Действие группового реагента.

Групповым реагентом на V группу катионов является раствор гидроксида натрия в присутствии пероксида водорода или аммиака. В этом случае ионы переменной степени окисления находятся в степени окисления Mn (IV), Fe (III) и Sb (V). При действии группового реагента катионы пятой аналитической группы осаждаются из водного раствора в виде гидроксидов Mg(OH)₂, Mn(OH)₂, Fe(OH)₂,Fe(OH)₃, Sb(OH)₃, SbO(OH)₃, Bi(OH)₃. Гидроксиды катионов пятой аналитической группы не растворяются в избытке группового реагента, в отличие от катионов четвертой аналитической группы.

Катионы V группы при взаимодействии с растворами сильных оснований образуют осадки гидроксидов, нерастворимые в избытке гидроксидов или водном растворе аммиака, но растворимые в кислотах.

Нитраты, хлориды, сульфаты железа и марганца хорошо растворимы в воде. Соли висмута и сурьмы при растворении легко гидролизуются с образованием бесцветных основных солей. Сульфиды, карбонаты и фосфаты катионов V группы малорастворимы в воде.

Выраженные окислительно-восстановительные свойства в водных растворах проявляют ионы марганца, железа и сурьмы.

Реакции с сильными основаниями. Растворы сильных оснований (гидроксиды калия и натрия) образуют с катионами V группы бесцветные осадки гидроксидов Mn(OH)₂, Bi(OH)₃, Sb(OH)₃, SbO(OH)₃, а также Fe(OH)₂ зеленоватого цвета и Fe(OH)₃ — буро-красного цвета.

Гидроксиды железа(II) и марганца(II) при взаимодействии с кислородом воздуха превращаются в продукты окисления буро-коричневого цвета:

2Mn(OH)₂ + O₂ → 2MnO(OH)₂↓

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2 H₂O → 4Fe(OH)₃↓

При действии сильных оснований на растворы катионов V группы в присутствии пероксида водорода сразу образуются гидроксиды железа (III), марганца (IV), сурьмы (V), висмута (III).

Гидроксиды железа (II и III) и марганца (II) хорошо растворимы в сильных минеральных кислотах. Гидроксид марганца (IV) растворяется в кислотах в присутствии восстановителя (пероксида водорода). Гидроксиды сурьмы (III и V) растворяются в соляной кислоте с образованием комплексных анионов [SbCl₆]^3– и [SbCl₆]^–, при растворении в азотной кислоте образуется малорастворимая сурьмяная кислота HSbO₃.

Реакции с сульфидами. Растворимые сульфиды образуют с катионами V группы (кроме ионов магния) аморфные осадки:

• сульфидов железа (II и III), висмута(III) - черного цвета;

• сульфида марганца (II) - розоватого цвета;

• сульфидов сурьмы (III и V) - оранжевого цвета.

Сульфиды железа и марганца растворимы в кислотах соляной, серной и азотной, а сульфид висмута — в азотной. Сульфиды сурьмы растворимы в растворах гидроксида и сульфида натрия и в растворах соляной кислоты:

Sb₂S₃↓ + 6NaOH→ Na₃SbS₃ + Na₃SbO₃ + 3H₂O

Sb₂S₃↓ + 3Na₂S → 2Na₃SbS₃

Sb₂S₃↓ + 12HCl → 2H₃SbCl₆ + 3H₂S

Таблица 5.1

Схема систематического хода анализа катионов V аналитической группы Mg²⁺, Mn²⁺, Fe²⁺, Fe³⁺, Bi³⁺, Sb(III), Sb(V)

Работа 5. Реакции катионов пятой группы

Выполнение опыта:

В две пробирки внести по 5-6 капель раствора соли магния и прибавить по каплям: в одну - раствор NaOH, в другую - раствор аммиака до выпадения белого аморфного осадка. Надосадочную жидкость слить и в обе пробирки добавить избыток соответствующего реактива.

Осадок магния гидроксида проверить на растворимость в насыщенном растворе аммония хлорида.

Записать наблюдения и уравнения реакций в молекулярном и молекулярно-ионном виде.

Опыт 5.1.2. Реакция с гидрофосфатом натрия Na₂HPO₄

Гидрофосфат натрия с ионом магния в присутствии NH₄Cl и NH₄OH (аммиачный буферный раствор) образует белый кристаллический осадок двойной соли фосфата магния-аммония:

MgCl₂ + Na₂HPO₄ + NH₄OH ® MgNH₄PO₄↓ + 2NaCl + H₂O

При проведении реакции катионов Mg²⁺ с гидрофосфатом натрия в отсутствии катионов аммония и аммиака выпадает белый аморфный осадок гидрофосфата магния MgHPO₄. Раствор NH₄Cl используют для предотвращения выпадения иона Mg²⁺ в виде Mg(OH)₂, когда к раствору добавляют NH₄OH. Осадок фосфата магния-аммония растворим в минеральных кислотах и даже в уксусной кислоте, поэтому реакцию выполняют в нейтральном или слабощелочном растворе.

Реакция образования NH₄MgPO₄ достаточно чувствительна: предел обнаружения 0,010 мкг (подругим данным - около10 мкг), предельное разбавление - 8,3 10⁴ мл/г. Мешают катионы Li⁺,Ca²⁺,Sr²⁺,Ba²⁺ и другие, дающие малорастворимые фосфаты.

Реакцию можно проводить как микрокристаллоскопическую.

Реакция фармакопейная.

Выполнение опыта:

Первый вариант. Для проведения реакции к 1-2 мл соли магния прибавить столько же раствора NH₄Cl. Затем добавить 1-2 мл 2н раствора NH₄OH до щелочной реакции лакмуса (или появления запаха аммиака). К полученной смеси прилить 1-2 мл раствора Na₂HPO₄ и перемешать.

Из концентрированных растворов выпадают игольчатые кристаллы MgNH₄PO₄. Поместить каплю осадка на предметное стекло и рассмотреть кристаллы под микроскопом.

Второй вариант. В пробирку вносят по одной капле растворов соли магния, NH₄Cl и концентрированного аммиака. Каплю смеси наносят на предметное стекло и рядом помещают каплю раствора Na₂HPO₄. Приводят капли в соприкосновение и через 1-3 мин наблюдают под микроскопом образование прозрачных бесцветных кристаллов магнийаммонийфосфата.

Составить молекулярно-ионное уравнение реакции, зарисовать наблюдаемые кристаллы в тетрадь.

Опыт 5.1.3. Реакция с магнезоном 1 - п-нитробензолазорезорцином

В щелочной среде магнезон I, имеющий красную окраску, или магнезон II (n-нитробензолазо-а-нафтол) образует с катионами Mg²⁺ комплекс синего цвета, сорбирующийся на осадке гидроксида магния:

Реакция основана на осаждении Mg(OH)₂ с последующей адсорбцией красителя на поверхности гидроокиси магния.

Реакция высокочувствительна: предел обнаружения - 0,5 мкг. Мешают многие катионы (Cd²⁺,Sn²⁺,Cr³⁺,Fe²⁺,Co²⁺,Ni²⁺ и др.), также образующие окрашенные комплексы с магнезоном.

Выполнение опыта:

Первый вариант. К 2–3 каплям раствора MgCl₂ прибавить 1 каплю щелочного раствора магнезона. Переход красно-фиолетовой окраски в синюю свидетельствует о наличии ионов магния. Если раствор окрасился в желтый цвет (рН < 7), добавить несколько капель щелочи.

Второй вариант. На предметное стекло нанести каплю раствора соли магния и прибавитьт каплю щелочного раствора магнезона. Образуется синий осадок. При малых концентрациях катиона магния осадок не выделяется, а раствор окрашивается в синий цвет.

Записать наблюдение и уравнение реакции в тетрадь.

Опыт 5.1.4. Реакция с 8-оксихинолином C₉H₆NOH

Ионы Mg²⁺ в аммиачной среде (рН = 9-10) (лучше - при нагревании) с 8-оксихинолином образуют зеленовато-желтый осадок оксихинолята магния Mg(C₉H₆NO)₂:

Mg²⁺ + 2 C₉H₆NOH → Mg(C₉H₆NO)₂ + 2H⁺

8-оксихинолин – комплексное соединение, флуоресцирующее зеленым светом. Осадок оксихинолината магния растворим в минеральных кислотах и в уксусной кислоте.

Реакция высокочувствительна: предел обнаружения - 0,25 мкг. Мешают катионы, также образующие комплексы с 8-оксихинолином (Al³⁺, Zn²⁺, Cu²⁺,Zn²⁺,Cd²⁺,Fe³⁺ и др.).

Выполнение опыта:

В пробирку внести 2-3 капли раствора хлорида магния, 2 капли раствора аммиака и прибавить по каплям раствор хлорида аммония (аммиачная буферная смесь) до растворения первоначально выпавшего белого осадка гидроксида магния Mg(OH)₂. К раствору прибавить по каплям, перемешивая стеклянной палочкой, раствор 8-оксихинолина до выпадения желто-зеленого осадка.

Записать наблюдение и уравнения реакций в тетрадь.

Опыт 5.1.5. Реакция с хинализарином

Катион Mg²⁺ при взаимодействии с хинализарином в щелочной среде дает синий осадок комплексного соединения - хинализарината магния состава MgL(OH), где L - условное обозначение молекулы хинализарина:

Mg²⁺ + =

Раствор самого хинализарина в щелочной среде имеет фиолетовую окраску. При небольшом содержании катионов магния в растворе осадок не выпадает, а раствор окрашивается в васильково-синий цвет.

Реакция высокочувствительна: предел обнаружения - 0,25 мкг.Мешают катионы алюминия.

Выполнение опыта:

В пробирку внести 3-4 капли раствора MgCl₂, 2-3 капли спиртового раствора хинализарина и 2-3 капли раствора NaOH. Выпадает синий осадок хинализарината магния, а раствор окрашивается в васильково-синий цвет.

Записать наблюдение и уравнение реакции в тетрадь.

Опыт 5.1.6. Реакция с титановым желтым

Магний в щелочной среде образует комплекс красного цвета с титановым желтым, присутствие гидроксиламина стабилизирует окраску. Открываемый минимум 1,5 мкг. Щелочные и щелочноземельные металлы не мешают реакции, другие ионы могут мешать или уменьшать чувствительность реакции, ионы кальция и бария усиливают окраску.

Реакцию используют в медицине при определении содержания магния в биологических жидкостях.

Выполнение опыта:

К 2-3 каплям раствора, содержащего ион Мg²⁺ (рН ≥ 7), приливают 2-3 капли титанового желтого и 1 мл 2М КОН. В присутствии ионов магния раствор окрашивается в красный цвет, при слабом подогреве выпадает красный осадок.

Опыт 5.1.7. Реакция с карбонатом аммония (NН)₂СО₃

Карбонат аммония в отсутствие аммонийных солей дает с растворами солей магния белый аморфный осадок основной соли оксикарбоната магния Mg ₂(OH)₂СО₃:

2Mg²⁺+ 4NН₄⁺ + 2СО₃^2- + Н₂О = Mg ₂(OH)₂СО₃ + 4NН₄⁺ + СО₂

Выполнение опыта:

В две пробирки налить по 5-6 капель раствора соли магния. В одну из них прилить равный объем хлорида аммония. Затем в обе пробирки прилить по 5-6 капель раствора реактива. Пробирки нагреть почти до кипения. Сравнить полученные результаты и убедиться, что в присутствии хлорида аммония осадок не выпадает.

Составить уравнения реакций в молекулярной и ионной форме, записать наблюдения в тетрадь.

5.2. Реакции катиона железа (II) Fe²⁺

Опыт 5.2.1. Действие щелочей и аммиака (группового реагента)

Катионы Fe²⁺ образуют с щелочами и аммиаком белый осадок гидроксида железа (II) Fe(OH)₂:

Fe²⁺ + 2ОН^- ® Fe(OH)₂ ↓

Гидроксид Fe(OH)₂ растворяется в кислотах, но не растворяется в щелочах. При стоянии на воздухе гидроксид железа (II) Fe(OH)₂ постепенно темнеет вследствие окисления железа (II) до железа (III) кислородом воздуха и образования красно-бурого гидроксида железа (III) Fe(OH)₃:

При действии щелочей на растворы солей железа (II) в присутствии пероксида водорода сразу образуется красно-бурый осадок Fe(OH)₃ гидроксида железа (III):

2Fe²⁺ + 4ОН^- + Н₂О₂ ® 2Fe(OH)₃ ↓

Выполнение опыта:

В пробирку внести 5-6 капель раствора соли железа (II) и по каплям прибавляют раствор NaOH до прекращения выпадения белого осадка Fe(OH)₂. На воздухе осадок постепенно темнеет и приобретает серозеленый цвет за счет образования гидроксида железа (III).

К свежеприготовленному, как описано выше, белому осадку Fe(OH)₂ прибавляют по 2-3 капли растворов NaOH и H₂O₂. Окраска осадка изменяется до красно-бурой.

Составить уравнения реакций в молекулярной и ионной форме, записать наблюдения в тетрадь.

Опыт 5.2.2. Действие гексацианоферрата (III) калия К₃[Fe(CN)₆]

Гексацианоферрат (III) калия – красная кровяная соль образует с катионами железа Fe²⁺ темно-синий осадок, называемый «турнбулевой синью»:

3FeSO₄ + 2K₃[Fe(CN)₆] →Fe₃[Fe(CN)₆]₂↓+ 3K₂SO₄

3Fe²⁺ + 2[Fe(CN)₆]^3- ® Fe₃[Fe(CN)₆]₂↓

Осадок разлагается щелочами, в кислотах практически нерастворим. При избытке реактива осадок приобретает зеленый оттенок. Реакции мешают ионы Fe³⁺, которые при большой концентрации дают с реактивом бурое окрашивание раствора, и ионы Мn²⁺ и Bi³⁺, дающие с реактивом слабоокрашенные осадки, растворимые в кислотах, а также ион Zn²⁺. Реакция очень чувствительна: предел обнаружения - 0,05 мкг. Условия проведения реакции – с разбавленными растворами в кислой среде, рН = 3.

Выполнение опыта:

В пробирку налить 1-2 мл раствора соли железа (II) и добавить такое же количество раствора гексацианоферрата (III) калия. Полученный осадок разделить на две части, к первой прибавить 1-2 капли 2 Мраствора НСl, ко второй – 1-2 капли 2 Мраствора щелочи.

Отметить цвет полученного осадка, его отношение к кислотам и щелочам. Записать уравнения реакций, назвать продукт реакции.

Опыт 5.2.3. Реакция с сульфид-ионами

Катионы Fe²⁺ образуют с сульфид-ионами в нейтральной или аммиачной среде черный осадок сульфида железа (II) FeS:

Fe²⁺ + S^2- ® FeS↓

Осадок растворяется в разбавленных минеральных кислотах и в уксусной кислоте.

Реакция фармакопейная.

Выполнение опыта:

В пробирку внести 3-4 капли раствора соли железа (II) и прибавить 2-3 капли раствора сульфида аммония (или сульфида натрия). Наблюдать выпадение черного осадка сульфида железа (II).

Составить уравнения реакций в молекулярной и ионной форме, записать наблюдения в тетрадь.

Опыт 5.2.4. Реакция с диметилглиоксимом (реактивом Чугаева)

Выполнение опыта:

Для проведения эксперимента на предметное стекло поместить каплю анализируемого раствора соли железа двухвалентного, добавить каплю реактива и каплю гидроксида аммония (реакция проводится в аммиачной среде при рН ≈ 9). Раствор окрашивается в карминово-красный цвет.

Другой способ. K 4 каплям раствора соли Fe²⁺ добавить несколько капель раствора диметилглиоксима и раствора NH₃. Раствор окрашивается в красный цвет. Добавить несколько капель Н₂О₂. Ионы Fe²⁺ окисляются до Fe³⁺, и наблюдается исчезновение красной окраски.

Записать наблюдения и уравнение реакции в тетрадь.

Опыт 5.2.5. Реакция окисления Fe²⁺ до Fe³⁺

Ион Fe²⁺ представляет собой довольно сильный восстановитель и способен окисляться при действии ряда окислителей, например, H₂O₂, KMnO₄, K₂Cr₂O₇ в кислой среде:

6FeSO₄ + 3H₂SO₄ + 2HNO₃ → 3Fe₂(SO₄)₃ + 2NO + 4H₂O

или

2Fe²⁺ + 4OH^– + H₂O₂ → 2Fe(OH)₃↓

При проведении систематического анализа Fe²⁺ следует открыть в предварительных испытаниях, т.к. в процессе разделения групп Fe²⁺ может окислиться до Fe³⁺.

Выполнение опыта:

К 3-4 каплям раствора соли железа (II) прибавить 3 капли 2н раствора серной кислоты и 2-3 капли 32% раствора азотной кислоты. Смесь нагреть до исчезновения бурой окраски.

Составить уравнения электронного балланса, записать наблюдения в тетрадь.

Опыт 5.2.6. Реакция с α,α‘-дипиридилом

Катионы Fe²⁺ образуют в кислой среде с α,α‘-дипиридилом или о-фенантролином устойчивые комплексные соединения розово-красного цвета:

Реакция протекает в кислой среде при рН 1-2, большие количества Fe³⁺ маскируют добавлением нескольких кристаллов NaF или KF.

Выполнение опыта:

К 1-2 каплям подкисленного анализируемого раствора добавляют 1-2 капли раствора α,α‘-дипиридила и несколько кристалликов фторида натрия или калия (если присутствуют ионы Fe³⁺). Наблюдают появление темно-красной или розовой окраски раствора.

Записать наблюдения и строение образовавшегося комплекса в тетрадь.

5.3. Реакции катиона железа (III) Fe³⁺

Опыт 5.3.1. Действие щелочей и аммиака (группового реагента)

Катионы Fe³⁺ при взаимодействии со щелочами и аммиаком в водных растворах образуют красно-бурый осадок гидроксида железа (III):

Fe³⁺ + 3ОН^- ® Fe(ОН)₃↓

Осадок растворим в разбавленных кислотах; не растворяется в насыщенном растворе хлорида аммония (в отличие от белого осадка гид-роксида железа (II) Fe(OH)₂), а также, в растворах щелочей.

Выполнение опыта:

В пробирку внести 3-4 капли раствора соли железа (III) и прибавить 3-4 капли раствора NaOH. Выпадает красно-бурый осадок гидроксида железа (III) Fe(OH)₃.

Записать наблюдения и уравнения реакции в тетрадь.

Опыт 5.3.2. Действие тиоционата аммония NH₄SCN

Катионы Fe³⁺ реагируют с тиоцианат-ионами NCS^- (лучше - в кислой среде при рН = 3) с образованием тиоцианатных комплексов железа (III) красного цвета. В зависимости от соотношения концентраций реагентов могут доминировать комплексы различного состава [Fe(NCS)_n (H₂O)_6-n]^{3- n},где n=1, 2, 3, 6. Все они имеют красную окраску и находятся в равновесии. Для подавления образования гидроксокомплексов, содержащих гидроксильные группы OH^-, реакцию проводят в кислой среде при рН = 3. Реакция протекает по схеме:

Fe³⁺ + SCN^- ® [Fe(SCN)]²⁺

Реакция высокочувствительна: предел обнаружения катионов же-леза (III) составляет 0,25 мкг.Мешают многие вещества: окислители, восстановители, ртуть (II), фториды, йодиды, фосфаты, цитраты, тарт-раты и др. соединения. Катионы железа (II) Fe²⁺ не мешают.

Эта реакция является специфической на ион железа Fe³⁺.

Реакция фармакопейная.

Выполнение опыта:

К 1-2 мл раствора соли железа (III) добавить немного раствора NH₄SCN. Что наблюдается?

Записать уравнение реакции в молекулярном и ионном виде.

Опыт 5.3.3. Действие гексацианоферрата (II) калия K₄[Fe(CN)₆]

Катионы Fe³⁺ в кислой среде (рН = 2-3) реагируют с ферроцианидом калия – желтой кровяной солью с образованием темно-синего осадка берлинской лазури. Состав осадка чистой берлинской лазури описывают формулой Fe₄[Fe(CN)₆]₃xH₂O с переменным количеством молекул воды. Показано, однако, что, в зависимости от условий осаждения, осадок берлинской лазури, как и осадок турнбулевой сини (см. выше), увлекает из раствора другие катионы, так что его состав несколько изменяется и может соответствовать, например, формуле KFe^III[Fe^II(CN)₆]. Поэтому все соединения данного типа называют «берлинскими лазурями».

Осадок берлинской лазури неустойчив в щелочной среде, но стабилен в кислом растворе, поэтому реакцию проводят в кислой среде при рН = 2-3.

Реакция образования чистой берлинской лазури протекает по схеме:

4Fe³⁺ +3[Fe(CN)₆]^4- ® Fe₄[Fe(CN)₆]₃↓

Реакция высокочувствительна: открываемый минимум ~0,05 мкг, предельное разбавление ~10⁶ мл/г. Мешают, как и при получении осадка турнбулевой сини, окислители и восстановители, в том числе катионы Fe³⁺, Zn²⁺ и Mn²⁺. Окислители окисляют ферроцианид до феррицианида, а восстановители восстанавливают железо (III) до железа (II).

Как и в случае турнбулевой сини, осадок берлинской лазури не растворяется в кислотах, разлагается при прибавлении раствора щелочи:

Реакция фармакопейная.

Выполнение опыта:

Налить в пробирку 1-2 мл раствора соли железа (III), добавить несколько капель соляной кислоты и немного раствора K₄[Fe(CN)₆]. Раствор окрашивается в синий цвет и выпадает темно-синий осадок берлинской лазури.

Записать уравнение реакции в молекулярном виде. Назвать продукт реакции.

Опыт 5.3.4. Реакция с сульфосалициловой кислотой

Катион Fe³⁺ реагирует в водных растворах с сульфосалициловой кислотой с образованием окрашенных комплексов.

В зависимости от рН среды и соотношения реагирующих компонентов состав и окраска образующихся комплексов могут быть различными. Так, при рН = 2-2,5 доминируют комплексы красного цвета, при рН = 4-8 - бурого и при рН = 9-11,5 - желтого. Наиболее устойчив комплекс желтого цвета, содержащий железо (III) и анионы сульфосалициловой кислоты в мольном отношении железо (III): сульфосалицилат-анион, равном 1: 3, т.е. на один атом железа приходятся три сульфосалицилатных лиганда. Этот комплекс доминирует в аммиачном растворе. Точное строение комплексов в растворе неизвестно.

Предполагается, что при рН = 9-11,5 реакция протекает с образованием трисульфосалицилатоферрат (III)-ионов [FeL₃]^3-:

3C₆H₃(OH)(COOH)SO₃H + FeCl₃ ® H₃[(C₆H₃(O)(COO)SO₃H)₃Fe] + 3HCl

или по схеме:

где H₂L - условное обозначение молекулы сульфосалициловой кислоты, а L^2- - обозначение сульфосалицилат-аниона.

При обнаружении катионов Fe³⁺ реакцией с сульфосалициловой кислотой предельная концентрация железа (III) составляет 0,05 мкг/мл, т.е. реакция - высокочувствительная.

Сходные реакции катионы Fe³⁺ дают и с салициловой кислотой - ортооксибензойной кислотой HOC₆H₄COOH.

Реакция фармакопейная.

Выполнение опыта:

В пробирку внести 5 капель раствора соли железа (III), прибавить 10 капель раствора сульфосалициловой кислоты и 0,5 мл концентрированного раствора аммиака. Раствор принимает желтую окраску. Если вместо раствора аммиака прибавить 1 мл раствора HCl (1:1), то получают не желтый, а красный (фиолетовый) раствор.

Если реакцию провести со спиртовым раствором салициловой кислоты, то раствор окрашивается в темнофиолетовый цвет, при добавлении раствора аммиака окраска раствора меняется на красную.

Записать наблюдение и схему реакции в тетрадь.

Опыт 5.3.5. Реакция с сульфид-ионами

Катионы Fe³⁺ при взаимодействии с сульфид-ионами S^2- в нейтральных или слабоаммиачных растворах образуют черный осадок сульфида железа (III) Fe₂S₃:

2Fe³⁺ + 3S^2- ® Fe₂S₃

Осадок растворяется в минеральных кислотах.

Реакция фармакопейная.

Выполнение опыта:

В пробирку внести 3-4 капли раствора соли железа (III) и прибавить 2-3 капли раствора сульфида аммония (NH₄)₂S (или Na₂S или сероводородной воды). Выпадает черный осадок сульфида железа (III).

Записать уравнение реакции в молекулярном и ионном виде виде.

Опыт 5.3.5. Окислительно-восстановительная реакция с йодидом калия

С избытком йодида калия соли трехвалентного железа образуют желто-коричневый раствор, вследствии образования свободного йода:

2FeCl₃ + 2KI ® 2FeCl₃ + I₂ + + 2KCl

Выполнение опыта:

В пробирку внести несколько капель раствора соли железа (III) и прибавить избыток йодида калия. Наблюдать изменение окраски раствора. Записать наблюдаемое явление. Рассмотреть уравнение реакции с попощью метода электронного баланса.

5.4. Реакции катиона сурьмы (III) Sb³⁺

Опыт 5.4.1. Действие щелочей и аммиака (группового реагента)

При прибавлении раствора щелочи или 25% раствора аммиака к раствору, содержащему сурьму (III), выпадает белый осадок гидроксида сурьмы (III) Sb(OH)₃, который можно также представить как сурьмяную кислоту H₃SbO₃ или HSbO₂H₂O:

Sb³⁺ + 3NH₃ + 3H₂O ® Sb(OH)₃ ¯ + 3NH₄⁺ или

Свежевыпавший осадок Sb(OH)₃ растворяется в избытке щелочи с образованием гидроксокомплексов [Sb(OH)₄]^-:

Осадок Sb(OH)₃ растворяется также и в кислотах с образованием ацидокомплексов:

При действии щелочи в присутствии пероксида водорода H₂O₂ су-рьма (III) окисляется до сурьмы (V), давая белый осадок SbO(OH)₃:

Выполнение опыта:

В 2 пробирки внести 3-4 капли солянокислого раствора сурьмы (III), прибавить 3 - 4 капли дистиллированной воды. Затем в одну пробирку по каплям - раствор NaOH до выпадения белого осадка Sb(OH)₃. Продолжить прибавление по каплям раствора NaOH при перемешивании содержимого пробирки до растворения выпавшего осадка.

В другую пробирку прилить 2-3 капли 25% раствора аммиака.

Записать наблюдения и уравнения реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

Опыт 5.4.2. Реакция гидролиза

Гидролиз солей сурьмы идет даже при небольшом разбавлении их водой с образованием основных солей белого цвета:

[SbCl₆]^3– + H₂O → SbOCl↓ + 5Сl^– + 2Н⁺

[SbCl₆]^3– + 2H₂O → SbO₂Cl↓ + 5Сl^– + 4Н⁺

Осадок оксохлорида сурьмы растворяется в избытке НС1 с образованием соответствующих комплексов:

SbOCl + 2Н⁺+ 5Сl^– → SbCl₆^3– + H₂O

Выполнение опыта:

3–4 капли соли сурьмы (III) разбавить водой до получения хлопьевидного осадка. Полученный осадок разделить на две части и исследовать на растворимость в растворе НСl.

Отметить наблюдения в тетради. Записать уравнения реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

Опыт 5.4.3. Реакция с сульфид-ионами

Сульфид-ион образует с солями сурьмы в кислой среде оранжево-красные осадки сульфидов, растворимые в избытке Na₂S с образованием тиосолей:

2[SbCl₆]^3– + 3H₂S→Sb₂S₃+ 6H⁺ + 12Cl^–

Sb₂S₃ + 3S^2–→2SbS^3–

2[SbCl₆]^– + 5H₂S→Sb₂S₅ + 10H⁺ + 12Cl^–

В солянокислом растворе ионы Sb (III)присутствуют в виде комплексов SbCl₆^3–.

Тиосоли сурьмы разлагаются под действием кислот, образуя сульфиды сурьмы.

Осадок сульфида сурьмы (III) растворяется также в концентрированной НСl при нагревании, в растворах щелочей:

Выполнение опыта:

В пробирку поместить 3 капли солянокислого раствора хлорида сурьмы (III), 2 капли концентрированной HCl и прибавить по каплям раствор сульфида аммония (NH₄)₂S (или сульфида натрия Na₂S) или сероводородную воду. Наблюдать выпадение оранжевого осадка сульфида сурьмы (III).

Записать наблюдения и уравнения реакций в тетрадь.

Опыт 5.4.4. Реакция с тиосульфатом натрия Na₂S₂O₃

При взаимодействии тиосульфата натрия Na₂S₂O₃с солями сурьмы (III) в слабокислых растворах образуется красный осадок сурьмяной киновари Sb₂OS₂ (сероксид сурьмы (III) или сурьмяная киноварь):

2[SbCl₆]^3– + 2S₂O₃^2– + 3H₂O → Sb₂OS₂ ¯ + 2SO₄^2– + 6H⁺ + 12Cl^– или

2Sb³⁺ + 2S₂O₃^2- + 3H₂O → Sb₂OS₂ ¯ + 2SO₄^2- + 6H⁺

Проведению реакции мешают ион Bi (III), образующий осадок черного цвета. В сильнокислой среде тиосульфат натрия разлагается.

Выполнение опыта:

Поместить в пробирку 2-3 капли раствора хлорида сурьмы, добавить несколько капель 1М раствора серной кислоты, бросить кристаллик Na₂S₂O₃ и, при необходимости, нагреть на водяной бане. Образуется красный осадок Sb₂OS₂.

Записать наблюдение и уравнение реакции.

Опыт 5.4.5. Реакция восстановления Sb³⁺ до сурьмы Sb⁰

Сурьма (III) восстанавливается до металлической сурьмы в кислой среде металлическими магнием, алюминием, цинком, оловом, железом, например:

2SbCl₆^3– + 3Sn → 2Sb↓ + 3Sn²⁺ + 12Сl^– .

Металлическая сурьма выделяется в виде черного осадка на поверхности металла.

Выполнение опыта:

В пробирку внести несколько капель солянокислого раствора хлорида сурьмы (III) и кусочек металлического алюминия или цинка, либо железа. Поверхность металла чернеет вследствие выделения хлопьевидного оса