Материал: Общая и неорганическая химия. Галогены и их соединения методические указания

[Ag(NH3)2]++Cl– + 2H+ = AgCl + 2NH4+.

Хлорид серебра растворим не только в разбавленных растворах аммиака, но и в 10-15%-ом растворе карбоната аммония, в котором концентрация аммиака, достаточная для растворения AgCl, достигается в процессе гидролиза (NH4)2CO3:

NH 4 + CO 32+ H2O NH3 H2O + HCO 3 .

На этом основано отделение AgCl от других малорастворимых галогенидов (AgBr и AgI), которые в растворе (NH4)2CO3 практически нерастворимы.

2. Для обнаружения хлорид-ионов при отсутствии других летучих восстановителей можно использовать реакцию получения хлороводорода (Л.Р. № 1, часть II, опыт № 1).

3.Обнаружение бромид-ионов

1.Образование малорастворимого бромида серебра.

К нескольким каплям испытуемого раствора NaBr или KBr добавляют 1-3 капли раствора нитрата серебра. В присутствии бромид-ионов образуется слегка желтоватый, малорастворимый в воде бромид серебра, хорошо растворимый в растворах Na2S2O3 и KCN. В отличие от хлорида серебра AgBr практически нерастворим в растворе карбоната аммония и малорастворим в разбавленном растворе аммиака.

Чтобы убедиться в том, что полученный осадок представляет собой бромид серебра, добавляют к нему 1-2 микрошпателя цинковой пыли и сильно встряхивают пробирку. При этом в осадок выпадает мелкодисперсное серебро вместе с избытком цинковой пыли, а бромид-ионы переходят в раствор:

2AgBr + Zn = Ag + Zn2+ + 2Br–

Осадок отделяют от раствора, в котором затем обнаруживают бромидионы, окисляя их до свободного брома.

2. Окисление бромид-ионов хлорной водой

Вначале определяют реакцию (среду) испытуемого раствора, которая может быть нейтральной или кислой, но не щелочной. В последнем случае

краствору прибавляют по каплям серную кислоту до обесцвечивания фе-

нолфталеина, а затем 3-4 капли CCl4 и по каплям хлорную воду. В присутствии бромид-ионов слой органического растворителя окрашивается бромом в зависимости от его концентрации в оранжевый или бурый цвет. В ходе анализа необходимо учитывать, что избыток хлорной воды приводит

куменьшению интенсивности окраски из-за окисления брома в бесцвет-

ную бромноватую кислоту HBrO3 и отчасти из-за образования слабоокрашенного хлорида брома BrCl.

16

3.Обнаружение йодид-ионов

1.Образование малорастворимого йодида серебра.

К нескольким каплям испытуемого раствора KI или NaI прибавляют 1-2 капли раствора нитрата серебра. В присутствии йодид-ионов образуется желтый осадок AgI, который в отличие от AgCl и AgBr растворяется только в растворах Na2S2O3 и KCN.

2. Окисление йодид-ионов хлорной водой.

Определение проводится так же, как и бромид-ионов. Слой органического растворителя (четыреххлористого углерода, бензола или сероуглерода) окрашивается при этом в красно-фиолетовый цвет. Йод более, чем бром, чувствителен к избытку хлорной воды, которая окисляет его в бесцветную йодноватную кислоту HIO3, поэтому добавление хлорной воды следует вести строго по каплям.

Вместо экстракции йода органическими растворителями можно воспользоваться раствором крахмала в качестве индикатора. Для этого в отдельную пробирку с несколькими каплями крахмального раствора добавляют столько же капель испытуемого раствора KI или NaI и 2-3 капли хлорной воды. Появление синего окрашивания и его исчезновение после добавления некоторого избытка хлорной воды служит надежным доказательством присутствия йода.

3. Окисление йодид-ионов нитритом калия или натрия в кислой среде. Сначала определяют реакцию испытуемого раствора. В случае нейтральной или щелочной реакции к 5-6 каплям раствора добавляют по каплям раствор уксусной кислоты до достижения кислой реакции, а затем по 2-3 капли крахмального раствора и раствора нитрита калия или натрия. В присутствии йодид-ионов последние окисляются нитрит-ионами до элементарного йода, образующего с крахмалом адсорбционное соединение синего цвета. При нагревании окраска исчезает, а при охлаждении возни-

кает вновь.

Окисление йодид-ионов нитрит-ионами в кислой среде может быть использовано для обнаружения йодид-ионов в присутствии ионов Cl– и Br–, которые при этом не окисляются.

17

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

1.Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. Учебник для хими- ко-технологических вузов. М.: Высш. школа, 2001. 743 с.; 2003 и 2006.

2.Гольбрайх З. Е. Практикум по неорганической химии. Учебное пособие для вузов. М.: Высш. школа, 2008. 350 с.

3.Третьяков Ю. Д. и др. Неорганическая химия: химия элементов. Т. 1. М.: МГУ, 2007. 537 с.

4.Гринвуд Н., Эрншо А. Химия элементов. Т.1. М.: БИНОМ, 2008. 607 с.

18

Д Л Я З А М Е Т О К

19