Praktická výuka přírodovědných předmětů na ZŠ a SŠ CZ.1.07/1.1.30/ JAK KATIONTY PŘIZNAJÍ BARVU Ing. Jan Hrdlička, Ph.D.

Bílé světlo – složeno z barev viditelné části záření Pokud některou část spektra vynecháme, tak součet zbylých barev nám dodá barevný vjem.

Fotony mohou předat svoji energii valenčnímu elektronu Pokud jsou fotony zachyceny, chybí barva odpovídající těmto fotonům v bílém světle a my pak vidíme procházející světlo jako barevné.

Kation může zreagovat s vhodným činidlem – pokud má po reakci odlišnou strukturu valenčních elektronů, změní se i vlnové délky světla, které je schopen pohlcovat Někdy má vliv také oxidační stav daného prvku, protože každý kation má jiný počet valenčních elektronů (tmavě zelený roztok Cr 3+ a žlutý Cr VI O 4 2-, hnědozelený Fe 2+ a žlutohnědý Fe 3+ ).

Důkazové reakce - nejčastěji ve zkumavkách Obvyklý postup je opatrné odlití asi 1 ml vzorku do zkumavky a k němu pomocí kapátka nebo opatrným přiléváním je přidáván roztok činidla Při provádění důkazu sledujeme, zda přídavkem činidla dochází v roztoku ke změnám, např. tvorbě sraženiny, nebo změnám barvy roztoku. V některých případech může dojít k tomu, že vzniklá sraženina se dalšími přídavky činidla opět rozpustí nebo je zabarvení roztoku nestálé.

Reakce železa (rozlišení Fe 3+ a Fe 2+ ) V roztoku - rovnováha mezi kationtem železitým Fe 3+ a železnatým Fe 2+ Vliv vzdušného kyslíku Ionty železnaté od železitých lze rozlišit snadno pomocí roztoků hexakyanoželezitanu, resp. hexakyanoželeznatanu. Vzhledem ke stárnutí těchto roztoků a ustavovování rovnováhy mezi Fe 2+ a Fe 3+ lze využít jen čerstvé roztoky

Důkaz Fe 3+ kyanoželeznatanem draselným Fe 3+ + K 4 [Fe(CN) 6 ]  Fe 4 (3+) [Fe (2+) (CN) 6 ] 3. Reakce je průkazná i v přítomnosti dalších kationtů Důkaz Fe 3+ thiokyanatanem draselným Fe 3+ + KSCN  Fe[Fe(SCN) 6 ] Vzniklou barevnou sloučeninu lze vytřepat do organického rozpouštědla, např. éteru nebo amylalkoholu

Důkaz Fe 2+ kyanoželezitanem draselným Fe 2+ + K 3 [Fe(CN) 6 ]  Fe 4 (3+) [Fe (2+) (CN) 6 ] 3 Fe 2+ + [Fe(CN) 6 ] 3- ↔ Fe 3+ + [Fe(CN) 6 ] 4- Důkaz Fe 2+ kyanoželeznatanem draselným Fe 2+ + K 4 [Fe(CN) 6 ]  K 2 Fe (2+) [Fe (2+) (CN) 6 ] Důkaz Fe 2+ dimethylglyoximem v amoniakálním prostředí Kation železnatý Fe 2+ lze dokázat také reakcí s dimethylglyoximem v prostředí hydroxidu amonného.Vzniká červené zabarvení komplexu železnatého iontu s dimethylglyoximem. Struktura červeného komplexu dimethyldioximu se železnatým iontem

Reakce molybdenu MoO (NH 4 ) 2 S ‑‑ > MoSO NH 4 OH MoSO (NH 4 ) 2 S ‑‑ > MoS 2 O NH 4 OH MoS 2 O (NH 4 ) 2 S ‑‑ > MoS 3 O 2- + NH 4 OH MoS 3 O 2- + (NH 4 ) 2 S ‑‑ > MoS NH 4 OH Přídavkem roztoku minerální kyseliny k roztoku se začne vylučovat černá sražena sulfidu molybdenového. MoS 4 2- ‑‑ > MoS 3 + S 2- Důkaz molybdenanu thiokyanatanem Redukcí molybdenu z oxidačního stavu Mo VI vzniká žluté zabarvení, které postupně tmavne až do červeného odstínu. To je připisováno vznikajícímu nižšímu oxidačnímu stavu Mo V, až postupné redukci na Mo III za vzniku K 3 [Mo(SCN) 6 ].

Reakce olova Důkaz olovnatého iontu bromovou vodou Pb OH - ‑‑ > Pb(OH) 2 Pb(OH) 2 + NaOH ‑‑ > Na[Pb(OH) 3 ] Na[Pb(OH) 3 ] + Br 2 ‑‑ > PbO 2 + H 2 O + N aBr + HBr

Reakce kobaltu 2 Co(OH) 2 + H 2 O + ½ O 2 ‑‑ > 2 Co(OH) 3 Důkaz kobaltnatého iontu reakcí s amoniakem [Co(NH 3 ) 6 ] 3+

Reakce niklu (Ni 2+ ) Důkaz nikelnatého iontu oxidací v alkalickém prostředí 2 Ni(OH) 2 + Br OH - ‑‑ > 2 Ni(OH) Br - Důkaz nikelnatého iontu reakcí s amoniakem [Ni(NH 3 ) 6 ] 2+. Barevné hrátky s Ni 2+ Ni 2+  Ni(OH) 2  [Ni(NH 3 ) 6 ] 2+  NiC 8 N 4 O 4 H 14

Reakce hořčíku Důkaz hořečnatého iontu reakcí s jodnanem I 2 + NaOH ‑‑ > NaI + NaIO + H 2 O Ovlivnění rovnováhy reakce

Reakce mědi Katalytický účinek měďnatého iontu Fe S 2 O 3 2- ‑‑ > [Fe(S 2 O 3 ) 2 ] - [Fe(S 2 O 3 ) 2 ] - + Fe 3+ ‑‑ > 2 Fe 2+ + S 4 O 6 2-

ZÁVĚR Důkazové reakce kationtů jsou velmi širokou skupinou chemických reakcí. Díky výrazným barevným změnám jsou tyto reakce vděčné jako demonstrační pokusy. V rámci této přednášky jsou předvedeny některé méně známé důkazové reakce vybraných kationtů spolu s některými reakcemi poskytujícími výrazné barevné produkty. Výše popsané postupy mohou sloužit jako zajímavé demonstrace oxidačně-redukčních i srážecích reakcí.

LITERATURA Oldřich Tomíček: Kvantitativní analysa, Ústřední svaz lékárníků, Praha 1947 Arnošt Okáč: Analytická chemie kvalitativní, Nakladatelství ČSAV, Praha 1956 Kraitr Milan: Příručka pro laboratorní cvičení z analytické chemie, PF Plzeň, Plzeň1965

Děkuji Vám za pozornost Praktická výuka přírodovědných předmětů na ZŠ a SŠ CZ.1.07/1.1.30/