Đề Tài Tiểu Luận CÁC PHẢN ỨNG ION TRONG DUNG DỊCH NƯỚC

BỘ CÔNG THƯƠNG
TRƯỜNG ĐH CÔNG NGHIỆP TPHCM
Khoa Công Nghệ Hóa Học

Bộ Môn: Cơ Sở Lý Thuyết Hóa Phân Tích 1
Đề Tài Tiểu Luận:
CÁC PHẢN ỨNG ION TRONG DUNG DỊCH NƯỚC



Giảng viên hướng dẫn: Gv. Đỗ Thị Long
Sinh viên thực hiện: Nhóm 6
Lớp: ĐHPT8A




TPHCM, ngày 20 tháng 2 năm 2014


LỜI NÓI ĐẦU
Trước tiên, chúng tôi xin chân thành cảm ơn sự hướng dẫn và giúp đỡ
tận tình của giảng viên phụ trách bộ môn – Cô Đỗ Thị Long. Cô là người trực
tiếp truyền đạt kiến thức, tạo mọi điều kiện để tôi hoàn thành chúng tốt bài
tiểu luận cũng như giúp chúng tôi hiểu rõ hơn về ý nghĩa của việc nghiên cứu
đề tài.
Hóa học phân tích là một trong 4 chuyên ngành quan trọng của hóa học
và ngày càng đóng vai trò quan trọng trong các lĩnh vực phục vụ nhu cầu thực
tiễn như y học, môi trường, nông nghiệp, Hóa học phân tích bao gồm phân

tích định tính và phân tích định lượng.
Nằm trong khuôn khổ phân tích định tính các chất. Với đề tài “Các phản
ứng ion trong dung dịch nước” nhóm đã đi sâu vào nghiên cứu những vấn đề
cơ bản sau:
- Những dấu hiệu đặc trưng của phản ứng ion trong dung dịch nước
- Các hệ thống phân tích các cation và anion trong dung dịch nước
- Phân tích các cation bằng hệ thống axit-baz
- Phân tích các anion bằng hệ thống axit-baz
Đề tài đã cung cấp những kiến thức cần thiết, bổ ích và thực tế cho
chúng tôi, làm cơ sở quan trọng cho việc thực hành phân tích sau này. Trong
quá trình thực hiện bài tiểu luận nhóm đã tham khảo và sử dụng những tài
liệu, bài viết và các thông tin từ các giáo trình, sách tham khảo sau:
1. Hóa Học Phân Tích – Nguyễn Tinh Dung – Nhà Xuất Bản Giáo Dục.
2. Bài Giảng Hóa Phân Tích– Th.S Nguyễn Bá Sầm- Trường Đại Học Công
Nghiệp Việt Trì.
3. Cơ Sở Hóa Học Phân Tích – Nguyễn Minh Châu, Từ Vọng Nghi – Nhà
Xuất Bản Khoa Học và Kỹ Thuật.


4. Các bài viết, hình ảnh từ các trang web: google.com.vn, Wikipedia tiếng
Việt-vi.wikipedia.org; coccoc.com; tailieutonghop.com;
DANH SÁCH THÀNH VIÊN NHÓM 6
Tên
MSSV
Nội dung thực hiện
Mai Kim Sang
12133461
- Chương 1: Những đặc trưng của
phản ứng ion trong dung dịch
nước

- Tổng thợp tiểu luận
Hoàng Thị Thu Thảo
12031041
- Chương 2: Các hệ thống phân tích
các cation và anion trong dung
dịch nước
Đỗ Nguyễn Phương Thanh
12056161
- Chương 3: Phân tích các cation
trong dung dịch nước theo hệ thống
axit - baz
Phạm Thanh Tâm
12054831
Nguyễn Nhực Thi
12147961
- Chương 4: Phân tích các anion
trong dd nước theo hệ thống axit –
baz
Nguyễn Minh Quân
12144501




MỤC LỤC

Các phản ứng ion trong dung dịch nước GVHD: Đỗ Thị Long

SVTH: Nhóm 6 – Lớp ĐHPT8A Trang 1

Chương 1: NHỮNG DẤU HIỆU ĐẶC TRƯNG
CỦA PHẢN ỨNG ION TRONG DUNG DỊCH NƯỚC
Hầu hết các chất vô cơ tồn tại trong dung dịch nước dưới dạng các chất
điện li. Chúng điện li hoàn toàn hoặc một phần thành các ion. Vì vậy phản ứng
giữa các chất trong dung dịch nước thực chất là phản ứng giữa các ion. Phản
ứng giữa các ion trong dung dịch nước hầu hết là các phản ứng thuận nghịch
và tồn tại những dấu hiệu đặc trưng nhất định mà trong phân tích định tính,
người ta lợi dụng các dấu hiệu này để nhận biết sự có mặt của một hay một
nhóm ion nào đó. Các dấu hiệu đặc trưng đó bao gồm:
1.1. Xảy ra sự thay đổi màu sắc của dung dịch.
Trong một phản ứng hóa học đơn giản sự thay đổi màu sắc của phản ứng là
dấu hiệu dễ quan sát nhất nhận biết phản ứng đó đã xảy ra.
Ví dụ: Xét dung dịch đồng (II) hydroxit khi tiến hành ngâm 1 đinh sắt đã
được làm sạch vào trong cốc đựng dung dịch đồng (II) hydroxit bão hòa. Sau 1
thời gian, ta thấy dung dịch màu xanh da trời ban đầu nhạt màu thậm chí mất màu
– dấu hiệu chứng tỏ, phản ứng đã xảy ra.
Phương trình phản ứng:
22
Fe Cu Fe Cu

  



Hình ảnh dung dịch CuSO
4
trước và sau phản ứng

Các phản ứng ion trong dung dịch nước GVHD: Đỗ Thị Long

SVTH: Nhóm 6 – Lớp ĐHPT8A Trang 2


Các phản ứng ion trong dung dịch nước GVHD: Đỗ Thị Long

SVTH: Nhóm 6 – Lớp ĐHPT8A Trang 3

1.2. Màu sắc của chất khí thoát ra.
Màu sắc của các chất khí sinh ra trong quá trình thực hiện phản ứng hóa
học cũng dễ dàng cho ta biết được phản ứng hóa học đã xảy ra.
Ví dụ: Phản ứng giữa kim loại Cu và dung dịch axit HNO
3
đặc, phản ứng
xảy ra mãnh liệt và xuất hiện chất khí màu nâu đỏ thoát ra.
Phương trình phản ứng:
 
4 2 2
3 3 2 2
2
Cu HNO Cu NO NO H O   



Phản ứng giữa Cu và HNO
3
đặc, khí NO
2
thoát ra màu nâu đỏ
1.3. Xuất hiện một pha mới: tạo kết tủa hoặc thoát ra chất khí.
Kết tủa là sự hình thành của một sản phẩm hoà tan không đáng kể, thu được

trong một phản ứng hoá học xảy ra bởi sự trộn lẫn 2 dung dịch. Màu sắc của kết
tủa thu được cũng là một dấu hiệu đặc trưng để nhận biết các ion nào có mặt trong
dung dịch.
Với hiện tượng hình thành pha khí trong quá trình phản ứng, ta cũng có thể
kết luận các chất trong dung dịch đã tạo thành chất mới.
Ví dụ: Khi cho dung dịch bạc nitrat AgNO
3
phản ứng với dung dịch axit
clohiric HCl, phản ứng tạo thành kết tủa màu trắng AgCl theo phương trình ion:
Ag Cl AgCl

  





Các phản ứng ion trong dung dịch nước GVHD: Đỗ Thị Long

SVTH: Nhóm 6 – Lớp ĐHPT8A Trang 4

1.4. Biến mất một pha: hòa tan kết tủa.
Phản ứng xảy ra giữa các ion tạo thành kết tủa có sau đó kết tủa tan là một
trong những đặc trưng của phản ứng trao đổi ion trong dung dịch.
Ví dụ: trong phản ứng giữa CuSO
4
với NH
3
trong dung dịch nước tạo sản
phẩm là Cu(OH)

2
và (NH
4
)SO
4
sau đó phản ứng tiếp tục xảy ra chúng ta nhận biết
được vì có hiện tượng là kết tủa màu xanh đậm Cu(OH)
2
tan ra tạo thành dung
dịch [Cu(NH
3
)
4
]SO
4
màu xanh dương.
Phương trình phản ứng:
 
 
 
 
2 2
2
4 3 2 4 4
2
2 2
2
3 2 3 4
4
CuSO NH H O Cu OH NH SO

Cu OH NH H O Cu NH SO



    
   


Hình ảnh minh họa phản ứng giữa CuSO
4
với NH
3
1.5. Vận tốc của quá trình phản ứng.
Tốc độ phản ứng là độ thay đổi nồng độ của một trong các chất tham gia
hoặc sản phẩm trong một đơn vị thời gian.
Trong quá trình diễn biến của phản ứng, nồng độ các chất phản ứng giảm
dần, đồng thời nồng độ các sản phẩm tăng dần. Phản ứng xảy ra càng nhanh thì
trong một đơn vị thời gian nồng độ các chất phản ứng giảm và nồng độ các sản
phẩm tăng càng nhiều.


Các phản ứng ion trong dung dịch nước GVHD: Đỗ Thị Long

SVTH: Nhóm 6 – Lớp ĐHPT8A Trang 5

Chương 2: CÁC HỆ THỐNG PHÂN TÍCH CATION VÀ ANION
TRONG DUNG DỊCH NƯỚC
2.1. Một số khái niệm.
Thuốc thử phân tích:là một hợp chất hóa học được dùng để phát hiện, xác
định hay để tách trong quá trình phân tích hóa học của một chất hay hỗn hợp nhiều

chất được gọi là thuốc thử phân tích. Yêu cầu thuốc thử phân tích phải tinh khiết
và đặc hiệu.
Thuốc thử theo tác dụng phân tích gồm 3 loại:
- Thuốc thử nhóm: là thuốc thử có tác dụng giống nhau lên một nhóm các
ion. Ví dụ: HCl là thuốc thử nhóm Ag
+
, Pb
2+
, Hg
2
2+
…
- Thuốc thử chọn lọc: là thuốc thử có tác dụng giống nhau lên một số ion
mà ion này có thể thuộc nhóm phân tích khác nhau. Chẳng hạn NH
3
có
thể tạo thành phức tan hoặc không tan với một số ion ở nhiều nhóm
phân tích.
- Thuốc thử đặc hiệu hay thuốc thử riêng biệt: là thuốc thử chỉ cho phản
ứng đặc hiệu với một ion hoặc một chất. ví dụ: hồ tinh bột cho màu
xanh chỉ với iod; dimethyglyoxim trong môi trường amoniactạo thành
chỉ với ion Ni
2+
cho một kết tủa màu đỏ hồng.
2.2. Các hệ thống phân tích cation và anion trong dung dịch nước
Việc xác định các ion trong dung dịch nước là một trong những công việc
cần có của nghề phân tích. Các ion trong dung dịch sẽ được phân chia theo các
nhóm để thuận lợi cho việc tách chúng ra khỏi dung dịch nước. Khi tiến hành
phân tích định tính người ta tiến hành theo hai cách:
- Phân tích riêng phần

- Phân tích hệ thống

Các phản ứng ion trong dung dịch nước GVHD: Đỗ Thị Long

SVTH: Nhóm 6 – Lớp ĐHPT8A Trang 6

2.2.1. Phân tích riêng phần
Phân tích riêng phần là xác định một hay một số ion nào đó trong hỗn hợp
nhiều ion bằng một phản ứng đặc hiệu. 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.
2.2.2. Phân tích hệ thống
Khi cần phân tích toàn diện 1 mẫu, người ta tiến hành phân tích hệ thống đó
là xác định các ion theo một trật tự nhất định. Muốn phân tích hỗn hợp nhiều ion
người ta thường dùng các thuốc thử nhóm để chia các ion thành nhiều nhóm, mỗi
nhóm có thể được chia thành các phân nhóm và cuối cùng được tách riêng thành
các ion riêng biệt. Sau đó tiến hành chứng minh sự có mặt bằng các phản ứng đặc
trưng thích hợp.
Hiện nay, đối với các cation, người ta đã tìm ra nhiều hệ thống phân tích,
mỗi hệ thống có những ưu điểm và nhược điểm riêng. Ba hệ thống thường được
dùng là hệ thống phân tích sunfua, hệ thống axit – bazơ và hệ thống phân tích
photphat - amoniac.
Tùy thuộc vào thuốc thử đã sử dụng trong hệ thống phân tích định tính

cation chia làm 3 hệ thống cơ bản là:
a. Hệ thống phân tích sunfua các cation
Cơ sở: dựa vào tính tan của các kết tủa giữa cation với các thuốc thử như
HCl, H
2
S, (NH
4
)
2
S/NaOH, (NH
4
)
2
CO
3
, trong đó cơ sở chính là tính tan của muối
sunfua.

Các phản ứng ion trong dung dịch nước GVHD: Đỗ Thị Long

SVTH: Nhóm 6 – Lớp ĐHPT8A Trang 7

Theo hệ thống này, các cation được tích chia làm 5 nhóm:
Nhóm
Thuốc thử
nhóm
Các cation
thuộc nhóm
Sản phẩm tạo thành sau khi
tác dụng với thuốc thử

I
HCl loãng
Ag
+
, Hg
2
2+
,
Pb
2+

Tủa clorua: AgCl, Hg
2
Cl
2
, PbCl
2

không tan trong nước và các axit
loãng
II
H
2
S trong môi
trường axit
(pH =0,5)
Sn
2+
,
Sn

4+
,
Sb
3+
, Sb
5+
,
As
3+
, As
5+
,
Hg
2+
, Cu
2+
,
Cd
2+
, Bi
3+
,
(Pb
2+
)
Kết tủa các sunfua. Nhóm này chia
thành hai phần nhóm:
+ Phân nhóm II
A
: Gồm các sunfua

tan trong (NH
4
)
2
S
x
và bị oxi hoá
AsS
4
3-
, SbS
4
3-
, SbS
3
2-

+ Phân nhóm II
B
: gồm các sunfua
không tan trong (NH
4
)
2
S
x
như HgS,
CuS, CdS, Bi
2
S

3
, (PbS)
III
(NH
4
)
2
S trong
môi trường NH
3

+ NH
4
Cl
Al
3+
, Cr
3+
,
Fe
3+
, Mn
2+
,
Co
2+
, Ni
2+
,
Zn

2+

Kết tủa Al(OH)
3
, Cr(OH)
3
,
Fe(OH)
3
, MnS, CoS, NiS, ZnS.
Nhóm này cũng chia thành hai
nhóm:
+ Phân nhóm III
A
: gồm các kết tủa
tan trong HCl như Al(OH)
3
,
Cr(OH)
3
, Fe(OH)
3
, MnS, ZnS.
+ Phân nhóm III
B
: gồm các kết tủa
không tan trong HCl như CoS, NiS.
IV
(NH
4

)
2
CO
3

trong dd đệm
amoniac dưới
dạng các
cacbonat không
tan trong nước.
Ba
2+
, Sr
2+
, Ca
2+

Tạo các kết tủa BaCO
3
, SrCO
3
,
CaCO
3

NaH
2
PO
4
trong

môi trường NH
3

+ NH
4
Cl
Mg
2+

NH
4
MgPO
4
V
Không có thuốc
thử nhóm
Kim loại kiềm
và NH
4
+

Các phản ứng ion trong dung dịch nước GVHD: Đỗ Thị Long

SVTH: Nhóm 6 – Lớp ĐHPT8A Trang 8

Ưu điểm: cách phân chia các nhóm và cách tiến hành phân tích rất chặt chẽ,
phù hợp với việc trình bày các sơ sở lí thuyết, đặc biệt là việc phân chia các nhóm
phân tích có nhiều điểm phù hợp với việc phân nhóm trong bảng hệ thống tuần
hoàn Menđelêep, do đó liên hệ dễ dàng giữa các phản ứng đã học trong giáo trình
hoá học vô cơ với phản ứng phân tích, kết quả phân tích các ion khá chính xác,

phát hiện triệt để các cation, xác định cả các ion trong phức chất.
Nhược điểm: H
2
S độc, có mùi trứng thối gây khó khó chịu cho người phân
ticch1; quá trình phân tích toàn bộ cation mất khá nhiều thời gian từ 25-30 giờ;
hay gặp dung dịch kết tủa cộng kết của một số sufua kim loại (NiS và CoS với
SnS; ZnS với CdS) gây khó khăn trong việc xử lí hoàn toàn sản phẩm.
b. Hệ thống các cation theo phương pháp axit - bazơ
Cơ sở: dựa vào tính tan khác nhau của các hydroxit, sunfat, clorua, được tạo
thành giữa các cation với axit - bazơ như HCl, H
2
SO
4
, NaOH, NH
4
OH,
Việc phân chia các cation thành từng nhóm theo hệ thống này được trình
bày trong bảng sau:

Nhóm
Thuốc thử
nhóm
Các cation
thuộc nhóm
Sản phẩm tạo thành
sau khi tác dụng với
thuốc thử nhóm
Nhóm
axit
I

Không có thuốc
thử nhóm
Kim loại
kiềm và NH
4
+

Không tạo thành kết tủa
khó tan với một thuốc thử
nào
II
H
2
SO
4
loãng và
rượu etylic
Ba
2+
, Sr
2+
,
Ca
2+
, (Pb
2+
)
Tạo kết tủa màu trắng
BaSO
4

, SrSO
4
, CaSO
4
,
PbSO
4

Nhóm
Bazơ
III
HCl loãng, nguội
Ag
+
,
Pb
2+
,
Hg
2
2+
, Cu
+
,
Au
+

Tạo chất ít tan: AgCl,
PbCl
2

, Hg
2
Cl
2
, CuCl

IV
NaOH
dư
+ H
2
O
2

Be
2+
,
Al
3+
,Cr
3+
,
Zn
2+
, Sn
2+
,
Sn
4+
, As

3+
,
Al
3+
, Sn
2+
, Sn
4+
, tạo thành
hiđroxit lưỡng tính tan
trong kiềm dư AlO
2
2-
,
ZnO
2
2-
, SnO
3
2-
.
Các phản ứng ion trong dung dịch nước GVHD: Đỗ Thị Long

SVTH: Nhóm 6 – Lớp ĐHPT8A Trang 9

As
5+
, Sb
4+
,

As
3+
, As
4+
,
Ga
3+
, In
3+
,
CrO
2
-
sẽ bị oxi hoá thành
CrO
4
-
màu vàng.
AsO
4
3-

V
NH
4
OH đặc dư
Cd
2+
,Cu
2+

Hg
2+
, Co
2+
,
Ni
2+
Tạo các phức amoniacat có
màu công thức chung
 
2
34
()M NH



VI
Dd NaOH và
H
2
O
2
sau đó là
HNO
3
và H
2
O
2

Fe
2+
, Fe
3+
,
Sb
3+
, Sb
5+
,
Bi
3+
, Mn
2+
,
Mg
2+

Tạo các hiđroxit không tan
có màu riêng biệt Fe(OH)
2
,
Fe(OH)
3
, Bi(OH)
3
,
Mn(OH)
2

, Mg(OH)
2
.

Ưu điểm: hệ thống này đã sử dụng được những đặc trưng cơ bản của các
nguyên tố, quan hệ của chúng với các axit, baz, tính lưỡng tính của các hydroxit và
khả năng tạo phức của các nguyên tố; ít độc hại hơn và thời gian thực hiên phân
tích ngắn hơn từ 30-40% so với hệ thống H
2
S.
Nhược điểm: hệ thống này còn giới hạn về số lượng các cation, các tính
chất của các tính chất của các hyđroxit của các cation nhóm 4 và nhóm 5 chưa
được nghiên cứu kĩ, cũng như các điều kiện tách, tạo kết tủa của chúng; việc phân
tích nhóm thiếu chặt chẽ hơn hệ thống H
2
S.
c. Hệ thống phân tích photphat – ammoniac:

Cơ sở: dựa vào tính tan của các muối photphat trong các môi trường khác
nhau. Hệ thống này chia các cation thành 5 nhóm phân tích:
- Nhóm 1: gồm các cation kim loại kiềm và NH
4
+
. Không có thuốc thử
đặc trưng cho nhóm, các hợp chất chúng có mặt đầu có thể tan tạo thành
dung dịch.
- Nhóm 2: gồm Ba
2+
, Sr
2+

, Ca
2+
, Mg
2+
, Fe
2+
, Fe
3+
, Al
3+
, Cr
3+
, Mn
2+
, Bi
3+
.
Nhóm này bị kết tủa bởi thuốc thử nhóm - amoni hyđro phophat
(NH
4
)
2
HPO
4
trong dung dịch amoniac đặc. Được chia làm 2 phân nhóm
nhỏ:
Các phản ứng ion trong dung dịch nước GVHD: Đỗ Thị Long

SVTH: Nhóm 6 – Lớp ĐHPT8A Trang 10

+ Phân nhóm 2a: Ba
2+
, Sr
2+
, Ca
2+
, Mg
2+
, Fe
2+
, Mn
2+
- Có kết tủa
photphat tan trong axit axetic.
+ Phân nhóm 2b: Fe
3+
, Al
3+
, Cr
3+
, Bi
3+
- Có kết tủa photphat không
tan trong axit axetic.
- Nhóm 3: gồm Cu
2+
, Cd
2+
, Hg
2+

, Co
2+
, Ni
2+
, Zn
2+
. Các phophat của
chúng tan trong dung dịch NH
3
tạo thành các amoniacat [M(NH
3
)
4
]
2+
.
- Nhóm 4: gồm As
3+
, As
5+
, Sb
5+
, Sb
3+
, Sn
2+
, Sn
4+
. Các ion thiếc và
antimon khi đun nóng với HNO

3
thì tạo thành kết tủa không tan là acid
metastanic và acid metaantimon (H
2
SnO
3
, HSbO
3
). Các hợp chất Asen
(III) khi đun nóng với HNO
3
thì bị oxy hoá thành H
3
AsO
4
.
- Nhóm 5: gồm Ag
+
, Hg
2
2+
, Pb
2+
bị kết tủa bởi acid HCl dưới dạng các
clorua ít tan.
Ưu điểm: Giảm bớt độ hại so với 2 hệ thống trên.
Nhược điểm: Thời gian phân tích dài và khá phức tạp, đặc biệt nó hạn chế
quá trình phân tích riêng phần nên không được phổ biến so với hai phương pháp
trên.
2.2.1 Phân tích định tính anion

Với các anion thì không có một hệ thống phân tích chặt chẽ nào mà chỉ có
các phương pháp phân tích riêng lẻ cho từng anion một hoặc từng nhóm nhỏ vì thế
để phát hiện một anion nào đó người ta phải dùng nhiều phản ứng đặc trưng để
kiểm tra lại, đảm bảo cho kết luận chính xác, chính vì vậy, phân tích định tính các
anion thường phức tạp hơn các cation. Dựa theo thuốc thử nhóm anion có thể
phân loại theo bảng:
Nhóm
Ion
I
II
III
Cl
-
, Br
-
, I
-
, S
2-
, NO
3-
PO
4
3-
, HCO
3-
, CO
3
2-
, AsO

3
3-
, AsO
4
3-

SO
4
2-
, SO
3
3-



Các phản ứng ion trong dung dịch nước GVHD: Đỗ Thị Long

SVTH: Nhóm 6 – Lớp ĐHPT8A Trang 11

Bảng phân loại thuốc thử theo nhóm anion:

STT
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 ra 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
vá
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;
Ba(BrO
3
)
2

trắng; Ca
3
(PO
4
)
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
AgCN trắng; AgCl trắng;
AgBr vàng nhạt; AgI vàng rõ
4
Hổn hợp Mg
(NH
4
OH +
NH
4
Cl + MgCl
2
)

AsO
4
3-
; PO
4
3-

Tạo kết tủa tương ứng
MgNH
4
AsO
4

kết tủa màu
trắng; MgNH
4
PO
4
kết tủa
màu 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
bằng màu trong dung dịch
nước, hoặc trong
chloroform, hoặc thử bằng
hồ tinh bột)
6
Dụng dịch I
2

S
2-
, SO
3
2-
, S
2
O
3

2-
,
AsO
3
3-

Làm mất màu I
2

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
NO
3
-
, ClO
4

-


Các phản ứng ion trong dung dịch nước GVHD: Đỗ Thị Long

SVTH: Nhóm 6 – Lớp ĐHPT8A Trang 12

Chương 3: PHÂN TÍCH CÁC CATION TRONG DUNG DỊCH NƯỚC
THEO HỆ THỐNG ACID – BAZ
3.1. Nhóm cation 1 (các ion kim loại kiềm và NH
4
+
): nhóm này không có
thuốc thử nhóm.
3.1.1. Tính chất acid – baz
Hydroxit của kim loại kiềm là các baz mạnh. Chúng dễ tan trong nước. các
cation không thể hiện tính acid – baz.
Ion NH
4
+
có tính acid yếu và NH
3
là một baz yếu

9.24
43
+NH NH H logK



3.1.2. Tính chất tạo phức
Thực tế không có các phức chất bền tạo thành bởi cation nhóm 1. Phức bền
nhất là Li
+
- EDTA, có lgβ = 2.8. NH
3
tạo được phức chất với các kim loại khác
nhau: Cu
+
, Cu
2+
, Co
2+
, Co
3+
, Cd
2+
, Zn
2+
, Ag
+
, Hg
2+
, Ni
2+
. Các phức này bị phân
hủy trong môi trường acid do sự proton hóa của NH
3
:

+ 9.24
34
NH H NH logK



3.1.3. Tính chất oxi hóa – khử
Chỉ có một trạng thái oxi hóa là M
+
. Thế điện cực cặp oxi hóa/khử rất thấp
Các kim loại nhóm 1 là những chất khử rất mạnh. Các ion kim loại nhóm 1 là chất
oxi hóa rất yếu.
3.1.4. Hợp chất ít tan
Có một số muối ít tan tương tự nhau của K
+
và NH
4
+
: KClO
4
, NH
4
ClO
4
,
K
2
Na[Co(NO
2
)

6
]. Ion Na
+
tạo được một số rất ít hợp chất ít tan: natri kẽm uranyl
acetat, Na
2
SiF
6
, NaSbO
3
.
3.1.5. Phản ứng của các ion
a. Natri
- Phản ứng với uranyl kẽm acetat: Trong môi trường acid yếu thuốc thử phản
ứng với ion Na
+
cho kết tủa vàng nhạt.
- Quang phổ nhìn thấy: vàng 587 – 589 nm. Màu lửa: vàng, rất nhạy.
Các phản ứng ion trong dung dịch nước GVHD: Đỗ Thị Long

SVTH: Nhóm 6 – Lớp ĐHPT8A Trang 13

b. Kali
- Phản ứng với natri cobantinitrit Na
3
[Co(NO
2
)
6
]: Cho kết tủa vàng.

- Phản ứng với natri hidrotatrat NaHC
4
H
4
O
6
: tạo kết tủa trắng tinh thể
KHC
4
H
4
O
6
.
- Quang phổ nhìn thấy: Đỏ 760 – 770 nm; Tím 404 nm; Màu lửa: tím.
c. Amoni
- Phản ứng đuổi ion amoni
Do NH
4
+
là một acid yếu và NH
3
dễ bay hơi nên khi đun nóng với dung
dịch kiềm thì NH
4
+
sẽ bị đuổi khỏi dung dịch. Khi nung nóng , các muối amoni bị
nhiệt phân tạo khí NH
3
.

Nếu acid có tính oxi hóa thì NH
3
thoát ra bị oxi hóa cho những sản phẩm
khác nhau (N
2
, N
2
O,…).
- Phản ứng với thuốc thử Nestler
Thuốc thử Nestler là dung dịch kiềm của muối kali iodomecuriat
(K
2
[HgI
4
] + KOH). Ion NH
4
+
phản ứng thuốc thử Nestler cho kết tủa keo nâu đỏ.
Nếu nồng độ NH
4
+
rất bé thì ta được dung dịch keo màu da cam.

Các phản ứng ion trong dung dịch nước GVHD: Đỗ Thị Long

SVTH: Nhóm 6 – Lớp ĐHPT8A Trang 14

3.1.6. Sơ đồ phân tích cation nhóm 1

Các phản ứng ion trong dung dịch nước GVHD: Đỗ Thị Long

SVTH: Nhóm 6 – Lớp ĐHPT8A Trang 15

3.2. Nhóm cation 2 – nhóm kim loại kiềm thổ. Thuốc thử nhóm này là dung
dịch H
2
SO
4
loãng và rượu etylic.
3.2.1. Tính chất acid – baz
Các cation nhóm 2 đều là các acid rất yếu. Các hydroxit của các cation
nhóm 2 đều là những baz mạnh
2
2
Ca H O CaOH H

  

3.2.2. Tính chất tạo phức
Các cation nhóm 2 tạo được một số rất ít các phức chất bền nhìn chung độ
bền của từng phức chất giảm khi đi từ Ca
2+
đến Ba
2+
.
Ion Ca
2+
tạo được phức ít bền với ion SO

4
2-
. Phản ứng này dùng để tách
Ca
2+
ra khỏi Ba
2+
và Sr
2+
.
3.2.3. Hợp chất ít tan
Các muối cacbonat sunfat, oxalat, photphat của cation nhóm 2 có màu
trắng, cromat có màu vàng.
- Các muối cacbonat tan được trong các acid, kể cả acid acetic do tạo thành
H
2
CO
3
là acid yếu và dễ phân hủy thành CO
2
.
- Các muối cromat: Độ tan tăng từ BaCrO
4
đến CaCrO
4
.
- Các muối sunfat có độ tan tăng khi đi từ BaSO
4
đến CaSO
4

ứng với tích số
tan của từng muối được trình bày ở bảng sau:
Hợp chất
Tích số tan (T)
BaSO
4

1,10 x 10
-10

SrSO
4

3,20 x10
-7

CaSO
4

9,10 x10
-6

Bảng thể hiện độ tan của muối sunfat cation kim loại kiềm thổ
3.2.4. Phản ứng của các ion
a. Với dung dịch K
2
CrO
4
và K
2

Cr
2
O
7
:
Trong môi trường axit axetic chỉ 2 ion Ba
2+
và Pb
2+
cho kết tủa màu vàng
BaCrO
4
và PbCrO
4
, các ion Sr
2+
và Ca
2+
không tạo thành kết tủa. Với M
2+
là
Ba
2+
và Pb
2+
ta có phản ứng :
Các phản ứng ion trong dung dịch nước GVHD: Đỗ Thị Long

SVTH: Nhóm 6 – Lớp ĐHPT8A Trang 16

M
2+
+ CrO
4
2-
→ MCrO
4

2M
2+
+ Cr
2
O
7
2-
+ H
2
O → 2 MCrO
4
↓ + 2H
+

Trong đó BaCrO
4
không tan trong kiềm, còn PbCrO
4
tan trong các dung
dich NaOH, KOH khi đun nóng theo phương trình:
PbCrO
4

+ 4OH
-
→ PbO
2
2-
+ CrO
4
2-
+ 2H
2
O
b. Với dung dịch Na
2
S :
Với dung dịch này chỉ ion Pb
2+
tác dụng tạo thành PbS màu đen, thực tế
không tan trong các dung dịch HCl, H
2
SO
4
, chỉ tan trong các dung dịch HNO
3
đun
nóng.
Pb
2+
+ S
2-
→ PbS ↓

PbO
2
2-
+ S
2-
+ 2H
2
O → PbS ↓ + 4 OH
-

c. Với dung dịch (NH
4
)
2
C
2
O
4
:
Với thuốc thử này các cation nhóm 2 đều cho kết tủa trắng tinh thể. Các kết
tủa đều khó tan trong dung dịch axit axetic loãng. Dung dịch là thuốc thử này rất
nhạy đối với ion Ca
2+
, nên người ta dùng thuốc thử này để nhận ra cation Ca
2+
sau
khi tách nó khỏi các ion Ba
2+
và Pb
2+

.
d. Với dung dịch (NH
4
)
2
SO
4
:
Dung dịch thuốc thử này kết tủa được SrSO
4
màu trắng với ion Sr
2+:

Sr
2+
+ NH
4
SO
4
→ SrSO
4
↓ + 2NH
4
+

Ion Ca
2+
không gây trở ngại cho việc tìm Sr
2+
bằng thuốc thử này, vì

CaSO
4
tạo với thuốc thử một muối phức tan:
CaSO
4
+ NH
4
SO
4
→ (NH
4
)
2
[Ca(SO
4
)
2
]
Vì vậy sau khi tách Pb
2+
và Ba
2+
ra khỏi hỗn hợp với Sr
2+
và Ca
2+
, ta dùng
dung dịch NH
4
SO

4
làm thuốc thử để nhận biết Sr
2+
trong hỗn hợp với Ca
2+
.

Các phản ứng ion trong dung dịch nước GVHD: Đỗ Thị Long

SVTH: Nhóm 6 – Lớp ĐHPT8A Trang 17

3.2.5. Quy trình phân tích các cation nhóm 2
Tách cation nhóm 2 ra khỏi dunh dịch, cho tác dụng với dung dịch
H
2
SO
4
loãng, dư và rượu etylic, đun nhẹ, li tâm, thu được kết tủa 2 là hỗn hợp
sunfat các cation nhóm 2 và dung dịch các cation các nhóm 3,4,5,6. Chuyển sunfat
nhóm 2 thành cacbonat bằng cách cho phản ứng 4 lần với dung dịch Na
2
CO
3
đun
nóng. Hoà tan kết tủa cacbonat bằng dung dịch CH
3
COOH 6M. Thêm vào dung
dịch đó dung dịch K
2
CrO

4
để kết tủa BaCrO
4
và PbCrO
4
. Li tâm, lấy kết tủa và
nước lọc, chia đôi nước lọc. Phần (1) tìm Sr
2+
bằng (NH
4
)SO
4
, phần (2) tìm
Ca
2+
bằng dung dịch (NH
4
)
2
C
2
O
4
. Cho kết tủa PbCrO
4
và BaCrO
4
tác dụng với
dung dịch NaOH để tách Pb
2+

. Lấy nước lọc tìm ion Pb
2+
bằng dung dịch Na
2
S.
Nếu khi tác dụng với NaOH vẫn còn kết tủa vàng không tan, đó là BaCrO
4
.
Lưu ý:
PbCrO
4
còn dễ dàng tan trong dung dich CH
3
COOH và tạo thành ion phức:
PbCrO
4
+ 3CH
3
COO
-
→ Pb(CH
3
COO)
3
-
+ SO
4
2

Vì vậy ta có thể thay dung dịch NaOH bằng dung dich NH

4
CH
3
COOH để
tách PbSO
4
ngay từ đầu khỏi hỗn hợp với 3 sunfat của các cation Ba
2+
, Sr
2+
,Ca
2+
.
Phản ứng này được dùng trong sơ đồ dưới đây

Các phản ứng ion trong dung dịch nước GVHD: Đỗ Thị Long

SVTH: Nhóm 6 – Lớp ĐHPT8A Trang 18

3.2.6. Sơ đồ phân tích cation nhóm 2

Sơ đồ phân tích các cation nhóm 2

Các phản ứng ion trong dung dịch nước GVHD: Đỗ Thị Long

SVTH: Nhóm 6 – Lớp ĐHPT8A Trang 19

3.3. Nhóm 3: các cation tạo được muối clorua ít tan: Ag
+
, Pb

2+
, Hg
2
2+
,Cu
+
,
Au
+
: Thuốc thử nhóm này là dung dịch HCl loãng, nguội.
3.3.1. Tính chất acid – baz
a. Ion Ag
+

Ion không màu, có tính acid yếu. Khi kiềm hóa dung dịch thì ban đầu xuất
hiện kết tủa trắng AgOH và sau đó chuyển nhanh thành Ag
2
O màu nâu

2
Ag H O AgOH H

  


22
AgOH Ag O H O

b. Ion Pb
2+

Ion Pb
2+
không màu, có tính acid yếu. Khi kiềm hóa dung dịch, ban đầu tạo
kết tủa muối baz và sau đó đến Pb(OH)
2
.
 
   
   
+
2

2

2
2

23
2
Pb H O Pb OH H
Pb OH H O Pb OH H
Pb OH H O Pb OH H

  


  

  

c. Ion Hg
2+

Trong dung dịch nước, Hg
2+
không màu, có phản ứng acid
2
H
2
Hg O HgOH H
  
  

Khi kiềm hóa dung dịch, ban đầu có kết tủa muối baz và sau đó đến HgO
màu vàng. Kết tủa tan trong acid .
3.3.2. Tính chất tạo phức
a. Ion Ag
+

Ag
+
tạo được khá nhiều phức chất bền với các phối tử hữu cơ và vô cơ khác
nhau. Phức EDTA với Ag
+
có độ bền vào loại kém nhất trong số các phức
complexonat kim loại (lgβ = 7,32). Ag
+
tạo được phức bền với đithizon, chiết
được bằng CHCl

3
, CCl
4


Các phản ứng ion trong dung dịch nước GVHD: Đỗ Thị Long

SVTH: Nhóm 6 – Lớp ĐHPT8A Trang 20

b. Ion Pb
2+

Chì tạo được các phức ít bền: PbNO
3
+
, PbCl
+
, PbI
2
, PbI
+
….Chì cũng tạo
được các phức tương đối bền với axetat, tatrat, xitrat, thiosunfat, phức với EDTA,
phức với xianua Pb
4+
tồn tại ở dạng phức PbCl
6
2-
, PbCl
5

-
trong dung dịch HCl đặc.
c. Ion Hg
2+

Ion Hg
2+
tạo được phức bền với rất nhiều chất, đa số có số phối trí cực đại
n=4. Các phức với sunfat, nitrat, florua ít bền. Các phức với clorua, bromua, iodua,
xianua, thioxianat, nitrit, thiosunfat, sunfit, axetat, amin, EDTA, etilendiamin đều
bền. Hg
+
cũng tạo được các hợp chất nội phức với nhiều thuốc thử hữu cơ.
3.3.3. Tính chất oxi hóa – khử
a. Ion Ag
+

Ion Ag
+
có tính oxi hóa tương đối mạnh. Tuy vậy Ag

vẫn tan được trong
các chất oxi hóa mạnh như HNO
3
, H
2
SO
4
đặc nóng, HCl khi có chất oxi hóa…
Tính khử của Ag tăng lên khi có mặt của các chất tạo phức hoặc tạo hợp chất ít tan

với ion Ag
+
. Ion Ag
+
bị khử bởi nhiều chất khử: Sn
2+
, Zn, các chất hữu cơ,…
b. Ion Pb
2+

Chì có tính khử, dễ tan trong HNO
3
, H
2
SO
4
đặc nóng, tan chậm trong HCl
đặc, HI đặc do tạo phức PbCl
3
-
, PbI
4
-
.
Tính khử của chì tăng lên trong các dung dịch tạo được muối chì khó tan.
c. Ion Hg
2+

Ion Hg
2+

có thể bị khử thành Hg
2
2+
và sau đó đến Hg. Hg hòa tan trong các
axit oxi hóa như HNO
3
, H
2
SO
4
đặc nóng và I
2
(do tạo phức HgI
4
2-
bền). Ion Hg
2+
bị khử dễ dàng bởi các kim loại, kể cả Cu, bởi Sn
2+
, Fe
2+
,…
Các hợp chất của Hg
2
2+
không bền. Ion Hg
2
2+
có khuynh hướng tự oxi hóa –
khử thành hợp chất tương ứng của Hg

2+
và Hg kim loại. Trong dung dịch nước
phản ứng này xảy ra chậm. Tuy vậy trong quá trình tạo phức hay tạo hợp chất khó
tan với ion Hg
2+
thì phản ứng xảy ra nhanh hơn.
Khi đun nóng calomen Hg
2
Cl
2
trong dd Cl
-
dư sẽ chuyển thành phức
HgCl
4
2-
và Hg.