Giáo trình Hóa phân tích định tính

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, 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,… 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. 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 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: CaCl2/nước = Ca2+ + 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: 2Mn2+ + 5PbO2 + 4H+ = 2MnO4 + 5Pb2+ + 2H2O Phản ứng tạo phức. Ví dụ: Hg2+ + 4I- = [HgI4]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 = 10-6g ) 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 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. Ví dụ: KI là thuốc thử dặc hiệu của ion Hg2+ 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 nữa màu đỏ dễ dàng biến mất nếu cho dư KI do tạo thành phức [HgI4]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+, Pb2+, Hg22+. − 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 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 I Ag+, Pb2+, Hg22+ HCl 6M Tủa clorid II Ba2+, Ca2+ H2SO4 3M/ cồn 90o Tủa sulfat III Al3+, Zn2+ NaOH dư Hydroxyd tan/ kiềm dư IV Bi3+, Fe3+, Mg2+ NaOH, NH4OH + H2O2 Hydroxyd không tan/ kiềm dư V Cu2+, Hg2+ 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 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-, S2-, NO3- II PO43-, HCO3-, CO32-, AsO33-, AsO43- III SO42-, SO3- 11 TT Thuốc thử nhóm Nhóm anion Sản phẩm hoặc dấu hiệu phản ứng 1 HCl 2N hay H2SO4 CO32-; CN-; S2-;SO3 S2O32-; NO2-; ClO- Tạo các khí tương ứng: CO2 (không màu, làm đục nước 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) 2 BaCl2 + CaCl2 trong môi trường trung tính AsO33-; AsO43-; CrO42-; ClO-; MnO4-; SO42-; PO43-; BrO3-; IO3-; F-… Tạo kết tủa tương ứng: Ca3(AsO3)2 trắng; Ca3(AsO4)2 trắng; BaCrO4 vàng; Ba(MnO4)2 đỏ; BaSO4 trắng; Ca3(PO4)2 trắng; Ba(BrO3)2 trắng; Ba(IO3)2 trắng; CaF2 trắng:… 3 AgNO3 + HNO3 2N SCN-;Cl-; Br-; I- Tạo kết tủa tương ứng: AgSCN trắng; AgCl trắng; AgBr vàng nhạt; AgI vàng rõ 4 Hỗn hợp Mg (NH4OH + NH4Cl + Mg Cl2) AsO43-; PO43- Tạo kết tủa tương ứng: MgNH4AsO4 trắng; MgNH4PO4 trắng. 5 KI + H2SO4 2N CrO42-; AsO33-; MnO4-; ClO-; ClO3-; BrO3-; IO3-; NO2- Giải phóng I2 (Nhận biết iod bằng màu trong dung dịch nước hoặc trong cloroform, hoặc thử bằng hồ tinh bột). 6 Dung dịch I2 S2-; SO32-; S2O32-; Làm mất màu I2 12 AsO33- 7 Dung dịch KMnO4 + H2SO4 2N S2-; SO32-; S2O32-; AsO33-; NO2-; Cl-; Br-: I-; CN-; SCN- Làm mất màu KMnO4 8 Không có thuốc thử nhóm NO3-; ClO4- 13 BÀI 2 XÁC ĐỊNH CÁC CATION NHÓM I (Ag+, Pb2+, Hg22+) 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 thuốc thử để tách nhóm cation Ag+, Pb2+, Hg22+ 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 Pb2+ + 2HCl = PbCl2 + 2H+ PbCl2 không tan trong dung dịch NH4OH Hg22+ + 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+ 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+ 2.2.1. Amoni sulfur [(NH4)2S] hay hydrosulfur (H2S): Pb2+ tạo ra kết tủa đen. Pb2+ + (NH4)2S = PbS + 2NH4+ Pb2+ + 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. Pb2+ + 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. Pb2+ + 2KI = PbI2 + 2K+ 2.2.4. Acid sulfuric loãng (H2SO4 3M): Pb2+ tạo ra kết tủa trắng. Pb2+ + H2SO4 = PbSO4 + 2H+ 2.2.5. Natri carbonat: tạo ra kết tủa trắng. Pb2+ + Na2CO3 = PbCO3 + 2Na+ 2.3 Thuốc thử của ion Hg22+ 2.3.1. Amoni hydroxyd: Hg22+ tạo ra kết tủa xám đen (Hgo nguyên tố). Hg22+ + 2NH4OH = Hg2(OH)2 + 2NH4+ 2.3.2. Kali cromat: Hg22+ tạo ra kết tủa màu đỏ gạch. Hg22+ + K2CrO4 = Hg2CrO4  + 2K+ 2.3.3. Kali iodid: Hg22+ tạo ra kết tủa màu xanh lục, nếu dư TT thì chuyển thành màu đen (Hgo nguyên tố) Hg22+ + 2KI = Hg2I2 +2K+ 15 Hg2I2 + 2KI = Hgo + K2[HgI4] 2.3.4. Natri carbonat: Hg22+ tạo ra kết tủa xám đen Hg22+ + Na2CO3 = Hg2CO3 +2Na+ Bảng1.2. Tóm tắt các phản ứng đặc trưng của cation nhóm I Cation Thuốc thử Ag+ Pb2+ Hg22+ HCL loãng AgCltrắng, tan trong NH4OH dư do tạo phức [Ag(NH3)2]+ PbCl2trắng,tan trong nước nóng HgCl2trắng, tác dụng với NH4OH tạo Hg0 + NH2HgCl H2SO4 loãng - PbSO4trắng Hg2SO4trắng NaOH hay KOH Ag2Ođen Pb(OH)2trắng, tan trong kiềm dư, tạo PbO22- Hg2Ođen NH4OH dư Tạo phức [Ag(NH3)2]+ Pb(OH)2trắng [Hg2ONH2]NO3 + Hg0 K2CO3 hay Na2CO3 Ag2CO3trắng Pb2(OH)2CO3trắng Hg2CO3 = HgO + Hg +CO2 K2CrO4 Ag2CrO4đỏ nâu PbCrO4vàng tan trong kiềm dư HgCrO4đỏ KI AgIvàng PbI2vàng tan trong nước nóng Hg2I2vàng, xanh, nếu dư thuốc thử sẽ tạo thành HgI42- + Hg0 H2S Ag2Sđen PbSđen HgSđen + Hg0 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+, Pb2+, Hg22+ và viết phương trình ion minh họa. 3. Kể tên các thuốc thử giống nhau của ion Ag+, Pb2+, Hg22+ và hiện tượng khác nhau khi các TT đó tác dụng với ion Ag+, Pb2+, Hg22+? 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 (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 độ cao Ca2+ có thể tạo tủa với SO42- mà không cần môi trường aceton hoặc ethanol 960. 1.2. Phương trình ion Ba2+ + H2SO4 = BaSO4 + 2H+ Ca2+ + 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. Ba2+ + K2CrO4 = BaCrO4 + 2K+ 18 2.1.2. Acid sulfuric/ KMnO4: Ba2+ 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). Ba2+ + H2SO4 = BaSO4 + 2H+ 5H2O2 + 2KMnO4 + 3 H2SO4 = K2SO4 + 2 MnSO4 + 5O2 + 8H2O 2.1.3. Natri carbonat: Ba2+ tạo ra kết tủa trắng. Ba2+ + Na2CO3 = BaCO3 + 2Na+ 2.2. Thuốc thử của ion Ca2+ : với các dung dịch của 2.2.1.Amoni oxalat [(NH4)2C2O4]: Ca2+ tạo ra kết tủa trắng, tủa này không tan trong CH3COOH, tan trong HNO3, HCl, H2SO4. Ca2+ + (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. Ca2+ + 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: 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 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 aluminat (AlO2-), cromit (CrO2), zincat (ZnO22-). NaOH dư là thuốc thử nhóm của cation nhóm III. Trong dung dịch Zn2+, Al3+ không màu, Cr3+ có màu xanh tím. Zn2+ tồn tại dưới 2 dạng Zn2+ và ZnO22- , Al3+ tồn tại dưới dạng Al3+ hay AlO2- , Cr3+ dạng cation, kết tủa Cr(OH)3 ở pH = 5, tan trong môi trường kiềm dư. Ở pH = 12,5 cho cro