phân biệt với tủa BaSO 4 và SrSO4 8
Tóm tắt các phản ứng đặc trưng c a cation nhóm II Thuốc th Ba2+ Sr2+ Ca2+ H2SO4 loãng Tủa trắng BaSO4 Tủa trắng SrSO4
Tủa trắng CaSO4 tan nhiều trong nước Na2CO3 Tủa trắng BaCO3 Tủa trắng SrCO3 Tủa trắng CaCO3 K2CrO4 - Trung tính - Tủa vàng BaCrO4 - Tủa vàng SrCrO4 - Acid - Tủa vàng BaCrO4 (NH4)2C2O4 Tủa trắng BaC2O4 Tủa trắng SrC2O4 Tủa trắng CaC2O4 Thử màu Vàng lục Đỏ thẫm Đỏ gạch ngọn lửa 9 Nội dung 4:
PHÂN TÍCH CATION NHÓM III (Al3+, Cr3+, Zn2+) Câu hỏi
1. Tr nh bày đặc tính chung và phản ứng định tính chung của cation nhóm III ?
2. Viết công thức hóa học, hiện tượng đặc trưng của các phản ứng định tính đối với các
ion Al3+, Cr3+, Zn2+ và viết phương tr nh ion minh họa ?
3. So sánh sự giống nhau và khác nhau của Al3+ và Zn2+ khi tác dụng với các thuốc thử và
viết phương tr nh ion minh họa ?
4. Làm thế nào để tách Al3+ ra khỏi h n hợp cation nhóm III ?
5. Vẽ sơ đồ lý thuyết phân tích cation nhóm III ?
1. Đ C ĐI M CHUNG C A CATION NHÓM III -
Phản ứng với kiềm tạo tủa trắng hydroxyd Al(OH)3, Cr(OH)3 và Zn(OH)2. Tủa tan trong
kiềm dư tạo thành aluminat AlO - - 2-
2 , cromit CrO2 và zincat ZnO2 -
NaOH dư là thuốc thử nhóm -
Trong dung dịch: Zn2+ và Al3+ không màu, Cr3+ màu xanh tím 2- -
Zn2+ tồn tại dưới 2 dạng Zn2+ và ZnO2 - -
Al3+ tồn tại dưới dạng Al3+ hay AlO2 -
Cr3+ tạo tủa xanh đen Cr(OH)3 ở pH 5, tan trong kiềm dư. pH 12,5 cho cromit màu xanh nhạt
2. PH N NG CHUNG C A CATION NHÓM III Với NaOH hay KOH Tạo tủa trắng hydroxyd
Al3+ + 3NaOH  Al(OH)3  + 3Na+
Cr3+ + 3NaOH  Cr(OH)3  + 3Na+
Zn2+ + 2NaOH  Zn(OH)2  + 2Na+
Các hydroxyd có tính lưỡng tính, tan trong kiềm thể hiện tính acid Al(OH) - 3 + OH-  AlO2 + 2H2O Cr(OH) - 3 + OH-  CrO2 + 2H2O Zn(OH) 2- 2 + 2OH-  ZnO2 + 2H2O
Và tan trong acid thể hiện tính base Al(OH)3 + 3H+  Al3+ + 3H2O Cr(OH)3 + 3H+  Cr3+ + 3H2O Zn(OH)2 + 2H+  Zn2+ + 2H2O 10
3. PH N NG Đ NH TÍNH T NG ION 3.1. Ion Al3+
3.1.1. Với NaOH
Tạo tủa keo Al(OH)3, tan trong NaOH dư tạo thành muối aluminat
Al3+ + 3NaOH  Al(OH)3  + 3Na+
Al(OH)3 + NaOH  NaAlO2 + 2H2O
Khi thêm NH4Cl vào dung dịch aluminat sẽ xuất hiện tủa trở lại. Đây là phản ứng thủy phân
aluminat, được dùng để tách Al3+ ra khỏi h n hợp cation nhóm III
3.1.2. Với thuốc thử Aluminon (amoni aurintricarboxylat)
Tạo muối nội phức có màu đỏ. Tùy nồng độ của Al3+ sẽ có tủa bông đỏ hay dung dịch màu đỏ.
Phản ứng thực hiện trong môi trường acid yếu pH 4 – 5 với đệm acetat
Al3+ + aluminon  tủa bông đỏ 3.2. Ion Cr3+
3.2.1. Với NaOH
Tạo tủa crom hydroxyd màu xanh đen
Cr3+ + 3NaOH  Cr(OH)3  + 3Na+
Crom hydroxyd tan trong NaOH dư tạo thành cromit màu xanh nhạt
Cr(OH)3 + NaOH  NaCrO2 + 2H2O
Cromit khi đun sôi sẽ bị thủy phân cho lại tủa crom hydroxyd
3.2.2. Với tác nhân oxy hóa H 2O2
Với H2O2 trong môi trường kiềm tạo cromat có màu vàng đặc trưng 2Cr3+ + 3H 2- 2O2 + 10OH-  2CrO4 + 8H2O
3.2.3. Phản ứng tạo ngọc có màu
Cr3+ tạo ngọc có màu khác nhau với một số muối như natri borat hay natri hydrophosphat tạo
ngọc có màu xanh lá mạ hoặc khi nung chảy mẫu chứa Cr3+ với h n hợp bột Na2CO3 và KNO3 tạo ngọc có màu vàng 3.3. Ion Zn2+
3.3.1. Với NaOH
Tạo tủa hydroxyd kẽm, tan trong kiềm dư tạo muối zincat không màu
Zn2+ + 2NaOH  Zn(OH)2  + 2Na+
Zn(OH)2 + 2NaOH  Na2ZnO2 + 2H2O 11
3.3.2. Với NH4OH
Tạo Zn(OH)2 tan trong NH4OH dư tạo thành phức [Zn(NH3)4]. Phản ứng này dùng để tách nhôm
ra khỏi h n hợp có kẽm trong cation nhóm III
3.3.3. Với thuốc thử MTA (Mercuri Thiocyanat Amoni) (NH4)2[Hg(SCN)4]
Trong môi trường trung tính hay acid nhẹ, Zn2+ cho tủa trắng Zn[Hg(SCN)4]. Nếu thêm 1 giọt
Cu2+, khi cho MTA vào sẽ tạo tủa tím sim
Zn2+ + Cu2+ + 2[Hg(SCN)4]2-  ZnCu[Hg(SCN)4]2 
Màu của tủa tùy thuộc vào lượng Cu2+ thêm vào: ít Cu2+  tím nhạt, hơi thừa Cu2+  tím đen,
thừa nhiều Cu2+  xanh vàng của Cu2+
Tóm tắt các phản ứng đặc trưng c a Al3+ và Zn2+ Thuốc th Al3+ Zn2+ NaOH dư AlO - 2- 2 ZnO2 Na2CO3 Tủa keo trắng Al(OH)3 Tủa trắng Zn2(OH)2CO3 NH4OH dư Tủa keo trắng Al(OH)3 Phức tan [Zn(NH3)4]2+ MTA
- Có mặt vết Cu2+: tạo tủa tím
- Có mặt vết Co2+: tạo tủa lục Aluminon Tủa bông đỏ 12 Nội dung 5:
PHÂN TÍCH CATION NHÓM IV (Fe3+, Mn2+, Mg2+, Bi3+) Câu hỏi
1. Trình bày tên, công thức hóa học của thuốc thử nhóm IV, nêu các hiện tượng đặc trưng
khi cation nhóm IV tác dụng với thuốc thử nhóm và viết phương trình ion minh họa ?
2. Viết công thức hóa học, phản ứng đặc trưng của Fe3+, Mn2+, Mg2+, Bi3+ ?
3. Cho biết cation nào trong nhóm có tính oxy hóa, tính khử. Viết phương tr nh phản ứng
minh họa của Mn2+ và Bi3+ ?
4. Áp dụng tính chất nào để tách Mg2+ ra khỏi h n hợp cation nhóm IV ?
5. Vẽ sơ đồ lý thuyết phân tích cation nhóm IV ?
1. Đ C ĐI M CHUNG C A CATION NHÓM IV -
Tác dụng với kiềm cho tủa hydroxyd không tan trong kiềm dư. -
NaOH 3M và H2O2 là thuốc thử nhóm -
Trong dung dịch các ion không màu trừ Fe3+ có màu vàng nâu -
Các cation nhóm IV tham gia phản ứng oxy hóa – khử
 Fe3+ là chất oxy hóa, bị khử thành Fe2+
 Mn2+ là chất khử bị oxy hóa thành Mn7+ có màu tím
 Mg2+ là chất oxy hóa, bị khử về Mg
 Bi3+ là chất oxy hóa, bị khử thành Bi có màu đen
2. PH N NG CHUNG C A CATION NHÓM IV Với KOH, NaOH, NH4OH Fe3+ + 3OH-  Fe(OH)3  Mg2+ + 2OH-  Mg(OH)2  Mn2+ + 2OH-  Mn(OH)2  Bi3+ + 3OH-  Bi(OH)3 
3. PH N NG Đ NH TÍNH T NG ION 3.1. Ion Fe3+
3.1.1. Với NaOH
Tạo tủa đỏ nâu, không tan trong NaOH dư, tan trong acid vô cơ
Fe3+ + 3NaOH  Fe(OH)3  + 3Na+
3.1.2. Với kali ferrocyanid K4[Fe(CN)6]
Trong môi trường acid, Fe3+ tạo tủa keo xanh phổ
Fe3+ + K4[Fe(CN)6]  Fe4[Fe(CN)6]3 13
Phản ứng này rất nhạy, lượng tối thiểu tìm thấy (1 – 2 giọt): 0,05 µg, nồng độ giới hạn
1/(1x106), độ loãng giới hạn 106
3.1.3. Với kali sulfocyanid KSCN
Tạo phức màu đỏ máu. Thành phần phức thay đổi tùy theo nồng độ SCN-
Fe3+ + 3KSCN  Fe(SCN)3 + 3K+ 3.2. Ion Mn2+
3.2.1. Với NaOH, NH4OH Tạo tủa trắng Mn(OH) -
2, tan ít trong kiềm dư do tạo phức hydroxo Mn(OH)3 , tan trong acid vô cơ Mn2+ + 2OH-  Mn(OH)2 
Mn(OH)2 dễ bị oxy hóa trong không khí tạo thành MnO(OH)2 (dihydroxido oxidomanganat (IV)) có màu nâu
3.2.2. Phản ứng oxy hóa
Oxy hóa Mn2+ bằng PbO2 trong môi trường acid tạo thành Mn7+ có màu tím đỏ 2Mn2+ + 5PbO -
2 + 4H+  2MnO4 + 5Pb2+ + 2H2O 3.3. Ion Mg2+
3.3.1. Với NaOH
Tạo tủa trắng Mg(OH)2, không tan trong kiềm dư, tan trong NH4Cl Mg2+ + 2OH-  Mg(OH)2 
3.3.2. Với NH4OH
Cho tủa trắng Mg(OH)2, nếu có sự hiện diện của NH4Cl thì Mg(OH)2 không kết tủa được 3.3.3. Với Na 2HPO4
Tạo tủa vô định hình, nếu có sự hiện diện của NH4OH – NH4Cl sẽ cho tủa trắng tinh thể hình sao MgNH4PO4.6H2O Mg2+ + NH + 3-
4 + PO4 + 6H2O  MgNH4PO4.6H2O 
3.3.4. Với vàng thiazol
Tạo tủa đỏ ánh tím trong môi trường kiềm
Mg2+ + vàng thiazol + NaOH  tủa đỏ ánh tím 3.4. Ion Bi3+
3.4.1. Với NaOH
Tạo tủa keo trắng Bi(OH)3, không tan trong kiềm dư, tan trong acid. Đun sôi tủa sẽ có màu vàng do bị mất nước Bi3+ + 3OH-  Bi(OH)3  14
3.4.2. Phản ứng thủy phân
Pha loãng dung dịch Bi3+ tạo thành tủa trắng bismutyl, tan trong acid loãng
Bi3+ + Cl- + H2O  BiOCl + 2H+
3.4.3. Với kali iodid
Tạo tủa đen BiI3, tan trong KI tạo thành phức K[BiI4] màu đỏ cam Bi3+ + 3KI  BiI3  + 3K+ BiI3 + KI  K[BiI4]
3.4.4. Với thioure
Tạo phức màu vàng Bi3+ + 2SC(NH2)2  [Bi(NH2-CS-NH2)3]3+
3.4.5. Với SnCl2/NaOH (phản ứng stanit kiềm)
Tạo Bi có màu đen 2Bi3+ + 3SnO 2- 2-
2 + 6OH-  2Bi  + 3SnO3 + 3H2O
Tóm tắt các phản ứng đặc trưng c a cation nhóm IV
Thuốc th Fe3+ Mn2+ Mg2+ Bi3+ NaOH Tủa nâu Fe(OH)3
Tủa trắng MN(OH)2, Tủa trắng Mg(OH)2 Tủa trắng hóa nâu trong không Bi(OH)3 khí Na2CO3 Tủa trắng Tủa trắng MnCO3 Tủa trắng MgCO3 Tủa trắng Fe(OH)CO3 Bi(OH)CO3 Na2HPO4
Tủa vàng nhạt Tủa trắng Mn3(PO4)2 Tủa MgHPO4 hoặc Tủa trắng FePO4 trong môi trường BiPO4 NH4OH - NH4Cl cho tủa MgNH4PO4 KI Tủa đen BiI3, nếu dư KI tạo KBiI4 màu cam KSCN Tủa đỏ máu Fe(SCN)3 hoặc dư SCN- tạo phức tan đỏ máu [Fe(SCN)6]3- K4[Fe(CN)6] Tủa xanh phổ Fe4[Fe(CN)6]3 15 Nội dung 6:
PHÂN TÍCH CATION NHÓM V (Cu2+, Co2+, Hg2+) Câu hỏi
1. Tr nh bày đặc điểm chung và phản ứng chung của cation nhóm V ?
2. Viết công thức hóa học, hiện tượng đặc trưng của các phản ứng định tính Cu2+, Co2+,
Hg2+ và viết phương tr nh ion minh họa ?
3. Phân biệt Cu2+ và Hg2+ bằng thuốc thử nào ? Viết phương tr nh phản ứng ?
4. Vẽ sơ đồ lý thuyết phân tích cation nhóm V ?
1. Đ C ĐI M CHUNG C A CATION NHÓM V -
Tác dụng với kiềm cho những hydroxyd không tan trong kiềm dư nhưng tan trong
NH4OH hoặc h n hợp NH4OH – NH4Cl thành các amonicat. -
NH4OH 3M là thuốc thử nhóm -
KOH và NaOH cho tủa hydroxyd lưỡng tính với dung dịch chứa Cu2+ (vì dễ tan trong
acid loãng và tan trong NH4OH để tạo phức [Cu(NH3)4]2+), cho oxyd với Hg2+, cho muối có tính kiềm với Co2+ -
Các cation nhóm V được đặc trưng bởi khả năng tạo phức -
Trong dung dịch muối Hg2+ không màu, muối Cu2+, Co2+ có màu
2. PH N NG CHUNG C A CATION NHÓM V 2.1. Với KOH, NaOH
Cu2+ + 2KOH  Cu(OH)2  xanh lơ + 2K+
Co2+ + KOH  CoOH+ xanh lam + K+
CoOH+ + KOH  Co(OH)2 hồng + K+
Hg2+ + KOH  HgOH+ đỏ gạch + K+
HgOH+ + KOH  Hg(OH)2  + K+
Hg(OH)2  HgO  vàng + H2O 2.2. Với NH4OH
Dung dịch amoniac dư phản ứng với cation nhóm V tạo ra các phức amonicat
Cu2+ + 4NH4OH  [Cu(NH3)4]2+ + 4H2O
Co2+ + 6NH4OH  [Co(NH3)4]2+ + 6H2O
Hg2+ + 4NH4OH  [Hg(NH3)4]2+ + 4H2O
Các amonicat bền trừ amonicat cobalt, dưới tác dụng của oxy không khí sẽ chuyển thành Co3+ có màu đỏ tím 16
3. PH N NG Đ NH TÍNH T NG ION 3.1. Ion Cu2+
3.1.1. Với NH4OH
Tạo tủa xanh lơ, tủa tan khi cho NH4OH dư, tạo phức xanh lam đậm 2Cu2+ + 2NH 2+ + 4OH  Cu2(OH)2  + 2NH4 Cu 2+
2(OH)2 + 8NH4OH  2[Cu(NH3)4](OH)2 + 6H2O + 2H+
3.1.2. Với kali ferrocyanid K4[Fe(CN)6]
Tạo tủa đồng ferrocyanid đỏ thẫm
2Cu2+ + K4[Fe(CN)6]  Cu2[Fe(CN)6]  + 4K+
3.1.3. Với thuốc thử MTA
Tạo tủa xanh vàng Cu[Hg(SCN)4]. Nếu thêm Zn2+ tạo tủa tím sim
Zn2+ + Cu2+ + 2[Hg(SCN)4]2-  ZnCu[Hg(SCN)4]2  3.1.4. Với Na 2S2O3
Trong dung dịch muối Cu2+ đã được acid hóa sẽ làm mất màu dung dịch do tạo thành tủa đen
CuS không tan trong HCl, H2SO4 đặc, tan trong HNO3 Cu2+ + 3S 2- 2-
2O3 + 2H+  CuS  + S4O6 + SO2 + H2O 3.2. Ion Co2+
3.2.1. Với NH4OH
Tạo muối kiềm CoOH+ màu xanh lam, khi đun nóng tạo thành Co(OH)2 màu hồng, tan trong
NH4OH dư tạo thành phức màu vàng nâu
Co2+ + NH4OH  Co(OH)+  Co(OH)2
Co(OH)2 + 4NH4OH  [Co(NH3)4](OH)2 + 4H2O
3.2.2. Với NH4SCN
Cho màu xanh đậm do tạo thành phức chất dễ phân hủy trong nước và trong acid loãng. Tan
trong dung môi hữu cơ như aceton
Co2+ + 4NH4SCN  [Co(SCN)4]2+ 3.3. Ion Hg2+
3.3.1. Với NH4OH Tạo tủa trắng HgNH +
2 , tan trong NH4OH dư thành phức Hg2+ + NH +
4OH  HgNH2  (mercuri amido) + H+ + H2O HgNH +
2 + 3NH4OH + H+  [Hg(NH3)4]2+ + 3H2O 17
3.3.2. Với kali iodid
Tạo tủa đỏ cam HgI2, tan khi cho KI dư, tạo phức màu vàng nhạt Hg2+ + 2KI  HgI2  + 2K+ HgI2 + 2KI  K2[HgI4]
3.3.3. Với dung dịch SnCl 2mới pha
Tạo tủa trắng thủy ngân I sau đó chuyển thành Hg màu xám đen 2Hg2+ + Sn2+  Hg 2+ 2  + Sn4+  Hg  3.3.4. Với Na 2S2O3
Trong môi trường acid, khi đun nóng tạo tủa đen HgS không tan trong HCl, H2SO4, HNO3 Hg2+ + 3S 2- 2-
2O3 + 2H+  HgS  + S4O6 + SO2 + H2O
Tóm tắt các phản ứng đặc trưng c a cation Cu2+ và Hg2+ Thuốc th Cu2+ Hg2+ NaOH
Cu(OH)2 xanh  tủa đen CuO Tủa vàng HgO NH4OH dư [Cu(NH3)4]2+ xanh lam đậm [Hg(NH3)4]2+ Na2S2O3 Tủa đen CuS tan trong HNO3
Tủa đen HgS, không tan trong HNO3 KI Tủa trắng CuI + I2
Tủa đỏ cam HgI2, nếu dư KI tạo phức tan màu vàng nhạt [HgI4]2- SnCl2/NaOH Tủa đen Hg NH4SCN Tủa đen Cu(SCN)2
Tủa trắng Hg(SCN)2, nếu dư NH4SCN thì tạo phức (NH4)2[Hg(SCN)4] 18 Nội dung 7:
PHÂN TÍCH CATION NHÓM VI (NH + 4 , K+, Na+) Câu hỏi
1. Tr nh bày đặc điểm chung của cation nhóm VI ?
2. Kể tên, công thức hóa học, hiện tượng đặc trưng của các phản ứng định tính NH + 4 , K+,
Na+ và viết phương tr nh ion minh họa ?
3. Giải thích nguyên nhân phải xác định NH + 4 trước ?
4. Hãy cho biết sự khác nhau cơ bản giữa cation nhóm VI và cation 5 nhóm đầu khi tác
dụng với thuốc thử natri carbonat ?
5. Vẽ sơ đồ lý thuyết phân tích cation nhóm VI ?
1. Đ C ĐI M CHUNG C A CATION NHÓM VI + -
Các Na+, K+ là các ion kim loại kiềm, NH4 do phân tử NH3 và H+ tạo nên, không bền
vững trong dung dịch kiềm và ở nhiệt độ cao NH + 3 + H+  NH4 NH + 4 + OH-  NH3  + H2O -
Các hợp chất hydroxyd (NaOH, KOH, NH4OH), các muối (clorid, sulfat, carbonat) đều dễ
tan trong nước. Do đó khi dùng acid hoặc kiềm làm thuốc thử nhóm thì các cation của 5
nhóm đầu đều kết tủa, còn cation nhóm VI không cho tủa -
Cation nhóm VI không có thuốc thử nhóm -
Để xác định các cation nhóm VI, tiến hành xác định trực tiếp cation mà không phân tích theo hệ thống
2. PH N NG Đ NH TÍNH T NG ION 2.1. Ion NH + 4
2.1.1. Với NaOH
Tạo thành amoniac, khí bay ra có thể nhận biết bằng giấy tẩm phenolphtalein (giấy sẽ có màu
hồng) hoặc dùng giấy quỳ tím sẽ hóa xanh NH +
4 + NaOH  NH3  + Na+ + H2O
NH3 + giấy tẩm phenolphtalein  hồng
NH3 + giấy quỳ tím  xanh
2.1.2. Với thuốc thử Nessler
Trong môi trường kiềm, cho tủa đỏ nâu Hg NH + + 2K O NH2 I 4
2[HgI4] + 3KOH  7KI + 2H2O +  + H+ Hg Lưu ý: 19 -
Một số cation kim loại chuyển tiếp (Cu2+, Zn2+, Ag+, Hg2+, Cr3+, Mn2+, Fe3+, Co2+) cản trở
phản ứng do tạo hydroxyd có màu hoặc làm hư thuốc thử. Loại bằng kiềm mạnh và
carbonat hoặc khóa trong phức kali natri tartrat. + -
Cả hai phản ứng đều phải dương tính khi định tính NH4 2.2. Ion K+
2.2.1. Với acid percloric
Tạo tủa trắng kali perclorat: K+ + HClO4  KClO4  + H+
2.2.2. Với acid tartric
Tạo tủa trắng trong môi trường trung tính hay acid (pH 5 – 7)
K+ + H2C4H4O6  KHC4H4O6  + H+
2.2.3. Với acid picric Tạo kết tủa vàng. NH +
4 cũng cho tủa vàng nên phải loại bằng kiềm
K+ + C6H2(NO2)3OH  C6H2(NO2)3OK  + H+
2.2.4. Với thuốc thử Garola Na3[Co(NO2)6] Tạo tủa tinh thể vàng.
2K+ + Na+ + [Co(NO2)6]3-  K2Na[Co(NO2)6]  Lưu ý: + + -
NH4 cho phản ứng tương tự. Loại NH4 bằng kiềm và đun nóng, sau đó điều chỉnh pH
về trung tính. I- gây cản trở. Loại I- bằng HNO3 hoặc H2O2. Ag+ làm tăng độ nhạy phản ứng
2.2.5. Phản ứng nhuộm màu ngọn lửa
Đốt các muối K+ trên ngọn lửa không màu thì ngọn lửa sẽ có màu tím 2.3. Ion Na+
2.3.1. Với thuốc thử Kontop (kẽm uranyl acetat)
Tạo tủa tinh thể vàng (hình mặt nhẫn khi soi kính hiển vi)
Na+ + Zn(UO2)3(CH3COO)8 + CH3COO- + 9H2O  ZnNa(UO2)3(CH3COO)9.9H2O  Điều kiện: -
Môi trường trung tính hay hơi acid (sử dụng acid acetic), môi trường acid mạnh  tủa tan. Các NH + 2+
4 , Ca2+, Sr2+, Ba2+, Al3+ gây trở ngại. Các Ag+, Hg2 , Sb3+ cũng tạo tủa tinh
thể hình kim dài với thuốc thử
2.3.2. Phản ứng nhuộm màu ngọn lửa
Đốt các muối Na+ trên ngọn lửa không màu thì ngọn lửa sẽ có màu vàng. Phản ứng rất nhạy
nên phải rửa dây bạch kim thật sạch trước khi tiến hành phản ứng và chỉ kết luận có Na+ khi
ngọn lửa vàng tồn tài vài giây trở lên. 20