HÓA PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH pps

1





PHẦN I
LÝ THUYẾT HÓA PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH

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, Ba
2+
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,…

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 AgNO
3
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 (Na
2
B
4
O
7
, 10H
2
O) hay Natri
hydrophosphat ammonium (NaNH
4
HPO
4
.4H
2
O) bằng cách kiềm chảy (đun
với Na
2
CO
3
và KNO
3
).
− 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 (NH

4
CNS) để tạo phức (NH
4
)
2
[Co(CNS)
4
] có màu
xanh dương.
CoSO
4
+ NH
4
SCN  (NH
4
)
2
[Co(SCN)
4
] + (NH
4
)SO
4
.

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 Bi
3+
bằng thuốc thử thioure có màu vàng tươi, Fe
3+
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

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 H
2
S.
− 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:
CaCl
2
/nước = Ca
2+
+ 2Cl
-

CaCO
3
+ 2HCL = CaCl
2
+ CO
2

+ H
2
O
Phản ứng kết tủa. Ví dụ:

Ag
+
+ Cl
-
= AgCl
Phản ứng trung hòa. Ví dụ:
Ba(OH)
2
+ 2HCL = BaCl
2
+2H
2
O
Phản ứng tạo chất bay hơi. Ví dụ:
NH
4
NO
3
+ NaOH = NH
3
 + NaNO
3
+ H
2
O
Phản ứng oxy hóa khử. Ví dụ:
2Mn
2+
+ 5PbO
2

+ 4H
+
= 2MnO
4
+ 5Pb
2+
+ 2H
2
O
Phản ứng tạo phức. Ví dụ:
Hg
2+
+ 4I
-
= [HgI
4
]
2-

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.

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
-6
g ) 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

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
-5
g/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.
Ví dụ: KI là thuốc thử dặc hiệu của ion Hg
2+
vì nó cho tủa màu đỏ son HgI
2

rất dễ nhận ra, dù nồng độ Hg
2+
rất nhỏ nằm lẫn trong nhiều ion khác. Hơn
nữa màu đỏ dễ dàng biến mất nếu cho dư KI do tạo thành phức [HgI
4
]
2-
tan và
không màu.

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

ion. Ví dụ, HCl là thuốc thử của nhóm Ag
+
, Pb
2+
, Hg
2
2+
.
− 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,
NH
3
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
Ni
2+
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 H
2
S và đường lối theo phương pháp acid base.
3.1. Hệ thống dùng H
2
S
Nguyên tắc: tạo tủa với các thuốc thử như : HCl, H

2
S, (NH
4
)
2
S/ NaOH,
(NH
4
)
2
CO
3


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: H
2
S 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, H
2
SO
4
hoặc
với các base như NaOH, NH
4
OH.

Ưu điểm:
− Ít độc hại hơn hệ thống dùng H
2
S
− 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 H
2
S
Nhược điểm: Phân chia nhóm không chặt chẽ bằng hệ thống dùng H
2
S
Phân nhóm các cation
Nhóm Ion Thuốc thử Kết quả
I Ag
+
, Pb
2+
, Hg
2
2+
HCl 6M Tủa clorid
II Ba
2+
, Ca
2+
H
2
SO

4
3M/ cồn 90
o
Tủa sulfat
III Al
3+
, Zn
2+
NaOH dư
Hydroxyd tan/ kiềm
dư
IV Bi
3+
, Fe
3+
, Mg
2+

NaOH, NH
4
OH
+ H
2
O
2

Hydroxyd không tan/
kiềm dư
V Cu
2+

, Hg
2+
NH
4
OH Phức tan/ NH
4
OH dư
VI Na
+
, K
+
, NH
4
+
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

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.

Bảng 1.1.Phân loại thuốc thử theo nhóm anion

Nhóm Ion
I Cl
-
, Br
-
, I
-
, S
2-
, NO
3-

II PO
4
3-
, HCO
3-
, CO
3
2-

, AsO
3
3-
, AsO
4
3-

III SO
4
2-
, SO
3
-


11

TT Thuốc thử nhóm Nhóm anion Sản phẩm hoặc dấu hiệu phản
ứng
1
HCl 2N hay
H
2
SO
4

CO
3
2-
; CN

-
; S
2-
;SO
3

S
2
O
3
2-
; NO
2
-
; ClO
-


Tạo các khí tương ứng:
CO
2
(không màu, làm đục nước
vôi trong); HCN(mùi hạnh
nhân); H
2
S(mùi thối); SO
2
(mùi
sốc mạnh); SO
2

và S; NO và
NO
2
(màu nâu đỏ, khó thở); Cl
2

(màu vàng lục, khó thở)
2
BaCl
2
+ CaCl
2

trong môi trường
trung tính
AsO
3
3-
; AsO
4
3-
; CrO
4
2-
;
ClO
-
; MnO
4
-

; SO
4
2-
;
PO
4
3-
; BrO
3
-
; IO
3
-
; F
-
…

Tạo kết tủa tương ứng:
Ca
3
(AsO
3
)
2
trắng; Ca
3
(AsO
4
)
2

trắng; BaCrO
4
vàng; Ba(MnO
4
)
2

đỏ; BaSO
4
trắng; Ca
3
(PO
4
)
2

trắng; Ba(BrO
3
)
2
trắng; Ba(IO
3
)
2

trắng; CaF
2
trắng:…
3

AgNO
3
+ HNO
3

2N
SCN
-
;Cl
-
; Br
-
; I
-
Tạo kết tủa tương ứng:
AgSCN trắng; AgCl trắng; AgBr
vàng nhạt; AgI vàng rõ
4 Hỗn hợp Mg
(NH
4
OH +
NH
4
Cl + Mg Cl
2
)
AsO
4
3-
; PO

4
3-
Tạo kết tủa tương ứng:
MgNH
4
AsO
4
trắng; MgNH
4
PO
4

trắng.
5
KI + H
2
SO
4
2N
CrO
4
2-
; AsO
3
3-
; MnO
4
-
;
ClO

-
; ClO
3
-
; BrO
3
-
;
IO
3
-
; NO
2
-

Giải phóng I
2

(Nhận biết iod bằng màu trong
dung dịch nước hoặc trong
cloroform, hoặc thử bằng hồ tinh
bột).
6 Dung dịch I
2
S
2-
; SO
3
2-
; S

2
O
3
2-
; Làm mất màu I
2


12


AsO
3
3
-

7 Dung dịch
KMnO
4
+ H
2
SO
4

2N
S
2-
; SO
3
2-

; S
2
O
3
2-
;
AsO
3
3-
; NO
2
-
; Cl
-
; Br
-
:
I
-
; CN
-
; SCN
-

Làm mất màu KMnO
4

8 Không có thuốc
thử nhóm
NO

3
-
; ClO
4
-


13

BÀI 2
XÁC ĐỊNH CÁC CATION NHÓM I
(Ag
+
, Pb
2+
, Hg
2
2+
)
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 HNO
3
)
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
thuốc thử để tách nhóm cation Ag
+
, Pb
2+
, Hg
2
2+
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 (NH
4
OH).
1.2. Phương trình ion
Ag
+
+ HCl = AgCl + H
+

AgCl tan trong dung dịch NH
4
OH
Pb
2+
+ 2HCl = PbCl
2
 + 2H
+

PbCl

2
không tan trong dung dịch NH
4
OH
Hg
2
2+
+ 2HCl = Hg
2
Cl
2
 + 2H
+

Hg
2
Cl
2
hóa đen trong dung dịch NH
4
OH
2. Thuốc thử cation
2.1. Thuốc thử của ion Ag
+
:Với các dung dịch của
2.1.1. Kali cromat (K
2
CrO
4
): Ag

+
tạo ra kết tủa đỏ thẫm.
2Ag
+
+ K
2
CrO
4
= Ag
2
CrO
4
 + 2K
+


14

2.1.2. Kali iodid (KI): Ag
+
tạo kết tủa vàng nhạt.
Ag
+
+ KI = AgI + K
+

2.1.3. Natri carbonat (Na
2
CO
3

): tạo ra kết tủa trắng, để lâu hóa xám (do
phân hủy thành Ag
2
O).
2.2 Thuốc thử của ion Pb
2+

2.2.1. Amoni sulfur [(NH
4
)
2
S] hay hydrosulfur (H
2
S): Pb
2+
tạo ra kết tủa
đen.
Pb
2+
+ (NH
4
)
2
S = PbS + 2NH
4
+

Pb
2+
+ H

2
S = PbS + 2H
+

2.2.2. Kali cromat: Pb
2+
tạo ra kết tủa vàng tươi, tủa này tan trong dung dịch
acid nitric, dung dịch natri hydroxyd, không tan trong acid acetic.
Pb
2+
+ K
2
CrO
4
= PbCrO
4
 + 2K
+

2.2.3. Kali iodid: Pb
2+
tạo ra kết tủa vàng, tủa này tan trong nước nóng, khi để
nguội lại kết tủa tinh thể màu vàng óng ánh.
Pb
2+
+ 2KI = PbI
2
 + 2K
+

2.2.4. Acid sulfuric loãng (H
2
SO
4
3M): Pb
2+
tạo ra kết tủa trắng.
Pb
2+
+ H
2
SO
4
=

PbSO
4
 + 2H
+

2.2.5. Natri carbonat: tạo ra kết tủa trắng.
Pb
2+
+ Na
2
CO
3
=

PbCO

3
 + 2Na
+

2.3 Thuốc thử của ion Hg
2
2+

2.3.1. Amoni hydroxyd: Hg
2
2+
tạo ra kết tủa xám đen (Hg
o
nguyên tố).
Hg
2
2+
+ 2NH
4
OH = Hg
2
(OH)
2
 + 2NH
4
+

2.3.2. Kali cromat: Hg
2
2+

tạo ra kết tủa màu đỏ gạch.
Hg
2
2+
+ K
2
CrO
4
= Hg
2
CrO
4
 + 2K
+

2.3.3. Kali iodid: Hg
2
2+
tạo ra kết tủa màu xanh lục, nếu dư TT thì chuyển
thành màu đen (Hg
o
nguyên tố)
Hg
2
2+
+ 2KI = Hg
2
I
2


+2K
+


15

Hg
2
I
2
+ 2KI = Hg
o
 + K
2
[HgI
4
]
2.3.4. Natri carbonat: Hg
2
2+
tạo ra kết tủa xám đen
Hg
2
2+
+ Na
2
CO
3
= Hg

2
CO
3


+2Na
+
Bảng1.2. Tóm tắt các phản ứng đặc trưng của cation nhóm I
Cation Thuốc thử
Ag
+
Pb
2+
Hg
2
2+

HCL loãng

AgCltrắng, tan
trong NH
4
OH dư
do tạo phức
[Ag(NH
3
)
2
]
+

PbCl
2
trắng,tan
trong nước nóng
HgCl
2
trắng, tác
dụng với NH
4
OH
tạo Hg
0
+ NH
2
HgCl
H
2
SO
4

loãng
- PbSO
4
trắng

Hg
2
SO
4
trắng

NaOH hay
KOH
Ag
2
Ođen

Pb(OH)
2
trắng,

tan
trong kiềm dư, tạo
PbO
2
2-
Hg
2
Ođen

NH
4
OH dư

Tạo phức
[Ag(NH
3
)
2
]

+

Pb(OH)
2
trắng

[Hg
2
ONH
2
]NO
3

+
Hg
0
K
2
CO
3
hay
Na
2
CO
3
Ag
2
CO
3
trắng

Pb
2
(OH)
2
CO
3
trắng

Hg
2
CO
3
= HgO +
Hg +CO
2

K
2
CrO
4
Ag
2
CrO
4
đỏ nâu

PbCrO
4
vàng tan

trong kiềm dư
HgCrO
4
đỏ

KI AgIvàng

PbI
2
vàng tan trong
nước nóng
Hg
2
I
2
vàng, xanh,


nếu dư thuốc thử sẽ
tạo thành HgI
4
2-
+
Hg
0

H
2
S Ag
2

Sđen

PbSđen HgS
đen
+ Hg
0



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
Ag
+
, Pb
2+
, Hg
2
2+
và viết phương trình ion minh họa.
3. Kể tên các thuốc thử giống nhau của ion Ag
+
, Pb
2+
, Hg

2
2+
và hiện tượng
khác nhau khi các TT đó tác dụng với ion Ag
+
, Pb
2+
, Hg
2
2+
?
4. Hãy sử dụng bảng kiểm “có – không” để tự kiểm tra kỹ thuật thử và xác
định cation nhóm I?

17

Bài 3
XÁC ĐỊNH CATION NHÓM II
(Ba
2+
, Ca
2+
)
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 Ba
2+
, Ca
2+
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 (H
2
SO
4
3M).
Các cation nhóm II tác dụng với TT acid sulfuric 3M tạo ra kết tủa trắng.
Trong các phản ứng tủa này ion Ba

2+
không cần điều kiện nào, còn muốn tủa
ion Ca
2+
thì phải cần môi trường aceton hoặc ethanol 96
0
. Tuy nhiên ở nồng
độ cao Ca
2+
có thể tạo tủa với SO
4
2-
mà không cần môi trường aceton hoặc
ethanol 96
0
.
1.2. Phương trình ion
Ba
2+
+ H
2
SO
4
= BaSO
4
 + 2H
+

Ca
2+

+ H
2
SO
4
=

CaSO
4
 + 2H
+

2. Thuốc thử cation
2.1. Thuốc thử của ion Ba
2+
: với các dung dịch của
2.1.1. Kali cromat: Ba
2+
tạo ra kết tủa màu vàng tươi, tủa này không tan
trong NaOH 3M và CH
3
COOH.
Ba
2+
+ K
2
CrO
4
= BaCrO
4
 + 2K

+


18

2.1.2. Acid sulfuric/ KMnO
4
: Ba
2+
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. H
2
SO
4
để khử màu tím hồng của dung dịch, còn phần tủa vẫn
màu hồng. (Phản ứng Voller).
Ba
2+
+ H
2
SO
4
= BaSO
4
 + 2H
+

5H
2

O
2
+ 2KMnO
4
+ 3 H
2
SO
4
= K
2
SO
4
+ 2 MnSO
4
+ 5O
2
+ 8H
2
O
2.1.3. Natri carbonat: Ba
2+
tạo ra kết tủa trắng.
Ba
2+
+ Na
2
CO
3
= BaCO
3

 + 2Na
+

2.2. Thuốc thử của ion Ca
2+
: với các dung dịch của
2.2.1.Amoni oxalat [(NH
4
)
2
C
2
O
4
]: Ca
2+
tạo ra kết tủa trắng, tủa này không
tan trong CH
3
COOH, tan trong HNO
3
, HCl, H
2
SO
4
.
Ca
2+
+ (NH
4

)
2
C
2
O
4
= CaC
2
O
4
 + 2NH
4
+

Ion Ba
2+
cũng cho kết qủa tương tự, do đó để tránh nhầm lẫn cần tiến hành
xác định ion Ba
2+
trước.
2.2.2.Natri carbonat: Ca
2+
tạo ra kết tủa trắng.
Ca
2+
+ Na
2
CO
3
= CaCO

3
 + 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 Ba
2+
,
ion Ca
2+
và viết phương trình ion để minh họa?
3. So sánh sự giống nhau và khác nhau giữa ion Ba
2+
, ion Ca
2+
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:

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 Ba
2+
Ca
2+

H
2
SO
4
3M
K
2
CrO
4

Phản ứng Voller
(NH
4
)
2
C
2
O
4

Na
2
CO
3



20

BÀI 4
CATION NHÓM III (Al
3+
, Cr
3+
, Zn
2+
)

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
aluminat (AlO
2
-
), cromit (CrO
2

), zincat (ZnO
2
2-
). NaOH dư là thuốc thử nhóm
của cation nhóm III. Trong dung dịch Zn
2+
, Al
3+
không màu, Cr
3+
có màu
xanh tím. Zn
2+
tồn tại dưới 2 dạng Zn
2+
và ZnO
2
2-
, Al
3+
tồn tại dưới dạng
Al
3+
hay AlO
2
-
, Cr
3+
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
Al
3+
+ 3NaOH Al(OH)
3
 + 3Na
+
Cr
3+
+ 3NaOH Cr(OH)
3
 + 3Na
+
Zn
2+
+ 2NaOH Zn(OH)
2
 + 2Na
+

Các hydroxyd có tính lưỡng tính, tan trong kiềm thể hiện tính acid.
Al(OH)
3
 + OH
-
AlO

2
-
+ 2H
2
O

21

Cr(OH)
3
 + OH
-
CrO
2
-
+ 2H
2
O
Zn(OH)
2
 + OH
-
ZnO
2-
+ 2H
2
O
Và tan trong acid, trường hợp này các hydroxyd thể hiện một base.
Al(OH)
3

 + H
+
Al
3+
+ 3H
2
O
Cr(OH)
3
 + H
+
Cr
3+
+ 3H
2
O
Zn(OH)
2
 + H
+
Zn
2+
+ 2H
2
O
3. PHẢN ỨNG ĐỊNH TÍNH
3.1. ION Al
3+

Với NaOH

Tạo thành tủa keo Al(OH)
3
. Tủa tan trong lượng thừa NaOH tạo thành
aluminat
Al
3+
+ 3NaOH Al(OH)
3
 + 3Na
+

Al(OH)
3
 + OH
-
AlO
2
-
+ 2H
2
O
Khi thêm NH
4
Cl 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
Al
3+
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 Al

3+
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
Al
3+
+ aluminon + đệm acetat tủa bông đỏ.
3.2. ION Cr
3+

3.2.1. Với NaOH
Tạo tủa hydroxyd crom màu xanh đen
Cr
3+
+ 3NaOH Cr(OH)
3
 + 3Na
+

Hydroxyd crom tan trong lượng thừa NaOH tạo thành cromit màu xanh nhạt

22

Cr(OH)
3
+ NaOH NaCrO
2
+
2H
2

O
Cromit khi đun sôi sẽ bị thủy phân cho lại tủa hydroxyd cromit.
3.2.2. Phản ứng oxy hóa
Cr
3+
phản ứng với oxy già trong môi trường kiềm tạo thành cromat có màu vàng
đặc trưng.
2Cr
3+
+ 3H
2
O
2
+ 10NaOH CrO
4
2-
+
8H
2
O
3.2.2. Phản ứng tạo ngọc có màu
Cr
3+
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
hợp nung chảy mẫu chứa Cr
3+
với hỗn hợp bột Na
2
CO

3
và KNO
3
ngọc có màu
vàng.
3.3. ION Zn
2+

3.3.1. Với NaOH
Ion Zn
2+
phản ứng với NaOH cho tủa kẽm hydroxyd, tủa tan trong kiềm dư
tạo thành zincat không màu.
Zn
2+
+ 2NaOH Zn(OH)
2
+ 2Na
+

Zn(OH)
2
 + 2NaOH Na
2
ZnO
2
+ 2H
2
O
3.3.2. Với NH

4
OH
Tạo thành Zn(OH)
2
tan trong lượng thừa NH
4
OH

tạo thành phức [Zn(NH
3
)
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)(NH
4
)
2
[Hg(SCN)
4
]
Trong môi trường trung tính hay acid nhẹ, ion Zn
2+
cho tủa Zn[Hg(SCN)
4
]
màu trắng. Nếu thêm vào dung dịch Zn
2+

1 giọt Cu
2+
, khi cho M.T.A vào sẽ
tạo thành tủa tím sim.

23

Zn
2+
+ Cu
2+
+ 2[Hg(SCN)
4
]
2-


ZnCu[Hg(SCN)
4
]
2

Màu của tủa tùy thuộc vào lượng Cu
2+
thêm vào.
− Ít Cu
2+
tím nhạt
− Hơi thừa tím đen
− Thừa nhiều xanh vàng của Cu

2+
.
CÂU HỎI ÔN TẬP
1. Nêu đặc tính quan trọng nhất của cation nhóm III?
2. Viết công thức hóa học, phản ứng đặc trưng của các ion , Al
3+
, Cr
3+
,
Zn
2+

3. So sánh sự giống và khác nhau của các ion Al
3+
, Zn
2+
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 Al
3+
, Cr
3+
khi tác
dụng với các thuốc thử và viết phương trình ion để minh họa?
5. Hoàn thành các phương trình phản ứng sau:
Al
3+
+ Al(OH)
3


+
3Na
+

Cr(OH)
3
+ NaOH + 2H
2
O
Zn(OH)
2
+ 2NaOH + 2H
2
O
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 Al
3+
ra khỏi hổn hợp cation nhóm III?


24

BÀI 5
CATION NHÓM IV (Fe
3+
, Mn
2+
, Mg

2+
,Bi
3+
)
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 H
2
O
2
.
Trong dung dịch các ion không màu trừ Fe
3+
có màu vàng nâu
Tính oxy hóa – khử. Các cation nhóm IV tham gia phản ứng với oxy hóa khử.
− Fe
3+
là chất oxy hóa, bị khử thành Fe
2+
.
− Mn
2+

là chất khử bị oxy hóa đến Mn
7+
có màu tím.
− Mg
2+
bị khử về Mg
0
.
− Bi
3+
bị khử đến Bi
0
nguyên tố có màu đen.
2. PHẢN ỨNG CHUNG
Với KOH, NaOH, NH
4
OH
Fe
3
+ 3OH
-
Fe(OH)
3

Mg
2+
+ 2OH
-
Mg(OH)
2


Mn
2+
+ 2OH
-
Mn(OH)
2

Bỉ
3+
+ 3OH
-
Bi(OH)
3

3. PHẢN ỨNG ĐỊNH TÍNH
3.1. ION Fe
3+


25

3.1.1. Với NaOH
Cho tủa màu đỏ nâu, không tan trong kiềm dư, tan trong acid vô cơ.
Fe
3+
+ 3NaOH Fe(OH)
3

3.1.2. Với kali ferrocyanid K

4
[Fe(CN)
6
]
Trong môi trường acid Fe
3+
tạo ra kết tủa keo màu xanh phổ.
Fe
3+
+ K
4
[Fe(CN)
6
] Fe
4
[Fe(CN)
6
]
3

Phản ứng này rất nhạy, lượng tối thiểu tìm thấy (1 – 2 giọt): 0,05µg, nồng độ
giới hạn 1: 1x10
6
.
3.1.3. Với kali sulfocyanat KSCN
Fe
3+
tạo

phức màu đỏ máu. Thành phần của phức thay đổi tùy theo nồng độ

ion SCN
-
Fe
3+
+ 3KSCN Fe(SCN)
3
+ 3K
+

3.2. ION Mn
2+

3.2.1. Với NaOH, NH
4
OH
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.
Mn
2+
+ 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
Oxy hóa Mn
2+
bằng PbO
2
trong môi trường acid, tạo thành Mn
7+
có màu tím
đỏ.
2Mn
2
+ 5PbO
2
+ 4H
+
2MnO
4
-
+ 5Pb
2+
+ 2H
2
O
3.3. ION Mg

2+

3.3.1. Với NaOH
Ion Mg
2+
cho tủa trắng Mg(OH)
2
, không tan trong kiềm thừa, tan trong
NH
4
OH.
Mg
2+
+ 2OH
-
Mg(OH)
2


3.3.2. Với NH
4
OH