›
›

Bài giảng Hoá phân tích - Lại Thị Hiền

ppt 98 trang cucquyet12 5710
Download
Bạn đang xem 20 trang mẫu của tài liệu "Bài giảng Hoá phân tích - Lại Thị Hiền", để tải tài liệu gốc về máy bạn click vào nút DOWNLOAD ở trên

Tài liệu đính kèm:

  • pptbai_giang_hoa_phan_tich_lai_thi_hien.ppt

Nội dung text: Bài giảng Hoá phân tích - Lại Thị Hiền

  1. BỘ MÔN: HÓA PHÂN TÍCH GV: LẠI THỊ HIỀN Email: h3u_8789@yahoo.com
  2. Giới thiệu học phần • Tên học phần Hóa phân tích • Analytical chemistry • Số tín chỉ 2 • Mục tiêu của học phần Sau khi hoàn tất học phần, sinh viên phải nắm được những kiến thức về Hoá phân tích, về phân tích định tính và phân tích định lượng một số chất cơ bản. • Mô tả vắn tắt nội dung học phần Học phần này nhằm cung cấp cho sinh viên những kiến thức cơ sở, những nguyên lý chung của hóa học phân tích, bao gồm các phần: chuẩn độ axit-bazơ, phức chất, oxy hóa khử, tủa, và một số phương pháp hóa lý khác.
  3. Giới thiệu học phần Tài liệu học tập Sách, giáo trình chính Giáo trình Hóa phân tích, ĐH Công nghiệp TP.HCM. Tài liệu tham khảo • [1] Nguyễn Thạc Cát, Từ Vọng Nghi, Đào Hữu Vinh (1985), Cơ sở lý thuyết hóa học phân tích, Xuất bản lần 2, Hà Nội. • [2] Lâm Ngọc Thụ (2002), Cơ sở lý thuyết hóa học phân tích, Huế. • [3] Nguyễn Tinh Dung (1991), Hóa học phân tích, phần I. Lý thuyết cơ sở , NXB Giáo Dục. • [4] Lê Xuân Mai, Nguyễn Thị Bạch Tuyết (2000), Giáo trình phân tích định lượng, NXB Đại học quốc gia Tp. HCM. • [5] Hoàng Minh Châu (2002), Cơ sở hóa học phân tích, NXB Khoa học kỹ thuật Hà Nội. • [6] Từ Vọng Nghi (2000), Hóa học phân tích, NXB Đại học quốc gia Hà Nội.
  4. Nội dung học phần ❖ PHẦN THỨ NHẤT: ĐỊNH TÍNH • Chương 1. Các khái niệm và định luật cơ bản • Chương 2. Phân tích định tính cation nhóm 1 • Chương 3. Phân tích định tính cation nhóm 2 • Chương 4. Phân tích định tính cation nhóm 3 ❖ PHẦN THỨ HAI: ĐỊNH LƯỢNG • Chương 1. Phân tích khối lượng • Chương 2. Phân tích thể tích • Chương 3. Phân tích axit – bazơ • Chương 4. Phân tích oxy hóa- khử • Chương 5. Phân tích phức chất • Chương 6. Phân tích kết tủa
  5. Nhập môn hóa phân tích ✓ Nội dung và yêu cầu của hóa học phân tích ✓Phân loại các phương pháp phân tích ✓Các loại phản ứng hóa học dùng trong hóa phân tích ✓Các giai đoạn của một phương pháp phân tích ✓Các loại nồng độ dùng trong hóa phân tích
  6. Nhập môn hóa phân tích Fields of chemistry Physical chemistry Analytical chemistry Organic chemistry Inorganic chemistry Biological chemistry
  7. Nhập môn hóa phân tích
  8. Nội dung và yêu cầu của hóa học phân tích • HPT là khoa học về các phương pháp pt định tính và định lượng, kiểm tra những quá trình hóa lí và kĩ thuật hóa học • Pt định tính: xác định sự hiện diện của các cấu tử trong mẫu, đánh giá hàm lượng sơ bộ của chúng • Pt định lượng: xác định chính xác hàm lượng của cấu tử trong mẫu: – Pp hóa học – Pp vật lí – Pp hóa lí
  9. Phân loại các phương pháp phân tích ▪ Phân loại theo bản chất của phương pháp: PP hóa học: bằng pưhh chuyển cấu tử cần xác định thành hợp chất mới có tính chất đặc trưng để có thể xác định sự hiện diện và hàm lượng PP vật lí: xác định bằng nghiên cứu tính chất quang, điện, từ PP hóa lí: kết hợp PPVL và PPHH - Các pp phổ - Các pp điện hóa - Các pp sắc kí
  10. Phân loại các phương pháp phân tích ▪ Phân loại theo lượng mẫu phân tích hay kĩ thuật phân tích Phân tích thô: sử dụng dụng cụ 50 – 500 ml với lượng mẫu 1 – 10 g hoặc 1 – 10 ml Phân tích bán vi lượng: dụng cụ < 50 ml, lượng mẫu 10-3 – 1g hay 10-1 – 1 ml Phân tích vi lượng: dụng cụ < 1 ml, lượng mẫu 10-6 – 10-3 g hoặc 10-3 – 10-1 ml Phân tích siêu vi lượng: lượng mẫu < 10-6g hoặc 10-3ml
  11. Các loại phản ứng hóa học dùng trong HPT ▪ Phản ứng oxy hóa khử: Định tính: - - Cl2 + I → I2 + Cl I2 xuất hiện làm xanh giấy tẩm hồ tinh bột Định lượng: - 2+ + 2+ 3+ MnO4 + Fe + H → Mn + Fe + H2O ▪ Phản ứng trao đổi: • Pư acid – baz • Pư tạo tủa • Pư tạo phức
  12. Yêu cầu đối với thuốc thử dùng trong HPT • Độ tinh khiết • Tính chọn lọc • Tính nhạy • Giới hạn phát hiện: VD: giới hạn phát hiện Fe3+ bằng SCN- là 0,25 μg/ml • Trơ với môi trường • Có phân tử lượng lớn để giảm sai số khi cân
  13. Yêu cầu đối với thuốc thử dùng trong HPT • Xảy ra tức thời • Xảy ra hoàn toàn theo chiều mong muốn • Pư theo tỷ lệ xác định, sản phẩm có thành phần xác định • Có dấu hiệu nhận biết rõ ràng
  14. Các giai đoạn của một phương pháp phân tích ▪ Giai đoạn chọn mẫu: đảm bảo tính đại diện của mẫu: • Chọn mẫu riêng: chọn ngẫu nhiên • Chọn mẫu ban đầu: là mẫu được chọn từ mẫu riêng • Mẫu trung bình: mẫu ban đầu được trộn đều và nghiền nhỏ ▪ Giai đoạn chuyển mẫu thành dung dịch: 2 cách • PP ướt: mẫu được hòa tan bằng dung môi thích hợp (acid, baz, nước, chất oxy hóa mạnh )
  15. Các giai đoạn của một phương pháp phân tích 2- 3- 2- - Dd HCl: hòa tan mẫu: CO3 , PO4 , SO3 - Dd HNO3: hòa tan PbS, CuS, các hợp kim - Dd H2SO4 đậm đặc: hòa tan các hợp kim 2- - Dd HF: hòa tan SiO3 , SiO2 • Phương pháp khô: nung khô các hợp chất khó tan (Al2O3, TiO2, Cr2O3 ) với các chất: NaOH, Na2CO3, Na2O2 trong chén Pt hoặc Ni ở nhiệt độ cao; sau đó hòa tan bằng dd thích hợp Yêu cầu: không làm mất mẫu, bẩn mẫu
  16. Các giai đoạn của một phương pháp phân tích ▪ Chọn pppt thích hợp, thực hiện phản ứng Yêu cầu: Đo lặp lại nhiều lần để: Tránh sai số quá lớn Độ tin cậy của phép đo ▪ Kiểm chứng kết quả, xử lí kết quả phân tích
  17. Các loại nồng độ dùng trong hóa phân tích • Độ chuẩn (T): số g hoặc mg chất tan trong 1ml dd • Nồng độ phần trăm C% • Nồng độ mol CM: số mol chất tan trong 1000ml dd • Nồng độ molan Cm: số mol chất tan trong 1000g dung môi • Nồng độ phần mol: Ni = ni/N • Nồng độ đương lượng CN
  18. PHẦN 1: ĐỊNH TÍNH CHƯƠNG 1. CÁC KHÁI NIỆM VÀ ĐỊNH LUẬT CĂN BẢN 1 Định nghĩa về sự điện ly, chất điện ly 2 Tích số ion của nước- thang pH 3 pH trong các hệ axit- bazo 4 Khái niệm về độ hòa tan- tích số tan 5 Khái niệm cơ bản về phức chất 6 Phản ứng thủy phân
  19. 1.1. Sự điện ly, chất điện ly • Khái niệm điện ly • Hằng số phân ly dung dịch • Hoạt độ, nồng độ, hệ số hoạt độ • Hằng số bền và không bền • Độ điện ly • Mối quan hệ giữa độ điện ly và hằng số phân ly
  20. 1.1.1. Khái niệm điện ly Sự điện ly là quá trình phân ly các chất tan thành những ion mang điện tích trái dấu, các chất trong trạng thái nóng chảy hay trong dung dịch, có khả năng phân ly thành những ion mang điện tích trái dấu, làm cho hệ có khả năng dẫn được điện, gọi là chất điện ly
  21. 1.1.1. Khái niệm điện ly ❖Phân loại: chất điện ly gồm hai loại: • Chất điện ly mạnh: là chất điện ly có khả năng phân ly hoàn toàn, được biểu thị bằng dấu (→ ) • Chất điện ly yếu: là chất điện ly không có khả năng phân ly hoàn toàn, đƣợc biểu thị bằng dấu ( )
  22. 1.1.1. Khái niệm điện ly Ví dụ: dung dịch HCl, NaCl là những dung dịch chất điện ly mạnh được biểu thị trong dung dịch nước là: NaCl → Na+ + Cl- Còn những dung dịch FeCl2 , Cu(OH)2 là những dung dịch chất điện ly yếu đến rất yếu, được biểu thị trong dung dịch nước là: 2+ - FeCl2 Fe + 2Cl
  23. 1.1. 2. Hằng số phân ly dung dịch m+ n- A nBm nA + m B n m Am+  .Bn+  Kcb = AmBn  Gọi là hằng số điện ly hay hằng số phân ly A mBn. Đây là một đại lượng đặc trưng cho chất điện ly hoà tan trong một dung môi nhất định.
  24. 1.1.3 Hoạt độ, nồng độ, hệ số hoạt độ • Hoạt độ: a = f.C – C: nồng độ (mol/L) – f: hệ số hoạt độ (phụ thuộc vào lực ion μ) • Lực ion μ: – Giả sử dung dịch có i cấu tử với • điện tích là Z1, Z2, , Zi • nồng độ của từng cấu tử C1, C2, , Ci
  25. 1.1.3. Hoạt độ, nồng độ, hệ số hoạt độ • Nếu μ = 0 → dung dịch rất loãng, tương tác không đáng kể → f = 1 → a = C 1 • Nếu μ ≤ 0,02 thì: log f = − Z 2  i 2 i Z 2  • Nếu 0,02 0,2 thì: log fi = −0,5 + A. 1+  (A: hệ số thực nghiệm) 3+ 2- Ví dụ: Tính a của Al và SO4 trong dung dịch hỗn hợp -3 -3 Al2(SO4)3 10 M và (NH4)2SO4 10 M
  26. 1.1.4. Hằng số bền, hằng số không bền ✓Hằng số điện ly Kcb, còn gọi là hằng số phân ly hay hằng số không bền (Kpi) Ví dụ: - + -5 CH3COOH CH3COO + H có Kcb = Kpi = 1,82.10 ✓Quá trình kết hợp ion trong dung dịch chất điện ly được xác định định lượng theo hằng số kết hợp, còn gọi là hằng số bền β . Ví dụ: - + 4,74 CH3COO + H CH3COOH Kcb = β= 10 → Kpi . β =1
  27. 1.1.5. Độ điện ly Là tỷ số giữa nồng độ chất điện ly bị phân ly với nồng độ chất điện ly đem vào hoà tan. n = n0 n là số mol của chất điện ly bị phân ly n0 là số mol của chất điện ly đem vào hoà tan
  28. 1.1.6. Mối quan hệ giữa độ điện ly và hằng số phân ly
  29. 1.2. Tích số ion của nước - thang pH 1.2.1. Sự ion hóa của nước • H2O vừa là một axit vừa là một bazơ + - H2O + H2O ⇋ H3O + OH • Hằng số cân bằng: + − [H3O ].[OH ] K = 2 [H 2O] Vì nước phân ly rất ít nên coi [H2O] là hằng số: + - → K.[H2O] = [H3O ].[OH ] = const = kH2O KH2O là hằng số ion của nước (phụ thuộc vào nhiệt độ) • Ở 250C: -14 -14 kH2O = 10 ↔ pKH2O = -lg10 =14
  30. 1.2.2. Hằng số axit (Ka), hằng số bazơ (Kb) – Mối liên hệ • Xét một dung dịch axit: + A + H2O ⇋ B + H3O • Hằng số cân bằng: [B].[H O+ ] K = 3 (1) [A].[H 2O] [B].[H O+ ] (1)  K.[H O] = 3 = K 2 [A] a Ka là hằng số axit; pKa = -logKa • Thông qua giá trị Ka có thể xác định độ mạnh, yếu của axit?
  31. 1.2.2. Hằng số axit (Ka), hằng số bazơ (Kb) – Mối liên hệ • Tương tự với bazơ: [A].[OH − ] K = K.[H O] = b 2 [B] • Đa axit: phân tử chứa nhiều hơn 2 H → phân ly nhiều nấc, mỗi nấc có một hằng số • Ví dụ: axit H3PO4 - + H3PO4 + H2O ⇋ H2PO4 + H3O pKa1 = 2,12 - 2- + H2PO4 + H2O ⇋ HPO4 + H3O pKa2 = 7,21 2- 3- + HPO4 + H2O ⇋ PO4 + H3O pKa3 = 12,36 3- • Đa bazơ: PO4 , có pKb1, pKb2, pKb3
  32. 1.2.2. Hằng số axit (Ka), hằng số bazơ (Kb) – Mối liên hệ • Quan hệ giữa Ka và Kb của một cặp axit / bazơ liên hợp [B].[H O+ ] [A].[OH − ] K .K = 3 . = K =1014 a b [A] [B] H2O pKa + pKb = 14 Nhận xét: Với một cặp ax-bz liên hợp, axit càng mạnh thì bazơ càng yếu và ngược lại
  33. 1.3. pH trong các hệ axit – bazơ 1.3.1. Điều kiện proton 1.3.2. pH trong các hệ acid - baz đơn chức • Khảo sát trong hệ đơn acid - baz mạnh • Khảo sát trong hệ đơn acid yếu - baz mạnh hoặc acid mạnh - baz yếu • Khảo sát trong hệ đơn acid - baz yếu • Khảo sát trong hệ hỗn hợp acid - baz yếu
  34. 1.3.1. Điều kiện proton • Phương trình bảo toàn proton: – Nguyên tắc: Số mol proton axit cho bằng số mol proton bazơ nhận • Ví dụ 1: + - H2O + H2O ⇋ H3O + OH + - – PTBT proton: [H3O ] = [OH ] - H+ + H+ - + OH H2O H3O
  35. 1.3.1. Điều kiện proton • Ví dụ 2: dung dịch HCl có nồng độ C(mol/L) – Trong dd tồn tại 2 cân bằng: - + HCl + H2O ⇋ Cl + H3O + - H2O + H2O ⇋ H3O + OH - - Cl , OH PTBT proton: + + - - - H [H3O ] = [OH ] + [Cl ] HCl, H2O = [OH-] + C + H+ + H3O
  36. 1.3.1. Điều kiện proton • Ví dụ 3: dung dịch hỗn hợp HCl (C1) và CH3COOH (C2) – Các cân bằng trong dung dịch + - HCl + H2O ⇋ H3O + Cl - + CH3COOH + H2O ⇋ CH3COO + H3O + - H2O + H2O ⇋ H3O + OH Cl-, CH COO-, OH- 3 + - - - [H3O] = [OH ] + [Cl ] + [CH3COO ] - H+ = C1 ≠ C2 HCl, CH3COOH, H2O + H+ + H3O
  37. 1.3.1. Điều kiện proton • Ví dụ 4: dung dịch NH3 – Các cân bằng: + - NH3 + H2O ⇋ NH4 + OH + - H2O + H2O ⇋ H3O + OH – PTBT proton: (NH3, H2O) - + + [OH ] = [NH4 ] + [H3O ] - - • Ví dụ 5: dung dịch CN , CH3COO – Các cân bằng: - - CN + H2O ⇋ HCN + OH - - CH3COO + H2O ⇋ CH3COOH + OH + - H2O + H2O ⇋ H3O + OH - - – PTBT proton: (CN , CH3COO , H2O) + - [HCN] + [CH3COOH] + [H3O ] = [OH ]
  38. 1.3.2.pH trong các hệ axit- bazo đơn chức • pH của dung dịch axit mạnh – Giả sử dung dịch axit mạnh HA, nồng độ Ca: - + HA + H2O → A + H3O + - H2O + H2O ⇋ H3O + OH – Hoặc viết dưới dạng: HA → A- + H+ + - H2O ⇋ H + OH – PT bảo toàn proton: + - - - [H ] = [A ] + [OH ] = Ca + [OH ] K K + H2O − H2O [H ] = C + [OH ] = a + [H + ] [H ] → [H + ]2 − C .[H + ]− K = 0 a H 2O (*) [H + ] =
  39. pH của dung dịch acid mạnh + - - - – Biện luận: [H ] = [A ] + [OH ] = Ca + [OH ] -6 - • Nếu Ca ≥ 10 → [OH ] « Ca khi đó: + [H ] = Ca -8 - • Nếu Ca ≤ 10 → Ca « [OH ] khi đó: [H+] = [OH-] = 10-7 -8 -6 • Nếu 10 < Ca < 10 → giải phương trình bậc 2 (*) • Ví dụ: Tính pH của dung dịch HCl trong trường hợp 10- 3M, 10-7M, 10-9M
  40. pH của dung dịch bazo mạnh • BOH có nồng độ Cb – Cân bằng trong dung dịch: BOH → B+ + OH- + - H2O ⇋ H + OH – PT bảo toàn proton: - + + + [OH ] = [H ] + [B ] = [H ] + Cb K [OH − ] = H2O [H + ] + 2 + → [H ] + Cb.[H ]− K H O = 0 2 ( ) [H + ] =
  41. pH của dung dịch bazo mạnh • Biện luận: -6 • Nếu Cb ≥ 10 → pOH = -logCb -8 • Nếu Cb ≤ 10 → pOH = 7 -8 -6 • Nếu 10 < Cb < 10 → giải pt bậc 2 ( )
  42. pH của dung dịch đơn axit yếu – Giả sử dung dịch axit yếu HA, nồng độ Ca – Dung dịch có cân bằng: HA ⇋ H+ + A- + - H2O ⇋ H + OH – PT bảo toàn proton: [H+] = [A-] + [OH-] – Pt bảo toàn khối lượng: - Ca = [HA] + [A ] – Pt hằng số axit: [H + ].[A− ] K = a [HA]
  43. pH của dung dịch đơn axit yếu + − + [H ]−[OH ] Ka = [H ]. + − Ca −[H ]+[OH ] Coi [OH-] « [H+] (nước phân ly không đáng kể) + + [H ] Ka = [H ]. + Ca −[H ] + Giả sử [H ] « Ca + 2 [H ] + Ka = [H ] = Ka.Ca Ca 1 pH = ( pK − log C ) 2 a a
  44. pH của dung dịch đơn axit yếu • Ví dụ 1: Tính pH của dung dịch CH3COOH 0,1M; pKa = 4,75 • Ví dụ 2: Tính pH của dung dịch NH4Cl 0,1M; biết NH3 có pKb = 4,75 • Ví dụ 3: Tính pH của dung dịch axit -3 salixilic 10 M có pKa = 3
  45. pH của dung dịch đơn bazo yếu – Giả sử dung dịch bazơ B, nồng độ Cb – Các cân bằng trong dung dịch: + - B + H2O ⇋ BH + OH + - H2O ⇋ H + OH – Pt bảo toàn proton [OH-] = [BH+] + [H+] – Pt bảo toàn khối lượng: + Cb = [BH ] + [B] – Pt hằng số Kb [BH + ].[OH − ] K = b [B]
  46. pH của dung dịch đơn bazo yếu C −[OH − ]+[H + ] [OH − ] = K . b b [OH − ]−[H + ] Tương tự như trường hợp axit yếu: [H+] « [OH-] - [OH ] « Cb − 2 [OH ] = Kb .Cb 1 pOH = ( pK − log C ) 2 b b pH = 14 - pOH
  47. pH của dung dịch hỗn hợp 2 axit ❖Hỗn hợp 2 axit mạnh: HA1 (C1) và HA2 (C2) – Trong dung dịch: + + + + [H ]dd = [H ]HA1 + [H ]HA2 + [H ]H2O + = C1 + C2 + [H ]H2O -6 + – Nếu C1 + C2 ≥ 10 → [H ]H2O nhỏ, bỏ qua → pH = -log(C1 + C2) -8 + – Nếu C1 + C2 < 10 → [H ]axit nhỏ, bỏ qua → pH = 7 -8 -6 – Nếu 10 ≤ C1 + C2 < 10 → Giữ nguyên và giải pt bậc 2
  48. pH của dung dịch hỗn hợp 2 axit ❖Hỗn hợp của một axit mạnh HA1 (C1) và một axit yếu HA2 (C2, Ka): + + + + [H ]dd = [H ]HA1 + [H ]HA2 + [H ]H2O – Thường trong dung dịch axit H+ do nước phân ly không đáng kể → bỏ qua + + [H ] = C1 + [H ]HA2 + • Nếu C1 ≥ C2 → H do axit yếu phân ly không đáng kể → bỏ qua + [H ]dd = C1 • Nếu C1 ≪ C2 → không bỏ qua axit yếu
  49. pH của dung dịch hỗn hợp 2 axit – Ví dụ 1: Tính pH của hỗn hợp gồm HCl 0,1M và CH3COOH 0,1M; pKa = 4,75
  50. 1.4. Khái niệm về độ hòa tan, tích số tan 1.4.1. Tích số tan 1.4.2. Độ tan 1.5.3. Điều kiện kết tủa
  51. 1.4.1. Tích số tan tạo tủa Ag+ + Cl- AgCl hòa tan • Tốc độ phản ứng tạo tủa phụ thuộc vào yếu tố nào? v= K .S.a .a kt 1 Ag+− Cl • Tốc độ hòa tan tủa: vht= K 2 .S • Phản ứng đạt cân bằng khi: vht = vkt
  52. 1.4.1. Tích số tan K .S.a .a = K .S 1 Ag+− Cl 2 K a .a=2 = const = T Ag+− Cl AgCl K1 T chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ • Tổng quát: nA + mB ⇌ AnBm T= anm .a ABABnm = [A]n .f n .[B] m .f m AB Vì kết tủa có độ tan nhỏ nên coi f ≈ 1 T= [A]nm .[B] ABnm
  53. 1.4.1. Tích số tan + − K1.S.Ag Cl = K2.S + − K2 → Ag .Cl = = const = TAgCl K1 T chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ • Tổng quát: nA + mB ⇌ AnBm n m T = Am+  .Bn+  AmBn
  54. 1.4.2. Độ tan • Độ tan (S) của một chất là nồng độ của chất đó trong dung dịch bão hòa (ở một nhiệt độ nhất định) • S và T là đại lượng đặc trưng cho dung dịch bão hòa 0 • Ví dụ 1: Tính TMg(OH)2 ở 20 C biết rằng ở nhiệt độ đó 100ml dung dịch bão hòa có chứa 0,84 mg Mg(OH)2. Giải – Từ giả thiết về số mg chất tan trong dung dịch bão hòa suy ra: 0,84 1000 S== . 1,4.10−4 Mg(OH)2 1000.58 100
  55. 1.4.2. Độ tan 2+ - Mg(OH)2 ⇌ Mg + 2OH S S 2S T= [Mg2+ ].[OH - ] 2 Mg(OH)2 = 4.S3 = 4.(1,4.10−43 ) =1,1.10−11 0 Ví dụ 2: Tính độ tan của CaSO4 ở 20 C biết T của CaSO4 tại nhiệt độ đó là 9,1.10-6
  56. 1.4.3. Điều kiện kết tủa T [A]nm .[B] Kết tủa không được tạo thành ABnm T [A]nm .[B] Kết tủa được tạo thành ABnm nm T= [A] .[B] Trạng thái cân bằng ABnm Các yếu tố ảnh hưởng sự kết tủa ▪ Chất điện ly lạ ▪ Ion chung ▪ Phản ứng phụ ▪ Nhiệt độ ▪ Kích thước kết tủa
  57. 1.5. Khái niệm cơ bản về phức chất 1.5.1. Định nghĩa – Danh pháp 1.5.2. Hằng số bền và hằng số không bền của phức chất 1.5.3. Nồng độ cân bằng của các cấu tử trong dung dịch tạo phức 1.5.4. Các yếu tố ảnh hưởng đến sự phân ly của phức chất. Hằng số bền điều kiện
  58. 1.5.1. Đinh nghĩa – Danh pháp • Định nghĩa: Phức chất là những hợp chất tạo bởi cation (ion trung tâm) kết hợp với các phối tử (là các phân tử hoặc ion); nó tồn tại trong dung dịch đồng thời có khả năng phân ly thành các ion đơn hay phân tử. - [Ag(CN)2] Số phối trí Phối tử Ion trung tâm - 1 phần + - Trong dung dịch: [Ag(CN)2] Ag + 2CN
  59. 1.5.1. Đinh nghĩa – Danh pháp • Danh pháp: Tên phối tử + tên ion trung tâm – Nếu phối tử là gốc axit: thêm “o” vào tên gốc 2- • SO4 : sunfato - • NO3 : nitrato – Nếu phối tử là halogen: • F- : floro • Cl- : cloro • Br- : bromo • I- : iodo – OH- : hidroxo – Số phối trí: 1 (mono); 2 (đi); 3 (tri); 4 (tetra); 5 (penta); 6 (hexa)
  60. 1.5.2. Hằng số bền, hằng số không bền của phức chất • Hằng số bền: đại lượng đặc trưng cho khả năng tạo phức • Hằng số không bền: đại lượng đặc trưng cho khả năng phân ly phức chất 2+ phân ly 2+ [Cu(NH4)4] Cu + 4NH3 tạo thành [Cu2+ ].[NH ] 4 Hằng số không bền: K = 3 Dựa vào 2+ K và β có [Cu(NH34 ) ] thể biết được [Cu(NH )2+ ] 1 phức đó Hằng số bền: 34 bền hay  =2+ 4 = [Cu ].[NH3 ] K không
  61. 1.5.2. Hằng số bền, hằng số không bền của phức chất • Với phức có nhiều phối tử, sự phân ly xảy ra theo từng nấc: 2+ 2+ Cd + NH3 ⇌ Cd(NH3) β1, K1 2+ 2+ + Cd(NH3) + NH3 ⇌ Cd(NH3)2 β2, K2 2+ 2+ Cd + 4NH3 ⇌ Cd(NH3)4 β, K β, K: hằng số bền và không bền tổng cộng β = β1.β2.β3.β4 = β1,4 K = K1.K2.K3.K4 = K1,4
  62. 1.5.3. Nồng độ CB của các cấu tử trong dd tạo phức • Giả sử ion M có nồng độ ban đầu Cm tạo phức với phối tử L [ML] = (1) M + L ⇌ ML 1 [M].[L] [ML2 ] ML + L ⇌ ML2 = (2) 2 [ML].[L] Từ (1) → [ML] = β1.[M].[L] Thay vào (2): 2 [ML2] = β1. β2.[M] .[L]
  63. 1.5.3. Nồng độ CB của các cấu tử trong dd tạo phức – Theo định luật bảo toàn khối lượng: [M] + [ML] + [ML2] = Cm 2 [M] + β1.[M].[L] + β1β2.[M].[L] = Cm Cm [M] = 2 1+ 1 [L] +  1  2 [L] Cm1 [L] [ML] = 2 1+ 1 [L] +  1  2 [L] 2 Cm 1 2 [L] [ML2 ] = 2 1+1 [L] + 1  2 [L]
  64. 1.5.3. Nồng độ CB của các cấu tử trong dd tạo phức • Trường hợp tổng quát: Cm [M] = 2n 1+ 1 [L] +  1  2 [L] + +  1  2  n [L] Cm1 [L] [ML] = 2n 1+ 1 [L] +  1  2 [L] + +  1  2  n [L] n Cm 1 n [L] [MLn ] = 2n 1+1 [L] + 1  2 [L] + + 1  2  n [L]
  65. 1.5.3. Nồng độ CB của các cấu tử trong dd tạo phức • Ví dụ: Tính [Ag+] và [CN-] trong dung dịch phức - 21 Ag(CN)2 0,1M; biết β = 10 Giải – Cân bằng trong dung dịch - + - Ag(CN)2 ⇌ Ag + 2CN – Biểu thức hằng số bền: [Ag(CN)- ] 0,1− [Ag+ ]  =2 = [Ag+ ].[CN - ] 2 [Ag + ].4[Ag + ] 2 Giả sử [Ag+] ≪ 0,1 [Ag+] = 2,9.10-8 Vậy giả thiết là đúng [CN-] = 5,8.10-8
  66. 1.5.3. Nồng độ CB của các cấu tử trong dd tạo phức • Ví dụ 2: Tính nồng độ cân bằng của các cấu tử trong + -2 -8 dung dịch Ag(NH3)2 10 M, biết K = 6,8.10 • Ví dụ 3: Tính nồng độ cân bằng của các cấu tử trong -2 2+ - dung dịch CdCl2 10 M. Biết Cd tạo phức với Cl các + - 2- phức: CdCl , CdCl2, CdCl3 , CdCl4 các hằng số bền tương ứng là 102,05 , 100,55 , 10-0,2 , 100,5 • Ví dụ 4: Tính nồng độ cân bằng Cl- để kết tủa AgCl tan ít nhất, biết Ag+ tạo phức với Cl- với các hằng số sau: 3,04 AgCl β1 = 10 - 5,04 AgCl2 β1,2 = 10 2- 5,05 AgCl3 β1,3 = 10 3- 5,3 AgCl4 β1,4 = 10
  67. 1.5.4. Các yếu tố ảnh đến sự phân ly của phức. HSB điều kiện • Giả sử trong dung dịch có phức MY2- có mặt ion L và H+. Trong đó: • L có khả năng tạo phức phụ với M • H+ có khả năng tạo phức phụ với Y4- • Các cân bằng trong dung dịch: MY2- ⇌ M2+ + Y4- (để dễ theo dõi không viết điện tích) – Biểu thức HSB của phức: [MY] = [M].[Y4- ]
  68. 1.6.4. Các yếu tố ảnh đến sự phân ly của phức. HSB điều kiện – M tạo phức phụ với L: [ML] M + L ⇌ ML = 1 [M].[L] ML + L ⇌ ML [ML ] 2 = 2 2 [ML].[L] MLn-1 + L ⇌ MLn – H+ tạo phức phụ với Y4-: + 4- 3- H + Y ⇌ HY K4 + 3- 2- H + HY ⇌ H2Y K3 + 2- - H + H2Y ⇌ H3Y K2 + - H + H3Y ⇌ H4Y K1
  69. 1.5.4. Các yếu tố ảnh đến sự phân ly của phức. HSB điều kiện • Gọi [M]’ là nồng độ của M do phức phân ly, khi đó: [M]’ = [M] + [ML] + [ML2] + + [MLn] (1) • Gọi [Y4-]’ là nồng độ của Y4- do phức phân ly: 4- 4- 3- 2- - [Y ]’ = [Y ] + [HY ] + [H2Y ] + [H3Y ] + [H4Y] (2) • Từ (1): 2n [M]' = [M] +1 [M][L] + 1,2 [M][L] + + 1,n [M][L] 2n =[M]1( + 1 [L] +  1,2 [L] + +  1,n [L] ) αM(L)
  70. 1.5.4. Các yếu tố ảnh đến sự phân ly của phức. HSB điều kiện • Từ (2): [H]+ [H] +2 [H] + 3 [H] + 4 [Y4- ]'= [Y 4- ]. 1 + + + + K4 K 4 .K 3 K 4 .K 3 .K 2 K 1,4 αY(H) [MY] 1 '. =4- =  [M]'.[Y ]' M(L) . Y(H) Hoặc K '= K. M(L)Y(H) .
  71. 1.5.4. Các yếu tố ảnh đến sự phân ly của phức. HSB điều kiện • Ví dụ 1: Tính nồng độ các cấu tử có trong dung dịch hỗn hợp gồm MgY2- 10-2M và Ca2+ 10-2M. Biết: – β (MgY2-) = 108,7 – β (CaY2-) = 1010,7 Giải – Nhận xét: từ giá trị HSB của 2 phức MgY2- và CaY2-   CaY22−− MgY → Có phản ứng: Ca2+ + MgY2- ⇌ CaY2- + Mg2+ Từ phản ứng: [CaY2-] = [Mg2+]
  72. 1.5.4. Các yếu tố ảnh đến sự phân ly của phức. HSB điều kiện 2- [CaY ] 2- 2+ 4- =2− [CaY ]= .[Ca ].[Y ] CaY [Ca2+ ].[Y 4- ] CaY2- [MgY2- ] 2- = 2+ [MgY ] MgY2− 2+ 4- [Mg ] = [Mg ].[Y ]  .[Y4- ] MgY2- 1 =[Y4- ] CaY2−  .[Y4- ] MgY2− 1 [Y4−− ]== 10 9,75 . CaY2- MgY 2−
  73. 1.5.4. Các yếu tố ảnh đến sự phân ly của phức. HSB điều kiện – Theo định luật bảo toàn khối lượng: [Mg2+] + [MgY2-] = 10-2 → [Mg2+] = 9,2.10-3 → [Ca2+] = 8,2.10-4 • Ví dụ 2: Tính nồng độ cân bằng của Mg2+, Y4-, MgY2- khi trong dung dịch có Mg2+ 10-2M, Y4- 10-2M, pH = 11. Biết: • β (MgY2-) = 108,7 • β (MgOH+) = 102,58 • H4Y có pK1 = 2; pK2 = 2,67; pK3 = 6,27; pK4 = 10,95
  74. 1.6. Phản ứng thủy phân ✓Phản ứng thuỷ phân là phản ứng tương tác giữa những chất khác nhau (muối, hydrua, các hợp chất oxy, halozen và thioanhydric) với những ion của nước, kèm theo sự phá huỷ cân bằng điện ly của nước và làm thay đổi pH của dung dịch (kể cả sự thay đổi màu sắc của dung dịch ) Ví dụ: khảo sát sự thuỷ phân của muối NH4Cl 4+ - Trong dung dịch có sự điện ly: NH4Cl → NH + Cl 4+ + Trong dung môi nước: NH + H2O NH3 + H3O - + Nên: NH4Cl + H2O NH3 + Cl + H3O Vì thế dung dịch thu được sau khi hòa tan muối NH4Cl trong nước là dung dịch có tính acid
  75. Chương 2: Phân tích định tính cation nhóm I 2.1. Đặc tính chung của nhóm 2.2. Thuốc thử chung cation nhóm 1 2.3. Phân tích hệ thống nhóm 1
  76. 2.1. Đặc tính chung của nhóm Nhóm 1 cation gồm: Ag ; Hg2+ ; Pb2+, các nguyên tố này nằm trong các nhóm khác nhau của hệ thống tuần hoàn. Chúng có hoặc 18 electron ở lớp ngoài cùng hoặc (18 + 2) electron ở 2 lớp ngoài cùng, đó là nguyên nhân tại sao chúng lại tác dụng giống nhau đối với các ion halozenua.
  77. 2.2. Thuốc thử chung cation nhóm 1 ✓Với thuốc thử HCl Tạo các hợp chất kết tủa khó tan trong nước và trong các axit loãng với độ tan khác nhau ✓Với thuốc thử KI hay KBr Dung dịch này phản ứng với các cation nhóm 1 tạo thành những kết tủa tinh thể có màu đặc trưng
  78. 2.2. Thuốc thử chung cation nhóm 1 ✓Với thuốc thử H2SO4 loãng H2SO4 loãng và các muối sunfat tan sẽ phản ứng với các cation nhóm 1 với mức độ khác nhau. Các cation Ag+ và 2+ 2- Hg2 muốn tạo kết tủa với ion SO4 thì nồng độ của chúng trong dung dịch phải tương đối lớn so với Pb2+ tạo kết tủa PbSO4 độ tan PbSO4 là 0,00015 mol/ L.
  79. 2.2. Thuốc thử chung cation nhóm 1 ✓Với thuốc thử NaOH hay KOH Các cation nhóm I sẽ phản ứng với thuốc thử tạo thành các hiđrôxit kết tủa màu trắng AgOH, Hg2(OH)2, Pb(OH)2 nhưng tính chất của các hiđrôxit này có khác nhau. AgOH và Hg2(OH)2 rất không bền, bị phân hủy ngay khi tạo thành và cho ra các oxit tương ứng Ag2O, Hg2O, còn Pb(OH)2 thì lại tan trong kiềm dư. Ag+ + OH = AgOH màu trắng AgOH bị phân hủy rất nhanh. 2 AgOH = Ag2O màu đen +H2O Ag2O không tan trong kiềm dư, nhưng dễ tan trong HNO3, NH4OH và bị ánh sáng phân hủy thành Ag kim loại.
  80. 2.2. Thuốc thử chung cation nhóm 1 ✓Với thuốc thử NH3 + 2Ag + 2NH4OH = Ag2O  +NH4 + H 2O Ag2O + 2NH4OH = 2Ag(NH4 )2 OH + 3H 2O Pb(NO3 )2 + NH4OH = PbOHNO3  +NH4 NO3 2Hg (NO3 )2 + 4NH3 + H 2O = (NH2 Hg 2O)NH3  0 = 2Hg  +3NH4 NO3 ✓Với thuốc thử K2CrO4 + 2- 2Ag + CrO4 = Ag2CrO4 màu đỏ nâu Phản ứng này tiến hành trong môi trường trung tính (pH = 7). 2+ 2- Pb + CrO4 = PbCrO4 màu vàng 2+ 2- + 2Pb + Cr2O7 + H2O = 2PbCrO4 + 2H
  81. 2.2. Thuốc thử chung cation nhóm 1 ✓Với thuốc thử H2S 2+ 0 + Hg + H 2S = HgS  +Hg  +2H 2− 2Ag + S = Ag2S  − + + 3Ag2S + 2NO3 + 8H = 6Ag + 2NO + 3S + 4H 2O 2+ + Pb + H 2S = PbS  +2H 3PbS + 8HNO3 = 3PbSO4  +8NO + 4H 2O ✓Với thuốc thử Na2S2O3 + 2− 2Ag + S2O3 = Ag2S2O3 2− 3− Ag2S2O3 + 3S2O3 = 2Ag(S2O3 )2  3− 2− + 2− 2Ag(S2O3 ) + H 2O = Ag2S  +SO4 + 2H + 3S2O3 3− + 2− 2Ag(S2O3 ) + 4H = Ag2S  +SO4 + 3SO2 + 3S + 2H 2O 2+ 2− 2− Hg 2 + 2S2O3 = HgS  +Hg  +S  +2SO3 2+ 2− Pb + S2O3 = PbS2O3  2− 4− PbS2O3 + 2S2O3 = Pb(S2O3 ) 4− + 2− Pb(S2O3 ) + 2H = PbS  +2S  +2SO2 + SO4 + H 2O
  82. 2. 2. Thuốc thử chung cation nhóm 1 + 2+ 2+ • Các cation nhóm 1: Ag , Pb , Hg2 Thuốc thử Cation + 2+ 2+ Ag Pb Hg2 HCl loãng AgCl↓ trắng, tác PbCl2↓ tan Hg2Cl2↓ trắng, tác dụng và tan trong trong nước dụng với NH4OH NH4OH dư nóng hóa đen H2SO4 - PbSO4↓ trắng Hg2SO4↓ trắng loãng KOH hoặc Ag2O↓ đen Pb(OH)2↓ trắng, Hg2O↓ đen NaOH tan trong kiềm dư NH4OH dư Tạo thành phức Pb(OH)2↓ trắng [Hg2ONH2]NO3↓ + tan Hg↓ đen
  83. 2.2. Phân tích định tính cation nhóm 1 Thuốc thử Cation + 2+ 2+ Ag Pb Hg2 K2CO3 hay Ag2CO3↓ trắng Pb2(OH)2CO3↓ Hg2CO3 → HgO Na2CO3 trắng + Hg + CO2 kết tủa xám K2CrO4 Ag2CrO4↓ đỏ nâu PbCrO4↓ vàng, Hg2CrO4↓ đỏ tan trong kiềm dư KI AgI↓ vàng PbI2↓ vàng, tan Hg2I2↓ xanh lục trong nước nóng tác dụng với thuốc thử dư → 2- HgI4 + Hg H2S và các muối Ag2S↓ đen PbS↓ đen HgS + Hg đen Na2S, (NH4)2S Cu Ag trắng - Tạo hỗn hống màu trắng
  84. 2.3. Phân tích hệ thống cation nhóm 1 Dung dịch phân tích + HCl loãng; Li tâm Nước lọc 1 Kết tủa 1 + H2O đun sôi, lọc nóng Nước lọc 2 + KI (hoặc K2CrO4) Kết tủa 2 + NH4OH PbI ↓ vàng (hoặc PbCrO ↓ vàng) 2 4 Kết tủa đen xám Hg + Nước lọc 3 + HNO3 NH2HgCl↓ AgCl↓ trắng
  85. Chương 3: Phân tích định tính cation nhóm II 3.1. Đặc tính chung của nhóm 3.2. Thuốc thử chung cation nhóm II 3.3. Phân tích hệ thống nhóm II
  86. 3.1. Đặc tính chung của nhóm Nhóm 2 cation gồm: Ca2+, Sr2+, Ba2+ là những nguyên tố thuộc nhóm hai trong hệ thống tuần hoàn, chúng có đầy đủ số electron lớp ngoài là 8, đó là cơ sở để chúng có những tính chất đinh tính gần giống nhau. Hoạt tính hoá học của chúng tăng từ Ca đến Ba. Các ion của chúng trong dung dịch nước đều không giống nhau.
  87. 3. 2. Thuốc thử chung cation nhóm 2 ✓Dùng thuốc thử H2SO4 loãng và các muối sunfat Tạo tinh thể màu trắng không tan trong axit và kiềm ✓Dùng thuốc thử Na2CO3 hoặc K2CO3 hoặc (NH4)2CO3 Tạo kết tủa tinh thể màu trắng, ít tan trong nước nhưng tan trong các axit HCl, HNO3
  88. 3. 2. Thuốc thử chung cation nhóm 2 ✓Dùng thuốc thử K2CrO4 Tạo kết tủa tinh thể màu vàng BaCrO4, SrCrO4 ít tan trong nước (độ tan của chúng là S (BaCrO4 ) = 1,55.10-5 gmol/L; S (SrCrO4 )= 4,0.10-4 gmol/L). ✓Dùng thuốc thử (NH4)2C2O4 Tạo kết tủa Oxalat tinh thể màu trắng tan trong các acid HCl, HNO3, riêng BaC2O4và SrC2O4 tan được cả trong acid axetic.
  89. 3. 2. Thuốc thử chung cation nhóm 2 • Các cation nhóm 2: Ba2+, Sr2+, Ca2+ Thuốc thử Cation Ba2+ Sr2+ Ca2+ BaSO ↓ trắng SrSO ↓ trắng CaSO ↓ trắng, tan nhiều H2SO4 loãng 4 4 4 trong nước Nước thạch cao BaSO4 ↓ SrSO4 ↓ - CaSO4 bão hòa Na2CO3 BaCO3↓ trắng SrCO3↓ trắng CaCO3↓ trắng H2SO4 đặc BaHSO4 SrHSO4 CaHSO4 K2CrO4 - Môi trường trung tính BaCrO4↓ vàng SrCrO4↓ vàng - - Môi trường axit axetic BaCrO4↓ vàng - - 2- (NH4)2SO4 BaSO4↓ SrSO4↓ Ca(SO4)2 (NH4)2C2O4 BaC2O4↓ trắng SrC2O4↓ trắng CaC2O4↓ trắng Na2HPO4 BaHPO4↓ trắng SrHPO4↓ trắng CaHPO4↓ trắng Thử màu lửa Ngọn lửa màu vàng lục Ngọn lửa màu đỏ Ngọn lửa màu đỏ gạch
  90. 3. 3.Phân tích hệ thống cation nhóm 2 L1 + H2SO4 loãng + rượu etylic, li tâm, lọc gạn Kt2 + MeSO4 chuyển thành MeCO3 bằng Na2CO3 bão hòa Kt MeCO3 + CH3COOH đến vừa tan hết + K2CrO4, li tâm, lọc L + Na2CO3 → SrCO3 + CaCO3, li tâm, lấy kết Kt + NaOH lắc kĩ, li tâm tủa, rửa sạch bằng nước Kt + CH3COOH đến vừa tan hết, chia BaCrO4 ↓ Nước lọc + thành 2 phần vàng Na2S Phần ít + CaSO4 Phần nhiều + (NH4)2SO4, li PbS ↓ đen bão hòa tâm, lọc SrSO4 ↓ trắng SrSO4 ↓ trắng CaC2O4 ↓ trắng
  91. Chương 4 : Phân tích định tính cation nhóm III 4.1. Đặc tính chung của nhóm 4.2. Thuốc thử chung cation nhóm III 4.3. Phân tích hệ thống nhóm III
  92. 4.1. Đặc tính chung của nhóm Cation nhóm 3 gồm Al3+, Zn2+, Cr3+ tương ứng với những nguyên tố là những kim loại lưỡng tính, khi tác dụng với dung dịch kiềm tạo thành các hydroxyt lưỡng tính kết tủa. Các kết tủa này tan trong dung dịch kiềm đặc dư.
  93. 4. 2. Thuốc thử chung của cation nhóm 3 ✓Dùng dung dịch KOH hay NaOH dư Phản ứng tạo ra các hydroxyt kết tủa. Các hydroxyt của nhóm có tính chất lưỡng tính, tức là chúng vừa có khả năng phân ly trong nước theo kiểu acid lại vừa có khả năng phân ly theo kiểu baz. Tính chất chung của các cation nhóm III là chúng đều tạo thành các muối tan trong môi trường kiềm dư. - 2+ 2+ 3+ 2+ Ion cromit (CrO2 ) kết hợp với các cation như Mg , Mn , Fe , Zn tạo thành những kết tủa khó tan Mg(CrO2)2, Zn(CrO2)2, Mn(CrO2)2 vì vậy để tách Cr3+ cùng với nhóm III, thường dùng kiềm dư và có mặt H2O2 để oxi 3+ 2- hóa Cr về CrO4 .Vì vậy cho nên thuốc thử để tách nhóm III là NaOH (hoặc KOH) dư và H2O2.
  94. 4. 2. Thuốc thử chung của cation nhóm 3 ✓Dùng dung dịch NH3 Amôni hidrôxit (NH4OH) tác dụng với các cation nhóm III tạo thành các hidrôxit không tan, nhưng riêng Zn2+ khi dung dịch NH3 dư sẽ làm kết tủa này và cả ion này chuyển thành phức amoniacat tan 2+ Zn(NH3)4 Cr(OH)3 tan ít trong NH4OH dư, khi có mặt NH4Cl tạo thành muối kép CrCl3.NH3màu tím Al(OH) 3 kết tủa hoàn toàn khi dung dịch có pH 7- 8
  95. 4. 2. Thuốc thử chung của cation nhóm 3 ✓Dùng dung dịch Na2CO3 hay K2CO3 Tạo thành kết tủa hidroxit, riêng với ion Zn2+ tạo thành muối cacbonat bazo có thành phần phụ thuộc nồng độ dung dịch và nhiệt độ: Tất cả kết tủa trên đều tan trong kiềm dư, riêng muối cacbonat baz của kẽm tan được cả trong amoniac và trong muối amoni.
  96. 4. 2. Thuốc thử chung của cation nhóm 3 ✓Dùng dung dịch S2- Ion Zn2+ trong môi trường trung tính, kiềm yếu hoặc có mặt muối axetac natri thì tác dụng với H2O hay (NH4)2S tạo thành kết tủa sunfua kẽm màu trắng: ZnCl2 + H2S + 2CH3COONa = ZnS + 2NaCl + 2CH3COOH 4+ 2+ Ion Sn và Sn trong môi trường HCl tác dụng với H2S tạo thành các sunfua khó tan:
  97. 4.2. Thuốc thử chung cation nhóm 3 • Các cation nhóm 3: Al3+, Cr3+, Zn2+, Sn2+, Sn4+, As3+, As5+ Thuốc thử Cation Al3+ Cr3+ Zn2+ Sn2+ Sn4+ - - 2- 2- 2- NaOH dư AlO2 CrO2 ZnO2 SnO2 SnO3 NaOH, Na2CO3 không dư Al(OH)3↓ Cr(OH)3↓ lục Zn(OH)2↓ trắng Sn(OH)2↓ Sn(OH)4↓ trắng trắng trắng 2+ DD NH3 Al(OH)3↓ Cr(OH)3↓ [Zn(NH3)4] Sn(OH)2↓ Sn(OH)4↓ Na2HPO4 AlPO4↓ trắng CrPO4↓ xanh Zn3(PO4)2↓ trắng Sn(OH)2↓ Sn(OH)4↓ lục H2S trong môi trường HCl - - - SnS↓ nâu SnS2↓ vàng H2S trong môi trường - - ZnS↓ trắng - - CH3COOH (NH4)2S trong môi trường Al(OH)3↓ Cr(OH)3↓ ZnS↓ - - trung tính hoặc kiềm 3+ 6+ 2+ 4+ Với các chất oxy hóa: H2O2, - Cr → Cr - Sn → Sn - KMnO4 Alizarin trong môi trường NH3 Kết tủa son Kết tủa nâu Kết tủa đỏ nhạt Kết tủa vàng Kết tủa vàng đỏ nhạt gạch nhạt
  98. 4.3. Phân tích hệ thống cation nhóm 3 L2 + NaOH dư + H2O2, đun kĩ, li tâm, bỏ kết tủa L3 + NH4Cl, đun sôi kĩ, li tâm L3,1 chia làm 2 phần Kt3,1 P1: + H O + rượu P2: + Na S Lắc mạnh, đun nóng 2 2 2 amylic + H2SO4 với (NH4)2S Lớp rượu có màu ZnS↓ trắng Nước lọc có Kt rửa sạch + 2- xanh của H3CrO8 SnS3 + CH3COOH đến CH3COOH tan + alizarin + → SnS2 ↓ NH4OH → Kt vàng son đỏ