›
›

Bài giảng Hóa phân tích định tính - Nguyễn Thị Mỹ Chăm

pdf 49 trang phuongnguyen 7470
Download
Bạn đang xem 20 trang mẫu của tài liệu "Bài giảng Hóa phân tích định tính - Nguyễn Thị Mỹ Chăm", để tải tài liệu gốc về máy bạn click vào nút DOWNLOAD ở trên

Tài liệu đính kèm:

  • pdfbai_giang_hoa_phan_tich_dinh_tinh_nguyen_thi_my_cham.pdf

Nội dung text: Bài giảng Hóa phân tích định tính - Nguyễn Thị Mỹ Chăm

  1. BỘ GIÁO DỤC VÀ ĐÀO TẠO TRƯỜNG ĐẠI HỌC KINH TẾ - KỸ THUẬT BÌNH DƯƠNG KHOA: KỸ THUẬT CÔNG NGHỆ HÓA PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH HỆ TRUNG CẤP DƯỢC GV: Nguyễn Thị Mỹ Chăm Bình Dương, tháng 12 năm 2013
  2. MỤC LỤC PHẦN 1. LÝ THUYẾT HÓA PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH 4 Chương I. ĐẠI CƯƠNG 5 1. Mục đích. 5 2. Các phương pháp phân tích định tính 5 3. Điều kiện tiến hành các phản ứng định tính 7 4. Các nhóm phân tích. 12 5. Các kỹ thuật cơ bản trong thực hành hóa phân tích định tính 16 Chương II. PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH THEO NHÓM 18 + 2+ 2+ BÀI 1: CATION NHÓM I (Ag , Pb , Hg2 ) 18 1. Thuốc thử nhóm. 18 2. Phản ứng nhóm 18 3. Phản ứng đặc trưng. 18 4. Sơ đồ phân tích cation nhóm 1 20 BÀI TẬP BÀI 1 21 BÀI 2: CATION NHÓM II (Ba2+, Ca2+) 23 1.Thuốc thử nhóm 23 2. Phản ứng nhóm. 23 3. Phản ứng của cation với các thuốc thử đặc trưng. 23 4. Sơ đồ phân tích cation nhóm 2 23 BÀI TẬP BÀI 2 25 BÀI 3: CATION NHÓM III ( Zn2+, Al3+) 26 1. Thuốc thử nhóm. 26 2. Phản ứng nhóm. 26 3. Các phản ứng đặc trưng. 26 1
  3. 4. Sơ đồ phân tích cation nhóm 3 27 BÀI TẬP BÀI 3 27 BÀI 4: CATION NHÓM IV (Fe2+, Bi3+ , Fe3+, Mg2+) 29 1. Thuốc thử nhóm 29 2. Phản ứng nhóm: 29 3. Phản ứng đặc trưng của cation: 29 BÀI TẬP BÀI 4 31 BÀI 5: CATION NHÓM V ( Cu2+, Hg2+) 32 1. Thuốc thử nhóm 32 2. Phản ứng với thuốc thử đặc trưng 32 3. Sơ đồ phân tích hỗn hợp cation nhóm 5 33 BÀI TẬP BÀI 5 33 + + + BÀI 6: CATION NHÓM VI (NH4 , K , Na ) 34 1.Cation nhóm VI không có thuốc thử nhóm 34 2. Phản ứng đặc trưng của cation nhóm VI 34 3. Sơ đồ phân tích 35 BÀI TẬP BÀI 6 36 BÀI 7: ANION NHÓM I (Cl-, Br-, I-, S2-) 37 1.Thuốc thử nhóm 37 2. Các phản ứng phân tích đặc trưng của anion nhóm I 37 3.Sơ đồ phân tích anion nhóm 1 39 BÀI TẬP BÀI 7 40 3- 3- 3- 2 - BÀI 8: ANION NHÓM II (AsO3 , AsO4 , PO4 , CO3 ) 41 1. Phản ứng nhóm với AgNO3 41 2.Phản ứng nhóm với Ba(NO3)2 41 2
  4. 3- 3- 3. Phản ứng riêng của AsO3 và AsO4 41 3- 4. Phản ứng đặc trưng của AsO4 41 2- 5. Phản ứng của CO3 42 3- 6. Phản ứng của PO4 43 BÀI TẬP BÀI 8 43 2- 2- BÀI 9: ANION NHÓM III (SO3 , SO4 ) 44 1. Phản ứng nhóm của Anion nhóm III. 44 2- 2. Phản ứng đặc trưng của SO3 44 2- 3. Phản ứng đặc trưng của SO4 44 BÀI TẬP BÀI 9 45 Bài 10. XÁC ĐỊNH HỖN HỢP CATION - ANION 46 1. Nhận xét sơ bộ nhờ giác quan 46 2.Thử sơ bộ 46 PHẦN 2. THỰC HÀNH HÓA PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH 47 TÀI LIỆU THAM KHẢO 48 3
  5. PHẦN 1. LÝ THUYẾT HÓA PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH 4
  6. Chương I. ĐẠI CƯƠNG 1. Mục đích. 1.1. Xác lập thành phần. Ion, nguyên tử, phân tử của các chất tan trong dung dịch. Trong đó có: - Bản chất vô cơ hoặc hữu cơ của chất đã cho. - Loại chất nào: + Acid. + Muối. + Bazơ. + Acid – Bazơ (lưỡng tính). + Phức chất. - Nếu là chất hữu cơ thì thuộc nhóm nào: + Rượu, đa rượu, phenol. + Acid hữu cơ. + Lưỡng tính. + Hợp chất Diazo mang màu. 1.2. Phát hiện. - Các dạng xác định của cation, anion từ đơn giản đến phức tạp, phức chất bền v.v - Các nguyên tố hoá học: + Nằm trong bảng hệ thống tuần hoàn các nguyên tố. + Chưa xuất hiện trong bảng hệ thống tuần hoàn. 3+ 2+ 3+ - Các dạng tiểu phân khác nhau của cùng một nguyên tố: Fe , Fe , [Fe(H2O)6] , 3- 4- 3- [Fe(CN)6] , [Fe(CN)6] , [Fe(SCN)6] , 1.3. Tách hoặc cô lập các chất nhằm mục đích tinh chế. - Tách các cation trong cùng một nhóm phân tích. Thí dụ: Ba2+, Sr2+, Ca2+, Mg2+. - Tách các anion trong cùng một nhóm phân tích. Thí dụ: Cl-, Br-, I-. 1.4. Nhận biết và định tính. - Dựa vào các biểu hiện vật lý, hoá học, hoá lý đặc trưng. - Dựa vào các phản ứng phân tích đặc trưng (có sử dụng thuốc thử). 2. Các phương pháp phân tích định tính 5
  7. Có nhiều cách phân loại các phương pháp phân tích định tính A. Dựa vào bản chất của phương pháp sử dụng trong phân tích định tính có thể chia thành 2 loại: 2.1. Phương pháp hóa học Là phương pháp định tính dựa trên các phản ứng hóa học. Phương pháp này không cần trang thiết bị phức tạp nên tiết kiệm và dễ thực hiện. Tuy nhiên, nó đòi hỏi thời gian tương đối dài và lượng chất phân tích tương đối lớn 2.2. Phương pháp vật lý – hóa lý Là phương pháp phân tích định tính dựa trên các tính chất vật lý và hóa lý của mẫu vật cần phân tích. Ví dụ các phương pháp thường dùng là: a. Phương pháp soi tinh thể Dùng kính hiển vi để phát hiện các tinh thể có màu sắc và hình dáng đặc trưng của một hợp chất. Chẳng hạn, ion Na+ tạo tinh thể hình mặt nhẫn màu vàng lục nhạt với thuốc thử Streng b. Phương pháp so màu ngọn lửa Đốt các hợp chất dễ bay hơi của các nguyên tố trên ngọn lửa đèn gas không màu rồi quan sát. Chẳng hạn, ngọn lửa stronti cho màu đỏ son, kali màu tím, natri màu vàng, bari màu lục nhạt c. Các phương pháp dụng cụ Là các phương pháp sử dụng các máy thiết bị hoạt động theo những nguyên lý xác định để phân tích định tính. Ví dụ: sắc kí, quang phổ phát xạ, quang phổ hấp thụ, huỳnh quang, cực phổ Các phương pháp vật lý – hóa lý có độ nhạy và độ chính xác cao, nhưng đòi hỏi trang thiết bị phức tạp B. Dựa vào cách tiến hành phân tích định tính có thể chia thành 2 loại: Phân tích ướt và phân tích khô a. Phân tích ướt Là phương pháp định tính được tiến hành với các dung dịch. Mẫu vật rắn cần kiểm nghiệm phải được hòa tan trong nước, trong acid hay trong dung dịch cường thủy hay trong các dung môi hữu cơ b. Phân tích khô Tiến hành phân tích với các chất rắn hoặc với dung dịch bằng đường lối khô. Chẳng hạn: Thử màu ngọn lửa Điều chế ngọc màu với natri borat: ngọc màu lam là muối cobalt, ngọc màu lục là muối crom C. Dựa vào trình tự phân tích các ion có thể chia thành 2 loại: Phân tích riêng biệt và 6
  8. phân tích hệ thống a. Phân tích riêng biệt Là xác định trực tiếp một ion trong hỗn hợp nhiều ion bằng một phản ứng đặc hiệu – phản ứng chỉ xảy ra với riêng ion đó. Ta có thể lấy từng phần dung dịch phân tích để thử riêng từng ion đó mà không theo một thứ tự nhất định nào. Chẳng hạn, xác định iod: trong dung dịch hồ tinh bột, phản ứng đặc hiệu cho màu xanh Thực tế không nhiều ion có phản ứng đặc hiệu. Do đó phân tích riêng biệt chỉ được sử dụng trong sự kết hợp với phân tích hệ thống b. Phân tích hệ thống Là tiến hành xác định ion theo một thứ tự nhất định. Trước khi xác định một ion phải loại bỏ hoặc khóa ion cản trở - là các ion có phản ứng với thuốc thử giống như ion cần tìm. 2+ Ví dụ: người ta thường dùng amoni oxalate (NH4)2C2O4 để định tính Ca qua phản ứng 2+ 2- Ca + C2O4 CaC2O4  màu trắng Tuy nhiên, Ba2+ cũng cho phản ứng tương tự, do đó trước hết cần phải loại ion này (nếu có) khỏi dung dịch bằng cromat trong môi trường acid acetic 2+ 2- Ba + CrO4 BaCrO4 màu vàng Để phân tích hệ thống một hỗn hợp ion người ta thường dùng thuốc thử nhóm để chia các ion thành nhiều nhóm, mỗi nhóm có thể chia thành các phân nhóm rồi tách thành từng ion riêng biệt để xác định. 3. Điều kiện tiến hành các phản ứng định tính 3.1. Các loại phản ứng a. Phản ứng theo bản chất hóa học - Phản ứng hòa tan 2+ - Ví dụ: CaCl2/nước Ca + 2Cl - Phản ứng kết tủa Ví dụ: Ag+ + Cl- AgCl - Phản ứng trung hòa Ví dụ: Ba(OH)2 + 2HCl BaCl2 + H2O - Phản ứng tạo chất bay hơi 7
  9. + - Ví dụ: NH4 + OH NH3 + H2O - Phản ứng oxy hóa khử 2+ + - 2+ Ví dụ: 2Mn + 5PbO2 + 4H MnO4 + 5Pb + 2H2O - Phản ứng tạo phức + + Ví dụ: Ag + 2NH3 [Ag(NH3)2] b. Phản ứng theo mục đích phân tích - Phản ứng tách: nhằm chia các chất, các ion thành các nhóm nhỏ hay để tách riêng một ion, một chất dùng cho phản ứng xác định - Phản ứng đặc trưng hay xác định: nhằm tìm một ion khi nó đã được cô lập hoặc khi còn trong hỗn hợp - Phản ứng tạo điều kiện cho tách và xác định như: + Phản ứng khóa hay loại ion cản trở + Phản ứng mở khóa hoặc phá phức để giải phóng ion cần tìm + Phản ứng điều chỉnh pH môi trường để hòa tan, kết tủa hoặc trung hòa chất cần phân tích 3.2. Độ nhạy và tính đặc trưng của phản ứng a. Tính đặc trưng của phản ứng - Có rất nhiều phản ứng có thể thực hiện (hàng chục ngàn), nhưng chỉ có những phản ứng đặc trưng mới có ý nghĩa thực tiễn trong phân tích định tính. - Phản ứng đặc trưng: là phản ứng mà nhờ chúng, trong những điều kiện xác định của phòng thí nghiệm có thể xác định được liều duy nhất trong dung dịch, khi đang có sự hiện diện của những ion khác phát hiện được nhờ vào: + Xuất hiện màu sắc đặc trưng. + Có sự kết tủa. + Có sự giải phóng khí. Thí dụ: SCN- + Co2+ màu xanh sáng của cobalt. - 3+ 3SCN + Fe Fe(SCN)3 màu đỏ máu. b. Độ nhạy của phản ứng: 8
  10. - Là lượng chất nhỏ nhất có thể phát hiện được bằng phản ứng đó trong những điều kiện xác định - Người ta biểu thị độ nhạy của phản ứng bằng một số giá trị có liên quan đến nhau đó là: + Độ nhạy tuyệt đối hay cực tiểu phát hiện: là lượng nhỏ nhất của chất đó (thường tính bằng mcg) trong mẫu đem thử để ta có thể phát hiện được nó. + Độ nhạy tương đối hay nồng độ tối thiểu: là nồng độ nhỏ nhất của dung dịch mà phản ứng còn có thể quan sát được (thường tính bằng g/ml) + Độ loãng giới hạn: là giá trị nghịch đảo của nồng độ tối thiểu. Để xác định độ loãng giới hạn, người ta cho thực hiện phản ứng ở một nồng độ xác định, sau đó dùng dung môi pha loãng cho đến khi nào không còn xác định được phản ứng nữa thì đó là độ pha loãng giới hạn. Phản ứng phân tích càng nhạy: nếu cực tiểu phát hiện, nồng độ tối thiểu càng nhỏ và độ pha loãng giới hạn càng lớn. Ví dụ: phản ứng kết tủa xác định Na+ bằng thuốc thử Streng trong ống nghiệm có độ nhạy tuyệt đối là 10mcg, nghĩa là phải có tối thiểu 10mcg Na+ trong mẫu đem thử. Mặt khác, để quan sát được rõ ràng trong ống nghiệm thì thể tích dung dịch mẫu đem thử ít nhất là 0,5 ml. Vì vậy độ nhạy tương đối bằng 2.10-5g Na+/ml. Cũng phản ứng đó nhưng thực hiện bằng cách soi tinh thể dưới kính hiển vi thì thể tích dung dịch mẫu thử chỉ cần 0,001ml, theo đó độ nhạy tương đối vẫn là 2.10-5 g Na+/ml (hay độ pha loãng 1/50.000 lần) nhưng độ nhạy tuyệt đối sẽ là 0,02 mcg (nhạy hơn 500 lần so với phản ứng trong ống nghiệm) Ví dụ cho thấy độ nhạy phụ thuộc cách thực hiện phản ứng. Ngoài ra độ nhạy còn chịu ảnh hưởng của nhiều yếu tố khác như nhiệt độ, nồng độ thuốc thử, sự có mặt ion lạ, 3.3. Phương pháp làm tăng độ nhạy của phản ứng phân tích: - Vì độ nhạy của phản ứng liên quan đến cực tiểu phát hiện, nồng độ tối thiểu và độ pha loãng giới hạn tức là liên quan đến nồng độ chất cực tiểu cho nên việc cần làm là tập trung, làm tăng nồng độ và nhiều khi phải cô lập chất đó để phát hiện cho được. Có thể làm tăng độ nhạy của phản ứng bằng các cách sau: 3.3.1. Dùng thuốc thử có độ tinh khiết cao Tinh khiết hoá học hoặc tinh khiết quang học nhằm loại hết các tạp chất gây nhiễu đến kết quả phân tích 3.3.2. Sử dụng các biện pháp tập trung làm giàu chất: + Chưng cất + Chiết ly 9
  11. + Kết tủa + Hấp phụ 3.3.3. Thay đổi điều kiện của phản ứng phân tích Ảnh hưởng pH của môi trường: giá trị pH quan trọng trong phân tích định tính: + pH quyết định lượng phản ứng. + pH quyết định sản phẩm phản ứng. Thí dụ: hỗn hợp phản ứng có I-, Br-, Cl- cần lần lượt tách từng thành phần một ra khỏi hỗn hợp. - I (pH = 5) I2  (khí màu tím) - Br (pH = 3) Br2( khí màu nâu) KMnO4 + - Cl (pH = 1) Cl2 (khí màu vàng) 3.3.4. Che và giải che các ion (dùng mặt nạ): Trong thực hiện phân tích (dung dịch là hỗn hợp chất và ion) có chứa nhiều tạp chất gây nên những phản ứng phụ, ngăn cản phản ứng chính là phản ứng phân tích mà ta cần thực hiện, gây nhiễu cho kết quả phân tích. Khi đó thuốc thử: + Tác dụng với cả chất cần phân tích và cả với tạp chất làm giảm độ nhạy của phản ứng phân tích. + Hoà tan mất sản phẩm của phản ứng phân tích, làm mất màu đặc trưng. + Tạo phức chất bền ảnh hưởng đến phát hiện chất. + Xảy ra oxy hoá khử: làm thay đổi tính trạng của chất cần phân tích. a. Che chắn tác dụng của phản ứng phụ: - - - 3 + Sử dụng muối c ianur (CN ), Thiosianur (SCN ), florua (F ), phosphat PO4 , 2- + Thiosulfat (S2O3 ) của kim loại kiềm và NH4 làm chất che vô cơ. + Sử dụng Acid ascorbic, A.Tartric, acid oxalic, a. Salysilc hoặc muối kim loại kiềm của chúng: Complexon, ThioUrea, Ethylendiamin, diethyldithioCarbamat, Uniton (2,3 di Mercapto Sulfonat Na) v.v làm chất che hữu cơ. - Phương pháp này đã được sử dụng rộng rãi trong hoá phân tích và hoá học nói chung. Thí dụ: 10
  12. 2+ - Khi cho Co + 4SCN [Co(SCN)4] màu xanh cobalt đậm. (1) 3+ - Tạp gây nhiễu Fe + 3SCN Fe(SCN)3 màu đỏ máu. (2) 2+ (1), (2) màu kết hợp nâu sẫm ngăn cản xác định Co 3+ Để ngăn cản tạo màu đỏ Fe(SCN)3 cho Fe tác dụng trước với - 3- + 6F [FeF6] 3- +PO4 FePO4 2- 3- + C2O4 Fe(C2O4)3 2- làm cho màu xanh cobalt [Co(SCN)4] thể hiện thật rõ ràng. 3+ 2+ - Cũng có thể khử Fe về Fe 2+ - 2+ Fe + SCN Fe(SCN)2 không màu không gây nhiều cho xác định Co . b. Giải che: Những ion đã được che được dùng phản ứng hoá học để đưa về trạng thái tự do đúng hơn là trạng thái solvat (Hydrat). - Cho ion bị che tác dụng với thuốc thử. Thuốc thử này tạo với các phối tử (Ligand) của phức chất che một phức chất khác bền hơn kết quả là một ion được giải phóng. Thí dụ: 2+ - 2- + 2- - 2+ Che Ni + 4CN [Ni(CN)4] → giải che 2Ag + [Ni(CN)4] 2[Ag(CN)2] + Ni tự do. 2+ - 4- + 4- - 2+ Che Fe + 6CN [Fe(CN)6] → giải che 3Hg + [Fe(CN)6] 3[Hg(CN)2] + Fe tự do. 2+ - 2- 2- 2+ 2+ Che Be + 4F [BeF4] → giải che [BeF4] + 2Ba 2BaF2 + Be tự do. 4+ - 2- 2- 2+ 2- 4+ Che Ti + 6F [TiF6] → giải che 2[TiF6] + 3Be 3[BeF4] + 2Ti tự do. 3.4. Thuốc thử: (Reactive). - Thuốc thử là công cụ sắc bén của người làm thí nghiệm hoá học: + Để xác định nhận biết các chất, thành phần hoá học của chúng. + Để xác định cấu tạo của các hợp chất cần phân tích. a. Phân loại thuốc thử: Theo độ tinh khiết có các loại sau Hàm lượng chất chính Hàm lượng tạp Kỹ thuật Technical 0,99 0,01 (10-2) Tinh khiết Pure 0,999 0,001 (10-3) Tinh khiết phân tích Analytical pure (PA) 0,9999 0,0001 (10-4) Tinh khiết hoá học Chenical pure (CP) 0,99999 0,00001 (10-5) Tinh khiết quang học Speetrel pure SP 0,999999 10-6 11
  13. Tinh khiết bán dẫn Semi condutor – P SCP 0,999999999 10-9 Phân loại thuốc thử theo tác dụng phân tích gồm các loại: - Thuốc thử chọn lọc: Phản ứng với một số có hạn các ion riêng biệt, các ion này đôi khi không cùng một nhóm phân tích với nhau. - Thuốc thử nhóm: Phản ứng với tất cả ion trong nhóm phân tích. - Thuốc thử đặc hiệu hay thuốc thử riêng Là thuốc thử chỉ cho phản ứng đặc hiệu với một ion hoặc một chất. Ví dụ hồ tinh bột chỉ cho màu xanh với iod - Một số thuốc thử đặc dụng (đã được thực tiễn phân tích công nhận) được mang tên tác giả của chúng. Thí dụ: thuốc thử Tsugaev với Ni2+ là dimethyl Glyoxin. Thuốc thử Nestler là dung dịch kiềm của K2[HgI4]. Thuốc thử Streng - Magne Uranyl Acetat. b. Yêu cầu đối với thuốc thử: Phải tinh khiết, nhạy và đặc hiệu Độ tinh khiết là yêu cầu quan trọng nhất. Các thuốc thử hóa học xếp theo độ tinh khiết tăng dần như sau: Loại kỹ thuật thường dùng làm nguyên liệu ban đầu Loại tinh khiết để thử nghiệm hóa học nói chung Loại tinh khiết để phân tích Loại tinh khiết hóa học để làm chất chuẩn Loại tinh khiết quang học dùng trong phân tích quang phổ 4. Các nhóm phân tích. - Trong chương trình đào tạo trung cấp y dược, môn phân tích định tính giới hạn ở phần phân tích định tính các ion vô cơ trong dung dịch. - Chủ yếu sử dụng các phương pháp hóa học và dùng kết hợp phân tích hệ thống và phân tích riêng biệt để phát hiện các ion (cation và anion) trong dung dịch 12
  14. Phân tích định tính cation: Có 2 đường lối chủ yếu để phân tích hệ thống các cation là đường lối theo phương pháp dùng H2S và đường lối theo phương pháp acid-base. Đường lối theo phương pháp dùng H2S dựa trên sự khác nhau về độ tan của nhiều sulfid kim loại để tách các cation thành 5 nhóm. Đường lối này khá chặt chẽ cho kết quả chính xác, phát hiện triệt để các cation kể cả khi chúng nằm trong phức. Tuy nhiên, nhược điểm của nó là H2S có mùi khó chịu, rất độc hại và trong quá trình phân tích gặp nhiều dung dịch keo của S rất khó xử lý. Vì thế ngày nay phương pháp này hầu như không còn sử dụng nữa Đường lối theo phương pháp acid base chủ yếu dựa trên khả năng tạo tủa, phức chất với các acid – base như HCl, H2SO4, NaOH, NH4OH. Sự hình thành 6 nhóm cation theo phương pháp acid – base như sau: Nhóm Thuốc thử Cation cation nhóm + 2+ 2+ I HCl Ag , Pb , Hg2 2+ 2+ II H2SO4 Ba , Ca III NaOH dư Zn2+, Al3+ 2+ 3+ 3+ 2+ IV NH4OH đặc Fe , Fe , Bi , Mg dư 2+ 2+ V NH4OH Cu , Hg đặc dư + + + VI Không có K , Na , NH4 Phân tích định tính anion Trong giáo trình này, số anion được quan tâm được chia thành 3 nhóm: Nhóm anion Anion I Cl-, Br-, I-, S2- 3- 3- 3- 2- II AsO4 , AsO3 , PO4 , CO3 2- 2- III SO3 , SO4 Sự phân chia ion thành các nhóm phân tích chứng tỏ có mối liên hệ giữa sự phân nhóm các ion với tính chất của các nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn Mendeleev nhưng đây không phải là những mối liên hệ trực tiếp mà là một mối liên hệ logic, hệ quả của những hoạt động thực tiễn của loài người trong lĩnh vực này. 13
  15. SƠ ĐỒ PHÂN TÍCH 6 NHÓM CATION Mẫu hỗn hợp +HCl loãng Phân tích cation nhóm VI riêng Kết tủa nhóm I Dung dịch nhóm II, III, IV, V + H2SO4 loãng,lọc Phân tích theo sơ đồ cation nhóm I +cồn hoặc aceton Kết tủa BaSO4 Kết tủa CaSO4 Dung dịch nhóm III, IV, V +NaOH dư Dung dịch chứa nhóm III: - 2- AlO2 , ZnO2 Kết tủa nhóm IV, V + NH4OH đặc, dư Phân tích theo sơ đồ cation nhóm III Kết tủa nhóm IV Dung dịch phức nhóm V Phân tích theo sơ đồ Phân tích theo sơ đồ cation nhóm IV cation nhóm V 15
  16. 5. Các kỹ thuật cơ bản trong thực hành hóa phân tích định tính Vì phải sử dụng những thể tích dung dịch khá nhỏ, sinh viên cần phải làm: - Kỹ lưỡng. - Sạch sẽ (ống hút nào để vào đúng lọ nấy, đừng bỏ giấy bừa bãi trên mặt bàn). - Ly tâm và rửa thật kỹ kết tủa , không để lẫn các cation của các nhóm sau. 5.1. Cách làm tủa 5.1.1. Thử độ acid trước khi thêm thuốc thử. Thử bằng giấy quỳ xem độ acid của dung dịch có đúng như trong sách dạy hay không. Nếu phản ứng phải được thực hiện ở môi trường acid, giấy quỳ phải đỏ. Trong trường hợp môi trường có tính baz, giấy quỳ phải xanh. Có rất nhiều trường hợp ta không tủa được vì độ acid không đúng như trong lời dặn 5.1.2. Thêm thuốc thử từng giọt một và theo đúng số giọt dặn trong sách. 5.1.3. Lắc mạnh sau mỗi lần thêm một giọt thuốc thử: Để cho dung dịch và thuốc thử được trộn đều, xong đợt tủa lắng xuống rồi hãy thêm một giọt thuốc thử mới (ngoại trừ trường hợp cần phân cách thuốc thử với dung dịch không cho trộn lẫn nhau, sẽ có lời dặn riêng). Nên lưu ý đừng để thuốc thử dính ở thành ống nghiệm vì với phương pháp bán vi phân tích, số lượng thuốc thử dính đó nhiều khi rất đáng kể. 5.1.4. Phải làm tủa hoàn toàn một ion trước khi qua ion một nhóm khác Muốn vậy sau khi thêm thuốc thử, đem ly tâm rồi thêm một giọt thuốc thử vào nước ly tâm. Nếu thấy còn tủa tức là ta chưa cho đủ thuốc thử. Khi ấy phải thêm thuốc thử, đem ly tâm rồi thử trở lại cho tới khi không còn tủa mới thôi. 5.2. Cách hút ly tâm ở phía trên chất tủa Lấy một ống hút, bóp chặt nút cao su, đưa đầu ống vào trong dung dịch, cách mặt chất tủa độ vài mm, buông từ từ để mực nước dâng lên. Làm như thế hai ba lần cho đến khi nào hút hết nước ly tâm mới thôi. Nên tránh đừng phải tủa. Nước ly tâm này sẽ được đưa qua một ống nghiệm khác để tìm các cation khác. 5.3. Cách rửa kết tủa Thêm một ít nước (5 – 10giọt) (hoặc dung dịch rửa khi có lời dặn riêng). Lắc mạnh cho tủa tách khỏi đáy ống nghiệm và hoà đều trong nước. Đem ly tâm, hút nước ly tâm ra. Nước này có thể bỏ đi hoặc giữ lại để tìm ion khác tuỳ theo lời dặn. 5.4. Cách hòa tan chất kết tủa Thêm từ từ acid (hoặc baz). Lắc mạnh sau mỗi giọt. BM (Bain Marie) nếu cần. Thêm từ từ như thế cho đến khi tan hết chất tủa mới thôi. Nên nhớ đừng nên dùng dư acid (hoặc baz) có thể có hại cho các phản ứng sau này. 5.5. Cách đun ống nghiệm 16
  17. Phần lớn các phản ứng cần đun nóng đều được đun cách thuỷ (BM). Như vậy tránh được việc dung dịch trong ống nghiệm có thể bắn ra ngoài nguy hiểm. Nếu cần đun cạn một lượng nhỏ dung dịch (5 - 15 giọt) có thể để trong ống nghiệm mà đun, khi đun để cách xa ngọn lửa vừa đun vừa lắc. Nếu cần đun cạn một lượng tương đối nhiều dung dịch (2 – 5ml) nên dùng chén chung để trên ngọn lửa đèn gaz có lưới ngăn, cũng vừa đun vừa lắc hoặc dùng đuã quậy để tránh dung dịch bắn ra ngoài, nhất là lúc gần cạn. Nên nhớ, khi lấy chén chung hay ống nghiệm ra khỏi ngọn lửa, chén chung hay ống nghiệm vẫn còn đủ nóng để tiếp tục làm bay hơi dung dịch. Cần lưu ý điều này khi có lời dặn “không được đun tới khô”. Để ý số lượng đáng kể dung dịch dính trên chén chung, phải tráng cho sạch. 5.6. Cách quan sát mẫu phản ứng. Quan sát màu sắc, nhìn trên nền trắng. Quan sát màu trắng hoặc quan sát một dung dịch có ít tủa, chỉ thấy đục: nhìn trên nền đen. Quan sát màu của khí bốc lên: nhìn theo trục ống từ trên xuống dưới, đặt ống nghiệm thẳng đứng trên nền trắng. Cẩn thận lấy ra khỏi lửa trước khi quan sát để dung dịch khỏi bắn vào mắt. 5.7. Chú ý cách dùng máy ly tâm Máy ly tâm khi quay phải chứa 2 ống nghiệm đặt trong 2 ống đối xứng, các ống ấy phải có trọng lượng gần bằng nhau để máy được cân bằng. Nếu không, máy sẽ rung mạnh khi quay và rất mau hư. Vì vậy nếu chỉ có một người dùng máy thì nhớ đặt thêm một ống nghiệm chứa một thể tích nước bằng thể tích dung dịch trong ống nghiệm phải ly tâm. Tốt nhất là đợi một người bạn để hai người dùng máy một lượt. Bắt đầu quay từ từ. Nếu thấy máy rung mạnh, ngừng quay tức khắc, xem lại coi hai ống nghiệm nằm trong hai ống đối xứng có khối lượng bằng nhau hay không. Khi ngừng, buông tay cho máy ngưng quay từ từ. Ngừng gấp ống nghiệm có thể bay ra ngoài Trước khi quay cần kiểm soát các con ốc gắn máy ly tâm vào bàn có lỏng không, nếu có, nhờ nhân viên trong phòng siết chặt lại. Sinh viên phải lưu ý quay theo chiều mũi tên vẽ trên máy ly tâm (chiều của tay quay) để tránh sự nới lỏng con ốc sẽ làm văng các ống ra ngoài rất nguy hiểm Thường chỉ quay độ 30 – 40 vòng là nước ở trên đã trong. Riêng trường hợp các hidroxid và sunfur khi mới trầm hiện lần đầu (chưa rửa) đòi hỏi một thời gian quay lâu hơn từ 2 đến 5 lần. Nên chịu khó quay khá lâu để tất cả trầm hiện lắng xuống dưới. 17
  18. Chương II. PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH THEO NHÓM + 2+ 2+ BÀI 1: CATION NHÓM I (Ag , Pb , Hg2 ) 1. Thuốc thử nhóm. Nhóm I có khả năng tạo kết tủa với hầu hết các acid (trừ HNO3). Tuy nhiên, chỉ có HCl thì tạo kết tủa với nhóm này mà không tạo tủa với cation nhóm khác. Vì thế, HCl chính là thuốc thử để tách các cation của nhóm I ra khỏi các cation khác. Từ các muối kết tủa này, ta lại tách chúng ra và nhận biết chúng bằng các phản ứng đặc trưng của chúng 2. Phản ứng nhóm - Ag+ + HCl AgCl  (tủa trắng) + H+ + - AgCl tan trong dung dịch NH4OH do tạo phức [Ag(NH3)2] Cl + - Khi acid hóa dung dịch [Ag(NH3)2] Cl thì kết tủa AgCl xuất hiện trở lại + - [Ag(NH3)2] Cl + 2HNO3 AgCl + 2NH4NO3 2+ + - Pb + 2HCl PbCl2  (tủa trắng) + 2H PbCl2 không tan trong dung dịch NH4OH o Độ tan của muối PbCl2 phụ thuộc rất nhiều vào nhiệt độ (ở 100 C độ tan gấp 3 lần ở nhiệt độ thường) nên có thể tách PbCl2 ra khỏi AgCl và Hg2Cl2 bằng nước nóng 2+ + - Hg2 + 2HCl Hg2Cl2 (tủa trắng) + 2H Hg2Cl2 tạo kết tủa đen khi tác dụng với dung dịch NH4OH do  Hg2Cl2 + 2 NH4OH ClHgNH2 (trắng) + Hg (đen) + 2H2O 3. Phản ứng đặc trưng.  Với KI + - Ag + I AgI  (vàng nhạt), không tan trong các acid và dung dịch NH4OH 2+ - Pb + 2 I PbI2  (vàng đậm), tủa tan khi đun nóng hoặc tan trong thuốc thử KI dư - 2- Tủa tan trong KI dư: PbI2 + 2 I [PbI4] (tan, không màu) 18
  19. 2+ - 2+ Hg2 + 2 I Hg2I2  xanh lục, có thể nhận biết Hg2 nhờ kết tủa màu xanh lục của Hg2I2 trên nền vàng của các tủa AgI, PbI2 - 2- Khi KI dư: Hg2I2 + 2 I [HgI4] + Hg  Với K2CrO4 + 2- 2Ag + CrO4 Ag2CrO4  đỏ gạch 2+ 2- Hg2 + CrO4 Hg2CrO4 đỏ 2+ 2 Pb + CrO4 PbCrO4 vàng, không tan trong CH3COOH loãng và NH4OH, nhưng tan trong NaOH hoặc HNO3  Với H2SO4 loãng 2+ + Pb + H2SO4 PbSO4  trắng + 2 H Tủa không tan trong các acid loãng, nhưng tan trong acid H2SO4 đặc, HCl đặc và NaOH đặc + 2+ 2- Ag và Hg2 chỉ tạo được kết tủa với SO4 khi nồng độ của chúng tương đối lớn  Với NH4OH + + Ag + NH4OH Ag2O (sau đó tan trong NH4OH dư) + 2 NH4 + H2O Ag2O + 4NH4OH 2 [Ag(NH3)2]OH + 3H2O 2+ + Pb + 2NH4OH Pb(OH)2trắng + 2NH4 2Hg2(NO3)2 + 4NH4OH [NH2Hg2O]NO3  trắng + 2Hg đen + 3NH4NO3  Với Na2CO3 + 2- 2Ag + CO3 Ag2CO3 trắng 2+ 2- Pb + CO3 PbCO3 trắng 2+ 2- Hg2 + CO3 Hg2CO3 Hg2CO3 HgO + Hgđen + CO2  Với NaOH Ag+ + OH- AgOHtrắng, không bền 2AgOH Ag2Ođen + H2O (Ag2O không tan trong kiềm dư, nhưng tan trong acid hoặc NH4OH) Pb2+ + 2OH- Pb(OH)2trắng (tan trong NaOH dư, do tính chất lưỡng tính) - 2- Pb(OH)2 + 2OH dư PbO2 + H2O 2+ - Hg2 + 2OH HgO + Hg đen + H2O  Với dung dịch H2S + 2- Ag + S Ag2S đen 2+ 2- Hg2 + S HgS đen + Hg đen Pb2+ + S2- PbS  đen 19
  20. 4. Sơ đồ phân tích cation nhóm 1 Cho mẫu dung dịch chứa hỗn hợp NHIỀU cation. Ta dùng thuốc thử nhóm 1 để tách nhóm 1 ra khỏi các nhóm còn lại. Sau đó tiến hành phân tích tủa, để xác định các cation trong nhóm 1 Dung dịch mẫu hỗn hợp + HCl loãng, lọc Kết tủa 1 Phần dịch lọc 1 + nước cất, đun sôi – lọc nóng Phần dịch lọc Phần rắn + dd NH OH, lọc 4 Thử phản ứng đặc 2+ trưng Pb Tủa hóa đen Dịch lọc Phát hiện + HNO3 xuất hiện tủa 2+ + Hg2 trắng. Phát hiện Ag 20
  21. Bảng 1. Tóm tắt các phản ứng đặc trưng của cation nhóm I BÀI TẬP BÀI 1 1.1. Hãy hoàn thành các phương trình phản ứng và nêu hiện tượng 1. Hg2(NO3)2 + KI 2. Pb(NO3)2 + H2SO4 3. Pb(CH3COO)2 + K2CrO4 4. Hg2(NO3)2 + K2CrO4 1.2. Khi cho KI vào dd chỉ chứa cation nhóm I, kết luận gì trong những tình huống sau: 1/. Thấy kết tủa vàng nhạt 2/. kết tủa vàng đậm 3/. kết tủa xanh lục hay đen 1.3. Khi cho K2CrO4 vào dd chỉ chứa cation nhóm I, kết luận gì trong những tình huống sau: 1/. Thấy kết tủa vàng tươi 2/. Thấy kết tủa đỏ 21
  22. 1.4. Khi cho HCl vào dung dịch A, thấy có kết tủa trắng. Lọc tách riêng ta được kết tủa B và dung dịch C. 1/. Kết luận trong dung dịch A có: + 2+ 2+ A.Ag B. Pb , Hg2 C. Có cả 3 cation nhóm I D. Có cation nhóm I 2/. Kết luận trong dung dịch C A.Có cation nhóm I B. Không có Cation nhóm I C.Chưa xác định 3/. Cho dung dịch NH4OH dư vào kết tủa B, thấy có kết tủa trắng, không có tủa đen. Kết luận nào về dung dịch A là đúng 2+ + 2+ A.Không có Hg2 B. Không có Ag C. Không có Pb D. A và B đúng E. A và C đúng + 2+ 2+ 1.5. Trình bày phương pháp định tính các cation Ag , Pb , Hg2 trong dung dịch chỉ chứa các cation nhóm 1 (có thể dùng sơ đồ hoặc bài viết). Viết các phương trình phản ứng xảy ra + 2+ 2+ 1.6. Trình bày phương pháp định tính các cation Ag , Pb , Hg2 trong dung dịch chứa hỗn hợp nhiều cation (có thể dùng sơ đồ hoặc bài viết). Viết các phương trình phản ứng xảy ra 1.7. Trích từ dược điển Việt Nam. Giải thích và viết phương trình phản ứng cho phần A BẠC NITRAT (Argenti nitras) : AgNO3. Thuốc khử trùng Định tính A. Hòa tan khoảng 10 mg chế phẩm trong 5 ml nước. Thêm 3 giọt dung dịch acid hydrocloric 10% (TT) sẽ có tủa trắng lổn nhổn, tủa này không tan trong dung dịch acid nitric 16% (TT), nhưng tan trong dung dịch amoniac loãng (TT). - B. Định tính NO3 1.8. Trích từ “phụ lục 8.1 Dược điển Việt Nam”. Giải thích và viết ptpứ Ch× (muèi) A. Hoµ tan 0,1 g chÕ phÈm trong 1 ml dung dÞch acid acetic 5 M (TT) hoÆc lÊy 1 ml dung dÞch theo chØ dÉn trong chuyªn luËn, thªm 2 ml dung dÞch kali cromat 5% (TT), tña vµng sÏ t¹o thµnh, tña nµy tan trong dung dÞch natri hydroxyd 10 M (TT). B. Hoµ tan 50 mg chÕ phÈm trong 1 ml dung dÞch acid acetic 5 M hoÆc 1 ml dung dÞch theo chØ dÉn trong chuyªn luËn. Thªm 10 ml n•íc vµ 0,2 ml dung dÞch kali iodid 10% (TT), tña vµng sÏ t¹o thµnh; ®un s«i 1 ®Õn 2 phót cho tña tan ra, ®Ó nguéi, tña l¹i xuÊt hiÖn cã d¹ng nh÷ng m¶nh vµng lÊp l¸nh. 22
  23. BÀI 2: CATION NHÓM II (Ba2+, Ca2+) 1.Thuốc thử nhóm Nhóm II sử dụng thuốc thử nhóm là H2SO4 2N tạo kết tủa màu trắng. 2. Phản ứng nhóm. 2+ + - Ba + H2SO4 BaSO4 kết tủa trắng + 2H 2+ 2- Kết tủa rất bền được sử dụng để định lượng Ba và SO4 2+ aceton + - Ca + H2SO4  CaSO4 + 2H CaSO4 có tích số tan tương đối lớn, nên sẽ không tạo kết tủa khi nồng độ các ion thấp, vì vậy phải cho thêm aceton hoặc cồn vào mới xuất hiện kết tủa keo màu trắng. 3. Phản ứng của cation với các thuốc thử đặc trưng. 2+ * Ion Ba 2+ + - Ba + K2CrO4 BaCrO4 (vàng) + 2K Màu sắc kết tủa giống với trường hợp PbCrO4. Nhưng kết tủa này không tan trong NaOH 2N dư (phân biệt với Pb2+) 2+ + - Ba + Na2CO3 BaCO3 trắng + 2Na 2+ + - Ba + (NH4)2C2O4 BaC2O4  trắng + 2NH4 BaC2O4 tan trong môi trường acid của CH3COOH, hoặc HNO3, HCl 2+ * Ion Ca 2+ + - Ca + (NH4)2C2O4 CaC2O4  (trắng) + 2NH4 Kết tủa bền không tan trong acid CH3COOH nhưng tan trong acid mạnh HNO3, 2+ HCl, H2SO4 (phân biệt với BaC2O4). Được sử dụng làm phản ứng định lượng Ca , 2- C2O4 2+ + - Ca + Na2CO3 CaCO3 (trắng) + 2Na 4. Sơ đồ phân tích cation nhóm 2 Từ dung dịch mẫu ban đầu, sau khi phân tích cation nhóm 1, lấy phàn dịch lọc 1 (trong sơ đồ phân tích cation nhóm 1) chứa các cation nhóm 2, 3, 4, 5, 6 ta tiếp tục phân tích cation nhóm 2 23
  24. Dung dịch cation 2,3,4,5,6 + H SO loãng, lọc 2 4 Dịch lọc 2 Tủa trắng 2+ o Phát hiện Ba + aceton hoặc cồn 70 Tủa keo trắng 2+ Phát hiện Ca Bảng 2. Tóm tắt các phản ứng đặc trưng của cation nhóm II 24
  25. BÀI TẬP BÀI 2 2.1. Hoàn thành các phương trình phản ứng và nêu hiện tượng 1. BaCl2 + H2SO4 2. Ba(NO3)2 + K2CrO4 3. CaCl2 + Na2CO3 4. Ca(NO3)2 + (NH4)2C2O4 2.2. Có thể dùng ammoni oxalate (NH4)2C2O4 trong môi trường acid acetic phân biệt dung dịch CaCl2 với dung dịch BaCl2 hay không? Giải thích 2.3. Có thể dùng K2CrO4 trong trong môi trường kiềm để phân biệt dung dịch BaCl2 với dung dịch Pb2+ hay không? Giải thích. 2.4. Trình bày phương pháp định tính các cation trong dung dịch chứa hỗn hợp cation nhóm I và II 2.5. Trích từ “Dược điển Việt Nam”. Giải thích và viết phương trình phản ứng CALCI CARBONAT (Calcii carbonas): CaCO3 Định tính A. Thêm 5 ml acid acetic loãng (TT) vào 0,1 g chế phẩm, phải có sủi bọt khí carbon dioxyd. Khí thoát ra được dẫn vào dung dịch calci hydroxyd (TT) sẽ xuất hiện kết tủa trắng, tủa này tan trong dung dịch acid hydrocloric 7 M (TT) quá thừa. B. Để yên dung dịch trên cho đến khi sủi hết bọt, thêm 2 - 3 giọt dung dịch amoni oxalat 4% (TT), phải xuất hiện tủa trắng, tủa này không tan trong dung dịch acid acetic 6 M (TT) tan trong dung dịch acid hydrocloric loãng (TT). 2.6. Trích từ “phụ lục 8.1 Dược điển Việt Nam”. Giải thích và viết phương trình phản ứng Định tính Bari (muối) A. LÊy mét l•îng dung dÞch muèi bari nh• chØ dÉn trong chuyªn luËn, thªm vµi giät acid sulfuric lo·ng (TT) sÏ xuÊt hiÖn tña tr¾ng, tña nµy kh«ng tan trong acid hydrocloric 10% (TT) vµ acid nitric lo·ng (TT). B. Dïng mét d©y b¹ch kim hoÆc ®òa thuû tinh lÊy mét l•îng chÊt thö ®èt trªn ngän löa kh«ng mµu, ngän löa sÏ nhuém thµnh mµu xanh lôc h¬i vµng, khi nh×n qua kÝnh thuû tinh mµu lôc ngän löa sÏ cã mµu xanh lam. 25
  26. BÀI 3: CATION NHÓM III ( Zn2+, Al3+) 1. Thuốc thử nhóm. Cation nhóm III sử dụng thuốc thử nhóm là NaOH 2N lấy lượng dư. Nhóm 3 sẽ tan trong dung dịch, các cation nhóm 4,5 sẽ tạo kết tủa hydroxyt. Từ đó tách nhóm 3 ra khỏi các nhóm còn lại 2. Phản ứng nhóm. Khi dùng NaOH vừa đủ: 2+ + - Zn + 2NaOH Zn(OH)2 ↓ keo trắng + 2Na 3+ + - Al + 3NaOH Al(OH)3 ↓ keo trắng + 3Na Khi lấy dư lượng NaOH 2N - Zn(OH)2 + 2NaOHdư Na2ZnO2 (tan) + 2H2O - Al(OH)3 + NaOHdư NaAlO2 (tan) + 2H2O Các chất Na2ZnO2 và NaAlO2 sẽ tạo tủa Zn(OH)2 và Al(OH)3 trở lại khi gặp môi trường acid yếu. 3. Các phản ứng đặc trưng. 2+ * Cation Zn - Phương pháp của Montequi: Dùng dung dịch ammoni thủy ngân thiocyanua (NH4)2[Hg(SCN)4] (gọi là Montequi A), với dung dịch muối Cu2+ (Montequi B) có thể nhận biết được sự có mặt của Zn2+ do tạo thành kết tủa màu tím 2+ 2+ + Zn + Cu + 2(NH4)2[Hg(SCN)4] Zn[Hg(SCN)4].Cu[Hg(SCN)4](tím) + 4NH4 2+ + - Zn + (NH4)2S ZnS ↓trắng + 2NH4 Kết tủa này tan trong acid vô cơ, nhưng không tan trong CH3COOH và NaOH 2+ + - Zn + Na2CO3 ZnCO3 ↓trắng + 2Na 2+ - Zn + 4 NH4OH Zn(OH)2  trắng + 4 H2O Khi cho thêm NH4OH dư, tủa tan, tạo dung dịch trong suốt: 2+ - Zn(OH)2 + 4NH4OH [Zn(NH3)4] + 2 OH + 4H2O 2+ + - 2Zn + K4[Fe(CN)6] Zn2[Fe(CN)6] màu trắng + 4K 2+ + - 3Zn + 2K3[Fe(CN)6] Zn3[Fe(CN)6]2màu vàng + 6K 3+ * Ion Al 26
  27. - Dùng thuốc thử Aluminon Aluminon là muối triammoni của acid aurin tricacboxylic, thường được dùng để nhận biết sự có mặt của Al3+. Tuy nhiên, aluminon không phải là thuốc thử đặc hiệu của Al3+, vì nó cũng có thể tạo kết tủa với một số cation khác như Ca2+, Be2+, Fe3+, . Phản ứng hình thành kết tủa bông đỏ ở pH = 4 – 6 (tối ưu là pH = 4), nhiệt độ 80-100oC 3+ + - 2Al + 3 (NH4)2S + 6H2O 2Al(OH)3 ↓ + 6NH4 + 3H2S Al3+ chỉ tạo tủa với S2- trong môi trường trung tính hoặc kiềm yếu, trong môi trường acid nó không tạo tủa 3+ + - Al + 3 NH4OH Al(OH)3 kết tủa keo trắng + 3 NH4 Kết tủa này không tan trong NH4OH dư 3+ + - 2Al + 3 Na2CO3 + 3H2O 2Al(OH)3 kết tủa trắng + 3CO2 + 6Na 4. Sơ đồ phân tích cation nhóm 3 Hỗn hợp cation 3,4,5 + NaOH dư, lọc Dịch lọc chứa Kết tủa hydroxyd Na2ZnO2 và Na2AlO2 nhóm 4, 5 + HCl Dung dịch Al3+, Zn2+ Chia 2 phần + montequi (A+B) + Aluminon Xác định Zn2+ Xác định Al3+ BÀI TẬP BÀI 3 3+ 2+ 3.1. So sánh cation Al và Zn khi cho tác dụng với NH4OH dư? 3+ 2+ 3+ 3.2. Để định tính cation Al trong dung dịch có mặt Ca , Fe có thể dùng Aluminon hay không? Giải thích 3.3. Thuốc thử Montequi A là gì? Montequi B là gì? 3.4. Trình bày sơ đồ phân tích định tính hỗn hợp cation nhóm 1, 2, 3 27
  28. 3.5. Trích “phụ lục 8.1 Dược điển Việt Nam” KÏm (muèi) Hoµ tan 0,1 g chÕ phÈm trong 5 ml n•íc hoÆc dïng 5 ml dung dÞch theo chØ dÉn trong chuyªn luËn. Thªm 0,2 ml dung dÞch natri hydroxyd 10 M (TT), t¹o thµnh tña tr¾ng, tña nµy tan khi tiÕp tôc thªm 2 ml natri hydroxyd 10 M (TT). Thªm 10 ml dung dÞch amoni clorid 10% (TT), dung dÞch vÉn trong, thªm 0,1 ml dung dÞch natri sulfid (TT), tña b«ng tr¾ng ®•îc t¹o thµnh. Bảng 3. Tóm tắt phản ứng đặc trưng của cation nhóm III 28
  29. BÀI 4: CATION NHÓM IV (Fe2+, Bi3+ , Fe3+, Mg2+) 1. Thuốc thử nhóm Cation nhóm IV sử dụng thuốc thử nhóm là NH4OH đặc, dư. 2. Phản ứng nhóm: 2+ + - Fe + 2 NH4OH Fe(OH)2 ↓ kết tủa trắng xanh + 2 NH4 3+ + - Fe + 3 NH4OH Fe(OH)3 ↓ kết tủa nâu đỏ + 3 NH4 3+ + - Bi + 3NH4OH Bi(OH)3 ↓ kết tủa trắng + 3 NH4 2+ + - Mg + NH4OH Mg(OH)2↓ kết tủa trắng + 2 NH4 Tủa Mg(OH)2 tan trong dd NH4Cl bão hòa 3. Phản ứng đặc trưng của cation: Với Na2CO3 2+ + - Fe + Na2CO3 2Na + FeCO3 ↓ kết tủa xanh nâu 3+ + - 2Fe + 3Na2CO3 + 3H2O 6Na + 3CO2 + 2Fe(OH)3 kết tủa nâu đỏ. 3+ + - 2Bi + 3Na2CO3 + 3H2O 6Na + 3CO2 + 2Bi(OH)3trắng 2+ + - Mg + Na2CO3 2Na + MgCO3 ↓trắng Với NaOH 2+ + - Fe + 2 NaOH Fe(OH)2 ↓ trắng xanh + 2 Na 3+ + - Fe + 3 NaOH 3Na + Fe(OH)3 kết tủa nâu đỏ 3+ + - Bi + 3 NaOH Bi(OH)3trắng Na 2+ + - Mg + 2 NaOH 2Na + Mg(OH)2 ↓trắng Với (NH4)2S 3+ + - 2Bi + 3(NH4)2S 2N Bi2S3 kết tủa đen + 6NH4 3+ + - Fe + 3(NH4)2S 2N Fe2S3 kết tủa đen + 6NH4 2+ + - Fe + (NH4)2S 2N FeS kết tủa đen + 2NH4 Fe2S3 , FeS tan được trong các acid loãng, Bi2S3 chỉ tan trong HCl đậm đặc hoặc HNO3 Với KSCN 3+ + - Fe + 3 KSCN 3K + Fe(SCN)3 màu đỏ máu. Tủa tan trong thuốc thử KSCN dư, tạo dung dịch màu đỏ máu Fe(SCN)3 + 3 KSCN K3[Fe(SCN)6] Với K3[Fe(CN)6] 2+ + - 3Fe + 2 K3[Fe(CN)6] Fe3[Fe(CN)6]2 ↓ (xanh đậm) + 6K Với K4[Fe(CN)6] 3+ + - Fe + K4[Fe(CN)6] 12K + Fe4[Fe(CN)6]3 (xanh đậm) 29
  30. 2+ + - 2Fe + K4[Fe(CN)6] 4 K + Fe2[Fe(CN)6]  (xanh đậm) Với KI 3+ + - Bi + 3KI BiI3  đen + 3 K Tủa tan trong KI dư: 2KI + BiI3 K2[BiI4] dung dịch màu vàng đậm Với NH4OH, NH4Cl, Na2HPO4 2+ + - Mg + NH4OH + Na2HPO4 MgNH4PO4 trắng + 2Na + H2O 4. Sơ đồ phân tích cation nhóm 4 Mẫu hỗn hợp cation nhóm 1,2,3,4 Mẫu hỗn hợp +HCl loãng Kết tủa nhóm I Dung dịch nhóm 234 +H2SO4 loãng Phân tích theo sơ đồ cation nhóm I +cồn hoặc aceton Kết tủa BaSO4 Kết tủa CaSO4 Dung dịch nhóm III, IV +NaOH dư Dung dịch chứa nhóm III: Kết tủa nhóm IV Fe(OH)2, - 2- AlO2 , ZnO2 Fe(OH)3, Bi(OH)3, Mg(OH)2 +HCl +NH4Cl bão hòa, lọc Dung dịch chứa nhóm III: Dịch lọc Tủa Al3+, Zn2+ +HCl + NaOH Dung dịch chứa các ion: 2+ Phân tích theo sơ đồ Xác định Mg Fe2+, Fe3+, Bi3+ cation nhóm III Chia 3 phần + K3[Fe(CN)6] + KSCN + KI 30 Xác định Fe2+ Xác định Fe3+ Xác định Bi3+
  31. BÀI TẬP BÀI 4 4.1. Hoàn thành phương trình phản ứng và nêu hiện tượng 1. FeCl3 + NaOH 2. Fe(NO3)3 + K4[Fe(CN)6] 3. Bi(NO3)3 + Na2S 4. Bi(NO3)3 + NaOH 5. FeCl2 + K3[Fe(CN)6] 6. Bi(NO3)3+ Na2CO3 4.2. Hãy nêu hiện tượng và viết phương trình phản ứng: 1. Khi cho từ từ KI đến dư vào dung dịch Bi(NO3)3 2. Khi cho từ từ KI đến dư vào dung dịch Pb(NO3)2 3. Khi cho từ từ đến dư KSCN vào dung dịch FeCl3 4.3. Cho các dung dịch FeCl3 , Bi(NO3)3 , FeCl2, AlCl3 chứa trong các lọ mất nhãn. Chỉ dùng NaOH hãy trình bày cách nhận biết các lọ hóa chất đó 4.4. So sánh cation nhóm 3 và nhóm 4 khi phản ứng với NaOH dư 4.5. Trình bày phương pháp phân tích định tính dung dịch chứa các cation nhóm 4 4.6. Trình bày phương pháp phân tích định tính dung dịch chứa các cation nhóm 1,2,3,4 4.7. Trích “phụ lục 8.1 Dược điển Việt Nam”. Giải thích và viết các ptpứ Magnesi (muèi) Hoµ tan kho¶ng 15 mg chÕ phÈm trong 2 ml n•íc hoÆc lÊy 2 ml dung dÞch theo chØ dÉn trong chuyªn luËn. Thªm 1 ml dung dÞch amoniac 6 M (TT), t¹o thµnh tña tr¾ng, tña nµy tan khi thªm 1 ml dung dÞch amoni clorid (TT). Thªm 1 ml dung dÞch dinatri hydrophosphat 9%, sÏ cã tña kÕt tinh tr¾ng. S¾t (II) (muèi) Hoµ tan mét l•îng chÕ phÈm t•¬ng øng víi 10 mg s¾t (II) trong 1 ml n•íc, hoÆc dïng 1 ml dung dÞch theo chØ dÉn trong chuyªn luËn. Thªm 1 ml dung dÞch kali fericyanid 5% (TT), t¹o tña xanh lam, tña nµy kh«ng tan trong dung dÞch acid hydrocloric 2 M (TT). S¾t (III) (muèi) A. Hoµ tan mét l•îng chÕ phÈm cã chøa kho¶ng 0,1 mg s¾t (III) trong 3 ml n•íc hoÆc dïng 3 ml dung dÞch theo chØ dÉn trong chuyªn luËn. Thªm 1 ml dung dÞch acid hydrocloric 2 M (TT) vµ 1 ml dung dÞch kali thiocyanat (TT), dung dÞch cã mµu ®á B. Hoµ tan mét l•îng chÕ phÈm t•¬ng øng víi 1 mg s¾t (III) trong 1 ml n•íc hoÆc dïng 1 ml dung dÞch theo chØ dÉn trong chuyªn luËn. Thªm 1 ml dung dÞch kali ferocyanid (TT) sÏ t¹o tña xanh lam, tña nµy kh«ng tan trong dung dÞch acid hydrocloric 2 M (TT). 31
  32. BÀI 5: CATION NHÓM V ( Cu2+, Hg2+) 1. Thuốc thử nhóm Cation nhóm V cũng có thuốc thử nhóm tương tự như nhóm IV đó là: NH4OH đặc dư 2+ 2+ - Cu + 4 NH4OH [Cu(NH3)4] xanh lam đậm + 4 H2O 2+ 2+ - Hg + 4 NH4OH [Hg(NH3)4] phức chất tan không màu + 4 H2O Các cation nhóm 5 tác dụng với thuốc thử nhóm không tạo ra kết tủa. Đó là sự khác biệt để tách nhóm 4 khỏi nhóm 5 2. Phản ứng với thuốc thử đặc trưng a/. Với NaOH 2+ + Cu + 2NaOH Cu(OH)2 xanh + 2Na 2+ + Hg + 2NaOH HgO vàng + 2Na + H2O b/. Với NH4OH 2+ + Cu + 2NH4OH Cu(OH)2 xanh + 2Na 2+ Khi NH4OH dư, tủa Cu(OH)2 tan, tạo dung dịch xanh lam đậm [Cu(NH3)4] 2+ + Hg + 2NH4OH HgO vàng + 2Na + H2O 2+ Khi NH4OH dư, tủa HgO tan, tạo dung dịch trong suốt [Hg(NH3)4] c/. Với KI 2+ + Cu +2 KI CuI trắng +1/2 I2 (nâu sẫm) + 2K (phản ứng xảy ra chậm) 2+ + Hg + 2 KI HgI2  đỏ cam + 2K (phản ứng xảy ra nhanh) Khi KI dư tủa đỏ cam tan, tạo dd trong suốt: HgI2 + 2 KI dư K2[HgI4] dd trong suốt d/. Với K4[Fe(CN)6] 2+ + 2Cu + K4[Fe(CN)6] Cu2[Fe(CN)6] nâu đỏ + 4 K e/. Với (NH4)2S 2+ + Cu + (NH4)2S CuS  đen + 2 NH4 2+ + Hg + (NH4)2S HgS đen + 2 NH4 g/. Với Na2CO3 2+ + Hg + Na2CO3 HgCO3  nâu đỏ + 2 Na 2+ + Cu + Na2CO3 CuCO3  xanh + 2 Na 32
  33. 3. Sơ đồ phân tích hỗn hợp cation nhóm 5 Dung dịch chứa nhóm 5: Cu2+, Hg2+ Chia 2 phần + K4[Fe(CN)6] + KI có tủa đỏ cam, khi cho Có kết tủa nâu đỏ thêm KI dư tủa tan 2+ phát hiện Cu Phát hiện Hg2+ BÀI TẬP BÀI 5 5.1. Viết phương trình phản ứng và nêu hiện tượng xảy ra 1. CuSO4 + NH4OH dư 2. CuSO4 + K4[Fe(CN)6] 3. MgCl2 + NH4OH + Na2HPO4 4. KI + CuSO4 5. Cho từ từ dung dịch KI đến dư vào dung dịch Hg(NO3)2 5.2. Có thể dùng KI dư để phân biệt 2 cation Cu2+ và Hg2+ không? Vì sao? 2+ 2+ 5.3. Có thể dùng NH4OH dư để phân biệt 2 cation Cu và Hg không? Vì sao? 5.4. So sánh sự khác nhau giữa nhóm 4 và nhóm 5 khi phản ứng với thuốc thử nhóm 5.5. Có 5 dung dịch FeCl3, CuSO4, BaCl2, NH4OH, NaCl chứa trong 5 lọ riêng biệt mất nhãn. Không dùng thêm hóa chất nào khác, hãy trình bày cách nhận biết các lọ hóa chất trên. Viết phương trình phản ứng xảy ra 5.6. Cho 6 dung dịch AgNO3, Hg2(NO3)2, Bi(NO3)3, BaCl2, Pb(NO3)2, CuSO4 chứa trong 6 lọ riêng biệt mất nhãn. Chỉ dùng một thuốc thử KI để nhận biết chúng. Hãy trình bày cách nhận biết và viết các phương trình nhận biết 5.7. Trình bày phương pháp định tính các cation nhóm 5 trong dung dịch 5.8. Trích “phụ lục 8.1 Dược điển Việt Nam” §ång (muèi) A. Hoµ tan kho¶ng 10 mg chÕ phÈm trong 2 ml n•íc hoÆc dïng 2 ml dung dÞch theo chØ dÉn trong chuyªn luËn, thªm vµi giät dung dÞch kali ferocyanid (TT), sÏ cã tña mµu n©u ®á kh«ng tan trong acid acetic (TT). B. Hoµ tan kho¶ng 10 mg chÕ phÈm trong 2 ml n•íc hoÆc dïng 2 ml dung dÞch theo chØ dÉn trong chuyªn luËn. Thªm vµi giät dung dÞch amoniac (TT), sÏ cã tña mµu xanh, tña nµy tan trong thuèc thö qu¸ thõa t¹o thµnh dung dÞch mµu xanh lam thÉm. 33
  34. + + + BÀI 6: CATION NHÓM VI (NH4 , K , Na ) 1.Cation nhóm VI không có thuốc thử nhóm Đây là những cation của kim loại kiềm và amoni, các hợp chất baze NH4OH, KOH, NaOH và các muối Halogenid, Sulfat, Carbonat của chúng đều dễ tan trong nước, cho nên phải xác định thẳng những ion này theo phản ứng đặc trưng. 2. Phản ứng đặc trưng của cation nhóm VI + * Ion NH4 + + - NH4 + NaOH NH3  + H2O + Na Nhận biết khí NH3 bay ra bằng mùi khai hoặc làm giấy tẩm phenolphthalein chuyển sang màu đỏ hoặc làm giấy quỳ tím chuyển sang màu xanh. - Thuốc thử Nessler là dung dịch hỗn hợp K2[HgI4] + KOH + NH4 + 2K2[HgI4] + KOH [HgI2NH2]I nâu đỏ + 5 KI + H2O + * Ion K + + - Với acid tartric: K + H2C4H4O6 1N KHC4H4O6trắng + H + Ion NH4 cũng có phản ứng tương tự - K+ + acid picric Picrate kali (kết tủa màu vàng kim) + + K + C6H2(NO2)3OH C6H2(NO2)3OK  vàng + H + Ion NH4 cũng có phản ứng tương tự - Thuốc thử Garola Natri colbaltinitrit Na3[Co(NO2)6] + + 3- 2K + Na + [Co(NO2)6] K2Na[Co(NO2)6]  tinh thể màu vàng + + Ion amoni gây nhiễu trong việc xác định K . Do đó cần loại bỏ NH4 bằng kiềm trước khi + xác định K - Thử màu ngọn lửa: K+ cho lửa màu tím + * Ion Na - Dùng thuốc thử Streng (Magie Uranyl Acetate) + Na + Mg(UO2)3(CH3COO)8 NaMg(UO2)3(CH3COO)9  vàng lục - Thử màu ngọn lửa, Na+ cho ngọn lửa màu vàng 34
  35. 3. Sơ đồ phân tích a. Mẫu chứa hỗn hợp cation từ nhóm 1 đến nhóm 6 Mẫu hỗn hợp cation từ nhóm 1 đến nhóm 6 Chia 2 phần + K2CO3, lọc + Na2CO3, lọc Dịch lọc Tủa các nhóm Dịch lọc Tủa các nhóm 1 5 1 5 + NaOH, đun nóng + thuốc thử Streng Xác định Na+ Dung dịch Khí mùi khai + xác định NH4 + TT Garola A+B Kết tủa vàng Xác định K+ b. Mẫu chỉ có cation nhóm 6 Mẫu hỗn hợp cation nhóm 6 + thuốc thử Streng + NaOH, đun nóng Xác định Na+ Dung dịch + TT Garola (A+B) Khí mùi khai, làm hóa Xác định K+ xanh quì tím ẩm + Xác định NH4 35
  36. BÀI TẬP BÀI 6 6.1. Giải thích vì sao phải cho dung dịch hỗn hợp phản ứng với Na2CO3 hay K2CO3 trước khi phân tích cation nhóm 6. 6.2. Nêu tên hóa học của thuốc thử Streng. 6.3. Nêu cách điều chế thuốc thử Nessler từ hóa chất ban đầu là Hg(NO3)2, KI và KOH 6.4. Cho 6 dung dịch CuSO4, AlCl3, MgCl2, NH4Cl, NaCl, FeCl3 chứa trong 6 lọ riêng biệt mất nhãn. Chỉ dùng một thuốc thử NaOH để nhận biết chúng. Hãy trình bày cách nhận biết và viết các phương trình nhận biết 6.5. Trình bày phương pháp định tính dung dịch cation nhóm 6 6.6. Trích “phụ lục 8.1 Dược điển Việt Nam” Amoni (muèi) A. Hoµ tan kho¶ng 0,2 g chÕ phÈm trong 2 ml n•íc hoÆc lÊy mét l•îng dung dÞch theo chØ dÉn trong chuyªn luËn, thªm 2 ml dung dÞch natri hydroxyd 2 M (TT), ®un nãng, sÏ x«ng ra khÝ cã mïi ®Æc biÖt vµ lµm xanh giÊy quú ®á ®· thÊm n•íc. B. Hoµ tan kho¶ng 10 mg chÕ phÈm trong 5 ml n•íc hay mét l•îng dung dÞch theo chØ dÉn trong chuyªn luËn, thªm 0,2 ml thuèc thö Nessler (TT), hçn hîp cã mµu vµng hay tña vµng n©u. Natri (muèi) A. Dïng mét d©y b¹ch kim hay ®òa thuû tinh, lÊy mét h¹t chÊt thö hay mét giät dung dÞch chÕ phÈm, ®•a vµo ngän löa kh«ng mµu, ngän löa sÏ nhuém thµnh mµu vµng. B. Hoµ tan kho¶ng 50 mg chÕ phÈm trong 2 ml n•íc hoÆc lÊy 2 ml dung dÞch theo chØ dÉn trong chuyªn luËn. Acid ho¸ dung dÞch b»ng acid acetic lo·ng (TT), thªm 1 ml dung dÞch magnesi uranyl acetat (TT), cä thµnh èng nghiÖm b»ng mét ®òa thuû tinh nÕu cÇn, sÏ cã tña kÕt tinh vµng. 36
  37. BÀI 7: ANION NHÓM I (Cl-, Br-, I-, S2-) 1.Thuốc thử nhóm Các anion nhóm I tạo kết tủa với Ag+, kết tủa tạo thành không tan trong môi trường acid HNO3 loãng. Vì thế AgNO3 + HNO3 loãng là thuốc thử nhóm để tách riêng anion nhóm I ra khỏi hỗn hợp phân tích. Sau đó dựa vào các phản ứng đặc trưng của từng anion để tách và phát hiện chúng. Các cation nhóm 1 đến nhóm 5 có thể gây cản trở việc xác định anion. Do đó, trước khi định tính anion trong dung dịch ta cần chuyển các cation cản trở đó thành dạng kết tủa. Thông thường ta có thể sử dụng Na2CO3 để tạo kết tủa với tất cả các cation từ nhóm 1 đến nhóm 5. Sau đó tiến hành định tính anion trong dung dịch 2. Các phản ứng phân tích đặc trưng của anion nhóm I 2.1. Phản ứng của Cl- - Với Ag+ - - Cl + AgNO3 AgCl trắng + NO3 AgCl tan trong NH4OH loãng, KCN + - AgCl + 2NH4OH [Ag(NH3)2] Cl + 2H2O - Với Pb2+ - 2+ 2Cl + Pb PbCl2  trắng PbCl2 tan trong nước nóng và tủa trở lại khi làm lạnh - Với KMnO4 trong môi trường H2SO4 2KMnO4 + 10KCl + 8H2SO4 2MnSO4 + 5Cl2 + 8H2O + 6K2SO4 Nhận biết khí Cl2 sinh ra bằng một trong các cách sau: + Dùng giấy lọc tẩm hỗn hợp anilin, o-toluidin (phương pháp của Villier-Fayol): giấy chuyển từ màu trắng sang xanh tím + Dùng giấy lọc tẩm thuốc thử KI và hồ tinh bột: giấy chuyển từ trắng sang xanh tím Do: 2KI + Cl2 2KCl + I2 (I2 làm hồ tinh bột hóa xanh tím) 2.2. Phản ứng của Br- 37
  38. - Với Ag+ Br- + Ag+ AgBr vàng nhạt AgBr tan trong NH4OH đặc, KCN - Với Pb2+ - 2+ 2Br + Pb PbBr2  trắng - PbBr2 tan trong kiềm, và Br dư - Với nước Clo hoặc nước Javel - - 2Br + Cl2 Br2 + 2Cl Br2 tan trong Cloroform tạo dung dịch màu vàng rơm Hoặc ta có thể nhận biết hơi Br2 sinh ra bằng giấy lọc tẩm thuốc thử hữu cơ Fluorescein: giấy chuyển từ màu vàng sang màu hồng. 2.3. Phản ứng của I- - Với Ag+ I- + Ag+ AgI vàng AgI không tan trong NH4OH, tan trong KCN - Với Hg2+ - 2+ 2I + Hg HgI2  đỏ cam - HgI2 tan trong I dư: - 2- 2I + HgI2 [HgI4] tan, không màu - Với Cu2+ - 2+ 2I + Cu CuI trắng +1/2 I2 (nâu sẫm) - Với NaNO2 trong môi trường acid: - + - 2NO2 + 4H +2 I I2 + 2 NO + 2 H2O I2 làm xanh hồ tinh bột - Với nước clo hay nước Javel, sinh ra I2 - - 2I + Cl2 I2 + 2Cl I2 tan trong chloroform cho dung dịch màu tím 38
  39. Khí I2 bay ra làm giấy tẩm dung dịch hồ tinh bột hóa xanh 2.4. Phản ứng của S2- - Với Ag+ 2- + S + 2Ag Ag2S đen - Với acid vô cơ HCl 2- + S + 2H H2S  mùi khai 3.Sơ đồ phân tích anion nhóm 1 Dung dịch mẫu hỗn hợp anion + Na2CO3, lọc Dịch lọc Tủa: các cation không phải nhóm 6 + AgNO3, HNO3, lọc Dịch lọc: chứa Tủa: anion nhóm 1 (Quan anion nhóm khác sát màu đen Xđ S2-) o + (NH4)2CO3, t , lọc Tủa: AgBr, Dịch lọc: chứa AgI, Ag2S [Ag(NH3)]Cl - Xác định Cl (+HNO3 + H SO , Zn hạt, lọc 2 4 tủa trở lại) lấy dịch lọc chia 2 phần + nước Javel + nước Javel dư Dd màu xanh Dd màu vàng tím Xđ I- rơm Xđ Br- 39
  40. BÀI TẬP BÀI 7 7.1. Trình bày cách xác định các anion nhóm 1 trong dung dịch chỉ chứa anion nhóm 1 không có anion nhóm khác 7.2. Cho 5 dung dịch NaCl, NaBr, NaI, Na2S, NaNO3 chứa trong 5 lọ riêng biệt mất nhãn. Chỉ dùng một thuốc thử hãy trình bày cách nhận biết chúng, viết phương trình phản ứng xảy ra. 7.3. Cho dung dịch NH4OH loãng vào hỗn hợp AgCl, AgBr, AgI, Ag2S, chất nào sẽ tan? 7.4.Có thể dùng Hg2+ để định tính I- và S2- trong dung dịch chỉ chứa anion nhóm 1 được không? Giải thích 40
  41. 3- 3- 3- 2 - BÀI 8: ANION NHÓM II (AsO3 , AsO4 , PO4 , CO3 ) 1. Phản ứng nhóm với AgNO3 Các anion nhóm II phản ứng với AgNO3 đều cho kết tủa, các kết tủa này đều tan trong HNO3. 3- - - AsO3 + 3AgNO3 0,1N 3NO3 + Ag3AsO3 vàng 3- - - AsO4 + 3 AgNO3 0,1N 3NO3 + Ag3AsO4 đỏ nâu 3- - - PO4 + 3 AgNO3 0,1N 3NO3 + Ag3PO4 vàng 2- - - CO3 + 2AgNO3 0,1N 2NO3 + Ag2CO3 trắng (bị ánh sáng phân huỷ Ag xám đen) 2.Phản ứng nhóm với Ba(NO3)2 Cho ra những kết tủa trắng, tan trong HNO3 2N. 3- - - 2AsO3 + 3Ba(NO3)2 Ba3(AsO3)2 + 6NO3 3- - - 2 AsO4 + 3gi Ba(NO3)2 Ba3(AsO4)2 + 6NO3 3- - - 2 PO4 + 3 Ba(NO3)2 Ba3(PO4)2 + 6NO3 2- - - CO3 + Ba(NO3)2 BaCO3 + 2NO3 3- 3- 3. Phản ứng riêng của AsO3 và AsO4 Phản ứng giữa Zn và H2SO4 2N tạo ra Hydro mới sinh. o Zn + H2SO4 ZnSO4 + 2H + 3- o 3H + AsO3 + 6H AsH3 + 3H2O + 3- o 3H + AsO4 + 8H AsH3 + 4H2O AsH3 sinh ra sẽ làm giấy lọc tẩm HgCl2 đổi sang màu nâu vàng 2AsH3 + 3HgCl2 As2Hg3 nâu vàng + 6HCl 3- 4. Phản ứng đặc trưng của AsO4 3- + 2+ - AsO4 + NH4 + Mg MgNH4AsO4  Kết tủa trắng muối kép Amoni Magne Asenat 41
  42. 3- 3- 3- PO4 cũng có phản ứng tương tự, do đó phải xác định PO4 trước khi xác định AsO4 nếu dùng hỗn hợp muối magie 2- 5. Phản ứng của CO3 2- - - CO3 + Hg(NO3)2 1N HgCO3 kết tủa đỏ nâu + 2NO3 2-  - Phản ứng với acid vô cơ 2- + CO3 + 2H CO2 + H2O  CO2 bay ra tác dụng với Ca(OH)2 tạo kết tủa trắng đục: CO2 + Ca(OH)2 CaCO3 + H2O 42
  43. 3- 6. Phản ứng của PO4 3- - PO4 tác dụng với (NH4)2MoO4 tạo kết tủa vàng: 3- - PO4 + 12(NH4)2MoO4 + 12H2O (NH4)3[PMo12O40] vàng + 21NH4OH + 3OH 3- 3- Các ion AsO3 và AsO4 . Khi tác dụng với (NH4)2MoO4 cũng cho phản ứng tương tự 3- 3- 3- cho nên để không bị lầm phải xác định AsO3 và AsO4 trước khi xác định PO4 . 3- - PO4 tác dụng với hỗn hợp MgCl2, NH4Cl, NH4OH tạo ra muối kép kết tủa trắng: 3- 2+ + PO4 + Mg + NH4 MgNH4PO4 BÀI TẬP BÀI 8 8.1. Viết phương trình phản ứng và nêu hiện tượng 1. Cho ammoni molypdate vào dung dịch natri phosphate 2. Cho hỗn hợp muối magie (MgCl2, NH4Cl, NH4OH) vào dung dịch muối natri arsenate và natri phosphate 3. Cho dung dịch HCl vào dung dịch Na2CO3 4. Cho kẽm và acid sunfuric vào dung dịch natri arsenate 8.2. Khi cho thuốc thử AgNO3 vào dung dịch chứa hỗn hợp anion nhóm 1 và 2 thì có thể tách riêng anion nhóm 1 và nhóm 2 không? Giải thích? 8.3. Có thể dùng hỗn hợp muối magie để định tính anion phosphate trong dung dịch chứa hỗn hợp anion nhóm 1 không? Giải thích 8.4. Trình bày cách nhận biết các lọ hóa chất mất nhãn sau: NaCl, Na3AsO3, Na3AsO4, Na2CO3 bằng một thuốc thử 43
  44. 2- 2- BÀI 9: ANION NHÓM III (SO3 , SO4 ) 1. Phản ứng nhóm của Anion nhóm III. 2- - - SO4 + Ba(NO3)2 BaSO4 trắng + 2NO3 ,  không tan trong HNO3 2- - - SO3 + Ba(NO3)2 BaSO3 trắng + 2NO3  không tan trong HNO3 2N, vì BaSO3 bị HNO3 oxy hoá thành BaSO4 2- - SO4 + AgNO3 0,1N không có kết tủa. 2- - - SO3 + AgNO3 0,1N Ag2SO3 trắng + 2NO3 2- (tủa này tan trở lại trong dung dịch SO3 ). 2- 3- Ag2SO3 + 3SO3 2[Ag(SO3)2] - 2- 2. Phản ứng đặc trưng của SO3 2- - - SO3 + BaCl2 2N BaSO3 kết tủa trắng, tan trong acid HCl + 2Cl BaSO3 + 2HCl BaCl2 + SO2 + H2O - Phản ứng với các acid vô cơ thành SO2, SO2 làm mất màu KMnO4. + 2- H + SO3 SO2 + H2O + SO2 + 2KMnO4 + H 2MnSO4 + K2SO4 + H2O - 2- 3. Phản ứng đặc trưng của SO4 2- - - SO4 + BaCl2 2N BaSO4 kết tủa trắng + 2Cl * Phản ứng Voller 2- - - BaNO3 2N + SO4 + KMnO4 0,1N BaSO4 + 2NO3 Kết tủa mới hình thành BaSO4 sẽ hấp phụ KMnO4 từ trắng chuyển sang màu hồng BaSO4 (KMnO4) + H2O2 20% nhỏ từ từ đến khi mất màu KMnO4 trong dung dịch. 5H2O2 + 2KMnO4 + HCl 2KCl + MnCl2 + O2 +H2O Nhưng KMnO4 trong lớp hấp phụ của BaSO4 vẫn còn nguyên, kết tủa BaSO4 (KMnO4) vẫn có màu hồng. 2- - - SO4 + Pb(CH3COO)2 PbSO4 kết tủa trắng + 2CH3COO . 44
  45. BÀI TẬP BÀI 9 9.1. Nêu hiện tượng và viết phương trình phản ứng xảy ra 1. Khi cho dd BaCl2 vào dd Na2SO3, sau đó cho thêm lượng dư acid HNO3 2. Khi cho dd BaCl2 vào dd Na2SO3, sau đó cho thêm lượng dư acid HCl 9.2. Nêu vai trò của nước oxy già trong phản ứng Voller 2- 2- 9.3. Nêu cách phân biệt 2 anion SO3 và CO3 2- 2- 9.4. Trình bày cách định tính SO3 và SO4 trong dung dịch 45
  46. Bài 10. XÁC ĐỊNH HỖN HỢP CATION - ANION Dung dịch muối bao giờ cũng chứa cation và anion. Việc xác định cation và anion tiến hành độc lập với nhau. Nhưng có một số cation cản trở việc xác định anion và ngược lại. Quá trình phân tích định tính một dung dịch chứa các cation và anion được học trong giáo trình này bao gồm các bước sau: nhận xét sơ bộ, thử sơ bộ, phân tích anion, phân tích cation 1. Nhận xét sơ bộ nhờ giác quan Màu sắc: dựa vào màu dung dịch có thể dự kiến về sự có mặt của một số cation và anion Trong phạm vi các cation và anion xét trong giáo trình này, có Fe3+ (màu vàng), Cu2+ 2- 2- (màu xanh), MnO4 (màu tím), CrO4 (màu vàng) Mùi: NH4OH (mùi khai), CH3COOH (mùi dấm), mùi thối của H2S hay các dung dịch S2- 2.Thử sơ bộ Lấy một ít mẫu thử, thử với Na2CO3. Nếu thấy xuất hiện kết tủa, suy ra trong dung dịch có cation trong các nhóm 1 đến 5, khi đó ta tiến hành phân tích các cation theo hệ thống (phân tích cation nhóm 1 đến nhóm 5 trước, rồi đến cation nhóm 6 theo các sơ đồ phân tích đã học). Sau khi phân tích cation, có thể dự đoán sự có mặt hay vắng mặt của các anion, rồi phân tích các anion dựa trên suy luận đó. Nếu không thấy xuất hiện kết tủa, suy ra trong dung dịch chỉ có cation nhóm 6. Khi đó ta phân tích anion theo hệ thống và phân tích cation nhóm 6 bằng các phản ứng riêng biệt (xem bài phân tích cation nhóm 6) 46
  47. PHẦN 2. THỰC HÀNH HÓA PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH 47
  48. TÀI LIỆU THAM KHẢO 1. A P Kreskov (1990). Cơ sở Hoá học phân tích, quyển I. Nhà xuất bản Đại học và Trung học chuyên nghiệp. 2. Charlot (1970). Sổ tay tra cứu Hoá phân tích. NXB Hoà Bình, Moscva. 3. Cù Thành Long, Nguyễn Thị Xuân Mai, Nguyễn Thị Minh (1999). Hướng dẫn thực hành phân tích định tính bằng các phương pháp hoá học. Tủ sách Trường Đại học khoa học Tự Nhiên 4. H.G. Isbell và cộng sự (1932). Rapid determination of Zinc and other impurities in Cadmium. 5. PGS. TSKH Phạm Thành Phước, CN Trần Bích (2007). Hóa phân tích lý thuyết và thực hành. Sách đào tạo dược sĩ trung học. Nhà xuất bản y học. Hà Nội 6. Phạm Hải Tùng, Phạm Gia Huệ (1978). Hoá học phân tích. Tủ sách bộ môn Hoá phân tích ĐH dược Hà Nội – NXB Y học Hà Nội. 7. R A Clark và G L Krueger (1985). Aluminon: its limited application as a reagent for the detection of aluminum species. Journal of Histochemistry & Cytochemistry 8. Tài liệu huấn luyện của bộ Trung học Dược - Bộ y tế (1980). Hoá học phân tích. Nhà xuất bản Y học. 9. Viện kiểm nghiệm và trường trung học kỹ thuật dược, TW (1988). Bài giảng kỹ thuật kiểm nghiệm thuốc. 10. Võ Thị Bạch Huệ (2007). Hoá phân tích - Tập I. Nhà xuất bản Giáo dục. Hà Nội 48