Аналитические реакции бромид - иона Вг

Бромид - ион Вг^- - анион сильной кислоты НВг. В водных растворах бромид - ион бесцветен, не гидролизуется, обладает восстановительными свойствами, образует устойчивые бромидные комплексы с катионами многих металлов: Мало растворимы в воде бромиды меди (I) CuBr, серебра (I) AgBr, золота (I) AuBr и золота (III) AuBr₃, таллия (I) TIBr, ртути (I) Hg₂Br₂, свинца (II) РЬВг₂, а остальные бромиды, в том числе NUiBr хорошо растворимы в воде.

1.Реакция с AgNO₃ (фармакопейная).

Br^- + Ag⁺ —► AgBr (желтоватый)

Осадок AgBr практически нерастворим в воде, в азотной кислоте, в расгворе карбоната аммония. Частично растворяется в концентрированном растворе аммиака. Растворяется в растворе тиосульфата натрия с образованием тиосульфатного комплекса серебра (I) [Ag(S₂O₃)₂]³-:

AgBr + 2 S₂O₃²- -> [Ag(S₂O₃)₂]³- + Br-

2.Реакция с сильными окислителями (фармакопейная).

Сильные окислители (КМпО₄, МпО₂, КВгО₃, гипохлорит натрия NaCIO, хлорная вода, хлорамин и др.) в кислой среде окисляют бромид - ионы до брома:

10 Вг^- + 2 МпО₄^- + 16 Н⁺= 5 Вг₂ + 2 Мп²⁺+ 8 Н₂О

2 Вг^- + С1₂ -> Вг₂ + 2 СГ 5 Вг^-+ ВгО₃^-+ 6 Н⁺ -> 3 Вг₂ + 3 Н₂О

Вг₂, придающий водному раствору желто-бурую окраску, можно экстрагировать из водной фазы органическими растворителями (хлороформ, СС1₄, бензол), в которых он растворяется больше, чем в воде. Органический слой окрашивается в желто-бурый или желто-оранжевый цвет. Вг₂ также обнаруживается реакцией с фуксинсернистой кислотой на фильтровальной бумаге (сине - фиолетовая окраска), а также реакцией с флюоресценном (красное окрашивание).

Проведению реакции мешают другие восстановители (S²-,SO₃--. S₂O₃²-, арсенит - ионы и др.).

Аналитические реакции иодид — иона l-

Иодид-ион - анион сильной одноосновной кислоты HI. В водных растворах бесцветен, не гидролизуется, обладает выраженными восстановительными свойствами, каклиганд образует устойчивые иодидные комплексы с катионами многих металлов. NM₄I и иодиды большинства металлов хорошо растворяются в воде. Мало растворимы в воде Cul, Agl, Aul и Aul₃, T1I, РЫ₂ (растворяется при нагревании). Bil₃.

1.Реакция с нитратом серебра (фармакопейная).

I^-+Ag⁺=AgI

Выпадает светло-желтый осадок иодида серебра. Agl практически нерастворим в воде, в азотной кислоте и в аммиаке. Растворяется в растворах Na₂S₂O₃ и при большом избытке в растворе иодид - ионов.

2.Реакция с окислителями (фармакопейная - с NaNO₂ и FeCb, в качестве окислителей).

21^- + С1₂ —> 1₂ + 2 С1^- (с хлорной водой)

21^- + 2 Fе³⁺ -> 1₂ + 2 Fe²⁺ (с FeCl₃)

21- + 2 NO₂^- + 4 Н⁺ -> I, + 2 NO + 2 Н₂О (с NaNO₂)

Выделяющийся йод окрашивает раствор в желто-коричневый цвет.

Молекулярный йод можно экстрагировать из водной фазы хлороформом, бензолом и другими органическими растворителями, не смещивающимися с водой, в которых молекулярный иод растворяется лучше чем в воде.

При избытке хлорной воды образующийся йод окисляется до бесцветной йодноватой кислоты Н1О₃и раствор обесцвечивается:

1₂ + 5 CI₂ + 6 H₂0 -► 2 HIO₃ + 10 HC1

3.Йодкрахмальная реакция.

Молекулярный йод, возникающий при окислении иодид - ионов окислителями, часто открывают реакцией с крахмалом (синее окрашивание).

4.Реакция с солями свинца.

21^- + Pb²⁺= Рb1₂

Рb1₂ + 2 I -> [Рb1₄]^2-

Выпадает желтый осадок Рb1₂ растворимый в избытке KI.

Осадок растворяется в воде (подкисленной уксусной кислотой) при нагревании. При охлаждении раствора иодид свинца выделяется в виде красивых золотистых чешуйчатых кристаллов (-реакция золотого дождя-).

5.Реакция окисления бромид - и иодид - ионов.

Используют для открытия Вг^- и 1^- при их совместном присутствии.

98.Элементы II A группы. Типичные свойства важнейших соединений, биологическая роль. Аналитические реакции на ионы Mg ²⁺.

Общая характеристика элементов II А группы. Физические и химические свойства щелочноземельных металлов Ca, Sr, Ba ), их бинарных соединений, гидроксидов и солей
Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra – элементы II А группы, из них Ca, Sr, Ba, Ra – щелочноземельные металлы, т.к. их гидроксиды обладают щелочными свойствами.
Из всех этих элементов только бериллий – является моноизотопным, все остальные полиизотопны. Радий – единственный элемент этой подгруппы, для которого неизвестно ни одного устойчивого изотопа. Все 14 изотопов радиоактивны и среди них наиболее устойчив ²²⁶Ra.
Атомы элементов на внешнем электронном уровне имеют по 2 электрона с противоположными спинами. В возбужденном состоянии один из двух внешних электронов занимает р-орбиталь ), за счет чего атомы могут быть двухвалентными. Радиусы атомов их меньше, чем у атомов щелочных металлов, поэтому потенциал ионизации больше. От Be(Mg) к Ra увеличивается радиус атома и иона, в соответствии с этим усиливаются металлические свойства. Причем они менее выражены, чем у щелочных металлов.
У щелочноземельных металлов – тип металлических структур:Be, Mg – ГПУ (гексагональная плотная упаковка)
Ca, Sr – ГКУ (гранецентрированная кубическая упаковка)
Ba - ОЦКУ (объемно-центрированная кубическая упаковка) Температура плавления и кипения бериллия, а также твердость значительно превосходит остальные элементы подгруппы, это связано с тем, что бериллий образует наиболее прочную кристаллическую решетку. Стандартный электродный потенциал уменьшается сверху вниз, соответственно. Восстановительная активность увеличивается от Ве к Ra, но они менее активные восстановители, чем щелочные металлы.
Незакономерное изменение физических свойств: плотности, температуры плавления, температуры кипения обусловлены существенными различиями в строении пространственных кристаллических решеток.
В свободном состоянии это легкие металлы, тверже щелочных, самый мягкий барий, имеют серебристо-белый цвет.
Для элементов II-A группы характерна степень окисления +2, соединения со степенью окисления +1 – неустойчивы.
Все окисляются на воздухе и бериллий, и магний покрываются плотной пленкой оксидов, защищающей их от воздействий. Но остальные металлы взаимодействуют с кислородом воздуха более энергично, поэтому хранят также как и щелочные.
При нагревании все металлы сгорают на воздухе с образованием оксидов. Взаимодействуют с водой, вытесняя водород, все кроме бериллия, магний реагирует медленно и только при высоких температурах, а остальные бурно, т.к. в ряду стандартных электродных потенциалов находятся левее водорода. Важнейшие соединения элементов II-А группы

BeO, MgO – для производства огнеупорных материалов, МgO – жженая магнезия, применяется для нейтрализации при отравлении кислотами, входит в состав зубных порошков.

^ СаО – негашеная известь.

BaO₂ – для производства Н₂О₂ и как отбеливающее средство.

Са(ОН)₂ – гашенная известь (известковое молоко) дешевое растворимое основание.

СаСО₃ – карбонат кальция – главная составная часть известняка, мела, мрамора. Служит для производства (негашеной, гашеной и хлорной извести).

СаSO₄ – используют для штукатурных работ, в медицине для изготовления отливочных форм и слепков, наложения повязок при переломах.
2CaSO₄×H₂O – алебастр (в строительстве)
СаSO₄×2H₂O – гипс (в строительстве)
CaCl₂ – широко применяется в медицине для внутренних инъекций.
^ M
применяются в медицине (слабительное)
gSO₄×7H₂O
M gCl₂×6H₂O

Раствор Ва(ОН)₂ – баритовая вода – лабораторный реактив для открытия СО₂.
Ba(NO₃)₂ – в пиротехнике.

Аналитические реакции катионов магния Mg ²⁺

1. Реакция с щелочами и аммиаком: Mg²⁺ + 2 ОН- —> Mg(OH)₂ (белый аморфный)

Mg²+ + 2 NH_rH₂O = Mg(OH)₂ + 2 NH₄⁺

Осадок не растворяется в щелочах, растворяется в НС1, H₂SO₄, CH₃COOH: Mg(OH)₂ + 2 Н⁺ -► Mg²⁺ + 2 Н₂О

2. Реакция с гидрофосфатом натрия Na₂HPO₄ (фармакопейная).

Реакцию проводят в аммиачном буфере:

Mg²⁺ + НРО₄²- + NH₃ -- NH₄MgPO₄ | (белый кристаллический) При проведении реакции в отсутствии катионов аммония и аммиака выпадает белый аморфный осадок MgHPO₄. Избыток NH₄ мешает выпадению NH₄MgPO₄. Осадок NH₄MgPO₄ растворяется в минеральных кислотах и в уксусной кислоте:

NH₄MgPO₄ + 3 НС1 - Н₃РО₄ + MgCl₂ + NH₄C1

NH₄MgPO₄+ 2 CHjCOOH = NH₄H₂PO₄ + (CH₃COO)₂Mg

Проведению реакции мешают катионы Li⁺, Ca²⁺, Sr², Ba²⁺ и др.

3. Реакция с магнезоном I - п - нитробензолазорезорцином.

В щелочной среде магнезон I, имеющий красную окраску, образует с катионами М^²⁺,комплекс синего цвета, сорбирующийся на осадке Mg(OH)₂:

При малых концентрациях Mg²⁺ осадок не выделяется, а раствор окрашивается в синий цвет. Проведению реакции мешают Cd²⁺, Sn²⁺, Cr³⁺, Fe²⁺, Co²⁺, Ni²⁺.

4.Реакция с 8- оксихинолином.

Реакцию проводят в аммиачной среде при рН = 8—13 (при нагревании).

Осадок растворим в минеральных кислотах и в уксусной кислоте. Проведению реакции мешают катионы, также образующие комплексы с 8 -оксихинолином (Cu²⁺, Zn²⁺. Cd²⁺, Fe³⁺ и др.).

5. Реакция с хинализарином.

Реакцию проводят в щелочной среде. Образуется синий осадок комплексного соединения – хинализарината магния состава MgL(OH), где НL – условное обозначение молекулы хинализарина:

При небольшом содержании катионов Mg²⁺в растворе осадок не выпадает, а раствор окрашивается в цвет. Проведению реакций мешают катионы алюминия.

6. Реакция с растворимыми карбонатами (Nа₂С0₃).

2 Mg²⁺+ 2 Nа₂С0₃ + Н₂О = (МgОН)₂С0_з (белый аморфный) +4 Nа + СО₂. Осадок (МgОН)₂С0_з,растворим в кислотах и в солях аммония.

7. Реакция с оксалатом аммония (NH₄)С₂О₄.

Mg²⁺+ (NH₄)С₂О₄ = Mg С₂О₄ (белый) + 2 NH₄

8. Катионы Mg²⁺ с дифенилкарбазидом (С₆Н₅ NHNH)₂С0 образуют комплекс красно— фиолетового цвета.

99.Общая характеристика S-элементов. Элементы I A группы. Типичные свойства важнейших соединений, их биологическая роль. Аналитические реакции на ионы К⁺, Na⁺.