THIẾT KẾ PHƯƠNG PHÁP NHẬN BIẾT VÀ TÁCH CÁC ANION TRONG NHÓM I THEO HAI DẠNG SƠ ĐỒ KHỐI VÀ BẢNG
Bạn đang xem bản rút gọn của tài liệu. Xem và tải ngay bản đầy đủ của tài liệu tại đây (185.33 KB, 18 trang )
BỘ CÔNG THƯƠNG
TRƯỜNG ĐẠI HỌC CÔNG NGHIỆP THỰC PHẨM THÀNH PHỐ HỒ CHÍ MINH
KHOA CÔNG NGHỆ HÓA HỌC
BÀI TIỂU LUẬN
ĐỀ TÀI 6:
THIẾT KẾ PHƯƠNG
PHÁP NHẬN BIẾT VÀ
TÁCH CÁC ANION TRONG NHÓM I THEO HAI DẠNG SƠ ĐỒ
KHỐI VÀ BẢNG
GVHD: TRƯƠNG BÁCH CHIẾN
NHÓM 06
1. ĐINH THỊ THANH TRÚC......2022150080
2. PHẠM THỊ HOÀI XINH.........2022150117
3. LÊ THỊ HUỆ............................2022150092
Thành phố Hồ Chí Minh, ngày 01 tháng 10 năm 2016
MỤC LỤC
MỤC LỤC.................................................................................................................................2
CHƯƠNG I: TỔNG QUAN..................................................................................................3
1. Đại cương về hóa phân tích............................................................................................3
Trang 1
1.1. Mục đích......................................................................................................................3
1.2. Ý nghĩa....................................................................................................................3
2. Phân tích định tính.........................................................................................................4
2.1. Khái niệm về phân tích định tính............................................................................4
2.2. Kĩ thuật thực nghiệm...............................................................................................4
2.3. Các phản ứng trong phân tích định tính.................................................................5
CHƯƠNG II: NỘI DUNG BÁO CÁO..................................................................................7
1. Hệ thống phân tích định tính..........................................................................................7
1.1. Phân tích định tính cation.......................................................................................7
1.2. Phân tích định tính anion........................................................................................8
2. Phương pháp nhận biết và tách các anion nhóm I..........................................................9
2.1. Đặc điểm của các anion nhóm I..............................................................................9
2.2. Phương pháp nhận biết và tách anion nhóm I......................................................13
2.2.1. Phương pháp nhận biết anion nhóm I theo dạng bảng..................................13
2.2.2. Phương pháp tách các anion trong hỗn hợp..................................................17
2.3. Phương pháp tách và nhận biết các anion nhóm I theo sơ đồ khối......................18
TÀI LIỆU THAM KHẢO....................................................................................................19
Trang 2
CHƯƠNG I: TỔNG QUAN
1. Đại cương về hóa phân tích
1.1. Mục đích
Hóa học phân tích là ngành khoa học nghiên cứu về các phương pháp phân
tích vật chất.
Tùy theo yêu cầu hóa phân tích có hai nhiệm vụ cơ bản:
- Phân tích định tính: Xác định sự có mặt của các cấu tử (ion, nguyên tử,
phân tử...) trong mẫu phân tích và đồng thời đánh giá sơ bộ hàm lượng của chúng.
- Phân tích định lượng: Xác định chính xác hàm lượng các cấu tử trong mẫu
phân tích.
Đối với một mẫu thực tế, thường tiến hành phân tích định tính trước khi tiến
hành phân tích định lượng nhằm lựa chọn phương pháp xác định thích hợp để cho
kết quả chính xác.
Như vậy, hóa phân tích bao gồm các phương pháp phát hiện, nhận biết cũng
như các phương pháp xác định hàm lượng của các chất trong các mẫu cần phân tích.
1.2. Ý nghĩa
Dựa vào hóa học phân tích người ta tìm ra những định luật hóa học như:
- Định luật thành phần không đổi.
- Định luật tỷ lệ bội.
- Định luật tác dụng đương lượng.
- Xác định nguyên tử khối của một số nguyên tố, thành phần cấu tạo hóa học
của hợp chất...
Hóa học phân tích là cơ sở cho việc kiểm nghiệm hóa học trong nghiên cứu,
sản xuất như kiểm nghiệm nguyên liệu, bán thành phẩm, thành phẩm. Từ kết quả
phân tích có thể đánh giá quy trình và chất lượng sản phẩm trong nhiều lĩnh vực sản
xuất bao gồm: lương thực, thực phẩm, thủy sản, sinh học, sản phẩm tiêu dùng, hóa
chất công nghiệp, dược phẩm, môi trường, khoáng sản...
Trang 3
2. Phân tích định tính
2.1. Khái niệm về phân tích định tính
- Hóa học phân tích định tính là một bộ phận của phân tích hóa học, bao gồm cơ
sở lý thuyết và phương pháp để xác định thành phần định tính của đối tượng nghiên
cứu.
- Nhiệm vụ của phân tích định tính là xác định các nguyên tố, các ion, các phân
tử có trong thành phần hóa phân tích.
Để tiến hành phân tích định tính các chất trong các mẫu có thành phần phức tạp,
người ta thường sử dụng các phương pháp tách chất một cách thích hợp.
2.2. Kĩ thuật thực nghiệm:
Phương pháp thực nghiệm để nghiên cứu các ion là phương pháp bán vi. Thuốc
thử và dung dịch nghiên cứu được lấy từng giọt một trong các ống nghiệm nhỏ có
thể dùng đồng thời làm ống nghiệm li tâm, thể tích vào cỡ 3 - 4 ml ( hình 1). Trong
một số trường hợp có thể thực hiện phản ứng trên tấm sứ có lỗ ( hình 2). Các tấm sứ
này có nhiều lỗ nhỏ có thể chứa vài giọt dung dịch thử và thuốc thử. Các tấm sứ
trắng rất thuận tiện để tiến hành các phản ứng tạo được dung dịch hoặc kết tủa có
màu. Ngược lại, khi muốn quan sát sự xuất hiện kết tủa có màu trắng thì nên dùng
tấm sứ có màu xanh hoặc màu đen. Các dung dịch nghiên cứu được chứa trong các
lọ nhỏ, thuận lợi hơn cả là dùng lọ có thể tich cỡ 20 - 30 ml, lọ có ống nhỏ giọt có
bóp cao su cho phép lấy được từng giọt dung dịch với thể tích mỗi giọt khoảng 0,03
ml. Đối với các hóa chất bay hơi mạnh (các axit đặc dễ bay hơi, NH 3) nên dùng lọ
thủy tinh có nút nhám và có mỏ.
Khi tiến hành phản ứng, thông thường người ta chỉ lấy 1 - 2 giọt dung dịch thử
và thêm từng giọt dung dịch thuốc thử vừa lắc đều, vừa quan sát hiện tượng. Chỉ
cho tiếp thuốc thử sau khi đã quan sắt hiện tượng xảy ra do giọt thuốc thử đã cho
vào trước đó.
Để tách kết tủa ra khỏi dung dịch người ta tiến hành li tâm với tốc độ cần thiết.
Dùng pipet dài để hút tách dung dịch trong ở trên kết tủa ( hình 3 ). Sau khi dùng
xong cần phải rửa ngay pipet bằng cách hút rửa liên tục nước cất chứa trong hai ống
Trang 4
nghiệm riêng biệt và cuối cùng ngâm pipet trong nước cất chứa trong ống nghiệm
thứ ba ( hình 4). Việc rửa kết tủa cũng được tiến hành theo cách tương tự: mới đầu
cho nước cất hoặc dung môi rửa, khuấy kĩ, li tâm, hút bỏ dung dịch nước rửa trên
kết tủa bằng pipet.
Hình 1: Ống
nghiệm li tâm
Hình 2: Tấm sứ
có lỗ
Hình 3:
Tách kết tủa ra khỏi dung dịch Hình 4: Ống nghiệm đựng
nước cất
Để đun dung dịch người ta dùng bình cách thủy tinh đơn giản, gồm
một cốc hình trụ trên có nắp bằng nhôm trên có khoét lỗ để đút lọt
ống nghiệm li tâm. Để giữ cho ống nghiệm không rơi vào nước
người ta lắp một vòng cao su nhỏ.
Các hóa chất rắn nên được bảo vệ trong các lọ nhỏ miệng rộng có nắp. Để lấy
hóa chất có thể dùng các thìa nhỏ bằng thủy tinh hoặc bai nhỏ bằng sứ.
2.3. Các phản ứng trong phân tích định tính
- Phản ứng hòa tan.
- Phản ứng kết tủa.
- Phản ứng trung hòa.
- Phản ứng tạo chất bay hơi.
- Phản ứng tạo phức.
- Phản ứng oxy hóa khử: đặc biệt được ứng dụng nhiều trong phân tích định
tính.
+ Dùng để phát hiện ion bằng cách đưa về số oxi hóa không: bằng cách khử ion
Trang 5
kim loại Mn+ thành kim loại M, hoặc Oxi hóa ion halogenua thành halogen. V.v...
Ở trạng thái đơn chất có thể phát hiện ra CuO bằng cách dùng H2 khử CuO
(đen) thành Cu (đỏ). Hay để nhận ra Hg2+ thành Hg (đen).
+ Dùng để tách các ion: chẳng hạn muốn tách Cr3+ ra khỏi Fe3+ thì oxi hóa Cr3+
trong môi trường acid CrO4- tan trong nước, còn Fe3+ nằm lại trong Fe(OH)3 kết tủa.
CHƯƠNG II: NỘI DUNG BÁO CÁO
1. Hệ thống phân tích định tính
1.1. Phân tích định tính cation
Có nhiều cách phân loại các cation thành các nhóm phân tích. Phổ biến hơn cả
là phương pháp phân loại dựa chủ yếu trên sự khác nhau về tính chất của các sunfua
kim loại và phương pháp dựa trên sự khác nhau về tính chất của các hidroxit.
Phương pháp thứ nhất dùng thuốc thử chung là H2S vì vậy còn gọi là "phương
pháp H2S". Các cation được phân chia thành 5 nhóm:
- Nhóm 1: các kim loại kiềm NH4+, Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, Fr+.
- Nhóm 2: các kim loại kiềm thổ Ba2+, Sr2+, Ca2+, Mg2+, Ra2+.
Trang 6
Sunfua nhóm 1 và 2 tan trong nước.
- Nhóm 3: Be2+, Al3+, Cr3+, Mn2+, Fe2+, Fe3+, Co2+, Ni2+, Zn2+, Ga3+, In3+, Ti(IV),
Zr(IV).
Sunfua hoặc hidroxit không tan trong nước nhưng tan trong các axit mạnh.
- Nhóm 4: Ag+, Pb2+, Hg22+, Cu+, Au+, Tl+, Hg2+, Cu2+, Cd2+, Bi3+, Pd2+, Tl3+,...
Sunfua không tan trong nước và các axit loãng.
- Nhóm 5: As(III), As(V), Sb(III), Sb(V), Sn(IV), Au(III), Ge(IV), V(V), W(VI),
Mo(VI).
Sunfua tan trong các sunfua kiềm và các bazơ mạnh.
Phương pháp thứ hai dựa trên sự khác nhau về đọ tan của các hidroxit kim loại
trong các axit và bazơ kiềm như NaOH, NH3, nên còn gọi là phương pháp axit bazơ.
Các cation được phân thành 6 nhóm:
- Nhóm 1: các kim loại kiềm Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, Fr+, NH4+
- Nhóm 2: các kim loại kiềm thổ Ba2+, Sr2+, Ca2+, Ra2+.
Các hydroxit của nhóm 1 và 2 là những bazơ kiềm.
- Nhóm 3: Các cation tạo được muối clorua ít tan: Ag+, Pb2+, Hg22+, (Tl+, Cu+,
Au+).
- Nhóm 4: các cation tạo được hydroxit tan trong NaOH dư Be2+, Al3+, Cr3+,
Zn2+, Sn2+, Sn4+, Sb(III), Sb(V), (As(III), As(V), Ga3+, In3+, cation của V, Mo, W).
- Nhóm 5: các cation có hydroxit tan trong NH3 hoặc trong hỗn hợp NH3 +
NH4Cl do tạo phức amin: Cu2+, Co2+, Ni2+, Cd2+, Hg2+.
- Nhóm 6: các cation tạo được hydroxit ít tan trong nước, tan trong axit: Fe, Fe,
Mg, Mn, Bi, (các cation của các nguyên tố đất hiếm, Ti, Zr, Th, U, Nb, Ta).
Khi tiến hành phân tích một hỗn hợp cation, cần ghi chép gọn, súc tích kết quả
phân tích theo trình tự các thí nghiệm đã tiến hành để có thể theo dõi, đánh giá kết
quả đã đạt được.
1.2. Phân tích định tính anion
Do không có thuốc thử nhóm rõ ràng nên cũng không thể phân chia một cách
Trang 7
chặt chẽ toàn bộ các anion thành những nhóm riêng để phân tích hệ thống giống
như các cation.
Phân loại thuốc thử theo nhóm anion
TT Thuốc thử
1
Nhóm anion
Sản phẩm hoặc dấu hiệu phản ứng
nhóm
HCl 2N hoặc
CO32-; CN-; S2-;
Tạo các khí tương ứng: CO2 (không
H2SO4
SO3; S2O32-; NO2-; màu, làm đục nước vôi trong; HCN
ClO-
(mùi hạnh nhân); H2S (mùi thối); SO2
(mùi sốc mạnh); SO2 và S; NO và NO2
(màu nâu đỏ, khó thở); Cl2 (màu vàng
2
3
BaCl2 + CaCl2
AsO ; AsO4 ;
lục, khó thở)
Tạo kết tủa tương ứng: Ca3(AsO3)2
trong môi
CrO42-; ClO-;
trắng; BaCrO4 vàng; Ba(MnO4)2 đỏ;
trường dung
MnO4-; SO42-;
BaSO4 trắng; Ca3(PO4)2 trắng; Ba(BrO3)
dịch
PO43-; BrO3-; F-...
2
AgNO3 +
SCN-; CL-; Br-; I- Tạo kết tủa tương ứng: AgSCN trắng;
33
3-
HNO3 2N
trắng; CaF2 trắng...
AgCl trắng; AgBr vàng nhạt; AgI vàng
rõ
Hỗn hợp Mg
4
(NHOH +
AsO43-; PO43-
NHCl + MgCl)
CrO42-; AsO33-;
5
KI + H2SO4 2N
MnO4-; ClO-;
ClO3-; BrO3-;
IO3-; NO22S ; SO32-; S2O32-:
6
Dung dịch I2
7
Dung dịch
AsO33S2-; SO3-; S2O3-;
KMnO4 +
AsO33-; NO2-;
H2SO4 2N
Cl-; Br-; I-; CN-;
Trang 8
Tạo kết tủa tương ứng: MgNH4AsO4
trắng; MgNH4PO4 trắng
Giải phóng I2 (Nhận biết iod bằng màu
trong dung dịch nước, trong cloroform
hoặc hồ tinh bột)
Làm mất màu I2
Làm mất màu KMnO4
SCN8
Không có
thuốc thử nhóm
NO3-; ClO4-
2. Phương pháp nhận biết và tách các anion nhóm I
2.1. Đặc điểm của các anion nhóm I
* Tính chất chung:
- Phản ứng tạo tủa: tạo tủa với AgNO3, tủa không tan trong acid HNO3 2N.
- Phản ứng oxy hóa - khử: anion bị đẩy ra khỏi muối dưới dạng khí.
- Các phản ứng khác: không tạo tủa với Ba 2+ riêng S2- tác dụng với H+ tạo khí
H2S có mùi.
* Tính chất của các anion nhóm I
a. Các ion halogenua (Cl-, Br-, I-)
Cl = 35,45 ; [Ar]3s23p5
Br = 79,50 ; [Ar]3d104s24p5
I = 126,90 ; [Kr]4d105s25p5
+ Tính axit - bazơ
HCl, HBr. HI là những chất khí không màu, tan dễ dàng trong nước tạo thành
những axit rất mạnh, trong đó HI là axit mạnh nhất, rồi đến HBr và sau cùng là HCl.
Vì vậy các anion I-, Br-, Cl- là những bazơ vô cùng yếu.
+ Tính chất tạo phức
Có nhiều phức chất tạo bởi các halogenua. Các phức với clorua ít bền, còn các
phức iodua bền hơn cả. Đa số các ion kim loại đa hóa hóa trị đều tạo phức với các
halogenua. Các phức này không bị phá hủy bởi các axit.
Một số phức chất halogenua có màu đặc trưng: PtCl 62- màu da cam, I3- màu nâu
da cam, ICl2- màu vàng, các phức halogenua với Fe 3+, với Cu2+ màu vàng, với Co2+
màu xanh, BiI4- màu da cam, v.v...
+ Tính chất oxy hóa - khử
Các halogen là những chất oxy hóa và các ion halogenua là những chất khử:
Cl2 + 2e 2Cl- E0Cl2/2Cl- = 1,36V
Trang 9
Br2 + 2e 2Br- E0Br2/2Br- = 1,08V
I2 + 2e 2I- E0I2/2I- = 0,62V
E0Cl2/2Cl- > E0Br2/2Br- > E0I2/2I- nên khả năng oxy hóa hay khả năng nhận e
tăng lên từ I2 đến Cl2 và khả năng khử hay khả năng nhường e tăng lên từ Cl- đến I-.
I2 ít tan trong nước nưng tan được trong KI dư do tạo phức.
I2- + 2e I3-
Vì vậy trong dung dịch KI dư có cân bằng oxy hóa:
I3- + 2e 3I-
Tương tự như vậy, Br2 tan trong KBr dư do tạo phức
Br2 + Br- Br3-
Br3- + 2e 3Br-
Tốc đọ phản ứng oxy hóa khử xảy ra nhanh đối với I-, tương đối chậm với ion
Br-. Đối với ion Cl- phản ứng chỉ xảy ra nhanh khi tác dụng với các chất oxy hóa
mạnh trong môi trường axit khi đun nóng như MnO4- ( E0MnO4-/Mn2+ = 1,51V),
IO3- (E0IO3-/I2 = 1,19V), MnO2 (E0 MnO2/Mn2+= 1,23V).
Clo có thể oxy hóa được S2O32-, H2S, SO32- ( cả ba đều bị oxy hóa thành SO42-),
Br-, I-, các chất màu hữu cơ, v.v...
Ion Br- bị oxy hóa trong môi trường axit bởi MnO4-, Cr2O72-, H2SO4 đặc nóng,
Cl2 và HClO, v.v...
PbO2 oxi hóa được ion Br- ngay trong môi trường axit yếu như axit axetic:
PbO2 + 2Br- + 4CH3COOH
PbCH3COO+ + Br2 + 2H2O +
3CH3COOIon I- có thể bị oxy hoá bởi Cl2, Br2, Fe3+, HNO2, H3AsO4 trong môi trường axit
mạnh, v.v...
+ Hợp chất ít tan
Đa số các halogenua đều ít tan.
Iodua ít tan hơn bromua và bromua lại ít tan hơn clorua tương ứng. Các muối chì
halogenua dễ tan trong nước nóng và kết tinh lại khi nguội thành vảy óng ánh. Một
số muối halogenua bazơ ít tan trong nước nóng như MgOCl, BiOCl, SbOCl ( nhưng
Trang 10
lại dễ tan trong các axit ). Hầu hết các halogenua trung tính ít tan trong nước, khó
tan trong các axit, trừ các axit halogen do tạo phức halogen (ví dụ, AgCl tan ít trong
HCl do tạo phức AgCl2-. Một số muối halogen tan được trong dung môi hữu cơ.
b. Anion S2+ Tính axit bazơ
Axit sunfuhidric là axit rất yếu:
H2S H+ + HS-
HS- H+ + S2-
Vì vậy S2- là bazơ mạnh, pH của dung dịch S2- 0,01M vào khoảng 12.
H2S có mùi trứng thối, độc. Độ tan của H2S trong nước vào khoảng 0,1M. Có
thể đuổi H2S bằng cách đun sôi hoặc thổi khí trơ qua dung dịch (argon, N2, v.v...)
+ Tính chất tạo phức
Ion S2- tạo phức tan với một số sunfua: HgS22-, SnS22-, AsS33-, AsS43-, SbS33-,
SbS43-, v.v... Các phức này bị axit phân hủy cho trở lại kết tủa sunfua:
2SbS43- + 6H+ Sb2S5 + 3H2S
+ Tính chất oxy hóa - khử
Ion S2- là chất khử mạnh:
S2- S + 2e E0S/S2- = -0,48V
Trong môi trường axit
H2S 2H+ + S + 2e E0S/H2S = 0,14V
Các dung dịch sunfua đều bị oxy hóa trong không khí
2H2S + O2 2S + 2H2O
Vì vậy dung dịch nước H2S khi để lâu trong không khí bị hóa đục.
Ở pH = 11, ion S2- bị oxy hóa thành polisunfua Sn2- màu vàng. Vì vậy dung dịch
(NH4)2S để lâu bị hóa vàng. Các chất oxi hóa mạnh (MnO4-,Cl2, Br2, ClO-, BrO-,
v.v...) oxi hóa S2- thành SO42-.
+ Tạo tủa: tạo tủa màu đen với Ag+, Pb2+
+ Hợp chất ít tan
Các sunfua kiềm, kiềm thổ đều tan trong nước. Các sunfua nhôm, crom, thủy
Trang 11
phân hoàn toàn và tạo thành các hidroxit tương ứng. Hầu hết các sunfua ít tan đều
có màu: MnS hồng, ZnS trắng, CdS vàng, Sb 2S3 vàng da cam, As2B3 vàng, các
sunfua khác đen.
Các sunfua Cd, Sn, Hg, ít tan trong HCl. Các sunfua As, Sb, Sn, Ge, Mo, W, V
tan trong sunfua kiềm.
c. Anion NO3Axit nitric là axit mạnh, vì vậy ion NO3- là bazơ vô cùng yếu
NO3- tạo được một số ít phức chất ít bền ( với Th4+, Bi3+, Tl3+, v.v...)
Tât cả các muối đều tan, trừ một số muối bazơ như BiONO 3, HgOHNO3 (chỉ
tan trong axit mạnh).
Ion NO3- là chất oxi hóa mạnh. Tùy theo chất khử và tùy theo nồng đọ ion NO 3mà nó có thể bị khử thành HNO2, NO2, NO, N2, NH4+.
NO3- + 3H+ + 2e HNO2 + H2O
NO3- + 2H+ + e NO2 + H2O
NO3- + 4H+ + 3e NO + 2H2O
2NO3- + 12H+ + 10e N2 + 6H2O
NO3- + 10H+ + 8e NH4+ + 3H2O
Trong môi trường axit Fe2+ và nhiều kim loại (Cu, Hg, v.v...), khử NO3- thành
NO, các chất khử mạnh hơn (Al, Zn trong môi trường kiềm, V2+, Cu2+ trong môi
trường axit ) khử NO3- thành NH4+.
2.2. Phương pháp nhận biết và tách anion nhóm I
Nhận biết ion là việc sử dụng các thuốc thử, tạo ra các phản ứng hóa học
giữa ion với thuốc thử, làm xuất hiện các hiện tượng đặc trưng mà ta có thể quan sát
được như tạo tủa, màu, mùi...Sau đây là phương pháp dùng để nhận biết và tách các
anion Cl-, Br-, I-, S2-, NO3- theo hai dạng bảng và sơ đồ khối.
2.2.1. Phương pháp nhận biết anion nhóm I theo dạng bảng
TT
1
Thuốc thử
AgNO3 trong
Anion
Cl; Br; I; S2-
Trang 12
Sản phẩm hoặc dấu hiệu nhận biết
Tạo kết tủa tương ứng: AgCl trắng;
HNO3 2N
AgBr vàng nhạt; AgI vàng rõ; Ag2S
đen
Tạo kết tủa tương ứng: PbCl2 trắng,
2-
2
Pb(CHCOO)2
Cl; Br; I; S
3
KMnO4 trong
Cl; Br; I; S2-
PbBr2 trắng; PbI2 vàng tươi; PbS đen
Dấu hiệu tương ứng: Cl- làm cho giấy
môi trường
tẩm và hồ tinh bột chuyển sang màu
H2SO4 2N; giấy
xanh tím; Br- làm cho giấy tẩm
tẩm KI và hồ tinh
fluoressein chuyển từ màu vàng sang
bột; giấy tẩm
màu hồng; I- làm giấy tẩm hồ tinh bột
fluoressein
chuyển sang màu tím xanh; tạo kết tủa
4
HCl 2N hoặc
S
S màu vàng
H2S mùi thối
5
6
H2SO4
Dung dịch I2
Giấy tẩm Griess
S2NO3-
Làm mất màu I2
Hợp chất azoic có màu đỏ
7
A và Griess B
Dung dịch
NO3-
Hợp chất có màu xanh lơ
2-
diphenylamin
trong môi trường
H2SO4 đặc
* Thuốc thử nhóm: Các muối bạc của anion nhóm I đều không tan trong HNO3,
vậy nên ta dùng AgNO3 và HNO3 làm thuốc thử nhóm.
Các anion nhóm I tác dụng với AgNO3 tạo ra kết tủa màu, các kết tủa này không
tan trong HNO3 2N.
Cl- + AgNO3 --> NO3- + AgCl (trắng)
Br- + AgNO3 --> NO3- + AgBr (vàng nhạt)
I-+ AgNO3 --> NO3- + AgI ( vàng rõ)
S2- + AgNO3 --> NO3- + Ag2S
Anion NO3- không cho tủa với AgNO3.
* Thuốc thử xác định anion
Trang 13
Anion Cl- Thuốc thử bạc nitrat (AgNO3): Cl- tác dụng với AgNO3 cho kết tủa trắng
không tan trong HNO3 2N, nhưng tan trong NH4OH đặc
AgCl (trắng) + NH4OH --> [Ag(NH3)2]Cl + H2O
- Thuốc thử chì axetat ( Pb(CH 3COO)2): phản ứng tạo tủa màu trắng của chì
clorua
Cl- + Pb(CH3COO)2 --> PbCl2 (trắng) + CH3COO- Thuốc thử kali permanganat (KMnO 4) trong môi trường H2SO4, giấy tẩm KI
và hồ tinh bột.
Dùng chất oxy hóa mạnh là KMnO4 trong môi trường H+ để oxy hóa Clthành Cl2. Nhận biết Cl2 giải phóng ra bằng giấy tẩm KI và hồ tinh bột. Clo sẽ
làm cho giấy đó có màu xanh.
10Cl- + 2KMnO4 + 8H2SO4 --> 2MnSO4 + K2SO4 + 5Cl2 + 5SO42- + 8H2O
Cl2 + KI --> 2KCl + I2
Anion Br- Thuốc thử bạc nitrat (AgNO3): Br- tác dụng với AgNO3 cho kết tủa màu hơi
vàng không tan trong HNO3 2N, nhưng tan trong NH4OH đặc.
AgBr + NH4OH [Ag(NH3)2]Br + H2O
- Thuốc thử chì axetat (Pb(CH 3COO)2): phản ứng tạo kết tủa màu trắng, kết
tủa này khi cho dư Br- sẽ tạo thành phức chất Br-.
Br- + Pb(CH3COO)2 PbBr2 + CHCOO-
PbBr2 + 2Br- [PbBr4]2-
- Thuốc thử kali permanganat (KMnO4) trong môi trường H2SO4, giấy tẩm
fluoressein. Dùng chất oxy hóa mạnh là KMnO4 trong môi trường H+ để oxy hóa Brthành Br2. Nhận biết Br2 giải phóng ra bằng giấy tẩm fluoressein. Brom sẽ làm cho
giấy đó chuyển từ màu vàng sang màu hồng đỏ.
10Br-
+2KMnO4
+
8H2SO4 2MnSO4 + K2SO4 + 5Br2 + 5SO42- +
8H2O
Hoặc có thể ion Br- bị nước clor oxy hóa thành Br2. Brom hòa tan trong
Trang 14
Cloroform làm cho lớp Cloroform có màu vàng nâu.
Anion I- Thuốc thử bạc nitrat (AgNO3): I- tác dụng với AgNO3 cho kết tủa màu vàng
nhạt không tan trong HNO3 2N, không tan trong NH4OH đặc.
- Thuốc thử chì axetat (Pb(CH 3COO)2): phản ứng tạo tủa màu vàng, tủa này
tan khi đun nóng, để nguội sẽ tạo tủa trở lại dưới dạng tinh thể màu vàng óng ánh.
I- + Pb(CH3COO)2 PbI2 + CH3COO-
- Thuốc thử Kali permanganat (KMnO4) trong môi trường H2SO4, giấy tẩm
hồ tinh bột. Dùng chất oxy hóa mạnh là KMnO 4 trong môi trường H+ để oxy hóa Ithành I2. Nhận biết iod sẽ làm cho giấy đó có màu xanh hoặc chiết brom vào
cloroform hoặc benzen thì cho màu tím hồng.
10I
-
+ 2KMnO4 + 8H2SO4 2MnSO4 + K2SO4 + 5I2 + 5SO42- + 8H2O
- Oxi hóa ion I- bằng ion NO2Trong môi trường axit, ion NO2- (EoHNO2/NO = 0,96V) oxi hóa ion I- thành
I2, chiết được trong CCl4 hoặc CHCl3 thành dung dịch có màu tím.
2HNO2 + 3I- + 2H+ I3- + 2NO + 2H2O
- Thuốc thử Thủy ngân II clorua (HgCl 2): phản ứng này tạo kết tủa màu đỏ
tươi, nếu cho dư I- thì tủa tan cho tạo phức chất.
2I- + HgCl2 HgI + 2ClHgI + 2I- [HgI4]2-
Anion S2- Thuốc thử Bạc nitrat (AgNO 3): S2- tác dụng với AgNO3 cho tủa màu đen.
Tủa này chỉ tan được trong HNO3 2N nóng
S2- + 2AgNO3 AgS + 2NO3-
- Thuốc thử Chì axetat [Pb(CH 3COO)2]: phản ứng này cho màu đen. Tủa này
tan được trong HNO3 2N nóng.
- Phản ứng oxy hóa S 2- thành S: Dùng thuốc thử Brom, Kali permanganat
KMnO4 hoặc H2O2 đều có thể oxy hóa S2- thành S kết tủa vàng.
S2- + H2O2 S + OH-
Trang 15
- HCl tác dụng với muối sunfua cho H2S bay ra , có mùi trứng thối.
S2- + 2H+ H2S
Một số ion không oxy hóa S2- trong môi trường kiềm (ví dụ ClO3-), nhưng khi
axit hóa dung dịch thì oxi hóa H2S do đó cản trở phản ứng.
Anion NO3- Thuốc thử AgNO3: phản ứng không tạo tủa.
- Thuốc thử Griess: trước hết phải dùng hydro mới sinh ra từ (Zn +
CH3COOH) để khi NO3- thành NO2-. Sau đó mới cho tác dụng với thuốc thử Griess
A và Griess B. Phản ứng tạo ra hợp chất azoic có màu đỏ.
- Thuốc thử Diphenylamin trong môi trường H 2SO4 đặc, ion NO3- tác dụng
với diphenylamin tạo thành hợp chất có màu xanh lơ.
- Trong môi trường axit H2SO4 đặc, ion NO3- oxi hóa Cu tạo thành NO và sau
đó NO bị oxy hóa bởi không khí tạo thành NO2 màu nâu.
- Phản ứng của FeSO4 và H2SO4 đặc
Ion NO3- bị Fe2+ khử thành NO trong môi trường H2SO4. NO sinh ra tạo với
FeSO4 thành phức chất sunfat nitrozil, [FeNO]SO 4 màu nâu, xuất hiện ranh giới tiếp
xúc của H2SO4 đặc và dung dịch nước. Phức không bền, bị phân hủy khi lắc dung
dịch cũng như khi nóng. Phản ứng xảy ra đối với ion NO2-.
Khi thực hiện phản ứng tốt nhất là trộn một ít dung dịch thử với FeSO 4 rồi
cho H2SO4 đặc chảy theo thành ống nghiệm vào dung dịch, ở ranh giới tiếp xúc của
H2SO4 với dung dịch nước sẽ có màu nâu.
2.2.2. Phương pháp tách các anion trong hỗn hợp
* Hỗn hợp halogen Cl-, Br-, I-: Để tách 3 ion này ra khỏi hỗn hợp với nhiều
anion khác ra dùng chung dung dung dịch AgNO3 trong môi trường dư HNO3 loãng
vì AgNO3 tạo được các bạc halogenua ít tan.
Ag+ + X- AgX
Dựa vào độ tan của các muối bạc bày ta có thể tách chúng ra khỏi nhau và
nhận biết từng ion một.
AgCl tan được NH3, (NH4)2CO3, AgBr tan trong NH3 dư. AgI rất ít tan trong
Trang 16
NH3.
Lọc kết tủa, cho kết tủa tác dụng với hỗn hợp hệ đệm gồm NH 3 0,25M;
AgNO3 0,01M và KNO3 0,25M. Thành phần hỗn hợp này gồm có Ag(NH 3)2+
0,01M, NH3 0,23M và KNO3 0,25M.
Trong dung dịch này có các cân bằng:
Ag(NH3)2+ Ag+ + 2NH3
Ban đầu
0,01
0 0,23
2 x
Phản ứng
x 0,23+2
Cân bằng 0,01Ta có =10-7,24
x(0,23 2 x )(0,23 2 x )
0,01
x x
Do đó [Ag+] = 10-8
Nếu cho dung dịch này vào hỗn hợp Cl- 10M; Br 10M và I 10M thì không có
AgCl tách ra, trong khi đó lại có kết tủa AgBr, AgBr vì:
CAg+.CCl- = 10-10KsAgCl (10-10)
CAg+.CBr- = 10-10 > KsAgBr (10-13)
CAg+.CI- = 10-10 >> KsAgI (10-16)
Sau khi tách dung dịch ra khỏi kết tủa, người ta có thể phát hiện ra ion Cl - bằng
cách axit hóa dung dịch để phân hủy phức Ag(NH3)2+ do đó làm tăng nồng độ ion
Ag+. Khi axit hóa chậm dùng dịch thì sẽ làm xuất hiện kết tủa trở lại.
[Ag(NH3)2]+ + Cl- + 2H+ --> AgCl + 2NH4+
Để tách AgBr ra khỏi AgI ta dùng dung dịch NH 3 đặc vì AgBr tan trong NH3
đặc còn AgI có tích số tan quá nhỏ không tan trong dung dịch đó.
Sau khi tách được AgCl và AgBr ra khỏi hỗn hợp còn lại AgI màu vàng nhạt.
2.3. Phương pháp tách và nhận biết các anion nhóm I theo sơ đồ khối
Không tủa
Tìm NO3-
Dung dịch gốc
Tủa đen AgNO
Tủa đen
3
Tìm S2-
Tủa trắng
Tủa vàng nhạt
Trang 17
Tìm Cl-
Br- và I-
trắng
+HgCl2
Tủa Iđỏ
tươi
Tìm
Không
tủaBrTìm
TÀI LIỆU THAM KHẢO
[1] Trương Bách Chiến, Thực hành hóa phân tích, Trường đaị học Công nghiệp
thực phẩm tp.HCM.
[2] Đặng Ngọc Lý (Chủ biên), Giáo trình hóa phân tích, Trường đại học công
nghiệp thực phẩm tp.HCM, 2014.
[3] Nguyễn Tinh Dung, Hóa học phân tích, phần II, các phản ứng ion trong dung
dịch nước, Nhà xuất bản Giáo dục, 1998.
Trang 18
