І група аніонів

І групу аніонів становлять іони, які з іонами барію утворюють солі, що погано розчиняються у воді. Сюди належать: ВОі" і В₄0?~ — борат-іони, С0₃~ — карбонат-іони, С₂04~ — оксалат-іони, SiOf^- — силікат-іони, РОІ~ —фосфат-іони, AsOij^- — арсенат-іони, As03~ — арсеніт-іони, SO?^-— сульфат-іони, SOl^- — сульфіт-іони, S₂0;s~ — тіосульфат-іони, СтОІ~ — хромат-іони, F^- — фторид-іони.

І групу аніонів у свою чергу можна поділити на три підгрупи. До першої підгрупи належать аніони, барієві солі яких погано розчиняються в міне­ральних кислотах і воді. До цієї підгрупи належать лише сульфат-іони.

Друга підгрупа І групи аніонів характеризується тим, що барієві солі їх погано розчиняються в оцтовій кислоті й воді, але добре розчиняються в мінеральних кислотах. Це С₂04^_ — оксалат-іони, SO3^- — сульфіт-іони, Сг0₄~ — хромат-іони і F^- — фторид-іони.

Третя підгрупа — решта аніонів І групи. Барієві солі цих аніонів погано розчиняються у воді, але добре розчиняються в оцтовій і мінеральних кис­лотах.

Розподіл аніонів І групи иа підгрупи показано в табл. 20.

Поділ аніонів на підгрупи дає можливість за розчинністю барієвих солей встановити наявність у досліджуваному розчині однієї з підгруп або всіх трьох підгруп.

288

Таблиця 20. Розподіл аніонів І групи иа підгрупи

Підгрупа	Розчинність барієвих солей	Аніони, які належать до цієї підгрупи
Перша Друга Третя	Барієві солі погано розчиняются у во­ді, оцтовій і мінеральних кислотах Барієві солі погано розчиняються у во­ді та в оцтовій кислоті Барієві солі погано розчиняються у во­ді, але добре розчиняються в кислотах	S04~ — (сульфат-іоии) S03~ — (сульфіт-іоии) С204~ — (оксалат-іоии) Сг04— — (хромат-іоии) F-— (фторид-іони) BOj" або В4Оу~ — (борат-іони) С03~ — (карбонат-іоии) Si03 — (силікат-іоии) Р04— — (фосфат-іони) AsO^" — (арсеніт-іони) As04— — (арсеиат-іоии) SaOg- — (тіосульфат-іоии)

§ 80. Сірчана кислота і реакції сульфат-іонів SQ²₄~

Чиста 100%-на H₂S0₄ являє собою маслянисту рідину без запаху і ко­льору. Густина її 1,75 • 10³ кг/м³, температура плавлення 10,5° С, темпера­тура кипіння 270° С при тиску 755 мм рт. ст. У лабораторіях звичайно вико­ристовують сірчану кислоту з густиною 1,83—1,84 ■ 10³ кг/м³, в якій міс­титься 93—94% H₂S0₄ по масі. Концентрація такої кислоти відповідає ~ 18 моль/л, тобто концентрована сірчана кислота приблизно 36 н.

Якщо концентровану сірчану кислоту насичувати S0₃, то S0₃ розчиня­тиметься і при цьому утворюватиметься піросірчана кислота:

H₂so₄ + so₃ ?± H₂s₂0₇.

При-нагріванні сірчаної кислоти спочатку виділяється S0₃, а при тем­пературі 338° С переганяється 98,3 %-HaH₂S0₄.

Сірчана кислота приєднує воду, при цьому виділяється велика кількість тепла. Тому при розведенні сірчаної кислоти обов'язково треба наливати кис­лоту у воду, а не навпаки. Приливання ж води до концентрованої H₂S0₄ зумовлює місцевий перегрів та розбризкування сірчаної кислоти і може спричинити опіки.

Сірчана кислота сильна двоосновна кислота, яка дисоціює ступінчасто:

H₂S0₄ <± H+ + HSO-;

hso^ & н+ + so;-.

10 1-І946

289

Гідросульфат-іони HS07 теж є порівняно сильною кислотою. Константа

дисоціації його:

[Н+] [SO²-] „

_к -і— ⁴ і,2. 10-².

[HSO-]

Усі сульфати добре розчиняються у воді, за винятком сульфатів барію, стронцію і свинцю. Сульфати кальцію, срібла і ртуті (І) розчиняються пога­но. Погано розчиняються також безводні сульфати хрому, алюмінію та ін­ших високозарядних іонів.

Для виявлення сульфат-іонів використовують такі реакції.

Хлорид барію ВаС1₂ при взаємодії із сульфат-іонами утворює білий кри­сталічний осад, який практично не розчиняється у воді й кислотах:

SO^2- + Ва²+ <± BaS0₄.

Нітрат свинцю Pb (N0₃)₂ при взаємодії із сульфат-іонами утворює білий кристалічний осад:

SO²" + Pb²+ ?± PbS0₄.

Цей осад практично не розчиняється у воді й кислотах, але добре роз­чиняється в ацетаті та тартраті амонію, утворюючи стійкі ацетатні або тарт-ратні комплекси:

РЬ²⁺ + 4СН₃СОО- <± [РЬ (СН₃СОО)₄]²-;

РЬ²+ + ЗНС₄Н₄0^ <± [РЬ (НС₄Н₄О_в)₃Г;

^/С_[рь(сн₃соо)₄]2- ^{= 8} • ^10_3- ^а VwCH.Oe)- ^{= 10}~⁵' Якщо в досліджуваному розчині містяться нерозчинні сульфати, то для переведення їх у розчин осад кип'ятять з розчином соди. При цьому сульфати переходять у карбонати:

BaS0₄ + Na₂C0₃ <± ВаС0₃ + Na₂S0₄.

З таблиць знаходимо, що ДРваво, = 1 ■ Ю^-10, а ДР_Васо₃ = 5 • 10~⁹,

тобто сульфат барію в —^:—■₌^- = 50 раз менш розчинний, ніж карбонат

барію. Отже, щоб перевести сульфат барію в карбонат, треба брати великий надлишок карбонату. Припустимо, що для цього взято 1 М розчин соди, тоді розчинність карбонату барію буде:

m 24-, Д^ВаСО, 5- 10^-9 _ _1Л_д. , .

[Ва +1 = =—— = г= 5 • 10 (моль/л).

[CO²"] 1

Розчинність сульфату барію дорівнює:

[Ва²+1 = |/ДР_Ва504 = У\ . ю-'° = Ю-⁵ (моль/л),

ю—^г> тобто сульфат барію в цих умовах у _ZJf- = 2 • 10³ = 2000 раз більш

розчинний, ніж карбонат барію. Правда, в результаті реакції (1) у розчині збільшується концентрація сульфат-іонів, що приводить до встановлення

290

рівноваги. Отже, сульфат не повністю переходить у карбонат. Це означає, що в осаді залишається сульфат барію, який не прореагував, і карбонат ба­рію, який при цьому утворюється.

На практиці для переведення сульфату в карбонат користуються 3 н. розчином соди. Після відфільтрування суміші осадів сульфату і карбонату барію у фільтраті виявляють сульфат-іоии. Для цього розчин підкислюють соляною кислотою, поки перестане виділятися вуглекислий газ, потім добав­ляють розчин хлориду барію. Утворення білого кристалічного осаду вказує на присутність у досліджуваному осаді сульфату.

§ 81. Сірчиста кислота і реакції сульфіт-іонів SO*~

Сірчиста кислота не існує у вільному стані. її можна добути у водних розчинах. При взаємодії S0₂ з Н₂0 утворюється сірчиста кислота:

so₂-f н₂о & h₂so₃. Сірчиста кислота — це слабка двоосновна кислота, яка дисоціює ступін­часто:

H₂S0₃ ?гН++ HSO^^-;

HSO^ <± H+ + SQ2-.

-v—/

Константи дисоціації сірчистої кислоти: /Сі = 1,7 • 10^_ , /С₂ = 1 • 10" Солі сірчистої кислоти називають сульфітами. Сульфіти поступово окис­люються киснем повітря до сульфатів. Цей процес відбувається і у водних розчинах, і в твердому стані:

SO|- + Н₂0 — 2е -> SOf- + 2H+ ; 0₈ + 4Н + 4е -» 2Н₂Р;

. 2SO|+ + 0₂ -> 2SO*-.

Отже, сульфіти, як і сірчиста кислота, є добрими відновниками. Правда, в деяких випадках сірчиста кислота може бути окислювачем. Так, при окис­ленні сірчистою кислотою сірководню утворюється вільна сірка:

H₂S — 2е -у S + 2Н+;

H₂SO., + 4H+ -f 4e -> S + ЗН₂0;

2H₂s~;~h₂so₃ -> 3S + 3H₂o.

Сульфіти лужних металів добре розчиняються у воді, а сульфіти решти металів погано розчиняються у воді. Сульфіти всіх металів добре розчи­няються в мінеральних кислотах.

Розглянемо реакції, якими користуються для виявлення сульфітів.

Розведені сильні кислоти (H,S0₄, HC1) виділяють із сульфітів сірчистий газ, який можна виявити за різким специфічним запахом:

SO^- -f- H+ г± HSOJ-;

(У розчині)

hso- + h+ u h₂so₃ ї± h₂o + so,

11"

S0₂ (Газ)

10*

291

Хлорид барію з нейтральних розчинів, що містять сульфіти, осаджує білий осад сульфіту барію, який добре розчиняється в мінеральних кислотах:

SOf- + Ba²+ <± BaS0₃.

Слід мати на увазі, що хлорид барію не утворює осаду з розчинів сір­чистої кислоти. При розчиненні сульфіту барію в соляній кислоті може залишатись більша або менша кількість осаду, що не розчинився. Це означає, що сульфіт частково окислився до сульфату, а сульфат барію практично не розчиняється в кислотах.

При дії сірководню на кислі розчини сульфітів випадає в осад вільна сірка:

SOf~ + 2H₂S + 2Н+ -> 3S + 3H₃0.

Отже, перебування в кислих розчинах одночасно сірчистої і сірководне­вої кислот неможливе. Одночасно вони можуть перебувати лише в лужних розчинах.

Нітрат срібла осаджує з нейтральних розчинів сульфітів, а також з вод­них розчинів сірчистої кислоти білий кристалічний сульфіт срібла:

SOfr + 2Ag+ *± Ag₂S0₃.

Цей осад розчиняється при надлишку сульфітів лужних металів. При розчиненні утворюється натрієва сіль комплексної сірчистосрібної кислоти:

Ag₂SO_s+ Na₂S0₃ <± 2Na [AgSO_s].

При нагріванні розчину цієї солі до кипіння виділяється сірий осад ме­талічного срібла і сірчистий газ:

2 [AgS0₃]- ^ SO²" + S0₂ + 2Ag.

Сульфіт срібла добре розчиняється в гідроксиді амонію: Ag₂S0₃ + 4NH₄OH ** 2 [Ag (NH₃)₂]+ + SO²" + 4Н₂0.

Фуксин, і малахітовий зелений (та інші органічні барвники) знебарвлю­ються нейтральними розчинами сульфітів. Кислі розчини спочатку нейтралі­зують дикарбонатом натрію, а лужні — пропусканням вуглекислого газу до знебарвлення фенолфталеїну.

Розчини йоду знебарвлюються сірчистою кислотою:

SO²" + І₂ + Н₂0 <± SO^2- +21- + 2Н+.

Розчини перманганату калію в присутності кислоти знебарвлюються сір­чистою кислотою. При цьому утворюється сірчана і дитіонова кислоти:

2МпО~ -|- 6SOf^- + 8Н+ +± 2Мп²⁺ + 4S0^2- -|- S_aOj?- + 4H_aO.

В інших умовах сірчиста кислота може повністю окислитись перманга­натом до сірчаної кислоти:

2МпО^ + 5S0²- + 6Н+ ?± 5SOf~ + 2Міг+ + ЗН,0. 292

У водних розчинах можуть бути й інші відновники, які знебарвлюють йод і перманганат, тому реакцію краще проводити так. У пробірку нали­вають досліджуваний розчин, підкислюють його сірчаною кислотою і закри­вають пробірку корком з газовивідною трубкою. Газовивідну трубку вста-

Рис. 25. Прилад для виявлення аніонів сульфіту.

новлюють у другу пробірку, в якій міститься підкислений сірчаною кисло­тою розчин йоду або перманганату. Потім пробірку з досліджуваним розчином підігрівають (рис. 25). Знебарвлення розчину йоду або перманга­нату вказує на присутність сульфіт-іонів.

Цій реакції заважають іони тіосульфату (S₂03^_) і сульфіду (S^2-). тому що сірчистий газ і сірководень, що виділяються при розкладанні тіосульфат-і сульфід-іонів, теж знебарвлюють розчини йоду і перманганату.

§ 82. Щавлева кислота і реакції оксалат-іонів С₂0^~

Щавлева кислота

2Н,0

^лон он

являє собою моноклінічні безбарвні призми. З водних розчинів вона викристалізовується з двома молекулами води. Щавлева кислота добре роз­чиняється у воді й спирті, гірше — в ефірі.

При стоянні в ексикаторі над сірчаною кислотою щавлева кислота втра­чає воду. Безводна щавлева кислота сублімується при температурі 150°С. При більш високій температурі вона повністю розкладається на оксид

293

вуглецю (IV) і оксид вуглецю (II) та воду:

н₂с₂о₄ -> со₂ + со + н₂о.

Щавлева кислота — найпростіша двоосновна кислота проміжної сили:

Кі = 6,5- 10^-2; ЛГ₂ = 6,1 • 10~⁵.

Солі щавлевої кислоти — оксалати погано розчиняються у воді, за ви­нятком солей лужних металів. Оксалат магнію теж порівняно важко роз­чиняється у воді, але він легко утворює пересичені розчини. Ця властивість оксалату магнію використовується для розділення кальцію і магнію. Окса­лат кальцію практично не розчиняється у воді.

Щавлева кислота і розчинні оксалати утворюють комплексні сполуки з багатьма металами, наприклад: [Fe (С₂0₄)₃]^3—, [Cr (C₂0₄)₃] ~, [Zn (C₂0₄)₂]^J~. Ця властивість широко використовується в аналітичній хімії. Так, тантал і ніобій часто зв'язують в оксалатні комплекси, щоб запобігти їх гідролізу, за якого утворюються нерозчинні основні солі.

Реакції оксалат-іонів. Хлорид кальцію осаджує білий кристалічний осад оксалату кальцію, який практично не розчиняється у воді, погано розчи­няється в оцтовій кислоті й добре розчиняється в мінеральних кислотах:

С2О4^- + Са²+ «± СаС₂0₄.

Оксалат кальцію викристалізовується з однією молекулою води (СаС,0₄Х X Н_аО).

Реакція використовується для виявлення іонів кальцію і для гравімет­ричного й титриметричного його визначення.

Концентрована сірчана кислота при нагріванні віднімає воду і виділяє однакові об'єми оксиду вуглецю (II) й оксиду вуглецю (IV):

н₂с₂о₄ -> н₂о + со + со₂.

Оксид вуглецю (II) горить синім полум'ям.

Хлорид барію осаджує білий кристалічний осад оксалату барію, який розчиняється при кипінні розчину в надлишку оцтової або щавлевої кислоти:

С₂0²- + Ва²+ <± ВаС₂0₄.

Нітрат срібла осаджує білий сирнистий осад оксалату срібла, який практично не розчиняється у воді, але добре розчиняється в нітратній кис­лоті й гідроксиді амонію:

C₂02- + 2Ag+ tt Ag₂C₂0₄.

Нітрат свинцю осаджує білий осад оксалату свинцю, який розчиняється в нітратній кислоті:

С₂0^~ -І- РЬ²+ *± РЬС₂0₄.

Перманганат калію і оксид марганцю (IV) в кислому середовищі віднов­люються оксалатом до марганцю (II):

гМпО^ -1- бСгО^2- \- 16Н+ ї± 2Мп²+ + 10СО₂ + 8Н₂0; Мп0₂ -і- С₂0²~ + 4Н'^1- & Мп²+ + 2С0₂ -j- 2Н„0.

294

Реакція відбувається при нагріванні: марганець (II), який при цьому утворюється, прискорює реакцію.

Хромова, миш'якова і миш'яковиста кислоти. Ці кислоти і характерні реакції на них розглянуто при вивченні катіонів.

§ 83. Фтористоводнева кислота і реакції фторид-іоиів F~

Фтороводень являє собою легкорухливу рідину, що димить на повітрі. Температура замерзання фтороводню —83° С, температура кипіння 19,4° С. У газоподібному стані це безбарвний газ, з різким специфічним запахом, надзвичайно отруйний. При попаданні на тіло концентрована фтористовод­нева кислота спричинює опіки; особливо боляче, коли вона потрапляє під нігті.

При температурі до 40° С фтористоводнева кислота перебуває у вигляді димерів H.₂F₂, а при температурі вище 80° С — у вигляді мономерів HF. У ме­жах температур між 40 і 80° С існує рівновага:

H₂F₂ *± 2HF.

У водних розведених розчинах фтористоводнева кислота є одноосновною слабкою кислотою; константа дисоціації її К = 7,2 • 10^— . У концентрова­них розчинах утворюються гідрофторид-іони HFi".

Фтористоводнева кислота легко розчиняє оксид кремнію (IV) і кремнієві кислоти:

Si0₂4-4HF «± SiF₄t + 2H₂0. При цьому утворюється леткий тетрафторид кремнію. Швидкість розчинення залежить від кристалічної будови силікатної кислоти та від ступеня гідра­тації.

Фтористоводнева кислота з різними катіонами утворює ряд стійких комп­лексних сполук Н [KF₂], H [NaF₂], H [NH₄F₂], H [AgF_a], Na₃ [AlF_e], Na_s [FeFJ, H₂ [ZrF₆], H₂ [TaF₇] тощо.

Фториди лужноземельних металів, свинцю, міді й цинку погано розчиня­ються у воді; фториди лужних металів, амонію, алюмінію, срібла, олова і ртуті добре розчиняються у воді. Завдяки цьому фтор іноді називають «га­логеном навпаки», тому що іони решти галогеноводневих кислот утворюють важкорозчинні солі срібла і легкорозчинні солі катіонів лужноземельних металів.

Реакції фторид-іонів. Хлорид кальцію осаджує білий осад фториду каль­цію:

2F~ + Са²+ ^ CaF₂.

Фторид кальцію практично не розчиняється у воді і в оцтовій кислоті, а також погано розчиняється в мінеральних кислотах.

Концентрована сірчана кислота розкладає фториди, при цьому утворю­ється фтороводень. Якщо в пробірку вмістити невелику кількість фториду кальцію і добавити концентрованої сірчаної кислоти, то відбувається реак­ція

CaF₂ + H₂S0₄ <± CaS0₄ + 2HF.

295

Фтороводень, який при цьому утворюється, взаємодіє із склом пробірки з утворенням тетрафториду кремнію й кремнефторидів натрію і кальцію:

Na₂SiO_s • CaSi0₃ • 4Si0₂ + 28HF -> 4SiF₄ f + Na₂SiF₆ + CaSiF₆ + 14H₂0. Приблизний склад скла

Тетрафторид кремнію — леткий, його можна виявити кількома реакція­ми. Так, якщо у вушку платинового дротика внести в пробірку з парою тетрафториду кремнію краплину води, то через якийсь час вона помутніє в результаті утворення кремнієвої кислоти:

SiF₄ + 4Н₂0 ?± H₄Si0₄ + 4HF.

При виконанні цієї реакції треба, щоб досліджувана проба не містила води; тому розчин спочатку обережно випарюють, висушують і потім пророб­ляють реакцію, як описано вище.

Нітрат срібла не утворює осаду при дії на розчини фторидів.

Хлорид барію утворює об'ємистий білий осад фториду барію:

2F~ -f Ва²+ ?± BaF₂.

Фторид барію розчиняється в надлишку мінеральних кислот і солей амонію.

Реакція травлення скла. Скло покривають парафіном і металевою або скляною паличкою роблять напис на парафінованій стороні скла. Потім до досліджуваної проби в платиновому тиглі добавляють сірчаної кислоти і накривають тигель склом так, щоб парафінована сторона скла була знизу. Після цього скло знімають з тигля, зчищають з нього парафін. На склі за­лишається витравлений напис.

Пероксид водню із солями титану або титанілу в кислих розчинах утворює розчинний пероксидноводневий комплекс титату або титанілу — сполуки жовтого кольору:

ТЮ²+ + н₂0₂ ,* [ТіОН₂о₂]²+.

Проте пероксидноводневий комплекс титану менш стійкий, ніж фторидний комплекс титану. Тому, якщо подіяти на розчин пероксидноводневого комп­лексу титану розчином фториду, то жовтий колір розчину блякне або зовсім зникає:

[ТіОН₂0₂]²⁺ + F^- <± TiOF+ + Н₂0₂.

Цю реакцію виконують так. У пробірку вносять 1—2 краплини розчину солі титану і добавляють до нього кілька краплин пероксиду водню. Розчин перемішують і розливають у дві пробірки порівну. Потім в одну пробірку добавляють кислий досліджуваний розчин, а в другу — таку саму кількість розведеної кислоти і спостерігають за зміною забарвлення в пробірці з досліджуваним розчином, порівнюючи його з розчином і з кислотою.

Аналогічну реакцію можна провести з роданідом заліза, цирконалізарн-новим лаком та іншими забарвленими комплексами металів, які руйнуються фторидом.

296

§ 84. Борна кислота і реакції борат-іонів В0~

Бор утворює три кислоти: орто- Н₃В0₃, мета- НВ0₂ і тетраборну, або пі-роборну, Н₂В₄0₇. Метаборцу і тетраборну кислоти добувають при прожарю­ванні ортоборної кислоти.

Ортоборна кислота являє собою білу кристалічну речовину, яка погано розчиняється у воді (4 г в 100 мл води); у гарячій воді розчинність її збіль­шується.

Ортоборна кислота є слабкою кислотою. Константи дисоціації її дорів­нюють: /Cj =5,8 • 10^-10; К_г = 1,8 • 10~¹³; К₃ = 1,6 • 10~¹⁴. Константа дисоціації метаборної кислоти К = 7,5 • 10^— , тетраборної /Сі = 10^— ;

К₂ = 10~⁹.

При перегонці з водяною парою борна кислота відганяється. Ангідрид борної кислоти В₂0₃ являє собою дуже стійку склоподібну речовину.

Борати є похідними мета- і тетраборної кислот. Найбільше значення має десятиводний тетраборат натрію — бура Na₂B₄0₇ • 10Н₂О. Борати лужних металів розчиняються у воді. Решта боратів погано розчиняється у воді й добре розчиняється в кислотах і в розчині хлориду амонію.

Реакції борат-іонів. Хлорид барію осаджує з помірно концентрованих розчинів білий метаборат барію, який розчиняється в надлишку хлориду барію і хлориду амонію:

В₄0^- + Ва²+ + ЗН₂0 & Ва (В0₂)₂ + 2Н₃В0₃.

Нітрат срібла осаджує з помірно концентрованих розчинів на холоді бі­лий метаборат срібла:

В₄0^- + 2Ag+ -f 3H₂0 ^ 2AgB0₂ + 2Н₃В0₃.

У дуже розведених розчинах на холоді, а в більш концентрованих — при нагріванні утворюється бурий осад оксиду срібла:

2AgB0₂ + 3H₂0 ?± Ag₂0 + 2Н₃В0₃.

Реакція з гліцерином. В одну пробірку наливають 0,5 мл досліджуваного розчину, а в другу — 0,5 мл гліцерину. В обидві пробірки добавляють по одній краплині фенолфталеїну і краплинами гідроксид амонію (якщо дос­ліджуваний розчин лужний, то до нього добавляють оцтової кислоти) до блідо-рожевого забарвлення. Потім обидва розчини зливають і перемішу­ють. У присутності борної кислоти утворюється більш сильна, ніж борна, борногліцеринова кислота, яка знебарвлює фенолфталеїн.

Куркумовий папірець при змочуванні розчином борної кислоти не змі­нює забарвлення, але після висушування стає червоно-бурим. Якщо змочити папірець знову розчином борної, соляної або сірчаної кислоти, то колір його зміниться. Але при змочуванні червоно-бурого папірця розчином лугу колір його стає сіро-синім при незначному вмісті борної кислоти і синьо-чорним при значному її вмісті. Отже, відтінок та інтенсивність забарвлення залежить від кількості куркуми і борної кислоти. Крім того, забарвлення куркуми змінюється також при обробці розчином лугу, але якщо після цього

297

висушений куркумовий папірець занурити в розчин соляної або сірчаної кислоти, то забарвлення його зміниться, тоді як при попередньому змочу­ванні розчином борної кислоти колір залишається незмінним.

Висушувати куркумовий папірець краще на склі, що підігрівається на водяній бані.

Реакція на забарвлення полум'я. При внесенні в безбарвне полум'я летких сполук бору (метилового (СН₃0)₃В або етилового (С₂Н₅0)₃В ефіру, фториду бору або борної кислоти) полум'я забарвлюється в характерний зелений колір.

Цю реакцію виконують так. 0,5—1 мл досліджуваного розчину нали­вають у маленьку фарфорову чашку і випарюють досуха. Потім добавляють 1 мл сірчаної кислоти, 1—2 мл спирту і запалюють суміш. Спирт горить ха­рактерним зеленим полум'ям.

Реакцію борної кислоти із спиртом можна зобразити так:

СН₃:ОН Ні О СНзО,

СН₃Гбн""+ НІ О——^В :£ СНдО—-->В + ЗН₂0.

СН,.^:ОН Ні О СН,0

§ 85. Вугільна кислота і реакції карбонат-іонів СО^~

Вугільна кислота існує лише у водних розчинах. В 1 л води при темпера­турі 15° С розчиняється 1 л вуглекислого газу. При нагріванні можна прак­тично повністю виділити вуглекислий газ з розчину. Вугільна кислота — слабка двоосновна кислота. Константи дисоціації її:

Кі = 3,72 • 10~⁷; К₂ = 5,73 • Ю^-11.

Отже, при добавлянні будь-якої сильної кислоти вугільна кислота перехо­дить у повністю недисоціиовану сполуку і спостерігається лише термічна дисоціація, тобто виділення вуглекислого газу.

Лише карбонати лужних металів добре розчиняються у воді. Решта кар­бонатів погано розчиняється у воді. Гідрокарбонати барію, стронцію і кальцію добре розчиняються у воді. Тому в надлишку вугільної кислоти ці катіони не осаджуються у вигляді карбонатів. Щоб осадити їх, розчин ки­п'ятять. При цьому дикарбонати розкладаються:

Са (НШ₃)₂ ?± СаС0₃ + С0₂ \ + Н₂0.

У зв'язку з леткістю вуглекислого газу реакція проходить практично до кінця і в результаті утворюються важкорозчинні карбонати.

Усі карбонати розчиняються в мінеральних і оцтовій кислотах.

Реакції карбонат-іонів. Хлорид барію осаджує об'ємистий білий осад карбонату барію:

СО^~ -|- Ва² + *t ВаСО,.

2S8

При стоянні осад переходить у кристалічний і зменшується в об'ємі. Якщо осад нагрівати, то цей процес прискорюється.

Нітрат срібла осаджує білий карбонат срібла, який при нагріванні (а також при надлишку нітрату срібла) переходить у коричневий у зв'язку s утворенням оксиду срібла:

2Ag+ + СО^- ?± Ag₂C0₃;

Білий осад

Ag₂C0₃ + 2Н₂0 «± 2AgOH + Н₂0 + С0₂;

2AgOH і± Ag₂0 + H₂0. Коричневий осад

Мінеральні кислоти (розведені — повільно, концентровані — енергій­ніше), а також оцтова кислота виділяють вуглекислий газ:

СаСО, + 2НС1 = СаС1₂ + Н₂С0₃

■ ft

н₂о + со₂1

Якщо вуглекислий газ пропустити крізь баритову воду (розчин Ва (ОН)₂), утворюється білий осад карбонату барію:

Ва (ОН)₂ -f С0₂ ?± ВаСОд + Н₂0.

Цю реакцію виконують так. У пробірку наливають 0,5—1 мл досліджу­ваного розчину, підкислюють його розчином соляної або сірчаної кислоти і закривають корком з газовивідною трубкою. Трубку занурюють у другу пробірку з баритовою водою, як це показано на рис. 25. Якщо в розчині є карбонат-іони, то в пробірці з баритовою водою з'являється білий осад. Треба мати на увазі, що при дальшому пропусканні вуглекислого газу осад, який утворився, може розчинитись, бо утворюється розчинний гідрокар­бонат барію:

ВаС0₃ + С0₂ + Н₂0 ї± Ва (НС0₃)₂.

Реакції заважають тіосульфат- і сульфіт-іони, бо при дії мінеральної кислоти вони виділяють сірчистий газ, який при взаємодії з гідроксидом ба­рію утворює білий осад сульфіту барію:

Na₂S0₃ + 2HC1 ?± 2NaCl + H₂S0₃;

Н₂0 + S0₂f Na₂S₂0₃+2HC1 г± 2NaCl + S -f H₂S0₃;

it H₂0 + S0₂t

S0₂ + Ba (OH)₂ ?± BaSOg + H₂0.

Отже, спочатку треба виявити присутність сульфіту й тіосульфату. Якщо вони присутні в досліджуваному розчині, то перед виявленням карбоиат-іонів їх окислюють у сульфат за допомогою пероксиду водню:

Na₂S0₃ + H₂0₂ -► Na₂S0₄ + H₂0.

Переконавшись, що сульфіт- і тіосульфат-іони повністю окислені, вияв­ляють карбонат-іони, як описано вище.

299