›
›

Giáo trình Hóa phân tích định tính

pdf 76 trang ngocly 2100
Download
Bạn đang xem 20 trang mẫu của tài liệu "Giáo trình Hóa phân tích định tính", để tải tài liệu gốc về máy bạn click vào nút DOWNLOAD ở trên

Tài liệu đính kèm:

  • pdfgiao_trinh_hoa_phan_tich_dinh_tinh.pdf

Nội dung text: Giáo trình Hóa phân tích định tính

  1. PHẦN I LÝ THUYẾT HÓA PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH 1
  2. BÀI 1 ĐẠI CƯƠNG VỀ HÓA HỌC PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH Mục tiêu 1. Trình bày đuợc các phương pháp phân tích định tính. 2. Các phản ứng dung trong hóa phân tích định tính. 3. Nêu đuợc các hệ thống phân tích caiton và anion. Nhiệm vụ của phân tích định tính là xác định các nguyên tố, các ion, các phân tử có trong thành phần chất phân tích. Trong phạm vi bài này chỉ giới thiệu phần phân tích định tính các ion vô cơ trong dung dịch. 1. CÁC PHƯƠNG PHÁP PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH 1.1. 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 được sử dụng rộng rãi trong thực tế. Tuy nhiên nó không phát hiện được những lượng chất tương đối nhỏ. 1.2. Phương pháp vật lý và hóa lý Là những phương pháp dựa trên các tính chất vật lý và hóa lý của chất cần phân tích: 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. Ví dụ: ngọn lửa Na+ có màu vàng, K+ có màu tím, Ba2+ có màu xanh lục nhạt. Phương pháp dụng cụ: là phương pháp dùng máy thiết bị hoạt động theo những nguyên lý xác định để phân tích định tính. Ví dụ: quang phổ hấp thụ, sắc ký, 2
  3. Phương pháp vật lý và hóa lý có có độ nhạy và độ chính xác cao nhưng đòi hỏi trang thiết bị phức tạp không phải tất cả cơ sở đều trang bị được nên phương pháp hóa học vẫn đóng vai trò quan trọng trong công tác phân tích. 1.3. Phân tích ướt và phân tích khô 1.3.1. Phân tích ướt Các phản ứng dùng trong phân tích định tính thường được tiến hành trong dung dịch. Đầu tiên người ta hòa tan chất phân tích trong dung môi sau đó cho dung dịch tác dụng với thuốc thử thích hợp. Ví dụ: để phát hiện ion clorid, ngưới ta hòa tan một lượng NaCl trong nước, sau đó nhỏ thuốc thử là AgNO3 vào. 1.3.2. Phân tích khô Chất khảo sát và thuốc thử đều là dạng rắn. − Đun nóng ở nhiệt độ cao Ví dụ: muối Natri đặt lên trên miếng platin nung dưới ngọn lửa không màu thì nó chuyển sang màu vàng; tương tự muối Kali cho màu tím xanh; Strontium cho màu đỏ cam; Barium cho màu xanh lá. − Kết hợp nhiệt và hóa chất Ví dụ: tạo hạt màu của Natri tetraborat (Na2B4O7, 10H2O) hay Natri hydrophosphat ammonium (NaNH4HPO4.4H2O) bằng cách kiềm chảy (đun với Na2CO3 và KNO3). − Nghiền chất rắn với thuốc thử rắn. (do Flavitski đề nghị 1898) Ví dụ: nghiền vài tinh thể Cobalt Sulfat trên bản bằng sứ với 1 lượng Ammonium thiocyanat rắn (NH4CNS) để tạo phức (NH4)2[Co(CNS)4] có màu xanh dương. CoSO4 + NH4SCN (NH4)2[Co(SCN)4] + (NH4)SO4. 3
  4. 1.4. Phân tích lượng lớn, bán vi, vi lượng, siêu vi lượng 1.4.1. Phân tích thô: lượng chất 0,1-1g hay 10-100 ml dung dịch. Tiến hành trong ống nghiệm , becher, bình cầu. 1.4.2. Bán vi phân tích: 0,01 – 0,1g chất rắn hay 0,1 - 0,3 ml dung dịch. 1.4.3. Phân tích nhỏ: (vi phân tích) vài mg chất rắn hay 0,01 – 0,1 ml dung dịch. 1.4.4. Siêu vi phân tích: lượng chất phân tích rất nhỏ (hàng g). Thực hành dưới kính hiển vi. 1.4.5. Phương pháp vi tinh thể: thực hiện trên giá mang thủy tinh, quan sát ion hay nguyên tố qua kính hiển vi dạng kết tinh. 1.4.6. Phân tích dùng phản ứng chuyển màu dung dịch hay thu tủa màu Tiến hành trên giấy và phân hủy từ từ theo thứ tự xác định của dung dịch khảo sát và thuốc thử. Có thể thực hiện trên đĩa sứ, mặt kính đồng hồ hay chén sứ. 1.5. Phân tích riêng biệt và phân tích hệ thống 1.5.1. Phân tích riêng biệt Là xác định trực tiếp một ion nào đó trong hỗn hợp nhiều ion bằng một phản ứng đặc hiệu (phản ứng chỉ xảy ra đối với riêng một ion). Có thể lấy từng phần riêng dung dịch phân tích để thử riêng từng ion, không cần theo một thứ tự nhất định nào. Ví dụ: tìm Bi3+ bằng thuốc thử thioure có màu vàng tươi, Fe3+ với KSCN có màu đỏ máu đặc trưng. Trong nhiều trường hợp không sử dụng được phương pháp phân tích riêng biệt vì không phải tất cả các ion đều có phản ứng thật đặc hiệu. 1.5.2. Phân tích hệ thống Là tiến hành xác định các ion theo một thứ tự nhất định. Muốn phân tích hệ thống một hỗn hợp nhiều ion, người ta thường dùng các thuốc thử nhóm để 4
  5. chia các ion thành nhiều nhóm, mỗi nhóm có thể lại được chia thành các phân nhóm và cuối cùng được tách riêng thành ion riêng biệt để xác định. Có hai hệ thống phân tích cation: − Hệ thống dùng H2S. − Hệ thống dùng acid base. 2. CÁC PHẢN ỨNG DÙNG TRONG PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH 2.1. Các loại phản ứng 2.1.1. Phân loại theo bản chất hóa học Phản ứng hòa tan. Ví dụ: 2+ - CaCl2/nước = Ca + 2Cl  CaCO3 + 2HCL = CaCl2 + CO2 + H2O Phản ứng kết tủa. Ví dụ: Ag+ + Cl- = AgCl Phản ứng trung hòa. Ví dụ: Ba(OH)2 + 2HCL = BaCl2 +2H2O Phản ứng tạo chất bay hơi. Ví dụ: NH4NO3 + NaOH = NH3 + NaNO3 + H2O Phản ứng oxy hóa khử. Ví dụ: 2+ + 2+ 2Mn + 5PbO2 + 4H = 2MnO4 + 5Pb + 2H2O Phản ứng tạo phức. Ví dụ: 2+ - 2- Hg + 4I = [HgI4] 2.1.2. Phân loại theo mục đích phân tích Phản ứng tách: Nhằm chia các chất, các ion thành từng nhóm nhỏ, hay để tách riêng một ion, một chất dung cho phản ứng xác định. Phản ứng đặc trưng hay xác định như: − Phản ứng “khóa” hay loại bỏ ion cản trở. 5
  6. − 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. 2.2. Độ nhạy và tính đặc hiệu của phản ứng Các phản ứng dùng trong phân tích định tính cần phải nhanh, nhạy, đặc hiệu, có dấu hiệu dễ nhận biết như kết tủa, tạo màu, màu thay đổi trong các dung môi, hay các điều kiện phản ứng, sinh khí có đặc điểm riêng .), xảy ra hoàn toàn. Tuy nhiên, tùy theo mục đích phân tích chỉ cần đạt một vài yêu cầu cụ thể, không nhất thiết phải có đủ các đặc tính đã nêu. Chẳng hạn, khi tách riêng một ion bằng cách kết tủa thì phản ứng phải hoàn toàn. Nhưng chỉ định tính ion đó thì không cần phải như vậy. Hai yêu cầu quan trọng đối với một phản ứng định tính là độ nhạy, độ đặc hiệu 2.2.1. Độ nhạy của phản ứng Là lượng chất tối thiểu có thể phát hiện bằng phản ứng đó trong điều kiện xác định Có 2 cách biểu thị độ nhạy: − Độ nhạy tuyệt đối hay giới hạn phát hiện: là lượng chất nhỏ nhất, thường tính bằng microgam ( 1mcg = 10-6g ) trong mẫu đem thử còn được phát hiện bằng một phản ứng nào đó. − Độ nhạy tương đối: là nồng độ giới hạn (hay độ pha loãng giới hạn ), thường tính theo gam/ml, còn được phát hiện bằng một phản ứng trong điều kiện xác định VD: phản ứng kết tủa xác định Na+ bằng thuốc thử Streng trong ống nghiệm có độ nhạy tuyệt đối là 10 mcg, nghĩa là phải có tối thiểu 10 mcg Na+ trong mẫu đem thử. Mặt khác để quan sát được rõ ràng trong ống nghiệm thì thể 6
  7. tích dung dịch đem thử ít nhất là 0,5 ml. Vì vậy độ nhạy tương đối bằng 2 x 10-5 g (Na+)/ml. Cũng phản ứng đó nhưng mà thực hiện bằng cách soi tinh thể dưới tính hiển vi thì thể tích dung dịch mẫu thử chỉ cần 0,001 ml, theo đó độ nhạy tương đối vẫn là 2x10-5g/ml (hay độ pha loãng là 1/50.000 so với đơn vị nồng độ g/ml), nhưng độ nhạy tuyệt đối sẽ là 0,02 mcg (nhạy hơn 500 lần so với phản ứng trong ống nghiệm). Ví dụ trên đây cho thấy, độ nhạy phụ thuộc cách thực hiện phản ứng. Ngoài ra độ nhạy phụ thuộc các yếu tố nhiệt độ, nồng độ, thuốc thử, sự có mặt của các ion lạ Có một số cách để tăng độ nhạy phản ứng. Chẳng hạn, dung dịch iod rất loãng trong nước có màu vàng khó nhận biết, nhưng khi chiết iod vào Cloroform màu tím xuất hiện rõ ràng. 2.2.2. Tính đặc hiệu của phản ứng Là trong những điều kiện xác định , có thể dùng phản ứng (hay thuốc thử) đó để xác định một chất khi có mặt các chất khác. Tính đặc hiệu của một phản ứng có thể biểu thị bằng giá trị. lượng ion cần phát hiện F= Lượng ion lạ cùng có mặt Tất nhiên, F càng nhỏ, phản ứng càng đặc hiệu. 2+ Ví dụ: KI là thuốc thử dặc hiệu của ion Hg vì nó cho tủa màu đỏ son HgI2 rất dễ nhận ra, dù nồng độ Hg2+ rất nhỏ nằm lẫn trong nhiều ion khác. Hơn 2- nữa màu đỏ dễ dàng biến mất nếu cho dư KI do tạo thành phức [HgI4] tan và không màu. 7
  8. 2.3. Thuốc thử trong các phản ứng định tính Yêu cầu của thuốc thử trong phân tích: 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 để 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 để dùng trong phân tích quang phổ. Thuốc thử theo tác dụng phân tích: gồm hai loại − Thuốc thử nhóm: Là thuốc thử có tác dụng giống nhau lên một nhóm các + 2+ 2+ ion. Ví dụ, HCl là thuốc thử của nhóm Ag , Pb , Hg2 . − Thuốc thử chọn lọc: là thuốc thử có tác dụng giống nhau trên một số ion mà các ion này có thể thuộc các nhóm phân tích khác nhau. Chẳng hạn, NH3 có thể tạo phức tan và không màu với một số ion ở nhiều nhóm phân tích. − Thuốc thử đặc hiệu hay thuốc thử riêng: là thuốc thử chỉ cho phản ứng đặc hiệu với một ion hoặc với một chất. Ví dụ: hồ tinh bột cho màu xanh chỉ với iod, dimethyglyoxim trong môi trường amoniac tạo thành chỉ với ion Ni2+ một kết tủa màu đỏ hồng. 3. PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH CATION THEO PHƯƠNG PHÁP ACID BASE 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. 3.1. Hệ thống dùng H2S Nguyên tắc: tạo tủa với các thuốc thử như : HCl, H2S, (NH4)2S/ NaOH, (NH4)2CO3 8
  9. Các cation được chia thành 5 nhóm tùy theo thuốc thử chung của nhóm. Ưu điểm: khá chặt chẽ, kết quả khá chính xác, phát hiện triệt để các cation. Nhược điểm: H2S rất độc, mùi khó chịu, hay gặp dung dịch keo của S. 3.2. Hệ thống dùng acid - base Nguyên tắc: Các cation tạo tủa hay tạo phức với các acid HCl, H2SO4 hoặc với các base như NaOH, NH4OH. Ưu điểm: − Ít độc hại hơn hệ thống dùng H2S − Sử dụng được những tính chất cơ bản của các nguyên tố: quan hệ của các nguyên tố này với các acid và base, tính lưỡng tính của các hydroxyd và khả năng tạo phức của các nguyên tố. Thời gian thực hiên phân tích ngắn hơn từ 30 – 40% so với hệ thống H2S Nhược điểm: Phân chia nhóm không chặt chẽ bằng hệ thống dùng H2S Phân nhóm các cation Nhóm Ion Thuốc thử Kết quả + 2+ 2+ I Ag , Pb , Hg2 HCl 6M Tủa clorid 2+ 2+ o II Ba , Ca H2SO4 3M/ cồn 90 Tủa sulfat Hydroxyd tan/ kiềm III Al3+, Zn2+ NaOH dư dư NaOH, NH4OH Hydroxyd không tan/ IV Bi3+, Fe3+, Mg2+ + H2O2 kiềm dư 2+ 2+ V Cu , Hg NH4OH Phức tan/ NH4OH dư + + + VI Na , K , NH4 Chuyên biệt 4. PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH ANION Do không có thuốc thử nhóm rõ ràng nên cũng không thể phân chia một cách chặt chẽ toàn bộ các anion thành những nhóm riêng để phân tích hệ thống 9
  10. giống như các cation. Dựa theo tác dụng thuốc thử nhóm anion có thể được phân loại theo bảng 1.1. Phân nhóm các anion Có ba phương pháp: phân tích hệ thống, nửa hệ thống và riêng biệt. Nhóm Ion I Cl-, Br-, I-, S2-, NO3- 3- 3- 2- 3- 3- II PO4 , HCO , CO3 , AsO3 , AsO4 2- - III SO4 , SO3 Bảng 1.1.Phân loại thuốc thử theo nhóm anion 10
  11. TT Thuốc thử nhóm Nhóm anion Sản phẩm hoặc dấu hiệu phản ứng 2- - 2- 1 CO3 ; CN ; S ;SO3 Tạo các khí tương ứng: 2- - - HCl 2N hay S2O3 ; NO2 ; ClO CO2 (không màu, làm đục nước H2SO4 vôi trong); HCN(mùi hạnh nhân); H2S(mùi thối); SO2 (mùi sốc mạnh); SO2 và S; NO và NO2 (màu nâu đỏ, khó thở); Cl2 (màu vàng lục, khó thở) 3- 3- 2- 2 AsO3 ; AsO4 ; CrO4 ; Tạo kết tủa tương ứng: - - 2- BaCl2 + CaCl2 ClO ; MnO4 ; SO4 ; Ca3(AsO3)2 trắng; Ca3(AsO4)2 3- - - - trong môi trường PO4 ; BrO3 ; IO3 ; F trắng; BaCrO4 vàng; Ba(MnO4)2 trung tính đỏ; BaSO4 trắng; Ca3(PO4)2 trắng; Ba(BrO3)2 trắng; Ba(IO3)2 trắng; CaF2 trắng: 3 SCN-;Cl-; Br-; I- Tạo kết tủa tương ứng: AgNO3 + HNO3 AgSCN trắng; AgCl trắng; AgBr 2N vàng nhạt; AgI vàng rõ 3- 3- 4 Hỗn hợp Mg AsO4 ; PO4 Tạo kết tủa tương ứng: (NH4OH + MgNH4AsO4 trắng; MgNH4PO4 NH4Cl + Mg Cl2) trắng. 2- 3- - 5 CrO4 ; AsO3 ; MnO4 ; Giải phóng I2 - - - KI + H2SO4 2N ClO ; ClO3 ; BrO3 ; (Nhận biết iod bằng màu trong - - IO3 ; NO2 dung dịch nước hoặc trong cloroform, hoặc thử bằng hồ tinh bột). 2- 2- 2- 6 Dung dịch I2 S ; SO3 ; S2O3 ; Làm mất màu I2 11
  12. 3- AsO3 2- 2- 2- 7 Dung dịch S ; SO3 ; S2O3 ; Làm mất màu KMnO4 3- - - - KMnO4 + H2SO4 AsO3 ; NO2 ; Cl ; Br : 2N I-; CN-; SCN- - - 8 Không có thuốc NO3 ; ClO4 thử nhóm 12
  13. BÀI 2 XÁC ĐỊNH CÁC CATION NHÓM I + 2+ 2+ (Ag , Pb , Hg2 ) MỤC TIÊU 1. Trình bày được tên, công thức hóa học của TT nhóm, TT cation, hiện tượng đặc trưng khi cation nhóm I tác dụng các TT đó và viết phương trình ion để minh họa. 2. Thao tác đúng kỹ thuật thử và xác định cation nhóm I. 1. Thuốc thử nhóm 1.1. Thuốc thử nhóm Các cation nhóm này có khả năng tạo kết tủa với hầu hết các acid (trừ HNO3 ) nhưng chỉ có HCl 6N thì tạo tủa với nhóm này mà không tạo tủa với các cation nhóm khác. Vì thế acid hydrocloric nồng độ 6M (HCl 6M) chính là + 2+ 2+ thuốc thử để tách nhóm cation Ag , Pb , Hg2 ra khỏi các cation khác. Các cation nhóm I tác dụng với acid hydrocloric 6M tạo thành các kết tủa trắng, các kết tủa này có tính chất khác nhau trong amoni hydroxyd (NH4OH). 1.2. Phương trình ion Ag+ + HCl = AgCl + H+ AgCl tan trong dung dịch NH4OH 2+ + Pb + 2HCl = PbCl2 + 2H PbCl2 không tan trong dung dịch NH4OH 2+ + Hg2 + 2HCl = Hg2Cl2 + 2H Hg2Cl2 hóa đen trong dung dịch NH4OH 2. Thuốc thử cation 2.1. Thuốc thử của ion Ag+ :Với các dung dịch của + 2.1.1. Kali cromat (K2CrO4): Ag tạo ra kết tủa đỏ thẫm. + + 2Ag + K2CrO4 = Ag2CrO4 + 2K 13
  14. 2.1.2. Kali iodid (KI): Ag+ tạo kết tủa vàng nhạt. Ag+ + KI = AgI + K+ 2.1.3. Natri carbonat (Na2CO3): tạo ra kết tủa trắng, để lâu hóa xám (do phân hủy thành Ag2O). 2.2 Thuốc thử của ion Pb2+ 2+ 2.2.1. Amoni sulfur [(NH4)2S] hay hydrosulfur (H2S): Pb tạo ra kết tủa đen. 2+ + Pb + (NH4)2S = PbS + 2NH4 2+ + Pb + H2S = PbS + 2H 2.2.2. Kali cromat: Pb2+ tạo ra kết tủa vàng tươi, tủa này tan trong dung dịch acid nitric, dung dịch natri hydroxyd, không tan trong acid acetic. 2+ + Pb + K2CrO4 = PbCrO4 + 2K 2.2.3. Kali iodid: Pb2+ tạo ra kết tủa vàng, tủa này tan trong nước nóng, khi để nguội lại kết tủa tinh thể màu vàng óng ánh. 2+ + Pb + 2KI = PbI2 + 2K 2+ 2.2.4. Acid sulfuric loãng (H2SO4 3M): Pb tạo ra kết tủa trắng. 2+ + Pb + H2SO4 = PbSO4 + 2H 2.2.5. Natri carbonat: tạo ra kết tủa trắng. 2+ + Pb + Na2CO3 = PbCO3 + 2Na 2+ 2.3 Thuốc thử của ion Hg2 2+ o 2.3.1. Amoni hydroxyd: Hg2 tạo ra kết tủa xám đen (Hg nguyên tố). 2+ + Hg2 + 2NH4OH = Hg2(OH)2 + 2NH4 2+ 2.3.2. Kali cromat: Hg2 tạo ra kết tủa màu đỏ gạch. 2+ + Hg2 + K2CrO4 = Hg2CrO4  + 2K 2+ 2.3.3. Kali iodid: Hg2 tạo ra kết tủa màu xanh lục, nếu dư TT thì chuyển thành màu đen (Hgo nguyên tố) 2+ + Hg2 + 2KI = Hg2I2 +2K 14
  15. o Hg2I2 + 2KI = Hg  + K2[HgI4] 2+ 2.3.4. Natri carbonat: Hg2 tạo ra kết tủa xám đen 2+ + Hg2 + Na2CO3 = Hg2CO3 +2Na Bảng1.2. Tóm tắt các phản ứng đặc trưng của cation nhóm I Thuốc thử Cation + 2+ 2+ Ag Pb Hg2 HCL loãng AgCltrắng, tan PbCl2trắng,tan HgCl2trắng, tác trong NH4OH dư trong nước nóng dụng với NH4OH 0 do tạo phức tạo Hg + NH2HgCl + [Ag(NH3)2] H2SO4 - PbSO4trắng Hg2SO4trắng loãng NaOH hay Ag2Ođen Pb(OH)2trắng, tan Hg2Ođen KOH trong kiềm dư, tạo 2- PbO2 NH OH dư Tạo phức Pb(OH) trắng [Hg ONH ]NO + 4 2 2 2 3 + 0 [Ag(NH3)2] Hg K2CO3 hay Ag2CO3trắng Pb2(OH)2CO3trắng Hg2CO3 = HgO + Na2CO3 Hg +CO2 K2CrO4 Ag2CrO4đỏ nâu PbCrO4vàng tan HgCrO4đỏ trong kiềm dư KI AgIvàng PbI2vàng tan trong Hg2I2vàng, xanh, nước nóng nếu dư thuốc thử sẽ 2- tạo thành HgI4 + Hg0 0 H2S Ag2Sđen PbSđen HgSđen + Hg  15
  16. CÂU HỎI ÔN TẬP 1. Trình bày tên, công thức hóa học của TT nhóm, hiện tượng đặc trưng khi cation nhóm I tác dụng với TT nhóm và viết phương trình ion minh họa? 2. Kể tên, công thức hóa học, hiện tượng đặc trưng của các TT xác định ion + 2+ 2+ Ag , Pb , Hg2 và viết phương trình ion minh họa. + 2+ 2+ 3. Kể tên các thuốc thử giống nhau của ion Ag , Pb , Hg2 và hiện tượng + 2+ 2+ khác nhau khi các TT đó tác dụng với ion Ag , Pb , Hg2 ? 4. Hãy sử dụng bảng kiểm “có – không” để tự kiểm tra kỹ thuật thử và xác định cation nhóm I? 16
  17. Bài 3 XÁC ĐỊNH CATION NHÓM II (Ba2+, Ca2+) MỤC TIÊU 1. Trình bày được tên, công thức hóa học của TT nhóm, hiện tượng đặc trưng khi cation nhóm II tác dụng với TT nhóm và viết phương trình ion để minh họa. 2. Kể được tên, công thức hóa học, hiện tượng đặc trưng của TT xác định cation Ba2+, Ca2+ và viết phương trình ion để minh họa. 3. Thao tác đúng kỹ thuật thử cation nhóm II với các TT của chúng và xác định đúng cation nhóm I, II. 1. Thuốc thử nhóm 1.1. Thuốc thử nhóm Acid sulfuric 3M (H2SO43M). Các cation nhóm II tác dụng với TT acid sulfuric 3M tạo ra kết tủa trắng. Trong các phản ứng tủa này ion Ba2+ không cần điều kiện nào, còn muốn tủa ion Ca2+ thì phải cần môi trường aceton hoặc ethanol 960. Tuy nhiên ở nồng 2+ 2- độ cao Ca có thể tạo tủa với SO4 mà không cần môi trường aceton hoặc ethanol 960. 1.2. Phương trình ion 2+ + Ba + H2SO4 = BaSO4 + 2H 2+ + Ca + H2SO4 = CaSO4 + 2H 2. Thuốc thử cation 2.1. Thuốc thử của ion Ba2+: với các dung dịch của 2.1.1. Kali cromat: Ba2+ tạo ra kết tủa màu vàng tươi, tủa này không tan trong NaOH 3M và CH3COOH. 2+ + Ba + K2CrO4 = BaCrO4 + 2K 17
  18. 2+ 2.1.2. Acid sulfuric/ KMnO4: Ba tạo tủa barisulfat trong môi trường thuốc tím, tủa bari sulfat hấp phụ màu của thuốc tím nên có màu hồng. Sau đó dùng nứơc oxy già. H2SO4 để khử màu tím hồng của dung dịch, còn phần tủa vẫn màu hồng. (Phản ứng Voller). 2+ + Ba + H2SO4 = BaSO4 + 2H 5H2O2 + 2KMnO4 + 3 H2SO4 = K2SO4 + 2 MnSO4 + 5O2 + 8H2O 2.1.3. Natri carbonat: Ba2+ tạo ra kết tủa trắng. 2+ + Ba + Na2CO3 = BaCO3 + 2Na 2.2. Thuốc thử của ion Ca2+ : với các dung dịch của 2+ 2.2.1.Amoni oxalat [(NH4)2C2O4]: Ca tạo ra kết tủa trắng, tủa này không tan trong CH3COOH, tan trong HNO3, HCl, H2SO4. 2+ + Ca + (NH4)2C2O4 = CaC2O4 + 2NH4 Ion Ba2+ cũng cho kết qủa tương tự, do đó để tránh nhầm lẫn cần tiến hành xác định ion Ba2+ trước. 2.2.2.Natri carbonat: Ca2+ tạo ra kết tủa trắng. 2+ + Ca + Na2CO3 = CaCO3 + 2Na CÂU HỎI ÔN TẬP 1. Trình bày tên, công thức hóa học của TT nhóm, hiện tượng đặc trưng khi cation nhóm II tác dụng với TT nhóm và viết phương trình ion để minh họa? 2. Kể tên, công thức hóa học, hiện tượng đặc trưng của TT xác định ion Ba2+, ion Ca2+ và viết phương trình ion để minh họa? 3. So sánh sự giống nhau và khác nhau giữa ion Ba2+, ion Ca2+ khi tác dụng với TT amoni oxalat, từ đó rút ra kết luận? 4. Hãy điền các công thức hóa học hoặc các từ , câu đúng vào các dòng tương ứng với các ion trong bảng sau: 18
  19. 5. Hãy sử dụng bảng kiểm “có – không” để tự kiểm tra kỹ thuật thử các cation nhóm II với các TT của chúng và xác định cation nhóm I, II? Thuốc thử Ba2+ Ca2+ H2SO4 3M K2CrO4 Phản ứng Voller (NH4)2C2O4 Na2CO3 19
  20. BÀI 4 CATION NHÓM III (Al3+, Cr3+, Zn2+) Mục tiêu 1. Trình bày được tên, công thức hóa học của thuốc thử nhóm, thuốc thử cation, hiện tượng đặc trưng khi cation nhóm III tác dụng với các nhóm thuốc thử đó và viết được các phương trình ion để minh họa. 2. Biết cách xác định các ion nhóm III từ hỗn hợp các cation nhóm I, II, và nhóm III. Và trong các hổn hợp ion bất kỳ. 1. ĐẶC ĐIỂM Các cation nhóm III phản ứng với kiềm tạo kết tủa hydroxyt màu trắng Al(OH)3, Cr(OH)3 và Zn(OH)2. Tủa tan trong kiềm thừa để tạo thành - 2- aluminat (AlO2 ), cromit (CrO2), zincat (ZnO2 ). NaOH dư là thuốc thử nhóm của cation nhóm III. Trong dung dịch Zn2+, Al3+ không màu, Cr3+ có màu 2+ 2+ 2- 3+ xanh tím. Zn tồn tại dưới 2 dạng Zn và ZnO2 , Al tồn tại dưới dạng 3+ - 3+ Al hay AlO2 , Cr dạng cation, kết tủa Cr(OH)3 ở pH = 5, tan trong môi trường kiềm dư. Ở pH = 12,5 cho cromit màu xanh đen. 2. PHẢN ỨNG CHUNG TÁC DỤNG VỚI KIỀM NATRI VÀ KALI Cho kết tủa hydroxyd màu trắng 3+ + Al + 3NaOH Al(OH)3  + 3Na 3+ + Cr + 3NaOH Cr(OH)3  + 3Na 2+ + Zn + 2NaOH Zn(OH)2  + 2Na Các hydroxyd có tính lưỡng tính, tan trong kiềm thể hiện tính acid. - - Al(OH)3  + OH AlO2 + 2H2O 20
  21. - - Cr(OH)3  + OH CrO2 + 2H2O - 2- Zn(OH)2  + OH ZnO + 2H2O Và tan trong acid, trường hợp này các hydroxyd thể hiện một base. + 3+ Al(OH)3  + H Al + 3H2O + 3+ Cr(OH)3  + H Cr + 3H2O + 2+ Zn(OH)2  + H Zn + 2H2O 3. PHẢN ỨNG ĐỊNH TÍNH 3.1. ION Al3+ Với NaOH Tạo thành tủa keo Al(OH)3. Tủa tan trong lượng thừa NaOH tạo thành aluminat 3+ + Al + 3NaOH Al(OH)3  + 3Na - - Al(OH)3  + OH AlO2 + 2H2O Khi thêm NH4Cl vào dung dịch aluminat sẽ xuất hiện tủa trở lại. Phản ứng này gọi là phản ứng thủy phân aluminat. Đây là phản ứng được dùng để tách Al3+ ra khỏi hỗn hợp cation nhóm III. Với thuốc thử nhóm 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 – acetic Al3+ + aluminon + đệm acetat tủa bông đỏ. 3.2. ION Cr3+ 3.2.1. Với NaOH Tạo tủa hydroxyd crom màu xanh đen 3+ + Cr + 3NaOH Cr(OH)3  + 3Na Hydroxyd crom tan trong lượng thừa NaOH tạo thành cromit màu xanh nhạt 21
  22. Cr(OH)3 + NaOH NaCrO2 + 2H2O Cromit khi đun sôi sẽ bị thủy phân cho lại tủa hydroxyd cromit. 3.2.2. Phản ứng oxy hóa Cr3+ phản ứng với oxy già trong môi trường kiềm tạo thành cromat có màu vàng đặc trưng. 3+ 2- 2Cr + 3H2O2 + 10NaOH CrO4 + 8H2O 3.2.2. Phản ứng tạo ngọc có màu Cr3+ phản ứng tạo ngọc có màu sắc khác nhau với các muối khác nhau như với natriborat hay natrihydro phosphat tạo ngọc có màu xanh lá mạ, trường 3+ hợp nung chảy mẫu chứa Cr với hỗn hợp bột Na2CO3 và KNO3 ngọc có màu vàng. 3.3. ION Zn2+ 3.3.1. Với NaOH Ion Zn2+ phản ứng với NaOH cho tủa kẽm hydroxyd, tủa tan trong kiềm dư tạo thành zincat không màu. 2+ + Zn + 2NaOH Zn(OH)2 + 2Na Zn(OH)2  + 2NaOH Na2ZnO2 + 2H2O 3.3.2. Với NH4OH Tạo thành Zn(OH)2 tan trong lượng thừa NH4OH tạo thành phức [Zn(NH3)4]. Phản ứng này dùng để tách nhôm ra khỏi hỗn hợp có kẽm trong cation nhóm III 3.3.3. Với thuốc thử M.T.A(MercuriThiocyanatAmoni)(NH4)2[Hg(SCN)4] 2+ Trong môi trường trung tính hay acid nhẹ, ion Zn cho tủa Zn[Hg(SCN)4] màu trắng. Nếu thêm vào dung dịch Zn2+ 1 giọt Cu2+, khi cho M.T.A vào sẽ tạo thành tủa tím sim. 22
  23. 2+ 2+ 2- Zn + Cu + 2[Hg(SCN)4] ZnCu[Hg(SCN)4]2  Màu của tủa tùy thuộc vào lượng Cu2+ thêm vào. − Ít Cu2+ tím nhạt − Hơi thừa tím đen − Thừa nhiều xanh vàng của Cu2+. CÂU HỎI ÔN TẬP 1. Nêu đặc tính quan trọng nhất của cation nhóm III? 3+ 3+ 2+ 2. Viết công thức hóa học, phản ứng đặc trưng của các ion , Al , Cr , Zn 3. So sánh sự giống và khác nhau của các ion Al3+, Zn2+ khi tác dụng với các thuốc thử và viết phương trình ion để minh họa? 4. So sánh sự giống và khác nhau của các ion của các ion Al3+, Cr3+ khi tác dụng với các thuốc thử và viết phương trình ion để minh họa? 5. Hoàn thành các phương trình phản ứng sau: 3+ + + Al + Al(OH)3  3Na Cr(OH)3 + NaOH + 2H2O Zn(OH)2 + 2NaOH + 2H2O 6. Làm thế nào để tách các cation nhóm III ra khỏi hỗn hợp các cation nhóm I và II 7. Làm thế nào để tách Al3+ ra khỏi hổn hợp cation nhóm III? 23
  24. BÀI 5 CATION NHÓM IV (Fe3+, Mn2+, Mg2+,Bi3+) Mục tiêu 1. Trình bày được tên, công thức hóa học của thuốc thử nhóm, thuốc thử định tính của các cation, hiện tượng đặc trưng khi cation nhóm IV tác dụng với các thuốc thử đó và viết được các phương trình ion để minh họa. 2. Biết cách phân tích các ion nhóm IV từ hỗn hợp các cation nhóm I, II, III và nhóm IV. Nội dung 1. ĐẶC TÍNH CỦA CATION NHÓM IV Các cation nhóm IV tác dụng với kiềm cho tủa hydroxyd không tan trong kiềm dư. Thuốc thử nhóm: NaOH 3M và H2O2. Trong dung dịch các ion không màu trừ Fe3+ có màu vàng nâu Tính oxy hóa – khử. Các cation nhóm IV tham gia phản ứng với oxy hóa khử. − Fe3+ là chất oxy hóa, bị khử thành Fe2+. − Mn2+ là chất khử bị oxy hóa đến Mn7+ có màu tím. − Mg2+ bị khử về Mg0. − Bi3+ bị khử đến Bi0 nguyên tố có màu đen. 2. PHẢN ỨNG CHUNG Với KOH, NaOH, NH4OH 3 - Fe + 3OH Fe(OH)3  2+ - Mg + 2OH Mg(OH)2 2+ - Mn + 2OH Mn(OH)2 3+ - Bỉ + 3OH Bi(OH)3  3. PHẢN ỨNG ĐỊNH TÍNH 3.1. ION Fe3+ 24
  25. 3.1.1. Với NaOH Cho tủa màu đỏ nâu, không tan trong kiềm dư, tan trong acid vô cơ. 3+ Fe + 3NaOH Fe(OH)3  3.1.2. Với kali ferrocyanid K4[Fe(CN)6] Trong môi trường acid Fe3+ tạo ra kết tủa keo màu xanh phổ. 3+ Fe + K4[Fe(CN)6] Fe4[Fe(CN)6]3 Phản ứng này rất nhạy, lượng tối thiểu tìm thấy (1 – 2 giọt): 0,05µg, nồng độ giới hạn 1: 1x106. 3.1.3. Với kali sulfocyanat KSCN Fe3+ tạo phức màu đỏ máu. Thành phần của phức thay đổi tùy theo nồng độ - 3+ + ion SCN Fe + 3KSCN Fe(SCN)3 + 3K 3.2. ION Mn2+ 3.2.1. Với NaOH, NH4OH Cho kết tủa Mn(OH)2 trắng, Mn(OH)2 tan một ít trong kiềm dư do tạo thành - phức hydroxo Mn(OH)3 tan trong acid vô cơ. 2+ - Mn + 2OH Mn(OH)2 Mn(OH)2 dễ bị oxy hóa trong không khí tạo thành MnO(OH)2 có màu nâu. 3.2.2. Phản ứng oxy hóa 2+ 7+ Oxy hóa Mn bằng PbO2 trong môi trường acid, tạo thành Mn có màu tím đỏ. 2 + - 2+ 2Mn + 5PbO2 + 4H 2MnO4 + 5Pb + 2H2O 3.3. ION Mg2+ 3.3.1. Với NaOH 2+ Ion Mg cho tủa trắng Mg(OH)2, không tan trong kiềm thừa, tan trong NH4OH. 2+ - Mg + 2OH Mg(OH)2 3.3.2. Với NH4OH 25
  26. Cho tủa trắng Mg(OH)2, nếu có sự hiện diện của NH4Cl thì Mg(OH)2 không kết tủa được. 3.3.3. Phản ứng với Na2HPO4 2+ Mg tạo với Na2HPO4 tủa vô định hình. Nếu phản ứng xảy ra với sự hiện diện của NH4OH – NH4Cl sẽ cho tủa tinh thể có hình sao của MgNH4PO4, 6H2O 2+ + 3- Mg + NH4 + PO4 NH4MgPO4  3.3.4. Với vàng Thiazol Trong môi trường kiềm NaOH, Mg2+ tạo với vàng thiazol tủa đỏ ánh tím. Mg2+ + vàng Thiazol + NaOH tủa đỏ ánh tím 3.4. ION Bi3+ 3.4.1. Với NaOH 3+ Bi cho tủa keo Bi(OH)3 màu trắng, tủa không tan trong kiềm dư, tan trong acid, đun nóng tủa sẽ có màu vàng. 3+ - Bi + 3OH Bi(OH)3  3.4.2. Phản ứng thủy phân Khi pha loãng dung dịch muối Bi3+ tạo thành tủa trắng của muối bismutyl, tan trong acid loãng. 3+ - Bi + Cl + H2O BiOCl + 2H2O 3.4.3. Với Kali Iodid 3+ Bi cho tủa đen BiI3, tủa tan trong KI thành phức [BiI4] màu đỏ cam. 3+ + Bi + 3KI BiI3  + 3K BiI3 + KI K[BiI4] 3.4.4. Với Thioure Các muối tạo với thioure một phức màu vàng. 3+ 3+ Bi +2SC(NH2)2 [Bi(NH2-CS-NH2)3] dung dịch màu vàng. 26
  27. 3.4.5. Phản ứng Stanit kiềm với SnCl2/ NaOH Trong phản ứng này Bi3+ bị khử thành Bi0 màu đen. 3+ 2- 0 2- 2Bi + 3SnO2 + 6OH 2Bi + 3SnO3 + H2O CÂU HỎI ÔN TẬP 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 các ion Fe2+, Mn2+, Mg2+, Bi3+ 3. Cho biết chất nào có tính oxy hóa, chất nào có tính khử, viết phương trình minh họa? 4. Áp dụng tính chất nào để tách Mg2+ ra khỏi hỗn hợp của cation IV? 5. Làm thế nào để tách cation nhóm IV ra khỏi hỗn hợp các cation? 27
  28. BÀI 6 CÁC PHƯƠNG PHÁP XÁC ĐỊNH CATION NHÓM V (Cu2+, Co2+, Hg2+) Mục tiêu 1. Trình bày được tên, công thức hóa học của thuốc thử nhóm, thuốc thử định tính, hiện tượng đặc trưng khi cation nhóm V tác dụng với các thuốc thử đó và viết được phương trình ion minh họa. 2. Biết cách tách nhóm V ra khỏi hỗn hợp các cation và sử dụng các phản ứng đặc trưng để nhận biết các cation nhóm này. Nội dung 1. Đặc tính Cation nhóm V tạo với kiềm những hydroxyd không tan trong kiềm dư nhưng tan trong NH4OH hoặc hỗn hợp NH4OH - NH4Cl thành các amonicat. Thuốc thử nhóm: NH4OH 3M. Các hydroxyd KOH và NaOH với dung dịch chứa cation Cu2+ cho kết tủa hydroxyd lưỡng tính, với Hg2+ cho oxyd, với Co2+ cho muối base. 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. Phản ứng chung Với KOH, NaOH Cation nhóm V tạo thành các hydroxyd có màu khác nhau 2+ 2+ Cu + 2KOH  Cu(OH)2 ↓ Xanh lam + 2K 2+ - 2+ Co + KOH + Cl  CoOHCl ↓ Lam + K 2+ 2+ Hg + 2KOH  HgO ↓ Vàng + 2K +H2O Các tủa này tan trong acid vô cơ và trong amoniac dư Với NH4OH 28
  29. Dung dịch amoniac dư phản ứng với cation nhóm V tạo các phức 2+ 2+ Cu + 4NH4OH  [Cu(NH3)4] + 4H2O 2+ 2+ Co + 6NH4OH  [Co(NH3)6] + 6H2O 2+ 2+ Hg + 4NH4OH  [Hg(NH3)4] + 4H2O Các amonicat bền trừ amonicat của Cobalt, dưới tác dụng của oxy trong không khí sẽ chuyển thành Co3+ có màu đỏ tím. 3. Phản ứng định tính Ion Cu2+ 2+ Với amoni hydroxyd: Cu tạo kết tủa màu xanh lơ tan khi cho NH4OH dư, tạo phức chất màu xanh lam 2+ 2+ + Cu + 2NH4OH  Cu2(OH)2 ↓ + 2NH4 2+ Cu2(OH)2 + 8 NH4OH  2[Cu(NH3)4](OH)2 + 4H2O Với Kali ferrocyanid: Cu2+ cho kết tủa đồng ferrocyanid màu đỏ thẫm 2+ Cu + K4[Fe(CN)6]  Cu2 [Fe(CN)6] ↓ Với thuốc thử M.T.A (Mercuri Thiocyanat Amoni): Cu2+ phản ứng với thuốc thử MTA cho tủa xanh vàng. Nếu thêm vào dung dịch Cu2+ một lượng Zn2+, tủa tạo thành có màu tím sim. 2+ 2+ 2- Cu + Zn + 2[Hg(SCN)4]  ZnCu[Hg(SCN)4]2 ↓ tím sim Với Na2S2O3: Na2S2O3 khi thêm vào dung dịch muối đồng đã acid hóa sẽ làm mất màu dung dịch do tạo thành Cu2S không tan trong acid. 2+ 2Cu + 2Na2S2O3 + 2 H2O  Cu2S ↓ + 2Na2S4O6 Ion Co2+ 2+ + Với NH4OH: Co cho muối kiềm CoOH màu xanh lam, khi đun nóng hay phản ứng với NaOH biến thành Co(OH)2 màu hồng, tan trong NH4OH dư thành phức màu vàng nâu. 2+ + Co + NH4OH  CoOH  Co(OH)2 2+ Co(OH)2 + NH4OH  [Co(NH3)4] + H2O 29
  30. 2+ Với NH4SCN: cho màu xanh đậm với Co do tạo phức dễ phân hủy trong nước và trong acid loãng, tan trong dung môi hữu cơ như aceton. 2+ 2+ Co + NH4SCN  [Co(SCN)4] Ion Hg2+ Với NaOH: Hg2+ phản ứng với kiềm tạo tủa oxyd thủy ngân màu vàng. 2+ Hg + NaOH  HgO↓vàng + Với NH4OH: cho kết tủa trắng HgNH2 tan trong NH4OH dư thành phức. 2+ + Hg + NH4OH  HgNH2 (Mercuri amido) + 2+ HgNH2 + NH4OH  [Hg(NH3)4] 2+ Với Kali Iodid: Hg phản ứng với KI cho tủa HgI2 màu đỏ cam, tan khi cho dư KI tạo phức màu vàng nhạt. 2+ + Hg + 2KI  HgI2↓đỏ cam + 2K HgI2 + 2KI  K2[HgI4] 2+ Phản ứng khử với SnCl2: Hg phản ứng với dung dịch SnCl2 mới pha cho tủa trắng thủy ngân I, sau đó chuyển thành Hg nguyên tố màu xám đen. 2+ 0 Hg + SnCl2  Hg2↓ + SnCl4  Hg ↓ Với Na2S2O3: trong môi trường acid, khi đun nóng Na2S2O3 tạo với muối thủy ngân II kết tủa đen thủy ngân II sulfur (không tan trong acid loãng). 2+ Hg + Na2S2O3  HgS↓ đen CÂU HỎI ÔN TẬP 1. Nêu tên, công thức hóa học của thuốc thử nhóm V, phản ứng xảy ra khi cho cation nhóm V tác dụng với thuốc thử chủa nhóm? 2. Viết công thức hóa học, hiện tượng đặc trưng và phương trình ion minh họa của các phản ứng định tính các ion Cu2+, Co2+ và Hg2+? 3. Phân biệt Cu2+ và Co2+ bằng thuốc thử nào? Viết phương trình phản ứng? 4. Làm thế nào để tách các cation nhóm V ra khỏi hỗn hợp các cation nhóm I, II, III, IV, VI và trong dung dịch bất kỳ? 30
  31. BÀI 7 CÁC PHƯƠNG PHÁP XÁC ĐỊNH CATION NHÓM VI + + + (NH4 , K , Na ) Mục tiêu 1. Trình bày được tính chất đặc biệt của cation nhóm VI, công thức hóa học của thuốc thử cation, hiện tượng đặc trưng khi cation nhóm VI tác dụng với các thuốc thử đó và viết được các phương ion để minh họa. 2. Biết cách xác định các ion nhóm VI từ hỗn hợp các cation nhóm I, II, III, IV, V, VI và trong hỗn hợp ion bất kỳ. 3. Nêu được sự khác nhau cơ bản của cation nhóm VI với các cation 5 nhóm đầu khi tác dụng với natri cacbonat. Nội dung 1. ĐẶC TÍNH CHUNG CỦA CATION NHÓM VI + + + + Các ion Na , K là các ion kim loại kiềm, ion NH4 do phân tử NH3 và ion H + tạo nên NH4 không bền trong dung dịch kiềm và ở nhiệt độ cao. NH 3 H → NH 4 NH 4 OH → NH 3  H 2O 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 nhóm thuốc thử nhóm. Để xác định các cation nhóm VI người ta tiến hành xác định trực tiếp cation mà không phân tích theo hệ thống. 2. PHẢN ỨNG ĐỊNH TÍNH + 2.1. ION NH4 31
  32. + 2.1.1. Với NaOH: ion NH4 bị NaOH phân tích thành amoniac NH3, khí này bay ra có thể nhận biết bằng giấy tẩm phenolphtalein, giấy sẽ có màu hồng, hoặc dùng giấy quỳ tím sẽ hóa xanh. + + NH4 + 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 NH4 cho tủa màu đỏ nâu hay vàng nâu. Hg 2 O NH 2K HgI  3KOH → 7KI + 2H2O + NH2I ↓ 4 2 4 Hg 2.2.ION K+ + 2.2.1. Với acid perclorid HClO4: K tạo ra kết tủa perclorat màu trắng. + + K + HClO4 → KClO4 ↓ + K 2.2.2. Với acid tatric H2C4H4O6: Trong môi trường trung tính hay acetic (pH=5-7), K+ cho kết tủa trắng. + + K + H2C4H4O6 → KHC4H4O6 + H 2.2.3. Với thuốc thử acid picric: K+ cho kết tủa màu vàng. 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): trong môi trường trung tính hay acid acetic, Na+ cho tủa vàng với Kontop. Na Zn(UO2 )3 (CH3COO)8 CH3COO 9H2O→ ZnNa(UO2 )3 (CH 3COO)9 ,9H 2O ↓ Tinh thể vàng, hình mặt nhẫn khi soi dưới kính hiển vi. 2.3.2. Phản ứng nhuộm màu ngọn lửa: đốt các muối natri trên ngọn lửa không màu thì ngọn lửa sẽ có màu vàng. Phản ứng rất nhạy nên phải rửa dây 32
  33. bạch kim thật sạch trước khi tiến hành phản ứng và chỉ kết luận có ion Na+ khi ngọn lửa màu vàng tồn tại vài giây trở lên. CÂU HỎI ÔN TẬP 1.Trình bày tính chất chung của cation nhóm VI? + 2. Gỉai thích nguyên nhân phải xác định các cation nhóm VI theo thứ tự NH4 , K+, Na+? 3. Kể tên công thức hóa học, hiện tượng đặc trưng của các phản ứng xác định + + + ion NH4 , K , Na và viết phương trình ion để minh họa? 4. Hãy cho biết sự khác nhau cơ bản giữa catio nhóm VI và các cation 5 nhóm đầu khi tác dụng với thuốc thử natri carbonat? 5. Làm thế nào để xác định các cation nhóm VI từ hỗn hợp các cation bất kỳ? 33
  34. BÀI 8 CÁC PHƯƠNG PHÁP XÁC ĐỊNH CÁC ANION NHÓM I MỤC TIÊU 1. Trình bày được hiện tượng đặc trưng của các anion nhóm I khi tác dụng với bari nitrat, bạc nitrat và viết phương trình ion để minh họa. 2. Kể được tên, công thức hóa học, hiện tượng đặc trưng của TT xác định các - - - 2- - ion Cl , Br , I , S , NO3 và viết phương trình ion minh họa. 3. Thao tác đúng kĩ thuật thử anion nhóm I với các TT sơ bộ, TT aion và xác định anion nhóm I. NỘI DUNG Anion nhóm I gồm có: Cl-, Br-, I-,S2-. 1. THUỐC THỬ SƠ BỘ Bari nitrat: các anion nhóm I tác dụng với Ba(NO3)2 không cho kết tủa vì tạo ra muối bari tan (BaS2, BaCl2, ) Bạc nitrat: Các ion Cl-, Br-, I-,S2- tạo ra các tủa màu, các tủa này không tan trong HNO3 2N. - - Cl + AgNO3 = NO3 + AgCl (trắng) - - Br + AgNO3 = NO3 + AgBr  (vàng nhạt) - - I + AgNO3 = NO3 + AgI  (vàng nhạt) 2- - S + AgNO3 = NO3 + Ag2S  (đen) 2. THUỐC THỬ XÁC ĐỊNH ANION Phản ứng chung xác định X-: 34
  35. Dùng chất oxy hóa mạnh là KMnO4 trong môi trường acid sulfuric để oxy - hóa X thành halogen tự do (X2) rồi nhận biết các halogen bằng thuốc thử đặc hiệu. Phương trình phản ứng: - 2- 10X + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 5X2 + 5SO4 + 8H2O Đối với Clo (Cl2): dùng thuốc thử là giấy tẩm Vilier-Fayol giấy chuyển thành màu xanh tím. Đối với Brom (Br2): dùng thuốc thử là giấy tẩm fluoressein, giấy chuyển từ màu vàng sang hồng. Đối với iod (I2): dùng thuốc thử là giấy tẩm hồ tinh bột giấy chuyển thành màu tím xanh. Các thuốc thử riêng của ion Cl-, Br-, I-: - - Thuốc thử của Cl là AgNO3: ion Cl tác dụng với AgNO3 tạo tủa trắng tan trong NH4OH. Thuốc thử của Br- là nước clor: ion Br- bị nước clor oxy hóa thành brom. Brom hòa tan trong cloroform làm cho lớp cloroform có màu vàng nâu. - - Cl2 + 2Br = 2Cl + Br2 Thuốc thử của I-: - Thủy ngân clorid: ion I tác dụng với HgCl2 tạo ra kết tủa đỏ, tủa này tan trong dung dịch I- dư. - - HgCl2 + 2I = HgI2  + 2Cl - 2- HgI2+2I = [HgI4] - Chì acetate: ion I tác dụng với Pb(CH3COO)2 tạo ra kết tủa vàng tươi. 2+ - Pb + 2I = PbI2 Thuốc thử của ion S2-: Chì acetate: tạo kết tủa đen. Pb2++ 2S2- = PbS 35
  36. 2- Acid vô cơ mạnh: ion S bị các acid vô cơ mạnh (HCl,H2SO4) phân hủy tạo thành khí hydro sulfur có mùi hôi. 2- + S + 2H = H2S 36
  37. BÀI 9 CÁC PHƯƠNG PHÁP XÁC ĐỊNH ANION NHÓM II 3- 3- 3- 2- - 2- (AsO4 , AsO3 , PO4 , BO3 , HCO3 , CO3 ) MỤC TIÊU 1. Trình bày được hiện tượng đặc trưng khi anion nhóm II tác dụng với TT sơ bộ và viết phương trình ion để minh họa. 3- 3 - 2- 2. Trình bày được phản ứng chung xác định AsO4 , AsO3 và HCO3 , CO3 và viết phương trình ion để minh họa 3. Kể được tên, công thức hóa học, hiện tượng đặc trưng của TT phân biệt - 2- 3- HCO3 và CO3 , TT của ion PO4 và viết phương trình ion để minh họa 4. Thao tác đúng kỹ thuật thử anion nhóm II với các TT và xác định anion nhóm I, II. NỘI DUNG 1. THUỐC THỬ SƠ BỘ Bari nitrat: các anion nhóm II tác dụng với Bari nitrat đều cho tủa trắng, các tủa này tan trong HNO3 2N, vì chúng là muối của các acid yếu nên bị acid nitric phân hủy. - 2+ BO2 + Ba Ba(BO2)2 3- 2+ AsO4 + 3Ba Ba3(AsO4)2  3- 2+ 2AsO3 + 3Ba Ba3(AsO3)2  3- 2+ 2PO4 + 3Ba Ba3(PO4)2 2- 2+ CO3 + Ba BaCO3  - Riêng ion HCO3 không tạo được kết tủa với Ba(NO3)2 nhưng bị phân tích 2- - thành CO3 , nên các dung dịch ion HCO3 cho tủa trắng với Ba(NO3)2 37
  38. Bạc nitrat: các ion nhóm II tác dụng với AgNO3 đều cho kết tủa, các tủa này tan trong HNO3. 3- - 3AgNO3 + AsO3 Ag3AsO3 + 3NO3 (vàng) 3- - 3AgNO3 + AsO4 Ag3AsO4 + 3NO3 (đỏ nâu) 3- - 3AgNO3 + PO4 Ag3PO4 + 3NO3 (vàng) - - AgNO3 + HCO3 AgHCO3 + NO3 (trắng) 2- - 2AgNO3 + 2CO3 Ag2CO3 + 2NO3 (trắng) Tủa Ag2CO3 để lâu bị phân tích thành Ag2O có màu xám. 2. THUỐC THỬ ANION 3- 3- 2.1. Phản ứng chung xác định AsO4 và AsO3 : dùng hydrogen mới sinh 3- 3- (do Zn + H2SO4 2N) để khử AsO4 , AsO3 thành khí hydroarsenid (AsH3), khí AsH3 bay lên gặp giấy tẩm AgNO3 làm cho giấy có màu đen. 0 Zn + H2SO4 ZnSO4 + 2H + 3- 0 3H + AsO3 + 6H AsH3 + 3H2O + 3- 0 3H + AsO4 + 8H AsH3 + 4H2O 3- 3- Phân biệt AsO3 và AsO4 phải dựa vào phản ứng với AgNO3 3- 3- 2.2. Phản ứng riêng của ion AsO4 : ion AsO4 tác dụng với hỗn hợp MgCl2 + NH4Cl + NH4OH tạo ra muối kép MgNH4AsO4 kết tủa trắng. 3- 2+ + AsO4 + Mg + NH4 MgNH4AsO4 - 2- 2.3.Thuốc thử chung của HCO3 và CO3 : - 2- 2.3.1. Thủy ngân (II) nitrat: ion HCO3 và CO3 tác dụng với Hg(NO3)2 tạo ra kết tủa đỏ nâu hay vàng nâu. 38
  39. - 2- 2.3.2. Acid vô cơ mạnh hay acid acetic: ion HCO3 và CO3 bị các acid mạnh như HCl, H2SO4 hoặc acid acetic phân hủy thành khí CO2. Khí CO2 làm đục nước vôi trong. - + HCO3 + H CO2 + H2O 2- + CO3 + 2H CO2  + H2O CO2 + Ca(OH)2 CaCO3 + H2O - 2- 2.4.Thuốc thử phân biệt HCO3 và CO3 Dùng magnesi chlorid hoặc magnesi sulfat: - Ion HCO3 tác dụng với MgCl2 cho tủa trắng 2+ 2- Mg + CO3 MgCO3 3- 2.5.Thuốc thử của ion PO4 3- 2.5.1.Amoni molybdat: trong môi trường acid nitric, ion PO4 tác dụng với [(NH4)2MoO4] tạo ra kết tủa màu vàng. 3- 3- Ion AsO3 bị HNO3 oxy hóa thành AsO4 và tác dụng với (NH4)2MoO4 tương 3- 3- 3- 3- tự như PO4 . Để tránh nhầm lẫn giữa AsO3 với PO4 cần xác định AsO3 , 3- PO4 sau. 3- 2.5.2.Hỗn hợp MgCl2 + NH4Cl + NH4OH: ion PO4 tác dụng với hỗn hợp MgCl2 + NH4Cl + NH4OH tạo ra muối kép MgNH4PO4 kết tủa trắng. 3- 2+ + PO4 + Mg + NH4 MgNH4PO4  39
  40. BÀI 10 CÁC PHƯƠNG PHÁP XÁC ĐỊNH ANION NHÓM III - 2- NO3 , C2O4 Muối nitrat ở thể rắn khi đốt nóng là một chất oxy hóa rất mạnh và dễ bị phân hủy. Dung dịch nitrat trong nước không có khả năng oxy hóa. 1. ION NITRAT Phản ứng với FeSO4 - NO3 là chất oxy hóa mạnh, khi tác dụng với FeSO4 trong môi trường H2SO4, - NO3 bị khử đến oxyt nitơ, chất này tạo với FeSO4 dư thành phức chất sulfat nitrozil có màu nâu xuất hiện ở ranh giới tiếp xúc giữa H2SO4 đậm đặc và nước. - 6FeSO4 + 2NO3 + H2SO4 3Fe2(SO4)3 + 2NO + 4H2O NO + FeSO4 dư [Fe(NO)]SO4 Phức không bền, bị phân hủy khi bị lắc hay đun. Tiến hành phản ứng khi nguội. Phản ứng với Al nguyên tố - Nhôm là chất khử mạnh, trong môi trường kiềm Al bị khử NO3 thành NH3. Khí NH3 bay ra làm xanh giấy quì đỏ. - - - NO3 + 3Al + 3 OH NH3 + 3 AlO2 Diphenylamin (C6H5)2NH - Trong môi trường H2SO4 đậm đặc, ion NO3 tác dụng với diphenylamin tạo ra hợp chất màu xanh lơ. Thuốc thử Griess: 40
  41. - - Ion NO3 bị hydro mới sinh(do Zn + CH3COOH) khử thành NO2 (hoặc HNO2) sau đó acid nitro(HNO2) tác dụng với TT Griess A và Griess B tạo ra hợp chất azoic có màu hồng. 2. ION OXALAT 2- 7+ Phản ứng với KmnO4 / H2SO4. Ion C2O4 trong môi trường H2SO4 khử Mn 2+ thành Mn làm mất màu thuốc tím và phóng thích khí CO2. 2- + 2+ 5C2O4 + 2KMnO4 + 16H 10CO2  + 2Mn + 8H2O 41
  42. BÀI 11 XÁC ĐỊNH CATION VÀ ANION TRONG DUNG DỊCH MUỐI VÔ CƠ MỤC TIÊU HỌC TẬP 1. Trình bày được trình tự xác định cation và anion trong DD muối vô cơ 2. Thao tác đúng kỹ thuật xác định cation và anion trong một DD muối vô cơ. NỘI DUNG 1. Các thí nghiệm sơ bộ 1.1. Xác định đặc tính của mẫu Mẫu phân tích có thể ở các dạng: − Rắn: Hòa tan với các dung môi thích hợp rồi mới phân tích. − Dung dịch trong suốt: phân tích trực tiếp 1.2. Quan sát màu của dung dịch: có thể giúp dự đoán một số ion. Ví dụ: Xanh lam có Cu2+ Hồng có Co2+ Vàng có Fe3+,I- Xanh rêu có Cr3+ 1.3. Ngửi mùi của dung dịch Mùi giấm CH3COOH Mùi khai NH3 1.4. Thử pH dung dịch: dùng giấy quì thử pH. 1.4.1. pH trung tính Không có ion dễ bị thuỷ phân như Bi3+,Hg2+, 1.4.2. pH acid 2- Không có ion dễ bị phân huỷ ở môi trường acid: CO3 , 42
  43. - Không có các cặp oxy hóa- khử có thể phản ứng với nhau như: MnO4 với I-, Fe3+ với I- , 1.4.3. pH kiềm Không có các ion dễ bị tủa ở môi trường kiềm: Bi3+, Ca2+, Ba2+ Có thể có các ion lưỡng tính: Pb2+, Al3+, Zn2+ 1.5. Các phản ứng nhận diện sơ bộ 1.5.1. Các ion tạo hydroxyd ít tan DDĐ + NaOH 3M từng giọt. Kết tủa có màu Rỉ sắt Fe3+ Trắng hóa màu có Mn2+ Xanh Cu2+ 1.5.2. Các ion có tính oxy hóa hay khử 1 giọt DDĐ + 1giọt HCl đđ + 1 giọt KI dd nâu có thể có ion có tính oxy hóa 1 giọt DDĐ + 1 giọt KMnO4 loãng + 1 giọt HNO3 đđ màu tím mất có thể có ion có tính khử. 2. Trình tự xác định cation và anion trong dung dịch muối vô cơ Trong dung dịch muối tinh khiết bao giờ cũng chứa một cation và một anion gốc acid. 2+ 2- Ví dụ: dung dịch muối ZnSO4 có chứa cation Zn và anion SO4 . Khi xác định muối vô cơ trong DD người ta tiến hành xác định cation và anion rồi suy ra muối cần tìm. Việc xác định cation và anion tiến hành độc lập với nhau, tuy nhiên có một số cation gây trở ngại cho việc xác định anion và ngược lại. Để khắc phục trở ngại trên và tránh nhầm lẫn cần tiến hành xác định cation và anion theo một trình tự sau 2.1. Quan sát dung dịch gốc 43
  44. NếU DD gốc có màu thì xác định cation có màu tương ứng trước, xác định anion sau Nếu DD gốc không có màu thì tiến hành thử sơ bộ. 2.2. Thử mở đầu với Natricarbonat Nếu DD gốc + Na2CO3 không có tủa, xác định anion trước, xác định cation + + + nhóm VI ( NH4 , K , Na ) sau. Nếu DD gốc + Na2CO3 có tủa( trắng, màu) xác định cation 5 nhóm đầu trước (theo sơ đồ tổng quát xác định cation, xác định anion sau). Chú ý: Biết được anion, có thể giúp loại trừ một số cation: Có I- ,Br- ,Cl- không có Ag+ 2- 2+ 2+ 2+ Có SO4 không có Ba , Sr ,Pb Phân tích theo hệ thống dựa vào các nhóm thuốc thử Riêng một số Cation có thể tìm ngay từ dung dịch đầu: Zn2+, Fe3+ ,Bi3+ , CÂU HỎI ÔN TẬP 1. Trình bày trình tự xác định cation và anion trong DD muối vô cơ? 2. Hãy vẽ “sơ đồ xác định cation” và “sơ đồ xác định anion”? 3. Việc định hướng tìm cation và anion trong bảng sau đúng hay sai? Hiện tượng Định hướng Đ S DD gốc + Na2CO3 có tủa đen. Tìm cation từ nhóm I đến V trước, tìm anion sau DD gốc + Na2CO3 không có Tìm cation trước, tìm anion tủa. sau . Tìm ion Bi3+ trước, tìm anion sau DD gốc + Na2CO3 có tủa trắng + chất bay hơi. 44
  45. 4. Hãy mô tả lại quá trình tiến hành và viết phương trình ion minh họa, khi xác định được DD gốc là BaCl2? 5. Yêu cầu thử một lọ hóa chất (thể rắn) có dán nhãn “Magnesi clorid tinh khiết” thì phải làm thế nào? 6. Hãy sử dụng bảng kiểm “có – không” để tự kiểm tra trình tự thao tác kỹ thuật xác định cation và anion? 45
  46. PHẦN 2 THỰC HÀNH PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH 46
  47. NỘI QUY PHÒNG THỰC TẬP LIÊN BỘ MÔN HÓA PHÂN TÍCH- KIỂM NGHIỆM-ĐỘC CHẤT 1. Mỗi tiểu nhóm thực tập gồm 3 sinh viên ( nhóm trưởng tự chia 12 tiểu nhóm & gửi danh sách về cho Cán Bộ Phục Vụ Giảng Dạy) làm chung một bài và chịu trách nhiệm về bài này trên mọi phương diện: trật tự, kết quả, dụng cụ. 2. Sinh viên phải có mặt tại phòng thí nghiệm trong suốt buổi thực tập. Sinh viên đến trễ quá 15 phút một lần bị kể vắng mắt một buổi. 3. Sinh viên vắng mặt quá một buổi thực tập mà không có xin phép với lý do chính đáng sẽ không được thi thực tập cuối khóa. 4. Nếu nghỉ có lý do chính đáng, sinh viên phải làm đơn xin phép kèm giấy tờ xác minh lý do và phải xin học bù vào buổi khác với Cán Bộ Giảng Dạy. 5. Đầu mỗi buổi, 1 sinh viên đại diện nhóm mình ký nhận mượn dụng cụ. Cuối buổi, dụng cụ phải được rửa sạch sẽ, kiểm tra, ký nhận trả cho Cán Bộ Phục Vụ Giảng Dạy. Tiểu nhóm thực tập phải chịu trách nhiệm về sự mất mát, hư bể dụng cụ của tiểu nhóm. 6. Sinh viên phải mặc áo choàng trắng, mang bảng tên khi thực tập. 7. Tuyệt đối cấm hút thuốc trong phòng thí nghiệm. 8. Không được cười nói ồn ào, ăn uống hoặc làm việc riêng trong khi thực tâp. 9. Không được ngồi trên bàn thực tập. 10. Cuối mỗi buổi thực tập nhóm trưởng phân công các tiểu nhóm thay nhau vệ sinh phòng thí nghiệm. 47
  48. 11. Trước khi vào phòng thực tập, sinh viên phải đọc kỹ bài lý thuyết và thực hành của bài thực tập. 12. Mỗi tiểu nhóm nộp một bài báo cáo (theo mẫu) vào đầu mỗi buổi thực tập của bài kế tiếp đúng 7h, 13h & 18h, sau thời điểm này không nhận & cả tiểu nhóm phải nhận 0 điểm cho bài báo cáo đó. 13. Điểm thi mỗi môn thực tập là 10 điểm. 14. Các môn điều kiện: Hóa phân tích định tính và Hóa phân tích định lượng. Sinh viên thi thực tập 02 môn kể trên phải đạt điểm năm (5) trở lên mới đủ điều kiện thi lý thuyết. Riêng Kiểm nghiệm thuốc là môn chuyên ngành, điểm thi thực tập & lý thuyết tính độc lấp. Thi lý thuyết gồm các hình thức: trắc nghiệm MCQ, điền khuyết. 48
  49. SƠ CỨU TRONG PHÒNG THÍ NGHIỆM Khi acid đặc (acid sulfuric, acid nitric, ) rơi lên da phải rửa ngay chỗ bị bỏng bằng tia nước mạnh trong vòng 3 – 5 phút, sau đó dùng băng tẩn dung dịch tannin trong rượu hoặc dung dịch kali permanganat 3% bôi nhẹ lên vết bỏng. Nếu bị bỏng bởi kiềm đặc thì tiến hành cứu chữa bước đầu như trên nhưng rửa bằng dung dịch acid acetic 2%. Khi bị acid hoặc kiềm đặc bắn vào mắt, phải rửa mắt bằng nhiều nước, sau đó phải đến ngay bệnh viện. Khi bị bỏng bởi các vật nóng (thủy tinh, kim loại, ) thì đầu tiên phải bôi dung dịch tannin trong rượu hoặc dung dịch KMnO4 3% rồi bôi mỡ chống bỏng. Khi bị bỏng bằng phospho cần bôi chỗ bị bỏng bằng dung dịch đồng sulfat 2%. Khi bị ngộ độc clor, brom, hydro sulfur, cacbon oxid cần đưa ngay người bị nạn ra chỗ không khí trong lành. Nếu bị ngộ độc bởi các chất arsen, thủy ngân cũng như các muối cyanua cần phải nhanh chóng đưa người bị nạn đến bác sĩ. Khi bị đứt tay do dao hay mảnh thủy tinh cần lau sạch máu, bôi thuốc sát trùng (cồn hay dung dịch KMnO4 loãng), sau đó cầm máu bằng dung dịch FeCl3 rồi băng lại. Khi quần áo đang mặt trên người bị cháy một diện tích lớn thì tuyệt đối không được chạy hoặc ra chỗ gió, phải nằm xuống đất mà lăn, trường hợp cháy trên diện tích bé thì dùng giẻ lau, dùng nước hoặc bất kỳ một phương tiện nào thích hợp để dập tắt chỗ cháy, tuyệt đối không được dùng bình chữa cháy (thường là chứa CO2) để phun vào người đang bị cháy quần áo, mà phải dùng nước dội hay trùm kín bằng chăn. 49
  50. CÁCH SỬ DỤNG DỤNG CỤ, THUỐC THỬ VÀ MỘT SỐ THAO TÁC CƠ BẢN 1. DỤNG CỤ 1.1. Ống nghiệm Rửa và tráng Đổ và bỏ hóa chất, tráng bằng nước máy. Cọ bằng chổi đuôi chồn, rửa bằng nước máy, tráng lại bằng nước cất. Đun Dùng kẹp gỗ hay kẹp kim loại, cầm ở phần cán dài. Thể tích dung dịch không được quá ½ ống nghiệm. Đun mặt thoáng của lớp dung dịch trên ngọn lửa, vừa đun vừa lắc, luôn luôn phải hướng ống nghiệm về phía không có người. Đun xong, tránh đặt ống nghiệm đang nóng vào nơi ẩm ướt. 1.2. Pipet Trước khi dùng phải rửa sạch bằng nước máy, tráng lại bằng nước cất. Mỗi pipet chỉ dùng một loại thuốc thử. Dùng khăn hay giẻ sạch thấm giọt thuốc thử dư đọng đầu pipet, không được vẩy xuống nền gạch. 1.3. Đèn cồn Không được nghiêng đèn để đốt, phải dùng giấy để mồi, giấy còn cháy không được vứt vào sọt rác. Dùng chụp nhựa để tắt ngọn lửa, không được thổi. Nếu còn cồn mà đèn đốt không cháy, phải lấy tim đèn ra vắt hết nước rồi lắp lại và đốt. 1.4. Nồi cách thủy 50
  51. Mực nước bên ngoài luôn bằng hay cao hơn mực nước trong ống nghiệm Nên đánh số hay làm dấu riêng để tránh nhầm lẫn. 1.5. Máy ly tâm Dung dịch chứa trong ống nghiệm không được qua ít thể tích. Luôn phải có 2 ống đặt đối xứng nhau trên máy và chứa những lượng dung dịch tương đương. Đậy nắp trước khi máy chạy, chỉ mở nắp khi máy đã ngừng hẳn. Phải đánh dấu ống nghiệm để tránh nhầm lẫn. 2. THUỐC THỬ Thường sắp xếp thành 2 loại: 2.1. Thuốc thử trong hộp gỗ Gồm các loại thông thường như acid, base loãng, một số muối. 2.2. Thuốc thử trên kệ các acid và base đậm đặc, thuốc thử đặc hiệu, thuốc thử nhóm. Đọc kỹ tên, công thức hóa học, nồng độ trước khi dùng. Đối với các acid, base đậm đặc (NH4OH, HNO3, HCl, ) phải đậy nắp sau khi lấy. Dùng pipet riêng cho mỗi loại thuốc thử. 3. MỘT SỐ THAO TÁC CƠ BẢN 3.1. Cách dùng giấy chỉ thị để thử pH Có 2 loại: quỳ xanh đỏ và quỳ đỏ xanh. Cho 1 mẩu nhỏ, dài khoảng 0.5 cm, đặt lên chổ sạch khô. Dùng đũa khuấy nhúng vào dung dịch cần xác định pH, chấm một giọt dung dịch lên giấy, quan sát sự đổi màu. 3.2. Làm phản ứng kết tủa Lấy khoảng 1 ml (20 giọt) dung dịch cần thử nghiệm cho vào ống nghiệm rồi: Thêm từng giọt thuốc thử,vừa thêm vừa lắc (nếu là tủa tinh thể) Thêm từ từ cho hết lượng thuốc thử chỉ định rồi lắc (nếu là tủa vô định hình). 51
  52. Muốn tủa hoàn toàn thì sau khi cho thuốc thử để tủa phải lắc kỹ, ly tâm rồi thêm một giọt thuốc thử theo thành ống nghiệm vào lớp nước trong phía trên. Nếu còn có tủa là thuốc thử chưa đủ, phải thêm tiếp vài giọt thuốc thử, ly tâm và thử lại đến khi không còn tủa nữa. 3.3. Tách riêng tủa và dung dịch Sau khi ly tâm, lọc qua giấy lọc hoặc cẩn thận gạn dung dịch bên trên qua ống nghiệm khác, tránh làm xao động dung dịch vì nếu không sẽ mất tủa. 3.4. Rửa và hòa tan tủa Cho một ít nước cất (khoảng 1ml), vào ống nghiệm, lắc mạnh, nếu cần thì ly tâm rồi bỏ nước rửa hay nhập vào dung dịch để tách tủa. Lặp lại như thế 2 đến 3 lần. Sau khi đã rửa sạch, tủa được hoà tan hoàn toàn bằng cách thêm từng giọt dung môi thích hợp (nước, acid, base ). Lắc đều sau mỗi lần thêm. Đun nhẹ hay đun sôi tuỳ theo yêu cầu của từng chất cho đến khi tủa tan hoàn toàn. Tránh cho dư nhiều acid hay base vì sẽ cản trở các phản ứng sau. 3.5. Quan sát màu dung dịch hay tủa Các phản ứng tạo phức thường cho ra những phức màu tan hay không tan, khi thực hiện phải chú ý đến pH của dung dịch. Quan sát màu: nhìn trên nền trắng. Quan sát sự không màu hay dung dịch có ít tủa: nhìn trên nền đen. 52
  53. BÀI 1 + 2+ 2+ XÁC ĐỊNH CÁC CATION NHÓM I (Ag , Pb , Hg2 ) 1. DỤNG CỤ - HÓA CHẤT THUỐC THỬ Dụng cụ Hóa chất, thuốc thử Đèn cồn 1. K2CrO4 0,5 M Đũa thủy tinh 2. KI 0,5M Ống nghiệm các loại 3. HCl 6M Ống nghiệm ly tâm 4. NH4OH đđ Máy ly tâm 5. NaOH 6M 6. H2SO4 3M 7. HNO3 đđ 8. Dây đồng 9. HNO3 3M 2. THỰC HÀNH 2.1. Tìm Ag+ 2.1.1. Với HCl + - Ag + Cl AgCl tan / NH4OH đậm đặc [Ag(NH3)2]Cl Lấy 5 giọt Ag+ + 1 giọt HCl 6M  trắng vón. Ly tâm lấy tủa, thêm + NH4OH đậm đặc thừa  tan (do tạo thành [Ag(NH3)2] ). Acid hóa lại bằng HNO3 đậm đặc  trở lại. 2.1.2. Với KI Ag+ + I- AgI (tủa ngà vàng) Lấy 5 giọt Ag+ + 2 giọt I- tủa ngàvàng. 2.2. Tìm Pb2+ 2.2.1. Với HCl 53
  54. 2+ - Pb + Cl PbCl2  (trắng hình kim, tan / nước nóng) Lấy 5 giọt Pb2+ + 1giọt HCl 6M  trắng. Ly tâm lấy tủa, thêm 20 giọt nước cất đun nóng  tan. 2.2.2. Với KI 2+ - Pb + I PbI2  (tủa vàng tan/ nước nóng) Lấy 5 giọt Pb2+ + 1 giọt I- tủa vàng. Ly tâm lấy tủa. Thêm 10 giọt nước cất. Đun nóng  tan. Làm lạnh đột ngột tủa hình vảy màu vàng óng ánh. 2.2.3. Với K2CrO4 2+ Pb + CrO4 PbCrO4  vàng, tan trong NaOH 6M 2+ Lấy 5 giọt Pb + 1 giọt K2CrO4  vàng. Thêm NaOH 6M thừa  tan. 2.2.4. Với H2SO4 2+ 2- Pb + SO4 PbSO4  trắng 2+ Lấy 5 giọt Pb + 1 giọt H2SO4  trắng. 2+ 2.3. Tìm Hg2 2.3.1. Với HCl 2+ - Hg2 + Cl Hg2Cl2  trắng vụn (Calomel) 2+ NH OH 0 Hg2 4 Hg + HgNH2Cl  đen xám đđ 2+ Lấy 10 giọt Hg2 + 1 giọt HCl 6M  trắng. Ly tâm lấy tủa, thêm vài giọt NH4OH đậm đặc  đen xám. 0 Hg2Cl2 + 2NH4OH HgNH2Cl + Hg + NH4Cl + 2H2O 2.3.2. Với dây đồng 2+ 0 2+ 0 Hg2 + Cu Cu + Hg  đen 2+ Nhúng dây đồng vào dung dịch Hg2 dây Cu bị đen. Hơ nóng dây đồng lại sáng (Hg thăng hoa). 54
  55. 3. SƠ ĐỒ PHÂN TÍCH MỘT VÀI CATION NHÓM I Dung dịch đầu + + HNO3 3M H + HCl 6M đến tủa hoàn toàn. Ly tâm Tủa Dịch AgCl, PbCl2 , Hg2Cl2 II VI Rửa tủa (1ml ED + 2  HCl 6M) 10 giọt ED. Đun nóng. Ly tâm 2+ - Pb Cl AgCl, Hg2Cl2 Chia 2 NH4OH đđ. Lắc kỹ ly tâm 1 giọt KI 1giọt K2CrO4 PbI2  vàng PbCrO4 vàng + Hg ,HgNH2Cl [Ag(NH3)2] 2+ Đen xám + (Pb ) 2+ HNO3 đđ H (Hg2 ) AgCl  trắng (Ag+ ) 55
  56. Bài 2 XÁC ĐỊNH CATION NHÓM II (Ba2+, Ca2+) 1. PHẢN ỨNG ĐỊNH TÍNH CỦA ION Ba2+ 2- 1.1. Với tác nhân có SO4 : H2SO4, (NH4)2SO4, 2+ 2- Ba + SO4  trắng 2+ Lấy 5 giọt Ba + 2 giọt H2SO4 3M tủa trắng 1.2. Phản ứng Voller 2+ Lấy 5 giọt Ba , thêm 1 giọt thuốc thử KMnO4, thêm 5 giọt H2SO4 3M, có kết tủa, ly tâm, sau đó thêm H2O2 từ từ từng giọt đến khi dung dịch mất màu hồng tím còn kết tủa có màu hồng. 1.3. Với (NH4)2CO3 2+ 2- Ba +CO3 BaCO3  tan trong CH3COOH 6M, axit vô cơ 2+ 2- Lấy 5 giọt Ba + 1giọt CO3  trắng. Thêm CH3COOH 6M thừa  tan. 1.4. K2CrO4 2+ 2- Ba + CrO4 BaCrO4  vàng, không tan trong CH3COOH 6M, thêm CH3COOH 6M thừa  vẫn không tan 1.5. (NH4)2C2O4 2+ 2- Ba +C2O4 Ba2C2O4  trắng 2+ 2- Lấy 5 giọt Ba + 2giọt C2O4  trắng. 2. PHẢN ỨNG ĐỊNH TÍNH CỦA ION Ca2+ 2.1. Với H2SO4 2+ 2- 2+ 0 Ca + SO4 CaSO4  (chỉ tủa khi [Ca ] khá đặc hay có cồn 96 ) 2+ 2- 0 Lấy 10 giọt Ca + 2 giọt SO4 + 5 giọt C2H5OH 96  trắng 56
  57. 2+ 2.2. Với NH4)2CO3: thực hiện tương tự như Ba 2.3. Với (NH4)2C2O4 2+ 2- Ca +C2O4 CaC2O4  trắng, không tan trong CH3COOH 2+ Lấy 5 giọt Ca + 2 giọt (NH4)2C2O4 + 1giọt NH4OH đđ. Đun nhẹ  trắng 3. SƠ ĐỒ PHÂN TÍCH CATION NHÓM II Dung dịch đầu + H2SO4 3M đến tủa hoàn toàn Đun nóng, để nguội, thêm 1/2 thể tích cồn 90o BaSO4, CaSO4,(PbSO4)  III VI 0 + (H2O +H2SO4 3M + cồn 90 ). + Na2CO3 bão hoà, dư Đun sôi kỹ gạn Bỏ nước. Làm 3 lần BaCO3, CaCO3,(PbCO3)  Rửa tủa 2 lần, bằng nước CH3COOH 6M (để hòa tan) K2CrO4 cho dư đến tủa hoàn toàn. 2+ 2- PbCrO4 ,BaCrO4 dd Ca ,CrO4 - (vàng) NH4OH đđ OH Na CO bão hoà đến tủa hoàn toàn NaOH 3M 2 3 Đun nóng. Ly tâm. Bỏ dd.Rửa tủa. lắc kỹ Hoà tủa lại bằng CH3COOH 6M. 2+ 2- dd Ca PbO2 BaCrO4  (NH4)2SO4 50% đồng lượng ( Ba2+) CT 15 phút. Ly tâm dd Ca2+ NH4OH đđ trung tính 1 giọt NH4OH 10 giọt (NH4)2C2O4 BM (15’). Ly tâm CaC2O4 Trắng 57
  58. Bài 3 XÁC ĐỊNH CATION NHÓM III (Al3+, Zn2+) 1. PHẢN ỨNG ĐỊNH TÍNH CỦA ION Al3+ 1.1. Với NH4OH, NaOH 3+ - - - Al + 3OH Al(OH)3  bông trắng + OH AlO2 + 2H2O - + 0 AlO2 +NH4 + 2H2O t Al(OH)3  + NH4OH Lấy 5 giọt Al3+ + 1 giọt NaOH 3M  bông trắng xuất hiện. Thêm NaOH 3M thừa, tủa tan, tiếp tục thêm bột NH4Cl, đun nóng, tủa xuất hiện trở lại. Chú ý: muốn thấy tủa của Al(OH)3 ta phải thêm NaOH từ từ theo thành ống nghiệm, vì tủa này tan rất nhanh trong môi trường NaOH. 1.2. Với thuốc thử aluminon 3+ - Al + Aluminon CH3COO /CH 3 COOH Tủa bông đỏ, không bị phân hủy bởi NH4OH và (NH4)2CO3 Lấy 5 giọt Al3+ + 5 giọt Aluminon + 10 giọt đệm acetat. Đun nóng thêm NH4OH 2N tới khi có mùi NH3 rồi cho 2 – 3 giọt (NH4)2CO3  bông đỏ Ion cản trở: Fe3+, Cr3+, Ca2+, Cu2+, Bi3+ , 2. PHẢN ỨNG ĐỊNH TÍNH CỦA ION Zn2+ 2.1.Với NH4OH 2+ - 2+ Zn + 2OH Zn(OH)2  + NH 4 OH đđ dư [Zn(NH3)4] + H2O 2+ Lấy 5 giọt Zn +3 giọt NH4OH 3M  trắng. Thêm NH4OH đđ dư  tan. 2.2. Với NaOH 2+ - NaOH dư 2- Zn + 2OH Zn(OH)2  ZnO2 (Zincat) + 2H2O 58
  59. 2+ Lấy 5 giọt Zn + 2 giọt NaOH 3M Zn(OH)2  trắng. Thêm NaOH 6M dư tan. 2.3.Với thuốc thử M.T.A: (NH4)2[Hg(SCN)4] (Mercuri Thiocyanat Amoni) 2+ 2+ 2- Zn + Cu +2[Hg(SCN)4] ZnCu[Hg(SCN)4]2 Lấy 10 giọt Zn2+ + 1 giọt Cu2+ + 2 giọt M.T.A  tím sim Chú ý: môi trường trung tính, lượng Cu2+ phải ít , nếu thừa Cu2+, kết tủa sẽ tím đen. III. PHÂN TÍCH CATION NHÓM III Dung dịch có các cation III,IV,V NaOH 3M dư + vài giọt H2O2 Đun kỹ đến hết bọt. 2- Tủa nhóm IV,V AlO2 ,ZnO2 Đun sôi NH4Cl bảo hòa 5giọt Đun kỹ vài giọt NH4OH đđ. Ly tâm 2+ Al(OH)3 [Zn(NH3)4] + Hoà tan bằng HNO3 3M CH3COOH 6M H Pb(CH3COOH)2 Al3+ 2+ Aluminon PbCrO4 Zn vàng(Cr3) Đệm acetat * Cu2+ Đun nhẹ * MTA  bông đỏ  tím xim 3+ (Al ) (Zn2+ ) 59
  60. BÀI 4 CÁC PHƯƠNG PHÁP XÁC ĐỊNH CATION NHÓM IV Fe3+, Mn2+, Mg2+ & Bi3+ THUỐC THỬ NHÓM: NaOH 3M,& H2O2 1. PHẢN ỨNG ĐỊNH TÍNH 1.1. ION Fe3+ 1.1.1. Với NH4OH 3+ Fe + 3OH Fe(OH)3  nâu đỏ. 3+ Lấy 5 giọt Fe + 1 giọt NH4OHđđ  nâu đỏ. 1.1.2. Với Kaliferrocyanid K4[Fe(CN)6] 3+ 4- 4Fe + 3[Fe(CN)6] Fe4[Fe(CN)6]3  xanh phổ. 3+ Lấy 5 giọt Fe + 1 giọt K4[Fe(CN)6]  xanh phổ. 1.1.3. Với thuốc thử KSCN 3+ - Fe + 3SCN Fe(SCN)3 đỏ máu. Lấy 5 giọt Fe3+ + 1 giọt KSCN dung dịch đỏ máu. 1.2. ION Mn2+ 1.1.1. Với NaOH 2+ Mn phản ứng với NaOH cho tủa trắng Mn(OH)2. Để lâu ngoài không khí hoặc khi có sự hiện diện của H2O2 sẽ chuyển thành màu nâu MnO2. 2+ Mn + NaOH + H2O2 MnO2  2+ 10 giọt Mn + 3 giọt NaOH và thêm 5 giọt H2O2 tủa nâu, 1.1.2. Phản ứng oxy hóa 60
  61. 2+ 7+ Với tác nhân oxy hóa mạnh như PbO2/HNO3, Mn bị oxy hóa thành Mn có màu tím. 2+ Lấy 10 giọt Mn + một ít bột PbO2 + 5 giọt HNO3 đđ Đun nóng dung dịch có màu tím. Chú ý: trong dung dịch tìm Mn2+ phải không được có các ion mang tính khử - - như Cl , Br-, I . Nếu có phải loại trước bằng AgNO3. 1.3. ION Mg2+ 1.1.1. Với NaOH, NH4OH 2+ - Mg + 2OH Mg(OH)2 tủa trắng. 1.1.2. Với Na2HPO4/NH4Cl- NH4OH NH4OH/ NH4Cl 2+ Mg + Na2HPO4 tủa trắng hình sao hay hình lá tan trong acid. (Nếu không có NH4OH NH4Cl tủa dạng vô định hình). 2+ - Lấy 10 giọt Mg + 2 giọt NH4Cl + NH4OH OH + 3 giọt Na2PO4 tủa trắng. 1.1.3. Với thuốc thử vàng Thiazol Mg2+ + vàng Thiazol + NaOH tủa đỏ ánh tím. Lấy 10 giọt Mg2+ + 1 giọt vàng Thiazol + NaOH 6M OH-, lắc nhẹ. Quan sát tủa trên thành ống nghiệm có màu đỏ ánh tím. 1.4. ION Bi3+ 1.1.1. Phản ứng thủy giải: (pH trung tính hay hơi acid) 3+ - + Bi + Cl + H2O + 2H + BiOCl  trắng tan trong acid mạnh. 3+ Lấy 5ml nước cất + 1 giọt NH4Cl + 1 giọt Bi  trắng 1.1.2. Phản ứng Stanit kiềm (SnCl2/NaOH) 3+ 2- - 2- 2Bi + 3SnO2 + 6OH 2Bi + 3SnO3 + 3H2O 3+ Lấy 3 giọt SnCl2 + 10 giọt NaOH 3M. Làm lạnh + 1 giọt Bi  đen. 1.1.3. Với Thioure 61
  62. 3+ - 3+ - Bi + 2SC(NH2)2 + 3A [Bi(NH2-CS-NH2)3] +3A Lấy 5 giọt Bi(NO3)3 + một ít bột Thioure dung dịch vàng. II. PHÂN TÍCH CATION Dung dịch đầu III, IV, V Nhóm IV, V Nhóm III HNO3 Nhóm IV, V Na2CO3 thoáng đục NH4OH dư Hydroxyt nhóm IV Nhóm V NH4Cl bão hòa 2+ Fe(OH)3, MnO2, Bi(OH)3 Mn NaOH Thiazol Fe3+, Mn2+, Bi3+ Đỏ ánh tím Mn2+ PbO2 SnCl2 HNO3 NaOH KSCN Đun nóng Tím Mn2+ Tủa đen Bi3+ Đỏ máu Fe3+ 62
  63. BÀI 5 CÁC PHƯƠNG PHÁP XÁC ĐỊNH CATION NHÓM V I. CÁC PHẢN ỨNG ĐỊNH TÍNH 1.Tìm Cu2+ 1.1. NH4OH 2+ Cu + NH4OH loãng Cu(OH)2  NH4OH đđ dư 2+ [Cu(NH3)4] 2+ Lấy 5 giọt Cu + 2 giọt NH4OH 3M tủa xanh Thêm NH4OH đđ vừa dư dd xanh da trời. 1.2. M.T.A (Mercuri Thiocyanat Amoni) 2+ 2+ Cu + Zn + ( NH4)2[Hg(SCN)4]2 CuZn[Hg(SCN)4]2  tím sim Lấy 1 giọt Cu2+ + 5 giọt Zn2+ + 2giọt MTA  tím sim. 1.3. Na2S2O3 2+ 2- + 2- 2Cu +3S2O3 + H đun Cu2S + S4O6 +H2O 2+ Lấy 5 giọt Cu + 3 giọt Na2 S2O3 +HCl 3M đun nóng  đen 2. Tìm Hg2+ 2.1. Với NH4OH NH4OH HgCl2 NH2HgCl  trắng NH4OH đđ dư 2+ [Hg(NH3)4] Lấy 5 giọt HgCl2 + 3 giọt NH4OH 3M  trắng. Thêm NH4OH đđ dư  tan 2.2. SnCl2 0 SnCl2 + 2 HgCl2 SnCl4 + Hg2Cl2  trắng Hg  đen Lấy 5 giọt SnCl2 + 5 giọt HgCl2  đen xám 2.3. KI 2+ - - 2- Hg + 2I HgI2  đỏ cam + 2I [HgI4] không màu 63
  64. Lấy 10 giọt Hg2+ + 1 giọt KI theo thành ống nghiệm  đỏ. Thêm KI dư  tan. Các cation nhóm V trực tiếp từ dung dịch đầu: có thể tìm trực tiếp từ dung dịch đầu: Cu2+, Hg2+. Tìm Cu2+: 1 giọt DDĐ + 5 giọt kẽm + M.T.A  tím sim. 2+ Hg : dùng thuốc thử SnCl2  đen xám, hoặc dùng TT KI tạo kết 2+ tủa đỏ cam thêm dư KI tủa tan đây là phản ứng phân biệt với Hg2 . 64
  65. BÀI 6 + + + XÁC ĐỊNH CATION NHÓM VI (NH4 , K , Na ) KHÔNG CÓ THUỐC THỬ NHÓM 1. PHẢN ỨNG ĐỊNH TÍNH 1.1. ION NH4+ 1.1.1.Với NaOH + - NH4 + OH → NH3↑ + H2O + - Lấy 5 giọt NH4 + NaOH 6M → OH . Đun nhẹ, bịt đầu ống nghiệm bằng giấy quỳ đỏ thấm ướt bằng khí NH3↑ làm giấy quỳ đỏ chuyển sang màu xanh. 1.1.2.Thuốc thử với Nesstler ( hỗn hợp HgCl2+ KI) Hg O NH I 2 2 NH 4 2K 2 HgI 4  3KOH → 7KI + 2H2O Hg + ↓ + Lấy 5 giọt NH4 + 3 giọt Nesstler + 2 giọt NaOH 6M → ↓ nâu đỏ. + Chú ý: Để xác định NH4 ta thử bằng cả hai phản ứng và cả hai phản ứng đều + dương tính thì mới định danh chính xác ion NH4 . 1.2. ION K+ 1.2.1.Với HClO4 + K + HClO4 → KClO4 ↓ trắng +  Lấy 10 giọt K + 5 giọt HClO4 . Làm lạnh → ↓ trắng 1.2.2.Phản ứng với thuốc thử Garola Na3[Co(NO2)6]. Thuốc thử Garola gồm Garola A: Co(NO3)2, Garola B: NaNO2 + + 2K + Na3[Co(NO2)6] → K2H [Co(NO2)6] ↓ vàng nghệ + Lấy 10 giọt K + 5 giọt Garola A Co(NO3)2 + một ít NaNO2 + 5 giọt CH3COOH lắc → ↓ vàng nghệ. - + + Ở môi trường OH hay H mạnh thuốc thử bị phá hủy. NH4 cho dung dịch màu vàng. 65
  66. 1.3. ION Na+ 1.3.1. Với thuốc thử Kontop ( kẽm uranyl acetat) Na Zn(UO2 )3 (CH3COO)8 CH3COO 9H2O→ ZnNa(UO2 )3 (CH 3COO)9 ,9H 2O ↓ Tinh thể ↓ vàng, hình mặt nhẫn. + + 10 giọt Na + CH3COOH 6M →H + 10 giọt thuốc thử Kontop. Đun sôi làm lạnh dưới vòi nước, để yên 10 phút, thỉnh thoảng dùng đũa thủy tinh cọ vào thành ống nghiệm. Điều kiện: môi thường trung tính hay hơi acid (acid acetic), môi trường aicd mạnh→ tủa tan. + + 2+ 2+ 2+ 3+ Các ion NH4 , K , Ca , Sr , Ba , Al , gây trở ngại. 2. PHÂN TÍCH CATION Các cation nhóm VI tìm trực tiếp từ dung dịch đầu. 66
  67. SƠ ĐỒ PHÂN TÍCH TỔNG QUÁT 6 NHÓM CATION THEO PHƯƠNG PHÁP ACID BASE Dung dịch phân tích cation + HCL 6N Ly tâm Nhóm I: (tủa clorid) Nước ly tâm + Nhóm IV: (dung dịch + + + AgCl, Hg 2Cl2, PbCl2 H2SO4 2N phân tích): NH4 , Na , K Nhóm II: (tủa sulfat) Nước ly tâm BaSO 4, CaSO4, (SrSO4) + NaOH 2N dư (+ H O ) 2 2 Ly Tâm Nhóm III: (nước ly tâm chứa oxoanion) Kết tủa(oxyd, hydroxyd nhóm + 2- 2- 2- AlO2 , ZnO 2 , (SnO3 , CrO4 ) (IV + V) + HNO3 (+ H2O2) Ly Tâm Nước ly tâm Tủa HsbO3 (hoặc Sb2O5.H2O) + Na2CO3 tới thoáng đục Hòa tan bằng HCL đặcXác định Sb: - + NH4OH đặc Phản ứng thủy phân (+H2O2) - Thuốc thử Caille-Viel Ly Tâm Sb3+,5+ có thể xếp nhóm IV do tạo tủa hydroxyd/acid, không tạo phức amoniacat/ hoặc xếp riêng Nhóm IV: (tủa hydroxyd) Nhóm V:(nước ly tâm chứa phức amino) 2+ 2+ Fe(OH)2, Fe(0H)3, Cu(NH3)4 Hg(NH3)4 , 2+ + 2+ Bi(OH)3, MnO2, Mg(OH)2 (Ni(NH3)4 , Co(NH3)6 ,Cd(NH3)4 67
  68. BÀI 7 - - - 2- - XÁC ĐỊNH ANION NHÓM I: Cl , Br , I , S , NO3 THUỐC THỬ NHÓM: AgNO3/HNO3 1. PHẢN ỨNG ĐỊNH TÍNH HALOGENID 1.1. ION Cl- 1.1.1.Với AgNO3 + - Ag + Cl AgCl  trắng vón, tan trong NH4OH, (NH4)2CO3 + [Ag(NH3)2] - Thực hiện: 5 giọt Cl + 1 giọt AgNO3 trắng. Thêm (NH4)2CO3 dư, tủa tan. 1.1.2. Phản ứng oxy hóa thành Cl2 - - + t 0 2+ 10Cl + 2MnO4 + 16H 5 Cl2 + Mn + 8H2O Khí Cl2 bay lên làm xanh giấy tẩm Orto Toludin. - - Thực hiện: 10 giọt Cl + 4 giọt H2SO4 đđ + 2 giọt MnO4 . Bịt đầu ống nghiệm bằng giấy tẩm Orto Toludin, quan sát màu xanh tím. 1.2. ION Br- 1.2.1. Với AgNO3 Ag+ + Br- AgBr  vàng nhạt - Thực hiện: 5 giọt Br + 1 giọt AgNO3  vàng nhạt. Ly tâm lấy tủa. Thêm NH4OH đđ thừa tủa tan. 1.2.2. Phản ứng oxy hóa thành Cl2 - - 2 Br + Cl2 2Cl + Br2 (đỏ nâu) + Cl2 2BrCl vàng nhạt. 68
  69. - Thực hiện:5 giọt Br +10 giọt CHCl3 + nước Cl2 bão hòa từng giọt lắc đều Đỏ nâu. Thêm nước Cl2 dư vàng nhạt. 1.3. ION I- 1.3.1. Với AgNO3 - + I + Ag AgI  vàng kem, không tan trong NH4OH, (NH4)2CO3. - Thực hiện: 10 giọt I + 1 giọt AgNO3 vàng kem. Chia tủa làm 2 ống nghiệm. Ống (1) thêm NH4OH. Ống (2) thêm (NH4)2CO3 lắc đều. 1.3.2.Phản ứng với nước Cl2 - - 2I + Cl2 2Cl + I2 tím/CHCl3 + Cl2 2ICl không màu. - Thực hiện: 10 giọt I + 10 giọt CHCl3 + nước Cl2 từng giọt lớp CHCl3 màu đỏ tím (sau khi lắc đều) thêm Cl2 dư mất màu. 2. ION S2- Pb2++ 2S2-=PbS (kết tủa đen) 2- Thực hiện: 5 giọt dung dịch S , thêm 5 giọt Pb(NO3)2, có tủa đen. III.TÌM ANION NHÓM I 2.1.Tìm I- và Br- Thực hiện: 10 giọt dung dịch đầu + 10 giọt CHCl3 + nước Cl2 từng giọt. Lắc mạnh, quan sát lớp CHCl3 Màu tím, nhỏ thêm nước clo mất màu: có I- Màu vàng đậm + nước clo vàng lợt: có Br- Tím vàng: có I- và Br- 2.2.Tìm Cl- Nếu không có I- và Br- : làm như định tính - - Trường hợp có I và Br : lấy 10 giọt dung dịch đầu + 1 giọt HNO3 + AgNO3 đến tủa hoàn toàn. Ly tâm lấy tủa.Thêm (NH4)2CO3, đun nóng. Ly tâm lấy - dung dịch, thêm 1 giọt HNO3 nếu dung dịch đục trở lại có Cl . 69
  70. BÀI 8 XÁC ĐỊNH ANION NHÓM II 2- 2- 3- 2- - SO4 , BO , PO4 , CO3 , HCO3 THUỐC THỬ NHÓM: BaCl2 1.PHẢN ỨNG ĐỊNH TÍNH 2- 1.1. ION SO4 1.1.1. Phản ứng với BaCl2 Cho tủa trắng BaSO4. Tủa không tan trong acid vô cơ. 2- 2+ SO4 + Ba BaSO4 trắng 2- Tiến hành: 10 giọt SO4 + 2-3 giọt BaCl2 tủa trắng. Thêm vài giọt HNO3 tủa không tan. 1.1.2. Với Pb(CH3COO)2 2+ 2- Phản ứng giữa Pb với SO4 cho tủa PbSO4 không tan trong HNO3, tan trong kiềm. 2- Tiến hành: 10 giọt SO4 + 2-3 giọt Pb(CH3COO)2 tủa trắng. Thêm vài giọt HNO3 tủa không tan. - 1.2. ION BO2 1.2.1. Tác dụng của BaCl2 Dung dịch borat đặc tác dụng với BaCl2 cho tủa trắng Ba(BO2)2. tủa tan trong CH3COOH. - BO2 + BaCl2 Ba(BO2)2 - 2+ Tiến hành:10 giọt BO2 + 3-4 giọt Ba tủa trắng. Thêm CH3COOH tủa tan. 1.2.2. Với cồn etylic - BO2 phản ứng với C2H5OH cho ete borat etyl (C2H5O)3BO3. Chất này cháy cho ngọn lửa màu xanh lục. 70
  71. - BO3 + 3C2H5OH (C2H5O)3BO3 Tiến hành: lấy 20 giọt dung dịch H3BO3, cô đến cạn khô. Để nguội, thêm 1ml H2SO4. Làm nguội, thêm 20 giọt C2H5OH đun sôi, đốt miệng ống nghiệm ngọn lửa màu xanh lá. 3- 1.3. ION PO4 3- 2- - Các muối phosphat tồn tại: PO4 , HPO4 , H2PO4 . 1.3.1. Phản ứng với BaCl2 2- HPO4 phản ứng với BaCl2 tạo thành tủa BaHPO4. Tủa này tan trong HCl và CH3COOH. 2- 2+ HPO4 + Ba BaHPO4 2- 2+ Tiến hành: 10 giọt HPO4 + 3-4 giọt Ba tủa trắng 2+ 2+ 1.3.2.Với hỗn hợp Mg (Mg , NH4Cl và NH4OH) 2- HPO4 cho tủa kết tinh trắng MgNH4PO4. Tủa không tan trong NH4OH. 2- 2+ HPO4 + Mg + NH4OH + NH4Cl MgNH4PO4 2+ 2- Tiến hành: 10 giọt Mg + 5 giọt NH4Cl + 5 giọt HPO4 + 5 giọt NH4OH tủa trắng. 1.3.3.Với amoni molypdat (NH4)2MoO4 Ion phosphat tác dụng với amoni molypdat trong HNO3 cho tủa màu vàng amoniphosphomolypdat. H3PO4 + 12(NH4)2MoO4 + 21HNO3 (NH4)3PO4.12MoO3.2H2O 3- Tiến hành: 10 giọt PO4 , đun cạn bớt + 3 giọt HNO3 + 3 giọt NH4NO3 + 6 giọt phosphomolydat, đun nhẹ xuất hiện tủa màu vàng - 1.4. ION HCO3 1.4.1.Với acid mạnh vô cơ mạnh hay acid acetic - + HCO3 + H CO2  + H2O (làm đục nước vôi trong) 71
  72. - Tiến hành: nhỏ 5 giọt dung dịch ion HCO3 , thêm CH3COOH từng giọt, quan sát ống, thấy có khí bay ra. 1.4.2.Với Hg2+ 2+ - Hg + HCO3 Hg(HCO3)2 (tủa đỏ nâu hoặc vàng nâu) - Tiến hành: nhỏ 5 giọt dung dịch ion HCO3 , thêm 5 giọt Hg(NO3)2, có tủa đỏ nâu hoặc vàng nâu. 2- 1.5. ION CO3 1.5.1.Với acid mạnh vô cơ mạnh hay acid acetic 2- + CO3 + H CO2  + H2O (làm đục nước vôi trong) - Tiến hành: nhỏ 5 giọt dung dịch ion HCO3 , thêm CH3COOH từng giọt, quan sát ống, thấy có khí bay ra. 1.5.2.Với Hg2+ 2+ 2- Hg + CO3 Hg(CO3)2 (tủa đỏ nâu hoặc vàng nâu) - Tiến hành: nhỏ 5 giọt dung dịch ion HCO3 , thêm 5 giọt Hg(NO3)2, có tủa đỏ nâu hoặc vàng nâu. 1.5.3. Với Mg2+ 2+ 2- Mg + CO3 MgCO3 (tủa trắng) 2- Tiến hành: nhỏ 5 giọt dung dịch ion CO3 ,thêm 5 giọt MgCl2,có tủa trắng. 2. TÌM ANION NHÓM II 2- 2.1.Tìm SO4 Tiến hành: 10 giọt dung dịch đầu + 2 giọt HCl 6M ly tâm bỏ tủa nếu 2- có. Lấy dịch ly tâm + 2 giọt BaCl2 tủa trắng có SO4 - 3- 2.2. Tìm BO2 ,PO4 : làm như định tính. - 2- 2.3. Tìm HCO3 và CO3 : làm như định tính 72
  73. SƠ ĐỒ XÁC ĐỊNH ANION NHÓM I VÀ II Không kết tủa - NO3 Dd gốc + Ba(NO ) Dd gốc + AgNO kết tủa trắng - 3 2 3 Cl kết tủa vàng kết tủa trắng kết tủa đen I-, Br- + HNO3 2N S2- tan kết tủa đỏ nâu 3- AsO4 Dd gốc + AgNO3 kết tủa vàng 3- 3- AsO3 , PO4 kết tủa trắng Khí kết tủa trắng 2- DD gốc + CH3COOH CO3 DD gốc + MgCl2 kết tủa đỏ nâu Không kết tủa DD gốc + Hg(NO3)2 HCO - 3 73
  74. BÀI 9 - 2- XÁC ĐỊNH ANION NHÓM III (NO3 , C2O4 ) 1. PHẢN ỨNG ĐỊNH TÍNH - ION NO3 Phản ứng với FeSO4 Fe(II) khử nitrat đến nitơ oxyd, chất này tạo với muối sắt dư hợp phức [Fe(NO)]SO4 làm dung dịch nhuộm màu nâu. - 2+ + 3+ NO3 + Fe + H NO + Fe + 2H2O NO + FeSO4 dư [Fe(NO)]SO4 Tiến hành: lấy 2 ống nghiệm Ống (1): FeSO4 khoảng hạt bắp + 10 giọt H2SO4. Để nguội. - Ống (2): 10 giọt NO3 + 5 giọt H2SO4. Làm lạnh. Đổ từ từ ống (2) vào ống (1) theo thành ống nghiệm, nơi tiếp giáp giữa hai lớp chất lỏng xuất hiện một vành nâu. Phản ứng khử nitrat bằng Al kim loại - Trong môi trường kiềm Al kim loại khử NO3 đến amoniac. 3+ + 2Al + NaOH 2NaAlO2 + 2H - Hydrogen mới sinh khử NO3 thành amoniac - + 2NO3 + 18H 2NH3 + 6H2O 74
  75. - Tiến hành: 10 giọt NO3 + 5 giọt NaOH + một ít bột nhôm. Đậy miệng ống nghiệm bằng miếng giấy quì đỏ. Khí bay lên làm giấy quì có màu xanh.Chú ý 3+ + tìm Al bằng phản ứng này với điều kiện trong dung dịch không có ion NH4 ION OXALAT Với KMnO4/H2SO4 2- Ion C2O4 làm mất màu của thuốc tím. 2- + 2+ 5C2O4 + 2KmnO4 + 16H 10CO2 + 2Mn + 8H2O 2- Tiến hành: 10 giọt C2O4 + 4 giọt H2SO4 + từng giọt KmnO4, đun nóng mất màu tím. 75
  76. BÀI 10 PHÂN TÍCH HỖN HỢP CATION VÀ ANION TRONG DUNG DỊCH 1. Dụng cụ hóa chất thuốc thử Có đầy đủ bộ dụng cụ, hóa chất và thuốc thử của tất cả các bài phân tích cation và anion trước đó. 2. Thực hành Khi nhận được dd hỗn hợp cation và anion cần định tính, phải thực hiện lần lượt các bước phân tích sau: Dùng giác quan để nhận xét màu sắc, mùi. Đưa ra dự đoán ban đầu về các ion có mặt. Thực hiện các phép thử sơ bộ về: pH của dung dịch. Màu ngọn lửa. Từ đó dự đoán tiếp về các ion có thể có mặt. Thử một số phản ứng, đặc biệt là phản ứng của các thuốc thử nhóm đối với cation và anion. Theo đó, tiếp tục dự đoán các ion có thể có trong dung dịch phân tích. Tiến hành phân tích hệ thống hoặc nửa hệ thống theo các sơ đồ thực hành phân tích cation và anion. Sau khi có kết luận về các cation và anion vừa tìm được từ phân tích hệ thống, cần đối chiếu kết luận ấy với các kết quả thử sơ bộ ban đầu xem có gì mâu thuẫn. Nếu còn nghi ngờ thì phải tiến hành phân tích lại. 76