Теоретичні основи аналітичної хімії

Размещено на http://www.allbest.ru/

Теоретичні основи аналітичної хімії

1. Предмет аналітичної хімії та її значення в підготовці спеціаліста

Предмет аналітичної хімії - це методи визначення хімічного складу речовин. Аналітична хімія має два основних розділи - якісний та кількісний аналіз. Мета якісного аналізу - виявити, які елементи, іони або хімічні сполуки містяться в досліджуваній речовині. Завдання кількісного аналізу - визначити кількісні співвідношення між складовими частинами речовини, тобто визначити процентний вміст кожного елемента в ній. Результати аналізу дають можливість встановити хімічні формули синтетичних і природних сполук, оцінити відповідність різноманітних матеріалів вимогам виробництва.

Якісний та кількісний методи аналізу тісно пов'язані між собою. Вони мають спільну теорію, у них часто використовуються однакові схеми попереднього розділення елементів, а для виявлення і кількісного визначення окремих іонів застосовуються ті самі хімічні реакції. Проте вони мають і певні відмінності, тому їх вивчають окремо.

За характером досліджуваного матеріалу розрізняють аналіз органічних і неорганічних речовин.

Сучасна аналітична хімія має на своєму озброєнні понад 50 різних методів аналізу, які поділяють на дві групи - хімічні й фізико-хімічні та фізичні.

Аналітична хімія є науковою дисципліною, яка тісно пов'язана з різними галузями хімічної науки та виробництва. Методами аналітичної хімії користуються також у геології, біохімії, медицині0 фізиці, сільськогосподарських та інших науках. Хімічний аналіз застосовується також для контролю якості сировини, напівфабрикатів і готової продукції. З цього випливає, що кожна галузь науки і виробництва ставить перед аналітичною хімією свої специфічні завдання. Так, для медичної науки велике значення має якісне виявлення й кількісне визначення окремих елементів, які входять до складу тканин живих організмів і зумовлюють їх нормальну фізіологічну діяльність. Урожайність сільськогосподарських культур значною мірою залежить від наявності в ґрунтах і добривах багатьох мікроелементів. У зв'язку з цим стоїть потреба в розробці методів для визначення в добривах найменших кількостей марганцю, бору, заліза, молібдену.

Виплавляючи чавун або сталь, металург повинен знати процентний вміст заліза в руді, а також кількість шкідливих домішок - сірки, фосфору, кремнію - в готовому продукті. Ці відомості дає йому аналітична лабораторія заводу. Польові аналізи корисних копалин дають геологові можливість оцінити загальні запаси елементів і зробити висновок про економічну доцільність розробки відкритого ним родовища. Санітарна служба вимагає від хіміка-аналітика оцінки якості питної води; у харчовій промисловості треба контролювати доброякісність продуктів; для судового експерта важливо встановити характер отрути, тощо.

У наш час перед аналітичною хімією стоять дві проблеми: розробка методів якісного виявлення і кількісного визначення ряду елементів, що почали використовуватися в широких масштабах не так давно. Другою проблемою є розробка методів виявлення і визначення мікрокількостей елементів, тому що було з'ясовано, що навіть незначні кількості елементів, наявні в основному матеріалі, відіграють важливу роль.

2. Класифікація методів аналізу

Хімічні й фізико хімічні методи аналізу.

Загальна схема хімічних і фізико-хімічних методів аналізу зводиться до того, що досліджувану речовину переводять у розчин, діють певним хімічним реактивом і спостерігають зовнішній ефект хімічного перетворення. У складних випадках (при великій кількості складових елементів) суміш спочатку розділяють на окремі групи. Щоб визначити мікро кількість елементів, слід виділяти їх перед визначенням з великого об'єму розчину в невеликий об'єм органічного розчинника або осаду з метою підвищення чутливості визначення і позбавлення шкідливого впливу сторонніх елементів.

Отже, в загальному випадку хімічний аналіз складається з таких етапів:

- переведення досліджуваної речовини в розчин;

- відділення елементів, що визначаються, від інших та їх концентрування;

- якісне виявлення і кількісне визначення.

Кожний з цих етапів характеризується певною системою методів.

Методи хімічною аналізу за основними типами хімічних реакцій:

1) реакції осадження;

2) реакції утворення комплексних сполук;

3) реакції окислення-відновлення;

4) реакції кислотно-основної взаємодії.

У хімічному аналізі реакції різних типів часто поєднуються між собою. Наприклад, реакція між сульфатом міді й йодидом калію

2CuSO4 + 4KI = 2CuI + I2 + 2K2SO4

одночасно є окислювально-відновною і хімічною реакцією першого типу.

1. Реакції осадження є основою різних методів розділення, концентрування і визначення окремих іонів або елементів.

Методи розділення:

-хроматографічний аналіз (полягає у тому, що розчин складної суміші неорганічних або органічних речовин пропускають через колонку, заповнену адсорбентом, внаслідок чого суміш розділяється на окремі компоненти).

Методи концентрування:

-співосадження (полягає у тому, що осад при утворенні захоплює з розчину сторонні розчинні речовини). Використовується для вилучення з великого об'єму розчину невеликих кількостей елементів, що визначаються, і для відділення останніх від основного компонента проби.

Методи виявлення і визначення:

-гравіметричний метод (полягає у тому, що визначувані іони вилучають з розчину у вигляді малорозчинної сполуки добавлянням певного реактиву, за масою осаду обчислюють кількість елемента або іона).

2. Реакції утворення комплексних сполук.

Методи розділення і концентрування:

-метод екстракції (метод розділення, який полягає в переведенні комплексної сполуки певного елемента з водного розчину в шар органічного розчинника). Застосовується переважно для переведення в органічний розчинник сполук комплексного характеру.

Методи виявлення і визначення:

-фотометричний метод (вимірювання інтенсивності забарвлення комплексних сполук, що утворюються при взаємодії визначуваних іонів з неорганічними або органічними реактивами;

-гравіметричний аналіз;

-титриметричний аналіз (до розчину визначуваних іонів добавляють точно еквівалентну кількість розчину реактиву відомої концентрації, вимірюється об'єм розчину реактиву і за рівнянням хімічної реакції обчислюють кількість визначуваних іонів).

3. Реакції окислення-відновлення

Методи розділення і концентрування:

-метод цементації (відновлення металами іонів металів, що містяться в розчині);

-електроліз на ртутному катоді (іони багатьох елементів відновлюються електричним струмом до металів, які розчиняються у ртуті, утворюючи амальгами, іони інших металів залишаються при цьому в розчині). Застосовується, наприклад, для відділення цинку від алюмінію, заліза від титану та інш.

Методи виявлення і визначення:

-титриметричний методи - перманганатометрія, йодлметрія, хроматометрія та інш. (ґрунтуються на використанні різних окислювачів та відновників);

-електрогравіметричний аналіз (іони металів, що є в розчині, відновлюються електричним струмом до металічного стану). Застосовується для визначення Cu, Cd, Zn, Co, Pb, Ag, Au та інш.;

-каталітичні методи аналізу (швидкість реакції є основою для кількісного визначення елементів, які каналізують реакцію. Швидкість реакції збільшується пропорційно концентрації каталізатора.). Дуже чутливий аналіз, надає можливість визначення десятих та сотих часток мікрограма речовини;

-полярографічний метод (ґрунтується на вимірюванні сили граничного струму, що пропорційна концентрації речовини, що відновлюється. У розчин занурюють два електроди, які з'єднуються з джерелом постійного струму і поступово підвищують напругу на електродах.). Застосовується в аналізі металів та сплавів, придатний і для аналізу руд, природних вод, біологічних об'єктів, гірських порід, силікатів тощо;

-кулонометричний метод (кількість речовини визначають за кількістю електрики, яку треба витратити на електрохімічне перетворення - окислення або відновлення - речовини). Цим методом визначаються незначні кількості речовини - до сотих і тисячних часток мікрограма.

4. Кислотно-основні реакції:

-метод титриметричного аналізу - метод нейтралізації.

Фізикохімічні методи аналізу:

-фотоколометричний аналіз;

-спектроколометричний аналіз;

-нефелометричний аналіз;

-потенциометричний аналіз;

-кондуктометричний аналіз;

-полярографічний аналіз.

Фізичні методи аналізу.

У фізичних методах аналізу кількість речовини визначають вимірюванням параметра певної фізичної властивості речовини, причому хімічні реакції або зовсім не проводяться, або мають другорядне значення. До фізичних властивостей відносяться густина речовини, теплопровідність, колір, електропровідність, твердість, радіоактивність тощо.

Методи фізичного аналізу:

1. Спектральний метод - матеріал, що аналізують, піддають дії високої температури електричної іскри або електричної дуги, що призводить до випромінювання світла атомами елемента. Це випромінювання розкладають спектрографом на складові і фотографують. Порівнявши інтенсивність окремих ліній спектра еталона з точно відомим вмістом окремих елементів, можна визначити ці елементи.

2. Метод фотометрії полум'я - розчин речовини, яку аналізують, вводять у полум'я газового пальника, розчинник випаровується, електрони переходять на основний енергетичний рівень, що супроводжується випромінюванням, яке фіксується фотоелементом і інтенсивність якого за певних умов пропорційна вмісту даного елементу в пробі. Метод придатний тільки для визначення лужних і лужноземельних металів.

3. Метод атомної абсорбції - ґрунтується на поглинанні квантів світла від спеціального джерела не збудженими атомами елементів у полум'ї. Вміст елементу визначають, вимірявши зменшення інтенсивності світла при проходженні його через полум'я. Перевага цього методу - висока селективність і чутливість.

4. Рентгено-флуоресцентний метод - на пробу діють рентгенівськими променями. Інтенсивність вторинного випромінювання залежить від кількості даного елемента в пробі.

5. Радіоактиваційний метод - досліджуваний матеріал піддають дії нейтронного випромінювання в атомному реакторі. Порівнюючи інтенсивність радіоактивного випромінювання окремих фракцій еталоннох проби і досліджуваного матеріалу, роблять висновок про кількісний вміст окремих елементів. Цей метод дуже чутливий (можна визначати елементи, вміст яких становить 10-8-10-10%).

6. Нейтронно-активізаційний.

7. Еміссіонний (плазменна фотометрія).

8. Ядро-магнітний резонанс.

3. Електролітична дисоціація води. Водневий показник рН

Електролітична дисоціація.

розчинення речовини є першим етапом аналізу. Розчинником звичайно є вода. Це пояснюється не тільки великою поширеністю воли в природі, а й деякими своєрідними фізико-хімічними властивостями, які роблять її кращим розчинником в порівнянні з іншими рідинами.

Речовини, які розчиняють, у переважній більшості випадків є солями, кислотами або основами. Розчинення названих типів сполук у воді - це складний фізико-хімічний процес, наслідком якого є електролітична дисоціація - перехід розчинюваної речовини у розчин частково або повністю ц вигляді іонів. Процес розчинення полягає в руйнуванні кристалічної решітки сполук. Причиною цього є в першу чергу суто фізичний процес послаблення електростатичних зв'язків між складовими частинами розчинюваної речовини у воді, що відбувається під впливом високої діелектричної сталої води (80). З другого боку, при розчиненні відбувається процес гідратації - хімічна взаємодія молекул води з розчинюваною речовиною.

Отже, електролітична дисоціація зумовлена фізичним процесом послаблення електростатичних зв'язків у воді і хімічним процесом гідратації, що відбувається з виділенням енергії.

Схематично процес електролітичної дисоціації можна зобразити таким рівнянням

MeA+nH2O-Me(H2O)m++A(H2O)k-

Гідратація катіонів відбувається, як правило, більшою мірою, ніж гідратація аніонів.

Кількісною характеристикою електролітичної дисоціації є ступінь дисоціації, яка показує яка частина молекул від загальної кількості молекул розчиненої речовини розклалася на іони. Ступінь дисоціації виражають числом, що показує яка частина моль розпалася на іони, або в процентах.

Речовини, які мало дисоціюють у водних розчинах і ступінь дисоціації яких становить кілька процентів, називають слабкими електролітами. Другу групу речовин, які дисоціюють практично повністю, називають сильними електролітами.

Ступінь дисоціації залежить від індивідуальності речовини і від умов, які створюються у розчині.

Загальні правила дисоціації сполук.

1. Звичайні (некомплексні) солі, кристалічні решітка котрих у твердому стані має іонний характер, дисоціюють у водних розчинах практично повністю. Винятком є хлорид ртуті (ІІ), ацетат заліза, ціанід ртуті, фтори алюмінію, які дисоціюють слабко.

2. Комплексні солі мало дисоціюють, але характер їх дисоціації відрізняється від дисоціації простих солей.

3. Майже всі органічні кислоти і переважна кількість неорганічних кислот є слабкими електролітами. Виняток становлять хлороводневі, бромисто-воднева, йодоводнева, азотна, сірчана та деякі інші кислоти.

4. Основи теж дисоціюють, але, як правило, мало; більшість з них - важкорозчинна. До основ, які є сильними електролітами, належать їдкі луги.

Схеми дисоціації сполук.

1. Солі

MeA-Me++A-, сильні електроліти, дисоціюють майже повністю.

За такою ж схемою дисоціюють сильні кислоти і основи.

Слабкі кислоти і основи перебувають у розчині переважно у вигляді недисоціованих молекул.

2. Багатоосновні кислоти і основи дисоціюють ступінчасто, наприклад:

Н 2А-Н++НА-;

НА--Н++А 2-

Крім солей, Снов та кислот, існують амфотерні електроліти - амфоліти (сполуки, здатні дисоціювати в двох напрямках - з відщепленням іонів водню та іонів гідроксилу). Амфотерними є гідроксид алюмінію Al(OH)3, а також гідроксиди хрому, цинку, свинцю, олова, сурми, миш'яку.

Якісна класифікація електролітів за їх здатністю дисоціювати допомагає вивчити властивості окремих сполук і дає можливість встановити напрям хімічних реакцій, зв'язаних з процесами дисоціації.

Ступінь дисоціації слабких електролітів залежить від концентрації електролітів і від температури розчину. дисоціація слабкого електроліту:

MeA-Me++A-.

Якщо б - ступінь дисоціації, С-загальна концентрація електроліту, тоді концентрація недисоційованих молекул дорівнюватиме С- бС, а концентрація катіонів і аніонів солі, що утворилися при дисоціації, - бС.

MeA = Me++A-.

С- бС бС бС

Електрична дисоціація є оборотним процесом, до якого можна застосувати закон діючих мас. Отже,

[Me+]*[A-] / [MeA] = бС* бС/ (С- бС)= K або К= б2С/ (1- б)

Константа К називається константою дисоціації, а саме рівняння - рівнянням закону розведення Освальда.

Для слабких електролітів (ступінь дисоціації не перевищує 1%) - К= б2С.

Із збільшенням концентрації електроліту зменшується його дисоціація і, навпаки, при розведенні розчинів слабкі електроліти дисоціюють сильніше, ступінь дисоціації зростає. Введення однойменних іонів на дисоціацію слабких кислот часто застосовують у хімічному аналізі для збільшення або зменшення концентрації водневих або гідроксильних іонів.

Зміна температури мало впливає на дисоціацію переважної більшості слабких електролітів.

Закон розведення Освальда підтверджується тільки для дуже розведених розчинів слабких електролітів. Так само і константи дисоціації слабких кислот і основ зберігають стале значення тільки для дуже розведених розчинів цих електролітів.

У концентрованих розчинах, а також у присутності сторонніх електролітів виявляється електростатична взаємодія між іонами різних розрядів, внаслідок цього здатність іонів до взаємодії з іншими іонами визначається так званою активною концентрацією або активністю:

б=fС,

де С-загальна концентрація іонів у розчині; б - активність; f - коефіцієнт активності.

Активність іонів визначає їх здатність до хімічної взаємодії в умовах існування навколо кожного іона іонної атмосфери, а коефіцієнт активності - ступінь відхилення активності від концентрації.

Коефіцієнт активності визначається за формулою:

lg f = -0.5z2vм,

де z - заряд іона, м - іонна сила.

Для розчинів, іонна сила яких не перевищує 0,1, користуються експериментально визначеними значеннями коефіцієнтів активності.

Для концентрованих розчинів вище наведене рівняння втрачає силу, коефіцієнти активності розраховуються експериментально. У концентрованих розчинах коефіцієнти активності залежать не тільки від іонної сили розчину, а й від хімічної індивідуальності окремих іонів.

Коефіцієнти активності використовують звичайно при точних обчисленнях іонних рівноваг у розчинах за законом діючих мас, при експериментальному визначенні термодинамічних констант дисоціації слабких кислот, основ і малодисоційованих солей, а також констант, які характеризують розчинність хімічних сполук у воді тощо.

В аналітичному аналізі застосування в розрахункових формулах коефіцієнтів активності, які мало відрізняються від одиниці, вносить в результати розрахунків дуже невеликі поправки, тому в більшості випадків його не беруть до уваги.

Поняття про рН

Вода являє собою дуже слабкий електроліт і лише частково розпадається на гідроксильні іони ОН- та іони водню Н+(протони).

Н 2О-Н++ОН-

[H+]*[OH-] = CH2OKH2O = JH2O, де CH2O

-концентрація недисоційованої води в грам-молекулах на літр; KH2O - константа дисоціації води; JH2O - іонний добуток води.

У водних розчинах добуток концентрації іонів водню і гідроксильних іонів при сталій температурі є величиною сталою.

У хімічно чистій воді (спеціально очищеній від домішок) концентрація іонів водню дорівнює концентрації гідроксильних іонів:

[H+] = [OH-] = 10-7 (моль/л) (при 24оС)

З підвищенням температури дисоціація води збільшується.

На практиці дуже часто доводиться мати справу з малими концентраціями водневих іонів. Тому значно зручніше оперувати не концентрацією водневих іонів, а показником степеня концентрації водневих іонів, яку виражають через степеневий показник:

рН = -lg [H+] або [H+] = 10-рН

Подібно цього концентрацію гідроксильних іонів також позначають через показник концентрації гідроксильних іонів рОН:

рОН = -lg [ОH-] або [ОH-] = 10-рОН

Водні розчини бувають кислі, нейтральні й лужні. Залежно від концентрації водневих іонів реакція розчину буде такою:

Розчин	Кислий	Нейтральний	Лужний
Концентрація водневих іонів рН	[H+] > 10-7 <7	[H+] = [ОH-] = 10-7 7	[H+] < 10-7 > 10-7
Концентрація гідроксильних іонів рОН	[ОH-] < 10-7 > 7	[ОH-] = [H+] = 10-7 7	[ОH-] > 10-7 < 7

4. Обчислення [H+], [ОH-], рН, рОН розчинів

Концентрація водневих іонів розчинів кислот і основ.

Сильні кислоти - це кіслоти, які в розведених розчинах практично повністю дисоціюють на іони. У випадку розведених розчинів одноосновних сильних кислот концентрація водневих іонів дорівнює концентрації кислоти:

[H+] = Ск;

pH = -lg [H+] = -lg Ck.

Сильні основи - це основи, які добре розчиняються у воді і в розведених розчинах практично повністю дисоціюють на іони. Вважаючи, що сильні основи повністю розпадаються в розведених розчинах на іони, концентрація гідроксильних іонів розведених розчинів сильних основ практично дорівнює концентрації основи:

[OH-] = Co;

pOH = -lg[OH-] = -lgCo.

рН = 14-рОН або рН = 14+ lgCo

(рівняння використовується для обчилення рН розведених розчинів сильних основ).

Слабкі кислоти - розчинені у воді, частково дисоціюють на іони, тому можна допустити, що концентрація недисоційованих молекул кислоти практично дорівнює загальній концентрації кислоти:

[HA] = Ck

pH = Ѕ pKk - lgCk, де pKk -

логарифм константи дисоціації кислоти з від'ємним знаком. Для 1 н. розчину слабкої кислоти Ck=1, а lg 1=0, формула для обчислення рН розчину 1 н. слабкої кислоти має вигляд:

рН= Ѕ pKk

З рівняння витікає, що із зміною концентрації кислоти змінюється рН розчину.

Слабкі основи. Концентрацію гідроксильних іонів слабих основ рОН обчислюють так само, як і рН слабких кислот:

рОН = 1/2рКо = Ѕ lgСо

знаючи рОН, знаходять рН за рівнянням рН = 14-рОН.

Багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто. При обчисленні рН водного розчину багато основних слабких кислот треба брати до уваги лише першу константу дисоціації.

Концентрація водневих іонів розчинів солей.

Взаємодія іонів солей з водою, в результаті якої утворюється кислота або основа, називається гідролізом.

Причиною гідролізу є зв'язування катіонів водню аніонами слабкої кислоти або солі. Наслідком гідролізу є лужна реакція розчину.

Кількісною характеристикою гідролізу є ступінь гідролізу - число, яке показує, яка кількість іонів солі із загальної кількості прореагувала з водою. Ступінь гідролізу h:

h = [OH-]/Cc

Залежно від характеру взаємодії з водою, всі солі можна поділити на чотири типи:

1) солі сильних кислот и сильних основ;

2) солі слабких кислот і сильних основ;

3) солі сильних кислот і слабких основ;

4) солі слабких кислот та слабких основ.

Солі першого типу не гідролізують.

Солі другого типу гідролізують, в результаті чого утворюються вільні іони гідроксилу, розчини таких солей мають слабко лужну реакцію. Чим більший ступінь гідролізу, тим рН розчину солі має більше значення.

Солі сильних кислот і слабких основ дисоціюють і гідролізують. Під час реакції утворюється слабка основа і виділяються іони водню, що зумовлюють кислу реакцію розчину. Чим далі відбувається гідроліз, тим більшою буде концентрація водневих іонів розчину.

Для солей слабких кислот і слабких основ характерний двосторонній гідроліз: з водою реагують і катіони, і аніони. реакція розчину може бути лужною, нейтральною або кислою залежно від відносної сили кислоти і основи, які утворюються. Концентрація водневих іонів розчину не вказує на величину ступеня гідролізу; остання може бути досить значною, незважаючи на нейтральну реакцію розчину.

Гідроліз солей четвертого типу відіграє значну роль в якісному аналізі. Наприклад:

Сульфід амонію (NH4)2S є груповим реактивом для катіонів третьої групи. Ця сіль гідролізує за рівнянням:

(NH4)2S + HOH-NH4OH + NH4HS

або в іонному вигляді

NH4++S2-+HOH-NH4OH+HS-

Гідроліз відбувається практично повністю, тобто в розчині сульфіду амонію майже немає вільних іонів сірки S2-. Сірководнева кислота дуже слабка, тому розчин сульфіду амонію має лужну реакцію.

Гідроліз солей зростає з підвищенням температури. Дисоціація води і концентрація іонів гідроксилу та іонів водню при цьому збільшується, тому взаємодія цих іонів з іонами солей полегшується.

Залежність гідролізу від концентрації солей.

Солі слабких кислот і сильних основ - це сильні електроліти, тобто у водневих розчинах вони практично водністю розпадаються на іони. рН водного розчину обчислюється у цьому випадку за формулою:

рН = 7+1/2*рКк+1/2*lgCc

З рівняння: рН водного розчину солі слабкої кислоти і сильної основи зростає із збільшенням величини рКНА (тобто із зменшенням сили слабкої кислоти) і концентрації солі.

Солі слабких основ і сильних кислот:

рОН = 7+1/2*рКо+1/2*lgCc

рН = 7-1/2*рКо-1/2*lgCc

З рівняння: рН рочину солі слабкої основи і сильної кислоти буде тим менше, чим слабкіша основа (чим більша величина рК) і чим більша концентрація солі. хімія реакція окислення

Солі багатоосновних кислот.

Кислі солі багатоосновних кислот нейтралізують ступінчасто.

рН = (рК 1+рК 2)/2

Значення рН розчину такої солі не залежить від концентрації солі, а характеризується лише показниками констант багато основної кислоти.

Середні солі багатоосновних кислот - гідроліз відбувається з тим більшою силою, чим слабкіша кислота, аніон якої входить до складу солі.

рН = 7+1/2*рК 3+1/2*lgCc

де рК 3 - остання (найменша) константа дисоціації багато основної кислоти.

5. Буферні розчини, їх склад і суть дії

Буферними розчинами називають розчини су мушу слабкої кислоти (або слабкої основи) і її солі. Такою, наприклад, є суміш оцтової кислоти і ацетату натрію.

При дії на буферний розчин сильної кислоти або сильної основи змінюється концентрація слабкої кислоти. Проте рН розчину практично не змінюється. Отже, і концентрація водневих іонів буферної суміші під впливом сильної основи або сильної кислоти практично не змінюється.

У хімії, біології, медицині, у промисловому виробництві в результаті тих чи інших процесів часто можуть поглинатись або виділятись водневі іони. Щоб процес відбувався при сталому значені рН, у розчин вводять буферні суміші, які поглинають водневі або гідроксильні іони, і значення рН розчину практично не змінюється.

Слабкі кислоти (слабкі основи), які є складовими частинами буферних сумішей, у водних розчинах частково дисоціюють на іони. У розчині буферної суміші, крім вільної слабкої кислоти, є ще її сіль, яка практично повністю дисоціює на іони. Аніони, які утворюються в результаті дисоціації солі, значно зменшують дисоціацію слабкої кислоти. Тому можна допустити, що в розчинах суміші слабкої кислоти і її соді концентрація аніонів практично дорівнюватиме концентрації солі: [A-] = Cc. З другого боку, справедливим буде також припущення, що концентрація недисоційованих молекул практично дорівнюватиме загальній концентрації кислоти: [HA] = Ck

Тому:

рН = рКк+lg (Cc/Ck)

З рівняння: рН буферного розчину залежить лише від співвідношення концентрації солі й кислоти і не залежить від розведення.

Буферні розчини використовують в якісному аналізі, коли треба провести реакцію за цілком певної величини концентрації водневих іонів.

Буферними сумішами є розчини ацетату натрію і оцтової кислоти, гідроксиду і хлориду амонію, борної кислоти й борату натрію, одно- і двозаміщених фосфатів калію, винної або лимонної кислот та їх солей тощо.

Для кількісного аналізу буферні розини мають велике значення у випадку з титруванням слабких основ і слабких кислот, бо в цих випадках наприкінці титрування утворюються солі слабких кислот або основ і трохи вільної кислоти або вільної основи.

При використанні буферних сумішей треба звертати увагу на концентрацію компонентів, що входять до їх складу. Кожний буферний розчин має певну буферну ємність, яка характеризується здатністю цього розчину зберігати сталу величину рН при добавлянні кислот або лугів. Мірою буферної ємності є кількість еквівалентів кислоти (або лугу), яку треба добавити, що величина рН 1л буферного розчину змінилася на одиницю. Велику буферну ємність мають розчини з високою концентрацією слабкої кислоти та її солі; для цього потрібно також, щоб співвідношення концентрацій цієї кислоти і солі було близьким до одиниці.

Властивості буферних розчинів:

-чим менша концентрація солі в буферній суміші, тим менше сильної кислоти треба добавляти для повного зв'язування аніонів солі. Після повного зв'язування аніонів солі в молекули, буферна суміш втрачає свою буферну здатність протистояти дії сильних кислот;

Обчислення рН розчину (обчилюється геометричним методом)

1. Слабкі кислоти:

рН = (0+рК)/2 - рН - геометричне місце між точками 0 і рК (мал..1,а)

2. Слабкі основи:

рОН 1 н. розчину слабкої основи буде геометричним місцем між точками 0 і рК основи (мал..1,б)

знаючи рОН, обчислюють рН=14-рОН.

3. Розчин середньої солі слабкої кислоти:

рН = (14+рК)/2 - рН 1 н розчину - геометрична точка між 14 і рКк, (мал..2,а)

4. Розчин кислої солі:

рН = (рК 1+рК 2)/2 - рН -середина між рК 1 і рК 2. (мал..2,б).

5. Розчини буферної суміші (концентрація вільної кислоти дорівнює концентрації солі):

рН буде в точці рК (мал..2,в)



Застосування буферних розчинів

Буферні розчини використовуються в аналітиці для проведення реакцій окислення-відновлення, осадження сульфідів, гідроокисів, карбонатів, хроматів, фосфатів та інш. Наприклад:

1.Ацетатний буфер (pH?5) застосовують для осадження осадів, що не осаджуються у кислих та лужних розчинах.

2.Форміатний буфер (HCOOH+HCOONa, pH ? 2) застосовують для виділення іонів цинку, що осаджуються у вигляді ZnS при наявності іонів Co2+, Mn2+, Ni2+, Fe2+, Al3+, Cr3+.

3.Аміачно-амонійний буфер (pH ? 9) використовують для осадження сульфідів Ni2+, Co2+, Zn2+, Mn2+ та інш.

6. Якісний аналіз

Методи якісного аналізу.

Аналіз у розчині та сухий метод аналізу.

Щоб виявити і кількісно визначити окремий компонент, використовують певну його властивість, яка відрізняє його від інших. У більшості випадків речовину спочатку переводять у розчин, потім визначають у ньому окремі компоненти - іони або молекули.

В аналізі користуються реакціями, характерними для того або іншого іона в присутності сторонніх іонів. У тих випадках, коли для якогось іона немає відповідних характерних реакцій, застосовують попереднє розділення іонів.

Вміст того чи іншого компонента можна виявити і без попереднього переведення досліджуваної речовини в розчин. Так, наприклад, щоб виявити натрій, невелику кількість досліджуваної речовини на платиновій дротинці вносять у безбарвне полум'я. Якщо натрій присутній, полум'я забарвиться в жовтий колір. Калій забарвить полум'я у фіолетовий колір і т.д. Такий метод аналізу називають "сухим" методом. Його широко використовують у польових умовах.

Як різновидності "сухого" методу аналізу розрізнюють: спектральний метод аналізу, метод розтирання порошків, метод добування забарвлених "корольків" після сплавлення реактиву з досліджуваною речовиною та ін.

Макро-, мікро- і напівмікроаналіз. Краплинний, безстружковий і мікрокристалографічний методи аналізу.

Для аналізу модна брати різні кількості досліджуваного розчину і відповідно до цього - більшу або меншу кількість реактивів.

Залежно від кількості речовини, яку використовують для аналізу, розрізнюють:

-макрометод (для аналізу беруть 0,1-1 г речовини);

-мікрометод (менше 0,01 г речовини);

-напівмікрометод (від 0,01 до 0,1 г речовини) ;

-ультрамікрометод.

У більшості випадків при визначенні якісного складу немає потреби брати велику кількість речовини. Це дуже уповільнює аналіз, особливо в тих випадках, коли використовується осадження, екстракція та інш. Тобто, у більшості випадків використовують напівмікрометоди.

Ультрамікро- і субмікрометодами користуються для дослідження незначної кількості речовини, спостерігаючи зовнішній ефект у мікроскоп, що потребує великої уваги і навичок.

Для проведення реакції можна використовувати краплинний метод аналізу, коли досліджується одна або кілька краплин розчинів досліджуваної речовини і реактиву.

Для аналізу металевих виробів чи інших виробів з них готують стружку або відбивають кусочки. Проте досить часто можна взяти пробу для аналізу і без псування виробу, користуючись безстружковим методом аналізу, що полягає в тому, що краплину розчинника наносять на досліджуваний матеріал, після проходження реакції розчин змивають і аналізують.

для відкриття тих чи інших іонів можна використовувати реакції, в результаті яких утворюються кристали певної структури (форми). Такий метод аналізу називають мікрокристалоскопічним.

Дробний і систематичний методи якісного аналізу.

Якісне виявлення іонів у розчинах можна виконувати дробним і систематичним методами аналізу.

Принцип дробного методу полягає в тому, що іони одного елемента виявляють певними реакціями в присутності всіх інших іонів. У складніших випадках спочатку відділяють даний іон від тих, які заважають виявленню. У дробному методі аналізу звичайно не додержують певної послідовності у виявленні окремих іонів.

Систематичний хід аналізу полягає в тому, що складну суміш іонів спочатку розділяють за допомогою так званих групових реактивів на кілька окремих груп. Потім у межах кожної з цих груп виявляють окремі іони певними характерними реакціями. Цей метод використовують для виявлення катіонів.

У ході систематичного ходу аналізу іони виявляють зі складної суміші цілими групами, використовуючи однакові відношення їх до дії декотрих реактивів, які називають груповими реактивами. Виявлені групи іонів називають аналітичними групами.

Груповий реактив повинен відповідати слідуючим умовам:

-практично повне садження (10-6 М);

- осад повинен легко розчинатися у кислотах;

-залишок реактиву не повинен заважати відкриттю іонів, що залишились.

Існують різні системи аналізу:сульфідна, кислотно-лужна, фосфатна та інш.

7. Аналітичні реакції, умови їх проходження

Аналітична реакція - це реакція, яка використовується для аналітичних цілей, а речовину, що її викликає, називають реактивом. В аналітиці використовують реакції, що супроводжуються наявними (або добре спостережуваними) зовнішніми ефектами. Це може бути зміна кольору або інтенсивності забарвлення розчину, утворення або розчин осаду, вияв газу з певним запахом або кольором та ін.

Аналітичний сигнал або аналітичний вияв - будь-яка якість системи, що відокремлює її від інших.

Умови проходження реакції

Середа (кисла, нейтральна або лужна) утворюється введенням до розчину кислоти, лугу або буферного розчину; наприклад, осад, що розчинюється в кислотах, у кислому середовищі не утворюється.

Температура повинна бути відповідною, тому що осад (наприклад, PbCl2) може розчинюватися у гарячім розчині; деякі реакції ідуть на холоді, деякі - при нагріві.

Концентрація повинна бути достатньою, бо осад утворюється тільки з перенасиченого розчину, тобто коли його концентрація більше розчинності.

Характеристика реакцій.

Чутливість реакції характеризується показниками, що пов'язані між собою:

-відкриваний мінімум - найменша кількість речовини або іонів, яку можна виявити за допомогою тієї чи іншої реакції в певних умовах. Цю величину виражають у мі крамах і позначають г = 0,000001 г = 10-6 г.

-граничне розведення - кількісна характеристика граничного розведення виражається співвідношенням 1:В, де В-кількість розчинника за масою, що припаає на одиницю відкриваної речовини або іонів, при якій виявлення їх за допомогою даної реакції ще можливе;

-мінімальна (гранична) концентрація (1:q) - це мінімальна концентрація Cmin, при якій визначення речовини є можливою у невеликій кількості (однієї краплі) розчину; q - кількість розчину (мл), у якому знаходиться 1 г речовини.

Аналітична реакція тим чутливіша, чим менше відкриваний мінімум і гранична концентрація та чим більше граничне розведення.

Чутливість реакції значною мірою залежить від умов її проведення (нагрівання, охолодження досліджуваного розчину, добавлення неводних рзчинникі тощо).

На чутливість реакції впливають також сторонні іони, які в більшості випадків присутні в досліджуваному розчині.

Реакції, проведенню яких не заважають сторонні іони, називаються специфічними.

8. Класифікація аналітичних реакцій

1. По енергетичній ознаці розрізняють ендотермічні та екзотермічні реакції.

N2 + O2 > 2NO; ДH > 0,

ендотермічна, енергій у вигляді теплоти поглинається; в адіабатичних умовах температура системи знижується; ентальпія збільшується;

Cl2 + H2 > 2HCl; ДH < 0,

екзотермічна, енергія у формі теплоти виділяється; в адіабатичних умовах температура системи збільшується; ентальпія знижується.

2. По ознаці зміни кількості учасників: реакції утворення і розпаду.

H2 + Ѕ О 2 > Н 2О - реакція утворення;

2КМnO4 > K2MnO4 + MnO2 + О 2) - реакція розпаду

3. Згідно ознаки зміни складу: реакція обміну і реакція заміщення:

AgNO3 + КСl > AgClv + КNO3 - реакція обміну;

Hg(NO3)2 + Cu > Нgv + Cu(NO3)2 - реакція заміщення.

4. Згідно ознаки зворотності: реакції оборотні і необоротні:

N2 + 3H2 - 2NH3 - реакція оборотна;

HCl + NaOH > NaCl + H2O - реакція необоротна.

5. Згідно ознаки зміни ступеня окислення: без зміни ступеня окислення і реакції окислення-відновлення.

6. Міжмолекулярні, внутрішньо молекулярні, диспропорціонування.

Специфічні особливості аналітичних реакцій:

1. Реакції осадження - це хімічні реакції, за допомогою яких досліджувані елементи або іони перетворюються в малорозчинні сполуки, що виділяються з розчину у вигляді твердої фази - осаду:

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl

Реакції осадження є основою різних методів розділення, концентрування і визначення окремих іонів або елементів.

2. Реакції утворення комплексних сполук - визначувані іони переводяться дією певних реактивів у комплексні іони або сполуки. Так, внаслідок дії аміаку на іони міді утворюється комплексний аміак ат міді синього кольору:

Cu2+ + 4NH3 = Cu(NH3)42+

3. Реакції окислення-відновлення - це реакції, за яких змінюється валентність реагуючих іонів або елементів.

4. Кислотно-основні реакції - реакції взаємодії між кислотами та основами.

9. Класифікація катіонів на аналітичні групи

У систематичному ході аналізу всі катіони розділені на 5 аналітичних груп. Ця класифікація ґрунтується на неоднаковій розчинності карбонатів і сульфідів металів.

Катіони І групи. Сюди належать іони калію, натрію амонію, іноді до цієї групи відносять також іони магнію. Для катіонів І групи характерна розчинність карбонатів і сульфідів названих металів у воді. Другою особливістю є відсутність групового реактиву, за допомогою якого можна було б перевести в осад усі катіони І групи.

Катіони ІІ групи - іони кальцію, стронцію і барію - утворюють нерозчинні у воді карбонати. Груповим реактивом є розчин карбонату амонію (NH4)2CO3.

Катіони ІІІ групи - іони заліза, алюмінію, хрому, нікелю, кобальту, цинку, марганцю. Сульфіди і гідроксиди катіонів цієї групи не розчиняються у воді, але розчиняються в розведених кислотах. Розчин сульфіду амонію є груповим реактивом, при дії якого на нейтральний або слабко лужний розчин осаджуються сульфіди NiS, CoS, FeS, Fe2S3, MnS, ZnS і гідроксиди Cr(OH)3, Al(OH)3.

Катіони ІV групи - іони срібла, ртуті, свинцю, міді, вісмуту й кадмію. Сульфіди цих металів не розчиняються у воді і в розведеній соляній кислоті. Сірководень є груповим реактивом, який осаджує всі названі катіони з кислого розчину у вигляді сульфідів. Іони срібла і ртуті (І) і свинцю становлять окрему підгрупу ІV групи. Хлориди цих металів не розчинаються у воді.

Катіони V групи - іони олова, сурми, миш'яку. Останній частіше утворює аніони миш'якової або миш'яковистої кислоти. Сульфіди цих елементів не розчиняються у воді і в розведеній соляній кислоті, але, на відміну від сульфідів ІV групи, розчиняються в полісільфіді амонію (NH4)2Sx. Груповим реактивом є сірководень.

Загальна схема систематичного аналізу така:

1. Досліджуваний розчин суміші всіх катіонів підкислюють соляною кислотою. Осаджуються хлориди срібла, ртуті (І) й свинцю. Осад відфільтровують.

2. У фільтрат пропускають сірководень. При цьому осаджуються сільфіди миш'яку, олова, сурми, труті (ІІ), міді, вісмуту, кадмію. Осад відфільтровують і обробляють полісульфідом амонію. При цьому розчиняються сульфіди миш'яку, олова і сурми, а в осаді залишаються HgS, CuS, Bi2S3, CdS, PbS.

3. Фільтрат від сульфатів ІV та V груп, в якому містяться катіони ІІІ, ІІ і І груп, нейтралізують гідроксидом амонію і добавляють у нього груповий реактив на ІІІ групу - розчин сульфіду амонію. Осаджується NiS, CoS, FeS, Fe2S3, MnS, ZnS, Al(OH)3, Cr(OH)3. Осад відфільтровують.

4. У фільтрі осаджують карбонати барію, стронцію і кальцію розчином карбонату амонію. Осад карбонатів ІІ групи відфільтровують. Фільтрат містить катіони І групи.

За описаним методом складну суміш катіонів розділяють на 5 аналітичних груп. Потім виявляють катіони в межах кожної групи.

10. Характеристика аналітичних груп катіонів: загальна характеристика групи, дія групового реактиву, основні аналітичні реакції на катіони

І аналітична група

А)Загальна характеристика групи

До І аналітичної групи катіонів належать іони лужних металів, тобто елементи І групи (головної підгрупи) періодичної системи, іони амонію NH4+, а також іони магнію.

Іони Na+, K+, Mg+, Li+, Rb+, Cs+ мають закінчені 8- або 2-електронні оболонки схожі на оболонки інертних газів.

Усі катіони цієї групи, крім катіона магнію, одновалентні. Магній - двовалентний. Натрій, калій, магній у вільному стані є металами. Натрій і калій легко окисляються на повітрі, вони енергійно реагують з водою при кімнатній температурі, виділяючи водень і утворюючи відповідні гідроксиди. Гідроксиди лужних металів легко розчиняються у воді і є сильними лугами. Гідроксид магнію погано розчиняється у воді і є слабкою основою

Амоній (NH4+) у вільному стані не існує. За властивостями в сполуках він є повним аналогом катіона калію. Гідроксид амонію утворюється в результаті взаємодії аміаку з водою за рівнянням:

NH3+H2O-NH4OH.

NH4OH - слабка основа, яка значно менше дисоціює на іони, ніж NaOH та KOH.

Усі катіони групи безбарвні, їх сполуки можуть бути забарвленими лише при сполучені з забарвленими аніонами (наприклад, CrO42-).

Майже всі солі натрію, калію і амонію добре розчиняються у воді. Немає загального реактиву, здатного осадити всі катіони І групи у вигляді сполук, які погано розчиняються у воді. Добра розчинність сульфідів і карбонатів, а також відсутність загального реактиву характерні для катіонів І групи і відрізняють її від інших груп.

Б) Груповий реактив відсутній.

В) основні аналітичні реакції на катіони:

Натрій.

Для виявлення іонів натрію користуються головним чином реакціями утворення важкорозчинних сполук. З них найважливіші такі:

Гексагідросостибіат калію K[Sb(OH)6] з розчином солей натрію у нейтральному або слабко лужному середовищі утворює білий кристалічний осад гексагідроксостибіату натрію:

Na++[Sb(OH)6]- = Na[Sb(OH)6] -

дрібний кристалічний осад, що видко осідає на дно пробірки, частково пристає до її стінок.

Умови виконання реакції: реакція досліджуваного осаду повинна бути нейтральною або слабко лужною. Кислі розчини спочатку нейтралізують лугом КОН; концентрація солі натрію в розчинні повинна бути досить високою. Тому розбавлені розчини спочатку концентрують випарюванням; реакцію треба проводити на холоді; солі амонію заважають реакції. Тому реактив у присутності амонійних солей розкладається, як у випадку дії кислот, тому у розчині не повинно бути іонів NH4+.

Реакцію можна виконати і мікрокристалоскопічним методом.

Цинк-ураніл-ацетат Zn(UO2)3 * (C2H2O2)8 у нейтральному розчині утворює з солями натрію зеленувато-жовтий кристалічний осад натрій-цинк-ураніл-ацетату NaZn(UO2)3 * (C2H3O2)9 * 9H20

Na++Zn(CH3COO)2+3UO2(CH3COO)2+CH3COO-+9H2O=NaCH3COO*Zn(CH3COO)2*3UO2(CH3COO)2*9H2O

Ця реакція на іони натрію значно чутливіша за попередню, крім того у цьому випадку можна виявити іони натрію в присутності великого надлишку (у 20 раз) іонів K+, NH4+, Mg2+, Ca2+, Mn2+ та інш. Для того, щоб солі калію розчинилися, осад обробляють водою або перед виявленням іонів натрію розчин розводять у 2-3 рази водою.

Також використовують краплинну (на годинникове скельце поряд з краплиною досліджуваного розчину наносять 2-3 краплини розчину цинк-ураніл-ацетату і скляною паличкою з'єднують обидві рідини. В результаті утворюється зеленувато-жовтий осад, що свідчить про наявність іонів натрію), мікрокристалоскопічну реакції (краплину досліджуваного розчину на предметному склі обережно випарюють досуха, після охолодження на скло наносять краплину насиченого у 2 н. оцтовій кислоті розчину ураніл-ацетату, утворюються світло-жовті кристали) та забарвлення полум'я (леткі сполуки натрію забарвлюють полум'я пальника в жовтий колір. Ця реакція дуже чутлива і характерна для натрію).

Калій.

Винна кислота Н 2С 4Н 4О 6 у присітності ацетату натрію або її кисла натрієва сіль - гідротартрат натрію NaHC4H4O6 утворюють з розчинами солей калію білий кристалічний осад гідротартрату калію КНС 4Н 4О 6, наприклад:

KCl+NaHC4H4O6=KHC4H4O6+NaCl

Умови виконання реакції: досліджуваний розчин повинен бути нейтральним або оцтовокислим; концентрація іонів калія в розчині повинна бути досить виликою; реакцію слід проводити в холодному розчині.

Кобальти нітрит натрію Na3[Co(NO2)6] у нейтральному або оцтовокислому розчині утворює із солями калію жовтий осад кобальти нітриту калію і натрію K2Na[Co(NO2)6]:

2K++Na+ +[Co(NO2)6]3-= K2Na[Co(NO2)6]

Умови проведення реакції: досліджуваний розчин повинен бути нейтральним або оцтовокислим; у розчині не повинно бути іонів NH4+.

Мікрокристалоскопічна реакція для калію відрізняється тільки тим, що її проводять на предметному склі за допомогою реактива NaPbCu(NO2)6.

Дипікриламін з іонами калію утворює оранжево-червоний кристалічний осад калієвої солі дипікриламіну.

Забарвлення полум'я - солі калію забарвлюють полум'я у блідо-фіолетовий колір.

Амоній.

Їдкі луги (NaOH, KOH) при нагріванні з розчинами солей виділяють аміак, наприклад:

NH4++OH-+NH3? +H2O

Аміак можна виявити за запахом, а також відповідними хімічними реакціями.

Реактив Несслера - це суміш K2[HgI4] з KOH. При добавлянні реактиву Несслера до розчину солей амонію виділяється аміак, який з K2[HgI4] утворює червоно-бурий осад йодиддийододимеркурамонію NH2Hg2I3:

NH3+2K2[HgI4]+KOH= NH2Hg2I3 + 5KI+H2O

Реакція дуже чутлива і придатна для виявлення навіть надзвичайно малих концентрацій ("слідів") іонів амонію. Реакції заважають іони феруму, хрому, нікелю тощо., які утворюють з лугом забарвлені гідроксиди, що не розчиняються у воді, а також іони Hg2+, Sn2+, Sb2+ тощо, які при взаємодії з йодид-іонами руйнують реактив.

Гексагідроксостибіат калію K[Sb(OH)6] у присутності солей амонію розкладається, виділяючи білий аморфний осад метасурм'яної кислоти.

Гідротартрат натрію NaHC4H4O6, кобальтинітрит натрію Na3[Co(NO2)6] у нейтральному або оцтовокислому розчині утворюють з іонами амонію осади, аналогічні осадам іонів каліюю

Розкладання солей амонію нагріванням - при температурі, близькій до температури червоного жару, усі солі амонію розкладаються. Характер розкладу залежить від природи аніона солі. У відсутності окислювача незалежно від складу газоподібних продуктів виділяється аміак.

Взаємодія іонів амонію з формальдегідом (формалин) - іони амонію з формальдегідом утворюють органічну сполуку гексаметилентетрамін (CH2)6N4. Реакція відбувається за рівнянням

4NH4++6CH2O-(CH2)6+6H2O+4H+

Магній.

Для виявлення іонів магнію (Mg2+) використовуються реакції утворення важкорозчинних осадів.

Їдкі луги (NaOH, KOH) при відсутності солей амонію осаджують магній з нейтральних розчинів його солей у вигляді білого аморфного осаду гідроксиду натрію Mg(OH)2:

Mg2++2OH-=Mg(OH)2Аміак не осаджує іонів магнію з водних розчинів у присутності амонію тому, що в цих розчинах утворюється аміачний буфер з такою концентрацією іонів Н+, при якій

Mg(OH)2 в осад не випадає.

Карбонат амонію (NH4)2CO3 не осаджує іонів магнію в присутності достатньої кількості солей амонію. При нагріванні із солями магнію і відсутності солей амонію карбонат амонію осаджує магній у вигляді білого аморфного осаду основної солі непостійного складу.

Гідро фосфат натрію Na2HPO4 з іонами магнію в присутності NH4OH іNH4Cl утворює білий кристалічний осад фосфату магнію і амонію MgNH4PO4*6H2O:

Mg2++NH3+HPO42-+6H2O=MgNH4PO4*6H2O

Ця реакція є дуже важливою для якісного виявлення і кількісного визначення магнію і фосфату.

Умови проведення реакції: осад MgNH4PO4*6H2O утворюється лише в певних умовах; для повного осадження середовище повинно бути аміачним; розчинність MgNH4PO4 в нейтральному розчині збільшується в результаті гідролізу цієї солі; добавляння NH4OH процес гідролізу пригнічується, розчинність осаду зменшується; з розведених розчинів осад випадає дуже повільно, осадження можна прискорити охолодженням і збовтуванням розчину.

Мікрокристалоскопічне виявлення магнію проводять, користуючись реакцією утворення MgNH4PO4. Форма кристалів цієї солі залежить від концентрації розчину і швидкості кристалізації.

Гіпойодид калію КОІ (реакція Петрашеня) - при осадженні магнію у вигляді гідроксиду в присутності йоду випадає осад буро-червоного кольору (адсорбційна сполука Mg(OH)2 і І2). Реакція краще відбувається з реактивом, що являє собою лужний розчин йоду і йодиду калію. Цією реакцією можна виявляти магній у присутності барію, стронцію і кальцію. Солі амонію і кислоти заважають реакції.

8-Оксихінолін C9H6NOH в аміачному середовищі з іонами магнію утворюється зеленувато-жовтий кристалічний осад внутрішньо комплексної сполуки оксихінолінату магнію Mg(C9H6NOH)2*2H2O:

Mg2++2C9H6NOH + 2NH4OH= Mg(C9H6NOH)2*2H2O+2NH4+

Оксихінолінат магнію розчиняється в кислотах.

Кольорові реакції - утворення забарвлених продуктів реакції пояснюється здатністю гідроксиду магнію адсорбувати деякі органічні барвники. Реакції заважають солі амонію, тому перед виявленням магнію їх треба видалити.

Магнезон І або магнетон ІІ в лужному середовищі забарвлені в червоний або червоно-фіолетовий колір. У присутності гідроксиду магнію утворюється адсорбована сполука, яка забарвлює розчин у темно-синій колір. Іони лужних і лужноземельних металів реакції не заважають.

Титановий жовтий - у лужному розчині має жовто-бурий колір. Адсорбуючись гідроксидом магнію, титановий жовтий забарвлює його в червоний колір. Іони лужних і лужноземельних металів реакції не заважають.

Аналіз су мушу катіонів І аналітичної групи.

Будь який катіон І групи виявляють лише в певних умовах, тому для проведення аналізу необхідно знати відношення всіх іонів суміші до реактивів, які застосовують для виявлення або відокремлення того чи іншого катіона.

Суміш катіонів І аналітичної групи аналізують за систематичним або дробним методом (вибір методу залежить від присутності чи відсутності іонів амонію та магнію).

Аналізу передує попередній дослід речовини. Аналіз починається з виявлення солей амонія, їх видалення прожарюванням. Сухий залишок розчиняють у воді, виявляють магній, відокремлюють його. Лише потім виявляють іони лужних металів.

ІІ аналітична група катіонів.