Naziv najvažnijih kiselina. Kiseline: podjela i kemijska svojstva

Pogledajmo najčešće formule kiselina koje se nalaze u udžbenicima:

Lako je primijetiti da je svim kiselinskim formulama zajedničko prisustvo vodikovih atoma (H), koji je na prvom mjestu u formuli.

Određivanje valencije kiselinskog ostatka

Iz gornjeg popisa može se vidjeti da se broj ovih atoma može razlikovati. Kiseline koje sadrže samo jedan atom vodika nazivaju se monobazične (dušična, klorovodična i druge). Sumporna, ugljična i silicijeva kiselina su dvobazične, budući da njihove formule sadrže dva atoma H. ​​Molekula trobazične fosforne kiseline sadrži tri atoma vodika.

Dakle, količina H u formuli karakterizira bazičnost kiseline.

Atom ili skupina atoma koji se pišu iza vodika nazivaju se kiselinski ostaci. Na primjer, u hidrosulfidnoj kiselini ostatak se sastoji od jednog atoma - S, au fosfornoj, sumpornoj i mnogim drugim - od dva, a jedan od njih je nužno kisik (O). Na temelju toga sve se kiseline dijele na one koje sadrže kisik i one bez kisika.

Svaki kiselinski ostatak ima određenu valenciju. Jednak je broju H atoma u molekuli te kiseline. Valencija HCl ostatka je jednaka jedinici, budući da je jednobazna kiselina. Ostaci dušične, perklorne i dušične kiseline imaju istu valenciju. Valencija ostatka sumporne kiseline (SO 4) je dva, budući da u njegovoj formuli postoje dva atoma vodika. Ostatak trovalentne fosforne kiseline.

Kiselinski ostaci – anioni

Osim valencije, kiselinski ostaci imaju naboje i anioni su. Njihovi naboji navedeni su u tablici topljivosti: CO 3 2−, S 2−, Cl− i tako dalje. Napomena: naboj kiselinskog ostatka brojčano je jednak njegovoj valenciji. Na primjer, u kremenoj kiselini, čija je formula H 2 SiO 3, kiselinski ostatak SiO 3 ima valenciju II i naboj 2-. Dakle, znajući naboj kiselinskog ostatka, lako je odrediti njegovu valenciju i obrnuto.

Rezimirati. Kiseline su spojevi formirani od atoma vodika i kiselinskih ostataka. Sa stajališta teorije elektrolitičke disocijacije može se dati još jedna definicija: kiseline su elektroliti, u otopinama i talinama kojih su prisutni kationi vodika i anioni kiselinskih ostataka.

Savjeti

Kemijske formule kiselina obično se uče napamet, kao i njihova imena. Ako ste zaboravili koliko atoma vodika ima u pojedinoj formuli, ali znate kako izgleda njen kiselinski ostatak, u pomoć će vam priskočiti tablica topljivosti. Naboj ostatka se po modulu podudara s valencijom, a ona s količinom H. Na primjer, sjećate se da je ostatak ugljične kiseline CO 3 . Pomoću tablice topljivosti utvrđujete da joj je naboj 2-, što znači da je dvovalentna, odnosno ugljična kiselina ima formulu H 2 CO 3.

Često dolazi do zabune s formulama sumporne i sumporne, kao i dušične i dušične kiseline. I ovdje postoji jedna točka koja olakšava pamćenje: naziv kiseline iz para u kojem ima više atoma kisika završava na -naya (sumporna, dušična). Kiselina s manje atoma kisika u formuli ima naziv koji završava na -istaya (sumporna, dušična).

Međutim, ovi će savjeti pomoći samo ako su vam formule kiselina poznate. Ponovimo ih opet.

kiseline se zovu složene tvari, čije molekule uključuju atome vodika koji se mogu zamijeniti ili zamijeniti za atome metala i kiselinski ostatak.

Na temelju prisutnosti ili odsutnosti kisika u molekuli kiseline se dijele na one koje sadrže kisik.(H 2 SO 4 sumporna kiselina, H 2 SO 3 sumporasta kiselina, HNO 3 dušična kiselina, H 3 PO 4 fosforna kiselina, H 2 CO 3 ugljična kiselina, H 2 SiO 3 silicijeva kiselina) i bez kisika(HF fluorovodična kiselina, HCl klorovodična kiselina (klorovodična kiselina), HBr bromovodična kiselina, HI jodovodična kiselina, H 2 S hidrosulfidna kiselina).

Ovisno o broju atoma vodika u molekuli kiseline, kiseline su jednobazične (s 1 H atomom), dvobazične (s 2 H atoma) i trobazične (s 3 H atoma). Na primjer, dušična kiselina HNO 3 je jednobazna, budući da njezina molekula sadrži jedan atom vodika, sumporna kiselina H 2 SO 4 – dvobazni, itd.

Postoji vrlo malo anorganskih spojeva koji sadrže četiri atoma vodika koji se mogu zamijeniti metalom.

Dio molekule kiseline bez vodika naziva se kiselinski ostatak.

Kiselinski ostaci mogu se sastojati od jednog atoma (-Cl, -Br, -I) - to su jednostavni kiselinski ostaci, ili se mogu sastojati od skupine atoma (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - to su složeni ostaci.

U vodenim otopinama, tijekom reakcija izmjene i supstitucije, kiseli ostaci se ne uništavaju:

H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl

Riječ anhidrid znači bezvodni, to jest, kiselina bez vode. Na primjer,

H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3. Anoksične kiseline nemaju anhidride.

Kiseline su dobile ime po nazivu elementa koji stvara kiselinu (agensa za stvaranje kiseline) uz dodatak završetaka "naya" i rjeđe "vaya": H 2 SO 4 - sumporna; H 2 SO 3 – ugljen; H 2 SiO 3 – silicij itd.

Element može tvoriti nekoliko kisikovih kiselina. U ovom slučaju, naznačeni završeci u imenima kiselina bit će kada element pokazuje višu valenciju (molekula kiseline sadrži visok sadržaj atoma kisika). Ako element pokazuje nižu valenciju, završetak u nazivu kiseline bit će "prazan": HNO 3 - dušična, HNO 2 - dušična.

Kiseline se mogu dobiti otapanjem anhidrida u vodi. Ako su anhidridi netopljivi u vodi, kiselina se može dobiti djelovanjem druge jače kiseline na sol tražene kiseline. Ova metoda je tipična i za kisikove i za kiseline bez kisika. Kiseline bez kisika također se dobivaju izravnom sintezom iz vodika i nemetala, nakon čega slijedi otapanje dobivenog spoja u vodi:

H2 + Cl2 → 2 HCl;

H 2 + S → H 2 S.

Otopine nastalih plinovitih tvari HCl i H 2 S su kiseline.

U normalnim uvjetima kiseline postoje i u tekućem i u krutom stanju.

Kemijska svojstva kiselina

Otopine kiselina djeluju na indikatore. Sve kiseline (osim silicijeve) dobro su topljive u vodi. Posebne tvari - indikatori omogućuju određivanje prisutnosti kiseline.

Indikatori su tvari složena struktura. Mijenjaju boju ovisno o interakciji s različitim kemikalijama. U neutralnim otopinama imaju jednu boju, u otopinama baza drugu boju. U interakciji s kiselinom mijenjaju boju: indikator metiloranža postaje crven, a indikator lakmusa također postaje crven.

Interakcija s bazama uz stvaranje vode i soli, koja sadrži nepromijenjeni kiselinski ostatak (reakcija neutralizacije):

H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O.

Interakcija s baznim oksidima uz stvaranje vode i soli (reakcija neutralizacije). Sol sadrži kiselinski ostatak kiseline koja je korištena u reakciji neutralizacije:

H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.

Interakcija s metalima. Za interakciju kiselina s metalima moraju biti zadovoljeni određeni uvjeti:

1. metal mora biti dovoljno aktivan u odnosu na kiseline (u nizu aktivnosti metala mora se nalaziti ispred vodika). Što je metal dalje lijevo u nizu aktivnosti, to je intenzivnija interakcija s kiselinama;

2. kiselina mora biti dovoljno jaka (tj. sposobna donirati vodikove ione H+).

Kod curenja kemijske reakcije kiseline s metalima, nastaje sol i oslobađa se vodik (osim interakcije metala s dušičnom i koncentriranom sumpornom kiselinom):

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;

Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.

Još uvijek imate pitanja? Želite li znati više o kiselinama?
Dobiti pomoć od učitelja -.
Prvi sat je besplatan!

blog.site, pri kopiranju materijala u cijelosti ili djelomično, poveznica na izvorni izvor je obavezna.

Kiseline se mogu klasificirati na temelju različitih kriterija:

1) Prisutnost atoma kisika u kiselini

2) Bazičnost kiseline

Bazičnost kiseline je broj "pokretnih" atoma vodika u njezinoj molekuli, koji se mogu odvojiti od molekule kiseline u obliku vodikovih kationa H + nakon disocijacije, te također zamijeniti metalnim atomima:

4) Topljivost

5) Stabilnost

7) Oksidirajuća svojstva

Kemijska svojstva kiselina

1. Sposobnost disocijacije

Kiseline disociraju u vodenim otopinama na katione vodika i kiselinske ostatke. Kao što je već spomenuto, kiseline se dijele na dobro disocirajuće (jake) i slabo disocirajuće (slabe). Pri pisanju jednadžbe disocijacije za jake monobazične kiseline koristi se ili jedna strelica koja pokazuje desno () ili znak jednakosti (=), što pokazuje virtualnu ireverzibilnost takve disocijacije. Na primjer, jednadžba disocijacije za jaku klorovodičnu kiselinu može se napisati na dva načina:

ili u ovom obliku: HCl = H + + Cl -

ili na ovaj način: HCl → H + + Cl -

Zapravo, smjer strelice nam govori da se obrnuti proces spajanja vodikovih kationa s kiselim ostacima (asocijacija) praktički ne događa u jakim kiselinama.

U slučaju da želimo napisati jednadžbu disocijacije slabe monoprotonske kiseline, u jednadžbi umjesto znaka moramo koristiti dvije strelice. Ovaj znak odražava reverzibilnost disocijacije slabih kiselina - u njihovom slučaju, obrnuti proces kombiniranja vodikovih kationa s kiselim ostacima je snažno izražen:

CH 3 COOH CH 3 COO — + H +

Polibazične kiseline disociraju postupno, tj. Vodikovi kationi se odvajaju od svojih molekula ne istovremeno, već jedan po jedan. Zbog toga se disocijacija takvih kiselina izražava ne jednom, nego više jednadžbi, čiji je broj jednak bazičnosti kiseline. Na primjer, disocijacija trobazične fosforne kiseline odvija se u tri koraka s naizmjeničnim odvajanjem H + kationa:

H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 —

H 2 PO 4 - H + + HPO 4 2-

HPO 4 2- H + + PO 4 3-

Treba napomenuti da se svaki sljedeći stupanj disocijacije javlja u manjoj mjeri od prethodnog. To jest, molekule H 3 PO 4 disociraju bolje (u većoj mjeri) od H 2 PO 4 - iona, koji pak disociraju bolje od HPO 4 2- iona. Ova pojava povezana je s povećanjem naboja kiselih ostataka, zbog čega se povećava snaga veze između njih i pozitivnih H + iona.

Od polibazičnih kiselina izuzetak je sumporna kiselina. Budući da ova kiselina dobro disocira u oba stupnja, dopušteno je napisati jednadžbu njezine disocijacije u jednom stupnju:

H 2 SO 4 2H + + SO 4 2-

2. Međudjelovanje kiselina s metalima

Sedma točka u klasifikaciji kiselina je njihova oksidacijska svojstva. Navedeno je da su kiseline slabi oksidanti, a jaki oksidansi. Velika većina kiselina (gotovo sve osim H 2 SO 4 (konc.) i HNO 3) su slabi oksidansi, budući da svoju oksidacijsku sposobnost mogu pokazati samo zahvaljujući kationima vodika. Takve kiseline mogu oksidirati samo one metale koji su u nizu aktivnosti lijevo od vodika, a produkti tvore sol odgovarajućeg metala i vodika. Na primjer:

H 2 SO 4 (razrijeđen) + Zn ZnSO 4 + H 2

2HCl + Fe FeCl2 + H2

Što se tiče jakih oksidirajućih kiselina, tj. H 2 SO 4 (konc.) i HNO 3, onda je lista metala na koje djeluju puno šira, a uključuje sve metale prije vodika u nizu aktivnosti, a gotovo sve poslije. To jest, koncentrirana sumporna kiselina i dušična kiselina bilo koje koncentracije, na primjer, oksidirat će čak i nisko aktivne metale kao što su bakar, živa i srebro. Interakcija dušične kiseline i koncentrirane sumporne kiseline s metalima, kao i nekim drugim tvarima, zbog njihove specifičnosti, bit će posebno obrađena na kraju ovog poglavlja.

3. Međudjelovanje kiselina s bazičnim i amfoternim oksidima

Kiseline reagiraju s bazičnim i amfoternim oksidima. Silicijeva kiselina, budući da je netopljiva, ne reagira s nisko aktivnim bazičnim oksidima i amfoternim oksidima:

H 2 SO 4 + ZnO ZnSO 4 + H 2 O

6HNO 3 + Fe 2 O 3 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O

H 2 SiO 3 + FeO ≠

4. Međudjelovanje kiselina s bazama i amfoternim hidroksidima

HCl + NaOH H 2 O + NaCl

3H 2 SO 4 + 2Al(OH) 3 Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

5. Međudjelovanje kiselina sa solima

Do ove reakcije dolazi ako nastane talog, plin ili znatno slabija kiselina od one koja reagira. Na primjer:

H 2 SO 4 + Ba(NO 3) 2 BaSO 4 ↓ + 2HNO 3

CH 3 COOH + Na 2 SO 3 CH 3 COONa + SO 2 + H 2 O

HCOONa + HCl HCOOH + NaCl

6. Specifična oksidacijska svojstva dušične i koncentrirane sumporne kiseline

Kao što je gore spomenuto, dušična kiselina u bilo kojoj koncentraciji, kao i sumporna kiselina isključivo u koncentriranom stanju, vrlo su jaka oksidacijska sredstva. Konkretno, za razliku od drugih kiselina, one oksidiraju ne samo metale koji se nalaze prije vodika u nizu aktivnosti, već i gotovo sve metale nakon njega (osim platine i zlata).

Na primjer, sposobni su oksidirati bakar, srebro i živu. Međutim, treba čvrsto shvatiti činjenicu da brojni metali (Fe, Cr, Al), unatoč činjenici da su prilično aktivni (dostupni prije vodika), ipak ne reagiraju s koncentriranim HNO 3 i koncentriranim H 2 SO 4 bez zagrijavanje zbog fenomena pasivizacije - na površini takvih metala stvara se zaštitni film od krutih produkata oksidacije, koji ne dopušta molekulama koncentrirane sumporne i koncentrirane dušične kiseline da prodru duboko u metal da bi došlo do reakcije. Međutim, s jakim zagrijavanjem, reakcija se i dalje događa.

U slučaju interakcije s metalima, obvezni produkti su uvijek sol odgovarajućeg metala i upotrijebljena kiselina, te voda. Uvijek se izdvaja i treći produkt, čija formula ovisi o mnogim čimbenicima, posebice o aktivnosti metala, kao i koncentraciji kiselina i reakcijskoj temperaturi.

Visoka oksidacijska sposobnost koncentrirane sumporne i koncentrirane dušične kiseline omogućuje im da reagiraju ne samo s praktički svim metalima niza aktivnosti, već čak i s mnogim čvrstim nemetalima, osobito s fosforom, sumporom i ugljikom. Donja tablica jasno prikazuje proizvode interakcije sumporne i dušične kiseline s metalima i nemetalima ovisno o koncentraciji:

7. Redukcijska svojstva kiselina bez kisika

Sve kiseline bez kisika (osim HF) mogu pokazivati ​​redukcijska svojstva zbog kemijski element, koji je dio aniona, pod djelovanjem raznih oksidacijskih sredstava. Na primjer, sve halogenovodične kiseline (osim HF) oksidiraju se mangan dioksidom, kalijevim permanganatom i kalijevim dikromatom. U ovom slučaju halogenidni ioni se oksidiraju u slobodne halogene:

4HCl + MnO 2 MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

16HBr + 2KMnO 4 2KBr + 2MnBr 2 + 8H 2 O + 5Br 2

14NI + K 2 Cr 2 O 7 3I 2 ↓ + 2Crl 3 + 2KI + 7H 2 O

Među svim halogenovodičnim kiselinama, jodovodična kiselina ima najveću reducirajuću aktivnost. Za razliku od drugih halogenovodičnih kiselina, čak je i željezov oksid i soli mogu oksidirati.

6HI ​​+ Fe 2 O 3 2FeI 2 + I 2 ↓ + 3H 2 O

2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl

Sumporovodikova kiselina H 2 S također ima visoku reducirajuću aktivnost. Čak je i oksidirajuće sredstvo poput sumpornog dioksida može oksidirati.

soli – složene tvari koje se sastoje od metalnih atoma i kiselinskih ostataka. Ovo je najbrojnija klasa anorganskih spojeva.

Klasifikacija. Po sastavu i svojstvima: srednje, kisele, bazične, dvostruke, mješovite, složene

Srednje soli su produkti potpune zamjene vodikovih atoma polibazične kiseline s metalnim atomima.

Nakon disocijacije nastaju samo metalni kationi (ili NH 4 +). Na primjer:

Na 2 SO 4 ® 2Na + +SO

CaCl 2 ® Ca 2+ + 2Cl -

Kisele soli su produkti nepotpune zamjene atoma vodika polibazične kiseline atomima metala.

Nakon disocijacije, oni proizvode metalne katione (NH 4 +), ione vodika i anione kiselinskog ostatka, na primjer:

NaHCO 3 ® Na + + HCO « H + +CO.

Bazične soli su produkti nepotpune zamjene OH skupina – odgovarajuće baze s kiselim ostacima.

Disocijacijom daju metalne katione, hidroksilne anione i kiselinski ostatak.

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

Dvostruke soli sadrže dva metalna kationa i nakon disocijacije daju dva kationa i jedan anion.

KAl(SO 4) 2 ® K + + Al 3+ + 2SO

Složene soli sadrže složene katione ili anione.

Br ® + + Br - « Ag + +2 NH 3 + Br -

Na ® Na + + - « Na + + Ag + + 2 CN -

Genetski odnos između različitih klasa spojeva

EKSPERIMENTALNI DIO

Oprema i posuđe: stalak s epruvetama, perilica rublja, alkoholna lampa.

Reagensi i materijali: crveni fosfor, cinkov oksid, granule Zn, gašeno vapno u prahu Ca(OH) 2, 1 mol/dm 3 otopine NaOH, ZnSO 4, CuSO 4, AlCl 3, FeCl 3, HCl, H 2 SO 4, univerzalni indikatorski papir, otopina fenolftalein, metiloranž, destilirana voda.

Radni nalog

1. U dvije epruvete ulijte cinkov oksid; u jednu dodajte otopinu kiseline (HCl ili H 2 SO 4) a u drugu otopinu lužine (NaOH ili KOH) i lagano zagrijte na alkoholnoj lampi.

Zapažanja: Otapa li se cinkov oksid u otopini kiseline i lužine?

Napiši jednadžbe

Zaključci: 1.Kojoj vrsti oksida pripada ZnO?

2. Koja svojstva imaju amfoterni oksidi?

Dobivanje i svojstva hidroksida

2.1. Umočite vrh univerzalne indikatorske trake u otopinu lužine (NaOH ili KOH). Usporedite dobivenu boju indikatorske trake sa standardnom ljestvicom boja.

Zapažanja: Zabilježite pH vrijednost otopine.

2.2. Uzmite četiri epruvete, u prvu ulijte 1 ml otopine ZnSO 4, u drugu CuSO 4, u treću AlCl 3, a u četvrtu FeCl 3 . U svaku epruvetu dodajte 1 ml otopine NaOH. Napišite zapažanja i jednadžbe za reakcije koje se događaju.

Zapažanja: Dolazi li do taloženja kada se otopini soli doda lužina? Označite boju taloga.

Napiši jednadžbe reakcije koje se odvijaju (u molekularnom i ionskom obliku).

Zaključci: Kako se mogu pripremiti metalni hidroksidi?

2.3. Prenesite polovicu taloga dobivenog u pokusu 2.2 u druge epruvete. Jedan dio taloga tretirati otopinom H 2 SO 4, a drugi otopinom NaOH.

Zapažanja: Dolazi li do otapanja taloga kada se talogu dodaju lužine i kiseline?

Napiši jednadžbe reakcije koje se odvijaju (u molekularnom i ionskom obliku).

Zaključci: 1. Koje su vrste hidroksida Zn(OH) 2, Al(OH) 3, Cu(OH) 2, Fe(OH) 3?

2. Koja svojstva imaju amfoterni hidroksidi?

Dobivanje soli.

3.1. U epruvetu ulijte 2 ml otopine CuSO 4 i u tu otopinu uronite očišćeni nokat. (Reakcija je spora, promjene na površini nokta pojavljuju se nakon 5-10 minuta).

Zapažanja: Ima li promjena na površini nokta? Što se polaže?

Napišite jednadžbu redoks reakcije.

Zaključci: Uzimajući u obzir raspon metalnih naprezanja, navedite način dobivanja soli.

3.2. Stavite jednu granulu cinka u epruvetu i dodajte otopinu HCl.

Zapažanja: Postoji li razvijanje plina?

Napiši jednadžbu

Zaključci: Objasnite ovaj način dobivanja soli?

3.3. U epruvetu uspite prah gašenog vapna Ca(OH) 2 i dodajte otopinu HCl.

Zapažanja: Postoji li razvijanje plina?

Napiši jednadžbu reakcija koja se odvija (u molekularnom i ionskom obliku).

Zaključak: 1. Koja je vrsta reakcije interakcija između hidroksida i kiseline?

2.Koje tvari su produkti ove reakcije?

3.5. Ulijte 1 ml otopine soli u dvije epruvete: u prvu - bakreni sulfat, u drugu - kobaltov klorid. Dodajte u obje epruvete kap po kap otopine natrijevog hidroksida dok se ne formira talog. Zatim dodajte višak lužine u obje epruvete.

Zapažanja: Označite promjene boje taloga u reakcijama.

Napiši jednadžbu reakcija koja se odvija (u molekularnom i ionskom obliku).

Zaključak: 1. Usljed kojih reakcija nastaju bazične soli?

2. Kako možete pretvoriti bazične soli u srednje soli?

Testni zadaci:

1. Od navedenih tvari napiši formule soli, baze, kiseline: Ca(OH) 2, Ca(NO 3) 2, FeCl 3, HCl, H 2 O, ZnS, H 2 SO 4, CuSO 4, KOH
Zn(OH)2, NH3, Na2CO3, K3PO4.

2. Navedite formule oksida koji odgovaraju navedenim tvarima 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. Koji su hidroksidi amfoterni? Napišite jednadžbe reakcija koje karakteriziraju amfoternost aluminijevog hidroksida i cinkovog hidroksida.

4. Koji će od sljedećih spojeva međudjelovati u paru: P 2 O 5 , NaOH, ZnO, AgNO 3 , Na 2 CO 3 , Cr(OH) 3 , H 2 SO 4 . Zapišite jednadžbe za moguće reakcije.

Laboratorijski rad br. 2 (4 sata)

Predmet: Kvalitativna analiza kationa i aniona

Cilj: ovladati tehnikom provođenja kvalitativnih i skupnih reakcija na katione i anione.

TEORIJSKI DIO

Glavni zadatak kvalitativne analize je utvrditi kemijski sastav tvari koje se nalaze u raznim predmetima ( biološki materijali, lijekovi, hrana, okolišni objekti). U ovom se radu bavi kvalitativnom analizom anorganskih tvari koje su elektroliti, odnosno u biti kvalitativnom analizom iona. Od cjelokupnog niza prisutnih iona odabrani su najvažniji u medicinskom i biološkom smislu: (Fe 3+, Fe 2+, Zn 2+, Ca 2+, Na +, K +, Mg 2+, Cl -, PO , CO, itd.). Mnogi od ovih iona nalaze se u raznim lijekovima i hrani.

Ne koriste se svi u kvalitativnoj analizi moguće reakcije, ali samo one koje prati jasan analitički učinak. Najčešći analitički učinci: pojava nove boje, oslobađanje plina, stvaranje taloga.

Postoje dva bitno različita pristupa kvalitativnoj analizi: frakcijski i sustavni . U sustavnoj analizi, grupni reagensi se nužno koriste za razdvajanje prisutnih iona u zasebne skupine, au nekim slučajevima i u podskupine. Da bi se to postiglo, neki se ioni pretvaraju u netopljive spojeve, a neki se ioni ostavljaju u otopini. Nakon odvajanja taloga iz otopine, oni se zasebno analiziraju.

Na primjer, otopina sadrži ione A1 3+, Fe 3+ i Ni 2+. Ako se ova otopina izloži suvišku lužine, taloži se talog Fe(OH) 3 i Ni(OH) 2, a [A1(OH) 4 ] - ioni ostaju u otopini. Talog koji sadrži hidrokside željeza i nikla djelomično će se otopiti kada se tretira amonijakom zbog prijelaza u 2+ otopinu. Tako su pomoću dva reagensa - lužine i amonijaka, dobivene dvije otopine: jedna je sadržavala [A1(OH) 4 ] - ione, druga je sadržavala 2+ ione i Fe(OH) 3 talog. Potom se karakterističnim reakcijama dokazuje prisutnost određenih iona u otopinama i u talogu koji se prethodno mora otopiti.

Sustavna analiza koristi se uglavnom za detekciju iona u složenim višekomponentnim smjesama. Vrlo je radno intenzivan, ali njegova prednost leži u jednostavnoj formalizaciji svih radnji koje se uklapaju u jasnu shemu (metodologiju).

Za provođenje frakcijske analize koristite samo karakteristične reakcije. Očito, prisutnost drugih iona može značajno iskriviti rezultate reakcije (preklapanje boja, neželjeno taloženje itd.). Kako bi se to izbjeglo, frakcijska analiza uglavnom koristi vrlo specifične reakcije koje daju analitički učinak s malim brojem iona. Za uspješne reakcije vrlo je važno održavati određene uvjete, posebice pH. Vrlo često u frakcijskoj analizi potrebno je pribjeći maskiranju, odnosno pretvoriti ione u spojeve koji nisu sposobni proizvesti analitički učinak s odabranim reagensom. Na primjer, dimetilglioksim se koristi za detekciju iona nikla. Fe 2+ ion daje sličan analitički učinak ovom reagensu. Za otkrivanje Ni 2+, Fe 2+ ion se prenosi u stabilni fluoridni kompleks 4- ili se oksidira u Fe 3+, na primjer, vodikovim peroksidom.

Frakcijska analiza koristi se za otkrivanje iona u jednostavnijim smjesama. Vrijeme analize je značajno smanjeno, ali se istovremeno od eksperimentatora zahtijeva dublje poznavanje obrazaca kemijskih reakcija, budući da je vrlo teško jednom specifičnom tehnikom uzeti u obzir sve moguće slučajeve međusobnog utjecaja iona na prirodu promatranih analitičkih učinaka.

U analitičkoj praksi tzv frakcijski-sustavni metoda. Ovim pristupom koristi se minimalan broj grupnih reagensa, što omogućuje da se nacrte taktike analize u opći nacrt, koji se zatim provodi frakcijskom metodom.

Prema tehnici provođenja analitičkih reakcija razlikuju se reakcije: sedimentne; mikrokristalsko; popraćeno ispuštanjem plinovitih proizvoda; provedeno na papiru; izvlačenje; obojeno u otopinama; bojenje plamena.

Pri provođenju sedimentnih reakcija potrebno je zabilježiti boju i prirodu taloga (kristalni, amorfni), ako je potrebno, provode se dodatna ispitivanja: provjerava se topljivost taloga u jakim i slabim kiselinama, lužinama i amonijaku, te u višku; reagensa. Prilikom izvođenja reakcija popraćenih oslobađanjem plina, bilježe se njegova boja i miris. U nekim slučajevima provode se dodatni testovi.

Na primjer, ako se sumnja da je oslobođeni plin ugljični monoksid (IV), on se propušta kroz višak vapnene vode.

U frakcijskim i sustavnim analizama široko se koriste reakcije tijekom kojih nastaje nova boja, najčešće su to reakcije kompleksiranja ili redoks reakcije.

U nekim slučajevima pogodno je provesti takve reakcije na papiru (kapljične reakcije). Na papir se unaprijed nanose reagensi koji se u normalnim uvjetima ne raspadaju. Tako se za detekciju sumporovodika ili sulfidnih iona koristi papir impregniran olovnim nitratom [zacrnjenje nastaje zbog stvaranja olovo(II) sulfida]. Mnoga oksidirajuća sredstva detektiraju se pomoću jodnog škrobnog papira, tj. papir natopljen otopinama kalijevog jodida i škroba. U većini slučajeva, tijekom reakcije na papir se nanose potrebni reagensi, npr. alizarin za ion A1 3+, kupron za ion Cu 2+ itd. Za pojačavanje boje ponekad se koristi ekstrakcija u organsko otapalo. Za preliminarna ispitivanja koriste se reakcije boje plamena.