Таблица всех кислот. Классификация, получение и свойства кислот. Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами

Названия некоторых неорганических кислот и солей

Формулы кислотНазвания кислотНазвания соответствующих солейHClO 4 хлорная перхлоратыHClO 3 хлорноватая хлоратыHClO 2 хлористая хлоритыHClO хлорноватистая гипохлоритыH 5 IO 6 иодная периодатыHIO 3 иодноватая иодатыH 2 SO 4 серная сульфатыH 2 SO 3 сернистая сульфитыH 2 S 2 O 3 тиосерная тиосульфатыH 2 S 4 O 6 тетратионовая тетратионатыH NO 3 азотная нитратыH NO 2 азотистая нитритыH 3 PO 4 ортофосфорная ортофосфатыH PO 3 метафосфорная метафосфатыH 3 PO 3 фосфористая фосфитыH 3 PO 2 фосфорноватистая гипофосфитыH 2 CO 3 угольная карбонатыH 2 SiO 3 кремниевая силикатыHMnO 4 марганцовая перманганатыH 2 MnO 4 марганцовистая манганатыH 2 CrO 4 хромовая хроматыH 2 Cr 2 O 7 дихромовая дихроматыHF фтороводородная (плавиковая) фторидыHCl хлороводородная (соляная) хлоридыHBr бромоводородная бромидыHI иодоводородная иодидыH 2 S сероводородная сульфидыHCN циановодородная цианидыHOCN циановая цианаты

Напомню кратко на конкретных примерах, как следует правильно называть соли.

Пример 1. Соль K 2 SO 4 образована остатком серной кислоты (SO 4) и металлом К. Соли серной кислоты называются сульфатами. K 2 SO 4 — сульфат калия.

Пример 2. FeCl 3 — в состав соли входит железо и остаток соляной кислоты (Cl). Название соли: хлорид железа (III). Обратите внимание: в данном случае мы не только должны назвать металл, но и указать его валентность (III). В прошлом примере в этом не было необходимости, т. к. валентность натрия постоянна.

Важно: в названии соли следует указывать валентность металла только в том случае, если данный металл имеет переменную валентность!

Пример 3. Ba(ClO) 2 — в состав соли входит барий и остаток хлорноватистой кислоты (ClO). Название соли: гипохлорит бария. Валентность металла Ва во всех его соединениях равна двум, указывать ее не нужно.

Пример 4. (NH 4) 2 Cr 2 O 7 . Группа NH 4 называется аммоний, валентность этой группы постоянна. Название соли: дихромат (бихромат) аммония.

В приведенных выше примерах нам встретились только т. н. средние или нормальные соли. Кислые, основные, двойные и комплексные соли, соли органических кислот здесь обсуждаться не будут.

Называютсявещества, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода.

Кислотыклассифицируютсяпо их силе, по основности и по наличию или отсутствию кислорода всоставекислоты.

По силе кислоты делятсяна сильные и слабые.Важнейшие сильные кислоты — азотнаяHNO 3 ,сернаяH 2 SO 4 , и солянаяHCl.

По наличиюкислорода различаюткислородсодержащие кислоты(HNO 3 ,H 3 PO 4 и т.п.) ибескислородные кислоты (HCl,H 2 S,HCN и т.п.).

По основности, т.е. по числуатомов водорода вмолекуле кислоты, способных замещаться атомами металла с образованиемсоли,кислоты подразделяются на одноосновные (например,HNO 3 ,HCl),двухосновные (H 2 S,H 2 SO 4 ), трехосновные (H 3 PO 4 ) и т. д.

Названиябескислородныхкислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончания-водородная:HCl -хлороводородная кислота,H 2 Sе -селеноводородная кислота,HCN -циановодородная кислота.

Названиякислородсодержащихкислот также образуются от русского названия соответствующего элементасдобавлением слова «кислота». При этом названиекислоты, в которой элементнаходится в высшей степени окисления , оканчивается на«ная» или «овая»,например,H 2 SO 4 -серная кислота,HClO 4 — хлорная кислота,H 3 AsO 4 -мышьяковая кислота. С понижением степени окислениякислотообразующего элемента окончания изменяются в следующейпоследовательности: «оватая» (HClO 3 -хлорноватая кислота), «истая» (HClO 2 -хлористая кислота), «оватистая» (HОCl -хлорноватистая кислота). Еслиэлемент образует кислоты, находясь только в двух степенях окисления, тоназвание кислоты, отвечающее низшей степени окисления элемента,получаетокончание «истая» (HNO 3 -азотная кислота,HNO 2 -азотистая кислота).

Таблица- Важнейшие кислоты и их соли

Кислота

Названиясоответствующих нормальных солей

Название

Формула

Азотная

HNO 3

Нитраты

Азотистая

HNO 2

Нитриты

Борная(ортоборная)

H 3 BO 3

Бораты(ортобораты)

Бромоводородная

Бромиды

Иодоводородная

Иодиды

Кремниевая

H 2 SiO 3

Силикаты

Марганцовая

HMnO 4

Перманганаты

Метафосфорная

HPO 3

Метафосфаты

Мышьяковая

H 3 AsO 4

Арсенаты

Мышьяковистая

H 3 AsO 3

Арсениты

Ортофосфорная

H 3 PO 4

Ортофосфаты(фосфаты)

Дифосфорная(пирофосфорная)

H 4 P 2 O 7

Дифосфаты(пирофосфаты)

Дихромовая

H 2 Cr 2 O 7

Дихроматы

Серная

H 2 SO 4

Сульфаты

Сернистая

H 2 SO 3

Сульфиты

Угольная

H 2 CO 3

Карбонаты

Фосфористая

H 3 PO 3

Фосфиты

Фтороводородная(плавиковая)

Фториды

Хлороводородная(соляная)

Хлориды

Хлорная

HClO 4

Перхлораты

Хлорноватая

HClO 3

Хлораты

Хлорноватистая

HClO

Гипохлориты

Хромовая

H 2 CrO 4

Хроматы

Циановодородная(синильная)

Цианиды

Получениекислот

1.Бескислородные кислотымогут быть получены при непосредственном соединении неметаллов сводородом:

H 2+ Cl 2 → 2HCl,

H 2+ S H 2 S.

2.Кислородсодержащиекислоты нередко могут быть получены при непосредственном соединениикислотныхоксидов с водой:

SO 3+ H 2 O = H 2 SO 4 ,

CO 2+ H 2 O = H 2 CO 3 ,

P 2 O 5 +H 2 O = 2HPO 3 .

3. Какбескислородные,так и кислородсодержащие кислоты можно получить по реакциям обменамежду солямии другими кислотами:

BaBr 2+ H 2 SO 4 = BaSO 4+ 2HBr,

CuSO 4+ H 2 S = H 2 SO 4+ CuS,

CaCO 3+ 2HBr = CaBr 2 + CO 2+ H 2 O.

4. В рядеслучаев дляполучения кислот могут быть использованы окислительно-восстановительныереакции:

H 2 O 2+ SO 2 = H 2 SO 4 ,

3P+ 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4+ 5NO.

Химическиесвойства кислот

1. Наиболеехарактерноехимическое свойство кислот — их способность реагировать соснованиями (а такжес основными и амфотерными оксидами) с образованием солей, например:

H 2 SO 4+ 2NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O,

2HNO 3+ FeO = Fe(NO 3) 2 + H 2 O,

2HCl +ZnO =ZnCl 2 +H 2 O.

2. Способностьвзаимодействовать с некоторыми металлами, стоящими в ряду напряжения доводорода, с выделением водорода:

Zn+ 2HCl = ZnCl 2 + H 2,

2Al+ 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2.

3. С солями,еслиобразуется малорастворимая соль или летучее вещество:

H 2 SO 4+ BaCl 2 = BaSO 4↓+ 2HCl,

2HCl+ Na 2 CO 3 = 2NaCl + H 2 O+ CO 2,

2KHCO 3+ H 2 SO 4 = K 2 SO 4+2SO 2+ 2H 2 O.

Заметим, чтомногоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, причем легкостьдиссоциации покаждой из ступеней падает, поэтому для многоосновных кислот вместосреднихсолей часто образуются кислые (в случае избытка реагирующей кислоты):

Na 2 S+ H 3 PO 4 = Na 2 HPO 4+ H 2 S,

NaOH+ H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4+ H 2 O.

4. Частнымслучаемкислотно-основного взаимодействия являются реакции кислот синдикаторами,приводящие к изменению окраски, что издавна используется длякачественногообнаружения кислот в растворах. Так, лакмус изменяет цвет в кислойсреде накрасный.

5. Принагреваниикислородсодержащие кислоты разлагаются на оксид и воду (лучше вприсутствииводоотнимающегоP 2 O 5 ):

H 2 SO 4= H 2 O + SO 3 ,

H 2 SiO 3= H 2 O + SiO 2 .

М.В. Андрюxoва, Л.Н. Бopoдина

Сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка, называются минеральными или неорганическими кислотами. Кислотным остатком являются оксиды и неметаллы, соединённые с водородом. Главное свойство кислот — способность образовывать соли.

Классификация

Основная формула минеральных кислот — H n Ac, где Ac — кислотный остаток. В зависимости от состава кислотного остатка выделяют два типа кислот:

• кислородные, содержащие кислород;
• бескислородные, состоящие только из водорода и неметалла.

Основной список неорганических кислот в соответствии с типом представлен в таблице.

Тип

Название

Формула

Кислородные

Азотистая

Дихромовая

Йодноватая

Кремниевые — метакремниевая и ортокремниевая

H 2 SiO 3 и H 4 SiO 4

Марганцовая

Марганцовистая

Метафосфорная

Мышьяковая

Ортофосфорная

Сернистая

Тиосерная

Тетратионовая

Угольная

Фосфористая

Фосфорноватистая

Хлорноватая

Хлористая

Хлорноватистая

Хромовая

Циановая

Бескислородные

Фтороводородная (плавиковая)

Хлороводородная (соляная)

Бромоводородная

Йодоводородная

Сероводородная

Циановодородная

Кроме того, в соответствии со свойствами кислоты классифицируются по следующим признакам:

• растворимость: растворимые (HNO 3 , HCl) и нерастворимые (H 2 SiO 3);
• летучесть: летучие (H 2 S, HCl) и нелетучие (H 2 SO 4 , H 3 PO 4);
• степень диссоциации: сильные (HNO 3) и слабые (H 2 CO 3).

Рис. 1. Схема классификации кислот.

Для обозначения минеральных кислот используются традиционные и тривиальные названия. Традиционные названия соответствуют наименованию элемента, который образует кислоту с добавлением морфем -ная, -овая, а также -истая, -новатая, -новатистая для обозначения степени окисления.

Получение

Основные методы получения кислот представлены в таблице.

Свойства

Большинство кислот — жидкости с кислым вкусом. Вольфрамовая, хромовая, борная и несколько других кислот находятся в твёрдом состоянии при нормальных условиях. Некоторые кислоты (Н 2 СО 3 , H 2 SO 3 , HClO) существуют только в виде водного раствора и относятся к слабым кислотам.

Рис. 2. Хромовая кислота.

Кислоты — активные вещества, реагирующие:

• с металлами:

  Ca + 2HCl = CaCl 2 + H 2 ;

• с оксидами:

  CaO + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O;

• с основанием:

  H 2 SO 4 + 2KOH = K 2 SO 4 + 2H 2 O;

• с солями:

  Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 + H 2 O.

Все реакции сопровождаются образованием солей.

Возможна качественная реакция с изменением цвета индикатора:

• лакмус окрашивается в красный;
• метил оранж — в розовый;
• фенолфталеин не меняется.

Рис. 3. Цвета индикаторов при взаимодействии кислоты.

Химические свойства минеральных кислот определяются способностью диссоциироваться в воде с образованием катионов водорода и анионов водородных остатков. Кислоты, реагирующие с водой необратимо (диссоциируются полностью) называются сильными. К ним относятся хлорная, азотная, серная и хлороводородная.

Что мы узнали?

Неорганические кислоты образованы водородом и кислотным остатком, которым являются атомы неметалла или оксид. В зависимости от природы кислотного остатка кислоты классифицируются на бескислородные и кислородсодержащие. Все кислоты имеют кислый вкус и способны диссоциироваться в водной среде (распадаться на катионы и анионы). Кислоты получают из простых веществ, оксидов, солей. При взаимодействии с металлами, оксидами, основаниями, солями кислоты образуют соли.

Тест по теме

Оценка доклада

Средняя оценка: 4.4. Всего получено оценок: 120.

Формулы кислотНазвания кислотНазвания соответствующих солейHClO 4 хлорная перхлоратыHClO 3 хлорноватая хлоратыHClO 2 хлористая хлоритыHClO хлорноватистая гипохлоритыH 5 IO 6 иодная периодатыHIO 3 иодноватая иодатыH 2 SO 4 серная сульфатыH 2 SO 3 сернистая сульфитыH 2 S 2 O 3 тиосерная тиосульфатыH 2 S 4 O 6 тетратионовая тетратионатыHNO 3 азотная нитратыHNO 2 азотистая нитритыH 3 PO 4 ортофосфорная ортофосфатыHPO 3 метафосфорная метафосфатыH 3 PO 3 фосфористая фосфитыH 3 PO 2 фосфорноватистая гипофосфитыH 2 CO 3 угольная карбонатыH 2 SiO 3 кремниевая силикатыHMnO 4 марганцовая перманганатыH 2 MnO 4 марганцовистая манганатыH 2 CrO 4 хромовая хроматыH 2 Cr 2 O 7 дихромовая дихроматыHF фтороводородная (плавиковая) фторидыHCl хлороводородная (соляная) хлоридыHBr бромоводородная бромидыHI иодоводородная иодидыH 2 S сероводородная сульфидыHCN циановодородная цианидыHOCN циановая цианаты

Напомню кратко на конкретных примерах, как следует правильно называть соли.

Пример 1. Соль K 2 SO 4 образована остатком серной кислоты (SO 4) и металлом К. Соли серной кислоты называются сульфатами. K 2 SO 4 — сульфат калия.

Пример 2. FeCl 3 — в состав соли входит железо и остаток соляной кислоты (Cl). Название соли: хлорид железа (III). Обратите внимание: в данном случае мы не только должны назвать металл, но и указать его валентность (III). В прошлом примере в этом не было необходимости, т. к. валентность натрия постоянна.

Важно: в названии соли следует указывать валентность металла только в том случае, если данный металл имеет переменную валентность!

Пример 3. Ba(ClO) 2 — в состав соли входит барий и остаток хлорноватистой кислоты (ClO). Название соли: гипохлорит бария. Валентность металла Ва во всех его соединениях равна двум, указывать ее не нужно.

Пример 4. (NH 4) 2 Cr 2 O 7 . Группа NH 4 называется аммоний, валентность этой группы постоянна. Название соли: дихромат (бихромат) аммония.

В приведенных выше примерах нам встретились только т. н. средние или нормальные соли. Кислые, основные, двойные и комплексные соли, соли органических кислот здесь обсуждаться не будут.

Если вас интересует не только номенклатура солей, но и методы их получения и химические свойства, рекомендую обратиться к соответствующим разделам справочника по химии: «

Бескислородные: Основность Название соли HCl — хлористоводородная (соляная) одноосновная хлорид HBr — бромистоводородная одноосновная бромид HI — йодистоводородная одноосновная йодид HF — фтористоводородная (плавиковая) одноосновная фторид H 2 S — сероводородная двухосновная сульфид Кислородсодержащие: HNO 3 – азотная одноосновная нитрат H 2 SO 3 — сернистая двухосновная сульфит H 2 SO 4 – серная двухосновная сульфат H 2 CO 3 — угольная двухосновная карбонат H 2 SiO 3 — кремниевая двухосновная силикат H 3 PO 4 — ортофосфорная трёхосновная ортофосфат

Соли –сложные вещества, которые состоят из атомов металла и кислотных остатков. Это наиболее многочисленный класс неорганических соединений.

Классификация.По составу и свойствам: средние, кислые, основные, двойные, смешанные, комплексные

Средние солиявляются продуктами полного замещения атомов водорода многоосновной кислоты на атомы металла.

При диссоциации дают только катионы металла (или NH 4 +). Например:

Na 2 SO 4 ® 2Na + +SO

CaCl 2 ® Ca 2+ + 2Cl —

Кислые солиявляются продуктами неполного замещения атомов водорода многоосновной кислоты на атомы металла.

При диссоциации дают катионы металла (NH 4 +), ионы водорода и анионы кислотного остатка, например:

NaHCO 3 ® Na + + HCO « H + +CO .

Основные солиявляются продуктами неполного замещения групп OH — соответствующего основания на кислотные остатки.

При диссоциации дают катионы металла, анионы гидроксила и кислотного остатка.

Zn(OH)Cl ® + + Cl — « Zn 2+ + OH — + Cl — .

Двойные солисодержат два катиона металла и при диссоциации дают два катиона и один анион.

KAl(SO 4) 2 ® K + + Al 3+ + 2SO

Комплексны соли содержат комплексные катионы или анионы.

Br ® + + Br — « Ag + +2 NH 3 + Br —

Na ® Na + + — « Na + + Ag + + 2 CN —

Генетическая связь между различными классами соединений

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Оборудование и посуда: штатив с пробирками, промывалка, спиртовка.

Реактивы и материалы:красный фосфор,оксид цинка, гранулы Zn, порошок гашеной извести Ca(OH) 2 , 1 моль/дм 3 растворы NaOH, ZnSO 4 , СuSO 4 , AlCl 3 , FeCl 3 , HСl, H 2 SO 4 , универсальная индикаторная бумага, раствор фенолфталеина, метилоранжа, дистиллированная вода.

Порядок выполнения работы

1. Оксид цинка насыпать в две пробирки; в одну добавить раствор кислоты (HCl или H 2 SO 4) в другую раствор щелочи (NaOH или KOH) и слегка нагреть на спиртовке.

Наблюдения: Происходит ли растворение оксида цинка в растворе кислоты и щелочи?

Написать уравнения

Выводы:1.К какому типу оксидов относится ZnO?

2. Какими свойствами обладают амфотерные оксиды?

Получение и свойства гидроксидов

2.1. В раствор щелочи (NaOH или KOH) опустить кончик универсальной индикаторной полоски. Сравнить полученный цвет индикаторной полоски со стандартной цветовой шкалой.

Наблюдения: Записать значение рН раствора.

2.2. Взять четыре пробирки, налить в первую 1 мл раствора ZnSO 4 , во вторую — СuSO 4 , в третью — AlCl 3 , в четвертую — FeCl 3 . В каждую пробирку добавить 1мл раствора NaOH. Написать наблюдения и уравнения происходящих реакций.

Наблюдения: Происходит ли выпадение осадка при добавлении щелочи к раствору соли? Укажите цвет осадка.

Написать уравненияпроисходящих реакций (в молекулярном и ионном виде).

Выводы:Какими способами могут быть получены гидроксиды металлов?

2.3. Половину осадков, полученных в опыте 2.2., перенести в другие пробирки. На одну часть осадка подействовать раствором H 2 SO 4 на другую – раствором NaOH.

Наблюдения: Происходит ли растворение осадков при добавлении щелочи и кислоты к осадкам?

Написать уравненияпроисходящих реакций (в молекулярном и ионном виде).

Выводы:1.К какому типу гидроксидов относятся Zn(OH) 2 , Al(OH) 3 , Сu(OH) 2 , Fe(OH) 3 ?

2. Какими свойствами обладают амфотерные гидроксиды?

Получение солей.

3.1. В пробирку налить 2 мл раствора CuSO 4 и опустить в этот раствор очищенный гвоздь. (Реакция идет медленно, изменения на поверхности гвоздя появляются через 5-10 мин).

Наблюдения: Происходят ли какие-то изменения с поверхностью гвоздя? Что осаждается?

Написать уравнение окислительно-восстановительной реакции.

Выводы:Принимая во внимание ряд напряжений металлов, укажите способ получения солей.

3.2. В пробирку поместить одну гранулу цинка и прилить раствор HCl.

Наблюдения: Происходят ли выделение газа?

Написать уравнение

Выводы:Объясните данный способ получения солей?

3.3. В пробирку насыпать немного порошка гашеной извести Ca(OH) 2 и прилить раствор HСl.

Наблюдения: Происходит ли выделение газа?

Написать уравнениепроисходящей реакции (в молекулярном и ионном виде).

Вывод:1. К какому типу относится реакция взаимодействия гидроксида и кислоты?

2.Какие вещества являются продуктами этой реакции?

3.5. В две пробирки налейте по 1 мл растворов солей: в первую – сульфата меди, во вторую – хлорида кобальта. Добавьте в обе пробирки по каплям раствор гидроксида натрия до образования осадков. Затем добавьте в обе пробирки избыток щелочи.

Наблюдения: Укажите изменения цвета осадков в реакциях.

Написать уравнениепроисходящей реакции (в молекулярном и ионном виде).

Вывод:1. В результате каких реакций образуются основные соли?

2. Как можно перевести основные соли в средние?

Контрольные задания:

1. Из перечисленных веществ выписать формулы солей, оснований, кислот: Ca(OH) 2, Ca(NO 3) 2, FeCl 3, HCl, H 2 O, ZnS, H 2 SO 4, CuSO 4, KOH Zn(OH) 2, NH 3, Na 2 CO 3, K 3 PO 4 .

2. Укажите формулы оксидов, соответствующие перечисленным веществам H 2 SO 4 , H 3 AsO 3 , Bi(OH) 3 , H 2 MnO 4 , Sn(OH) 2 , KOH, H 3 PO 4 , H 2 SiO 3 , Ge(OH) 4 .

3. Какие гидроксиды относятся к амфотерным? Составьте уравнения реакций, характеризующих амфотерность гидроксида алюминия и гидроксида цинка.

4. Какие из указанных соединений будут попарно взаимодействовать: P 2 O 5 , NaOH, ZnO, AgNO 3 , Na 2 CO 3 , Cr(OH) 3 , H 2 SO 4 . Составьте уравнения возможных реакций.

Лабораторная работа № 2 (4 ч.)

Тема: Качественный анализ катионов и анионов

Цель: освоить технику проведения качественных и групповых реак­ций на катионы и анионы.

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Основной задачей качественного анализа является установление химического состава веществ, находящихся в разнообразных объектах (биологических материалах, лекарственных препаратах, продуктах питания, объектах окружающей среды). В настоящей работе рассматривается качественный анализ неорганических веществ, являющихся электролитами, т. е. по сути качественный анализ ионов. Из всей совокупности встречающихся ионов выбраны наиболее важные в медико-биологическом отношении: (Fе 3+ , Fе 2+ , Zn 2+ , Са 2+ , Na + , К + , Мg 2+ , Сl — , РО , СО и др.). Многие из этих ионов входят в состав различных лекарственных препаратов и продуктов питания.

В качественном анализе используются не все возможные реакции, а только те, которые сопровождаются отчетливым аналитическим эффектом. Наиболее часто встречающиеся аналитические эффекты: появление новой окраски, выделение газа, образование осадка.

Существуют два принципиально разных подхода к качественному анализу: дробный и систематический.В систематическом анализе обязательно используют групповые реагенты, позволяющие разделить присутствующие ионы на отдельные группы, а в некоторых случаях и на подгруппы. Для этого часть ионов переводят в состав нерастворимых соединений, а часть ионов оставляют в растворе. После отделения осадка от раствора анализ их проводят раздельно.

Например, в растворе имеются ионы А1 3+ , Fе 3+ и Ni 2+ . Если на этот раствор подействовать избытком щелочи, выпадает осадок Fе(ОН) 3 и Ni(ОН) 2 , а в растворе остаются ионы [А1(ОН) 4 ] — . Осадок, содержащий гидроксиды железа и никеля, при обработке аммиаком частично растворится за счет перехода в раствор 2+ . Таким образом, с помощью двух реагентов — щелочи и аммиака были получены два раствора: в одном содержались ионы [А1(ОН) 4 ] — , в другом — ионы 2+ и осадок Fе(ОН) 3 . С помощью характерных реакций затем доказывается наличие тех или иных ионов в растворах и в осадке, который предварительно нужно растворить.

Систематический анализ используют в основном для обнаружения ионов в сложных многокомпонентных смесях. Он очень трудоемок, од­нако преимущество его заключается в легкой формализации всех дейст­вий, укладывающихся в четкую схему (методику).

Для проведения дробного анализа используют только характерные реакции. Очевидно, что присутствие других ионов может значительно искажать результаты реакции (наложение окрасок друг на друга, выпаде­ние нежелательных осадков и т. д.). Во избежание этого в дробном ана­лизе используют в основном высокоспецифические реакции, дающие аналитический эффект с небольшим числом ионов. Для успешного проведения реакций очень важно поддерживать определенные усло­вия, в частности, рН. Очень часто в дробном анализе приходится прибе­гать к маскировке, т. е. к переводу ионов в соединения, не способные да­вать аналитический эффект с выбранным реактивом. Например, для об­наружения иона никеля используется диметилглиоксим. Сходный анали­тический эффект с этим реагентом дает и ион Fе 2+ . Для обнаружения Ni 2+ ион Fе 2+ переводят в прочный фторидный комплекс 4- или же окис­ляют до Fе 3+ , например, пероксидом водорода.

Дробный анализ используют для обнаружения ионов в более про­стых смесях. Время анализа значительно сокращается, однако при этом от экспериментатора требуется более глубокое знание закономерностей протекания химических реакций, так как учесть в одной конкретной ме­тодике все возможные случаи взаимного влияния ионов на характер на­блюдаемых аналитических эффектов достаточно сложно.

В аналитической практике часто применяют так называемый дроб­но-систематическийметод. При таком подходе используется минималь­ное число групповых реактивов, что позволяет наметить тактику анализа в общих чертах, который затем осуществляется дробным методом.

По технике проведения аналитических реакций различают реакции: осадочные; микрокристаллоскопические; сопровождающиеся выделени­ем газообразных продуктов; проводимые на бумаге; экстракционные; цветные в растворах; окрашивания пламени.

При проведении осадочных реакций обязательно отмечают цвет и характер осадка (кристаллический, аморфный), при необходимости про­водят дополнительные испытания: проверяют осадок на растворимость в сильных и слабых кислотах, щелочах и аммиаке, избытке реактива. При проведении реакций, сопровождающихся выделением газа, отмечают его цвет и запах. В некоторых случаях проводят дополнительные испытания.

Например, если предполагают, что выделяющийся газ – оксид углерода (IV), его пропускают через избыток известковой воды.

В дробном и систематическом анализах широко используются реакции, в ходе которых появляется новая окраска, чаще всего это реакции комплексообразования или окислительно-восстановительные реакции.

В отдельных случаях такие реакции удобно проводить на бумаге (капельные реакции). Реактивы, не подвергающиеся разложению в обычных условиях, наносят на бумагу заранее. Так, для обнаружения сероводорода или сульфид-ионов применяют бумагу, пропитанную нитратом свинца [происходит почернение за счет образования сульфида свинца(II)]. Многие окислители обнаруживают с помощью йодкрахмальной бумаги, т.е. бумаги, пропитанной растворами иодида калия и крахмала. В большинстве же случаев необходимые реактивы наносят на бумагу во время проведения реакции, например, ализарин на ион А1 3+ , купрон на ион Сu 2+ и др. Для усиления окраски иногда применяют экс­тракцию в органический растворитель. Для предварительных испытаний используют реакции окрашивания пламени.