BỘ CÔNG THƯƠNG
KHOA CÔNG NGHỆ HÓA HỌC

TIỂU LUẬN MÔN HỌC
HÓA PHÂN TÍCH
ĐỀ TÀI:
PHẢN ỨNG ION TRONG DUNG DỊCH
Sinh viên thực hiện: Trần Đình Vũ
Mã số sinh viên: 11237031
Giảng viên hướng dẫn: TS ĐỖ THỊ LONG
Mã học phần: 210415702
Thành phố Hồ Chí Minh 1 - 2013
1
LỜI MỞ ĐẦU
Đối tượng nghiên cứu của hoá học là những chất hoá học riêng biệt và sự biến
đổi của chúng. Một lĩnh vực cơ bản của hoá học là hoá học phân tích nghiên cứu về
thành phần cấu tạo và hàm lượng các thành phần của những mẫu khảo sát.
Hóa phân tích thường được chia thành Hóa phân tích định tính và Hóa phân tích
định lượng nhưng cũng hay được chia thành Hóa phân tích vô cơ và Hóa phân tích
hữu cơ.
Chúng ta đều thấy hầu hết các chất hóa học ( chủ yếu là chất vô cơ) tồn tại dưới
dạng chất điện li. Các chất phân li hoàn toàn hay một phần thành các ion. Vì vậy phản
ứng giữa các chất trong dung dịch thực chất là chỉ phản ứng giữa các ion.
Với đề tài “ Phản ứng ion trong dung dịch nước” em sẽ tìm hiểu sâu hơn về hệ
thống phân tích và phân tích định tính các cation nhóm 1, 2, 3.
2
PHẦN 2: NỘI DUNG
I.1.NHỮNG DẤU HIỆU ĐẶC TRƯNG CỦA PHẢN ỨNG ION TRONG
DUNG DỊCH NƯỚC
− Xảy ra sự thay đổi màu sắc của dung dịch
2CrO

4
2-
+ 2H
+
Cr
2
O
7
2-
+ H
2
O
(vàng) (da cam)
− Xuất hiện một pha mới: tạo chất kết tủa hoặc có chất khí được hình thành
Ag
+
+ Cl
-
AgCl trắng; 2H
+
+ CO
3
2-
CO
2
+ H
2
O
− Biến mất một pha: hòa tan kết tủa
CaCO

3
+ 2HCl CaCl
2
+ CO
2
+ H
2
O
− Màu sắc và dạng của kết tủa
Al
3+
+ 3OH
-
Al(OH)
3
kết tủa keo trắng
− Màu sắc của khí bay ra
Cu + 4H
+
+ 2NO
3
-
Cu
2+
+ 2NO
2
+ 2H
2
O
( màu nâu đỏ)

− Vận tốc phản ứng
I.2.HỆ THỐNG PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH
I.2.1.PHƯƠNG PHÁP H
2
S
− Như tên gọi thuốc thử dùng để phân loại nhóm ion là H
2
S.
− Nguyên tắc: dựa vào độ tan của khác nhau của các muối sunfua
− Ưu điểm: khá chặt chẽ và chính xác, xác định được ion ngay cả trong phức
chất.
− Nhược điểm: độc hại , mùi khó chịu và khó xử lý dug dịch keo của S
− Các cation được phân thành 5 nhóm:
3
• Nhóm 1: các kim loại kiềm Li
+
, Na
+
, K
+
, Rb
+
, Cs
+
, Fr
+
,NH
4
+
,Mg

2+
• Nhóm 2: các kim loại kiềm thổ Ba
2+
, Sr
2+
, Ca
2+
Sunfua nhóm 1 và 2 tan trong nước.
• Nhóm 3: Al
3+
, Cr
3+
, Mn
2+
, Fe
3+
,Fe
2+
, Co
2+
, Ni
2+
, Zn
2+
Sunfua hoặc hidroxit nhóm 3 không tan trong nước ma tan trong các axit mạnh
• Nhóm 4: Pb
2+
, Hg
2+
, Cu

+
, Au
+
,Cu
2+
,Cd
2+
,Bi
3+
,Pd
2+
,Tl
3+
…
Sunfua không tan trong nước và axit loãng.
• Nhóm 5: As(III), As(V), Sb(III), Sb(V), Sn(IV), Au(III), Ge(IV), V(V), W(VI),
Mo(VI).
Sunfua tan trong các sunfua kiềm và các bazo kiềm mạnh.
I.2.2 PHƯƠNG PHÁP AXIT-BAZO
Nguyên tắc: Phương pháp axit-bazo dựa trên sự khác nhau về độ tan của các
hidroxit kim loại trong các axit và bazo nhu NaOH, NH
3
Ưu điểm: ít độc hại, nhanh sữ dụng được những đặc trưng của nguyên tố.
Nhược điểm: phân tích không chặt chẽ bằng H
2
S
Theo phương pháp này cation được chia thành 6 nhóm:
• Nhóm 1: các kim loại kiềm Li
+
, Na

+
, K
+
, Rb
+
, Cs
+
, Fr
+
, (NH
4
+
)
• Nhóm 2: các kim loại kiềm thổ Ba
2+
, Sr
2+
, Ca
2+
, Mg
2+
,(Ra
2+
). Thuốc thử nhóm là
H
2
SO
4
2N
Các hidroxit nhóm 1 và 2 là bazo kiềm (tan)

• Nhóm 3: các cation tạo được muối clorua ít tan: Ag
+
, Pb
2+
, Hg
2
2+
các clorua nhóm
này không tan trong nước và axit loãng. Thuốc thử nhóm là HCl 2N
• Nhóm 4 : các cation tạo hidroxit tan trong NaOH dư Al
3+
, Cr
3+
, Zn
2+
, Sn
2+
, Sn
4+
,
Sb(III), Sb(V), (As(III), As(V), Ga
3+
, In
3
+, cation của V, Mo, W).Thuốc thử nhóm là
NaOH 4N và KOH 4N.
• Nhóm 5: các cation tạo hidroxit tan trong NH
3
hoặc trong hỗn hợp NH
3

+ NH
4
Cl
do tạo phức amin: Cu
2+
, Co
2+
, Ni
2+
, Cd
2+
, Hg
2+
.Thuốc thử nhóm là NH
3
đặc dư
4
• Nhóm 6: các cation tạo hidroxit ít tan trong nước,không tan trong kiềm dư, tan
trong axit: Fe
3+
, Fe
2+
, Mg
2+
, Mn
2+
, Bi
3+
,( các cation của các nguyên tố đất hiếm, Ti, Zr, Th,
U, Nb,Ta).Thuốc thử nhóm là NH

3
đặc dư
I.2.3 PHƯƠNG PHÁP PHOTPHAT-AMONIAC
Theo phương pháp này chia cation thành 5 nhóm:
• Nhóm 1: các kim loại kiềm Li
+
, Na
+
, K
+
, Rb
+
, Cs
+
, Fr
+
,NH
4
+
.Không có thuốc thử
đặc trưng cho nhóm.
• Nhóm 2: các kim loại kiềm thổ Ba
2+
, Sr
2+
, Ca
2+
, Mg2+, Fe
3+
,Fe

2+
, Al
3+
, Bi
3+
,Cr
3+
,
Mn
2+
, nhóm này bị kết tủa bởi thuốc thử nhóm – amoni hydrophotphat (NH
4
)
2
HPO
4
trong
dung dich amoniac đặc.
• Nhóm 3: As
3+
, As
5+
, Sb
5+
, Sb
3+
, Sn
2+
, Sn
4+

.Các ion thiết và atimon khi đun nóng với
HNO3 thì tạo thành kết tủa không tan là axit metastanic và axit metaantimon ( H
2
SnO
3
,
H
2
SbO
3
), các hợp chất asen (III) khi đun nóng với HNO
3
thì bị oxi hóa thành H
3
AsO
4
.
• Nhóm 4: Co
2+
, Hg
2+
, Cu
2+
,Cd
2+
, Ni
2+
, Zn
2+
. Các photphat của chúng tan trong dung

dịch amoniac tạo thành các amoniacat.
• Nhóm 5: Ag
+
, Pb
2+
, Hg
2
2+
bị kết tủa bởi axit HCl dưới dạng các clorua ít tan.
Anion cũng được chia thành 8 nhóm.
II- PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH ION NHÓM 1, 2, 3
II.1.CATION NHÓM 1, 2, 3
II.1.1.CATION NHÓM 1
II.1.1.1.ĐẶC TÍNH CHUNG
Nhóm Cation I gồm : Ag
+
, Hg
2
2+
, Hg
2+
.
Các nguyên tố này nằm trong các nhóm khác nhau của hệ thống tuần hoàn.
Chúng có hoặc 18 electron ở lớp ngoài cùng hoặc (18+2) electron ở 2 lớp ngoài cùng,
đó là nguyên nhân tại sao chúng lại có tác dụng giống nhau đối với các ion halogenua.
II.1.1.2.THUỐC THỬ CHUNG CỦA NHÓM 1
• Dùng thuốc thử là HCl
Tạo các hợp chất kết tủa khó tan trong nước và axit loãng.
AgNO
3

+ HCl AgCl + HNO
3
5
Pb(NO
3
)
2
+ 2HCl PbCl
2
+ 2HNO
3
Hg
2
(NO
3
)
2
+ 2HCl Hg
2
Cl
2
+ 2HNO
3
Các kết tủa của AgCl, PbCl
2
, Hg
2
Cl
2
có độ tan trong nước không giống nhau.

• Dùng thuốc thử KI hay KBr
Ion I
-
hay Br
-
sẽ phản ứng với Ag
+
, Pb
2+
, Hg
2
2+
tạo thành kết tủa tinh thể có màu
đặc trưng.
Ag
+
+ I
-
AgI màu vàng
Ag
+
+ Br
-
AgBr màu vàng nhạt
Pb
2+
+ 2 I
-
PbI
2

màu vàng
Hg
2
2+
+ 2 I
-
Hg
2
I
2
màu xanh lục
• Dùng thuốc thử H
2
SO
4
loãng
H
2
SO
4
và các muối sunfat tan sẽ phản ứng với cation nhóm I với mức độ khác
nhau. Các cation Ag
+
và Hg
2
2+
muốn tạo kết tủa với ion SO
4
2-
thì nồng độ chúng trong

dung dịch phải tương đối lớn hơn Pb
2+
tạo kết tủa PbSO
4
(độ tan là 0.00015 mol/l)
Pb
2+
+ SO
4
2-
PbSO
4
( tinh thể màu trắng)
• Dùng thuốc thử NaOH hay KOH
Dùng loại thuốc thử này dựa trên các tính chất khác nhau giữa các hidroxit của
các ion nhóm 1. AgOH và Hg
2
(OH)
2
rất không bền, bị phân hủy ngay sau khi tạo
thành và cho ra các oxit tương ứng. Còn Pb(OH)
2
thì tan trong kiềm dư.
Ag
+
+ OH
-
AgOH ; 2AgOH H
2
O + Ag

2
O (màu đen)
Ag
2
O không tan trong kiềm nhưng dễ tan trong HNO
3
, NH
4
OH và bị ánh sáng
phân hủy thành Ag
• Dùng thuốc thử là dung dịch NH
3
Dung dịch NH
3
sẽ cho sản phẩm khác nhau với 3 ion nhóm 1
 Ag+: tạo Ag
2
O và tan nếu dư thuốc thử.
2Ag
+
+ 2NH
4
OH Ag
2
O + NH
3
+ H
2
O
6

Ag
2
O + 2NH
4
OH 2[Ag(NH
3
)
2
]OH + 3 H
2
O
 Hg
2
2+
: tạo mecuamoni trắng và Hg kim loại ở dạng bột màu đen.
2Hg
2
(NO
3
)
2
+ 4 NH
3
+ H
2
O (NH
2
Hg
2
O)NH

3
2Hg + 3NH
4
NO
3
 Pb
2+
: tạo thành kết tủa muối bazo không tan trong thuốc thử dư
Pb(NO
3
)
2
+ NH
4
OH PbOHNO
3
+ NH
4
NO
3
• Dùng thuốc thử là Na
2
CO
3
hay K
2
CO
3
Các cation nhóm 1 sẽ phản ứng với thuốc thử tạo kết tủa bạc cacbonat, chì
cacbonat bazo, thủy ngân cacbonat không bền bị phân hủy thành HgO và Hg

2Ag
+
+ CO
3
2-
Ag
2
CO
3
Pb
2+
+ CO
3
2-
+ 2OH
-
Pb
2
(OH)
2
CO
3
Hg
2
2+
+ CO
3
2-
Hg
2

CO
3
Nhưng Hg
2
CO
3
không bền bị phân hủy thành: HgO + Hg + CO
2
 Dùng thuốc thử là K
2
CrO
4
Tạo thành kết tủa có màu sắc và tính chất khác nhau:
2Ag
+
+ CrO
4
2-
Ag
2
CrO
4
màu nâu đỏ
Hg
2
2+
+ CrO
4
2-
HgCrO

4
màu đỏ
Pb
2+
+ CrO
4
2-
PbCrO
4
màu vàng
• Dùng thuốc thử là dung dịch H
2
S
Hg
2
2+
tự oxi hóa khử thành Hg
2+
và Hg, sau đó Hg
2+
mới phản ứng với S
2-
Hg
2
2+
+ H
2
S HgS + Hg đen + 2H
+
Ag

+
tao thành bạc sunfua không tan trong NH
4
OH, KCN, Na
2
S
2
O
3
nhưng tan
trong HNO
3
lõng nóng.
2Ag
+
+ S
2-
Ag
2
S
Pb
2+
: phản ứng xảy ra rất nhạy và dùng nhận biết chì với hạm lượng bé trong
dung dịch.PbS cũng tan trong HNO
3
đặc nhưng bị oxihoa thành PbSO
4
7
Pb
2+

+ H
2
S PbS + 2H
+
• Dùng thuốc thử là Na
2
S
2
O
3
Trong môi trường trung tính các ion nhóm 1 phản ứng với thuốc thử tạo thành
kết tủa và kết tủa dần dần chuyển về màu đen của kết tủa sunfua.
2Ag
+
+ S
2
O
3
2-
Ag
2
S
2
O
3
màu trắng
Ag
2
S
2

O
3
tan trong thuốc thử dư, đun nóng hoặc axit hóa dung dịch dư thuốc thử
này sẽ tạo thành muối sunfua kết tủa.
Ag
2
S
2
O
3
+ 3S
2
O
3
2-
2[Ag(S
2
O
3
)
2
]
3-
2[Ag(S
2
O
3
)
2
]

3-
+ H
2
O Ag
2
S + SO
4
2-
+ 2H
+
+ 3S
2
O
3
2-
2[Ag(S
2
O
3
)
2
]
3-
+ 4H
+
Ag
2
S + SO
4
2-

+ 3SO
2
+ 3S + 2H
2
O
• Dùng thuốc thử Na
2
HPO
4
Trong môi trường trung tính các cation nhóm 1 phản ứng với thuốc thử trong môi
trường trung tính tạo thành các kết tủa photphat.
3Ag
+
+ HPO
4
2-
Ag
3
PO
4
(vàng tươi) + H
+
3Pb
2+
+ 2HPO
4
2-
Pb
3
(PO

4
)
2
( màu trắng) + 2H
+
II.1.1.3 Phân tích hệ thống cation nhóm 1
− Thuốc thử đặc trưng của Ag
+
: kết tủa với anion halogenua, phản ứng tráng bạc
với glucozo
− thuốc thử đặc trưng của Hg
2
2+
: dùng muối Cacbonat tạo Hg
2
CO
3
không bền
phân hủy thành CO
2
, Hg , HgO
− thuốc thử đặc trưng của Pb
2+
: dùng H
2
S tạo kết tủa PbS , phản ứng này rất nhạy
với chì nên dùng nhận biết chì trong dung dịch.
Sơ đồ phân tích dung dịch cation nhóm 1
8
II.1.2 NHÓM CATION 2

II.1.2.1 ĐẶC TÍNH CHUNG
Gồm : Ca
2+
, Sr
2+
, Ba
2+
là những nguyên tố thuộc nhóm IIA. Chúng có đủ số
electron lớp ngoài cùng là 8, đó là cơ sở để chúng có những tính chất gần giống nhau.
Hoạt tính hóa học tăng từ Ca đến Ba. Các ion của chúng trong dung dịch nước đều
không giống nhau.
II.1.2.2 THUỐC THỬ CHUNG CỦA NHÓM 2
• Dùng thuốc thử H
2
SO
4
hay muối sunfat
Tạo kết tủa màu trắng không tan trong acid và kiềm. Độ tan trong nước:
BaSO
4
SrSO
4
CaSO
4
S(g/L) 0,0025 0,097 2,0
T
t
1,1.10
-10
3.10

-7
2.10
-4
9
• Dùng thuốc thử Na
2
CO
3
Tạo kết tủa trằng, ít tan trong nước nhưng tan trong các acid mạnh hơn H
2
CO
3
X
2+
+ CO
3
2-
XCO
3
XCO
3
+ 2H
+
X
2+
+ CO
2
+ H
2
O

Độ tan của các kết tủa BaCO
3
, SrCO
3
và CaCO
3
trong nước xấp xỉ là như nhau
( 6,9.10
-6
mol/L; T
t
CaCO
3
= 4,8.10
-9
)
• Dùng thuốc thử K
2
CrO
4
tạo tủa với ion Ba
2+
và Sr
2+
Tạo kết tuatinh thể màu vàng BaCrO
4
, SrCrO
4
ít tan trong nước( độ tan của
BaCrO

4
là 1,55.10
-5
mol/L; SrCrO
4
là 4.10
-4
mol/L)
Ba
2+
+ CrO
4
2-
BaCrO
4
; Sr
2+
+ CrO
4
2-
SrCrO
4
Nếu đun nóng thuốc thử trước khi cho thuốc thử vào sẽ thu được tinh thể kết tủa
lớn hơn và dễ lọc.
Ca
2+
không tạo được kết tủa với CrO
4
2-
vì độ tan của CaCrO

4
lớn( 1,15 mol/L)
• Dùng thuốc thử (NH
4
)
2
C
2
O
4
Tạo kết tủa oxalat tinh thể màu trắng
X
2+
+ (NH
4
)
2
C
2
O
4
XC
2
O
4
+ 2NH
4
+
XC
2

O
4
tan trong HCl, HNO
3
, riêng BaC
2
O
4
và SrC
2
O
4
tan trong cả CH
3
COOH,
nhưng CaC
2
O
4
thì không tan.
• Dùng thuốc thử Na
2
HPO
4
X
2+
+ Na
2
HPO
4

XHPO
4
+ 2Na
+
Kết tủa XHPO
4
tan trong acid HCl, HNO
3
và cả CH
3
COOH.
• Thử màu lửa
10
Dùng đủa thủy tinh gắn hẳn sợi dây bạch kim sạch, chấm vào tinh thể muối kim
loại kiềm thổ, rồi mang đốt trên ngọn lửa không màu. Muối Canxi sẽ có màu đỏ gạch,
muối Stronti sẽ có màu đỏ cacmin, muối bari sẽ có màu vàng lục.
II.1.2.3 PHÂN TÍCH HỆ THỐNG NHÓM 2
Sơ đồ phân tích cation nhóm 2
II.1.3 NHÓM CATION 3
II.1.3.1 ĐẶC TÍNH CHUNG CỦA CATION TRONG NHÓM 3
Gồm Al
3+
, Zn
2+
, Cr
3+
tương ứng với những nguyên tố là những kim loại lưỡng
tính, khi tác dụng với dung dịch kiềm tạo hidroxyt lưỡng tính kết tủa. Kết tủa này tan
rong acid và kiềm dư.
II.1.3.2 THUỐC THỬ CHUNG CỦA CATION NHÓM 3

• Dùng thuốc thử KOH hay NaOH dư
11
Phản ứng tạo ra các hydroxyt kết tủa và mang tính chất lưỡng tính.
X
3+
+ 3OH
-
X(OH)
3
H
2
O + H
+
+ XO
2
-
Trong phần thứ nhất tương ứng với sự phân ly của Zn(OH)
2
, phần cuối là sự phân
ly của Al(OH)
3
, Cr(OH)
3
.
Trong môi trường acid, hydroxyt phân ly theo kiểu acid.
Al(OH)
3
+ 3HCl AlCl
3
+ 3H

2
O
Al(OH)
3
+ 3H
+
Al
3+
+ 3H
2
O
Trong môi trường kiềm, hydroxyt phân ly theo kiểu bazo.
Al(OH)
3
+ NaOH Na[Al(OH)
4
] NaAlO
2
+ 2H
2
O
Dựa vào tính chất tan trong kiềm dư nên thường dùng kiềm dư để tách cation
nhóm 3 ra khỏi các nhóm khác.
Riêng Cr
3+
muốn dùng kiềm tách phải dùng thêm H
2
O
2
để oxi hóa Cr

3+
thành
CrO
4
2-
.
3Cr
3+
+ 3H
2
O
2
+ 10OH
-
2CrO
4
2-
+ 8H
2
O
• Dùng thuốc thử dịch NH
3
Dung dich NH3 tác dụng cới cation nhóm 3 sẽ tạo hydroxyt không tan, nhưng
riêng Zn2+ se tạo phức tan với dung dịch NH3
Al
3+
+ NH
4
OH Al(OH)
3

+ 3NH
4
+
Al(OH)
3
+ NH
4
OH AlO
2
-
+ NH
4
+
+ 2H
2
O
Al(OH)
3
kết tủa hoàn toàn khi pH=7-8
Cr(OH)
3
tan một ít trong dư khi có mặt của NH
4
Cl tạo thành muối kép CrCl
3
.NH
3
màu tím.
Zn(OH)
2

tan trong NH
3
dư, nhất là khi trong dung dịch có muối amoni, tạo phức
tan amoniacat Zn(NH
3
)
4
2+
.
Zn(OH)
2
+ 2NH
4
OH + NH
4
+
[Zn(NH
3
)
4
]
2+
+ 4H
2
O
• Dùng thuốc thử Na
2
CO
3
hay K

2
CO
3
12
Tạo thành hidroxyt kết tủa, riêng với ion Zn2+ tạo thành muối cacbonat bazo có
thành phần phụ thuộc nồng độ và nhiệt độ.
2AlCl
3
+ 3Na
2
CO
3
+ 3H
2
O 2Al(OH)
3
+ 6NaCl + 3CO
2
Cr
2
(SO
4
)
3
+ 3Na
2
CO
3
+ 3H
2

O 2Cr(OH)
3
+ 3Na
2
SO
4
+ 3CO
2
ZnCl
2
+ 2Na
2
CO
3
+ H
2
O Zn(OH)
2
+ 2NaCl + CO
2
3ZnCl
2
+ 3Na
2
CO
3
+ H
2
O Zn
3

(OH)
2
(CO
3
)
2
+ 6NaCl + CO
2
Tất cả các kết tủa đều tan trong kiềm dư, riêng muối cacbonat bazo của kẽm tan
trong cả amoniac và trong muối amoni.
• Dùng thuốc thử Na
2
HPO
4
Tạo thành muối photphat khó tan:
AlCl
3
+ 2Na
2
HPO
4
AlPO
4
+ 3NaCl + NaH
2
PO
4
CrCl
3
+ 2Na

2
HPO
4
CrPO
4
+ 3NaCl + NaH
2
PO
4
3ZnCl
2
+ 4Na
2
HPO
4
Zn
3
(PO
4
)
2
+ 6NaCl + 2NaH
2
PO
4
Riêng Zn
2+
tạo thành hydroxyt:
Zn
3

(PO
4
)
2
+ 6H
2
O 3Zn(OH)
2
+ 2H
3
PO
4
• Dùng thuốc thử H
2
S
Ion Al3+ và Cr3+ trong môi trường trung tính hoặc amoniac thì chỉ tạo thành các
hydroxyt kết tủa chứ không tạo thành sunfua nhôm hay crôm được vì:
2Al
3+
+ 3S
2-
Al
2
S
3

và ngay lập tức xãy ra phản ứng:
Al
2
S

3
+ 6H
2
O 2Al(OH)
3
+ 3H
2
S
Đối với Crôm cũng xãy ra tương tự như vậy.
• Dùng thuốc thử S
2-
Ion Zn
2+
trong môi trường trung tính, kiềm yếu hay có mặt Natriaxetat thì tác
dụng với nước hay (NH
4
)
2
S tạo kết tủa sunfua kẽm màu trắng.
13
ZnCl
2
+ H
2
S + 2CH
3
COONa ZnS + 2NaCl + 2CH
3
COOH
ZnS là kết tủa vô định hình màu trắng, tan trong acid vô cơ nhưng không tan

trong acid axetic hay NaOH.
ZnS + 2H
+
Zn
2+
+ H
2
S
II.1.3.3 PHÂN TÍCH CATION TRONG NHÓM 3
• Thuốc thử đặc trưng với ion Al
3+
Dùng thuốc thử aluminon (còn gọi là acid Aurintricacboxylic), CTPT:
C
22
H
11
O
9
(NH
4
)
3
nó là một chất màu nâu đỏ, dễ tan trong nước tạo thành dung dịch màu
đỏ có phản ứng trung tính, ít tan trong rượu etylic ngay cả trong nước nóng và không
tan trong aceton.
Trong môi trường acetic acid hay đệm acetat thì tạo phức nội màu hồng đậm tùy
theo hàm lượng Al
3+
. Phản ứng này diển ra rất nhạy, song nó cũng cho phản ứng này
cũng xãy ra với các cation Ba, Ca, Sr, La, Ra, Be, Cs, Nd, Zr, Th, Hf, Cr, ln, Ga, Fe,

Er nhưng trong những khoảng pH khác nhau.Aluminon tạo kết tủa trắng với cation của
Sb, Bi, Pb, Hg, Ti, H
2
SO
3
.
− Dùng dung dịch (NH
3
+ NH
4
OH) tạo kết tủa Al(OH)
3
keo trắng.
− Dùng thuốc thử là dung dịch Alizarin đỏ S, CTPT: C
14
H
7
O
7
SNa.H
2
O. và các
dẫn xuất của nó đều cho phản ứng màu với ion Al
3+
nên dùng để định lượng và
định tính nhôm.
Khi cho Alizarin đỏ S tác dụng với ion Al
3+
trong môi trường NH
4

OH, nhỏ từ từ
CH
3
COOH loãng cho đến khi mất màu tím, rồi tiếp tục nhỏ thêm CH
3
COOH thì tạo
thành muối nội phức màu đỏ dạng kết tủa hay dung dịch.
• Thuốc thử đặc trưng với ion Zn
2+
− Dùng thuốc thử amoni tetrathyoxi-anat thủy ngân (II): (NH
4
)
2
[Hg(SCN)
4
] trong
dung dịch đệm acetac tạo kết tủa màu trắng Zn[Hg(SCN)
4
].
Cu
2+
cũng tác dụng nhưng cho kết tủa muối phức Cu[Hg(SCN)
4
] màu lục. Nếu
dung dịch có cả Cu
2+
và Zn
2+
thì kết tủa sẽ có màu tím có thành phần là
Zn[Hg(SCN)

4
]. Cu[Hg(SCN)
4
].
14
− Dùng thuốc thử K
3
[Fe(CN)
6
]: tạo kết tủa màu vàng hung Zn
3
[Fe(CN)
6
]
2
− Dùng thuốc thử K
4
[Fe(CN)
6
]: tạo kết tủa màu vàng hung K
2
Zn
3
[Fe(CN)
6
]
2
• Thuốc thử đặc trưng với ion Cr
3+
− Dùng H

2
O
2
trong môi trường kiềm để oxi hóa Cr
3+
(màu xanh lục) thành Cr
6+
( CrO
4
2-
hay Cr
2
O
7
2-
có màu vàng hay da cam), sau đó dùng Ag
+
hay Pb
2+
tạo kết
tủa với Cr
6+
.
II.2 ANION NHÓM 1, 2, 3
II.2.1 ANION NHÓM 1
II.2.1.1 ĐẶC TÍNH CỦA ANION NHÓM 1
− Gồm: Cl
-
, Br
-

, I
-
, SCN
-
, S
2
O
3
2-
.
− Thuốc thử dùng là AgNO
3
và Ba(NO
3
)
2
Các anion nhóm 1 tác dụng với AgNO
3
sẽ tạo được kết tủa muối bạc, kết tủa bền
ngay cả trong HNO
3
2N.
Các anion nhóm 1 không tạo kết tủa với Ba(NO
3
)
2
ngoại trừ S
2
O
3

2-
Ag
+
+ Cl
-
AgCl ( trắng)
15
Ag
+
+ Br
-
AgBr ( vàng nhạt)
Ag
+
+ I
-
AgI ( vàng đậm)
Ag
+
+ SCN
-
AgSCN (trắng)
2Ag
+
+ S
2
O
3
2-
Ag

2
S
2
O
3
( trắng)
II.2.1.2 THUỐC THỬ ĐẶC TRƯNG CÁC ANION NHÓM 1
• Với ion Cl
-
: dùng KMnO
4
trong môi trường acid H
2
SO
4
hoặc MnO
2
trong môi
trường H
2
SO
4
đđ:
10Cl
-
+ 2KMnO
4
+ 8H
2
SO

4
5Cl
2
+ K
2
SO
4
+ 2MnSO
4
+ 5SO
4
2-
+ 8H
2
O
Khí clo thoát ra được xác định bằng sự hóa xanh giấy ẩm tẩm hồ tinh bột và KI.
Ngoài ra còn có thể dùng Pb
2+
tạo kết tủa trắng PbCl
2
, Hg
2
2+
tạo kết tủa trắng
Hg
2
Cl
2
hay Ag
+

tao kết tủa AgCl.
• Với ion Br
-
:
− Dùng thuốc thử AgNO
3
: tạo kết tủa vàng nhạt ( như mà trắng ngà)
Ag
+
+ Br
-
AgBr
− Dùng Pb(CH
3
COO)
2
hay hỗn hợp PbO
2
trong dung dịch acetat là xuất hiện kết
tủa PbBr
2
màu trắng (nếu Br
2
dư sẽ làm tan kết tủa tạo muối [PbBr
4
]
2-
)
• Với ion I-:
− Dùng thuốc thử AgNO

3
tạo kết tủa vàng đậm AgI
− Dùng KMnO
4
trong môi trường acid H
2
SO
4
tạo thành I
2
làm dung dịch ngã
vàng
2MnO
4
-
+ 10I
-
+ 16H
+
2Mn
2+
+ 5I
2
+ 8H
2
O
− Dùng thuốc thử Fe
3+
làm thuốc thử đặc trưng vì Br
-

và Cl
-
không phản ứng.
2I
-
+ 2Fe
3+
I
2
+ 2Fe
2+
− Dùng Pb(CH
3
OO)
2
sẽ tạo kết tủa PbI
2
màu vàng óng.
2I
-
+ Pb
2+
PbI
2
− Dùng HgCl
2
để tạo kết tủa HgI
2
màu đỏ.
16

− Dùng CuSO
4
: tạo CuI kết tủa trắng
Cu
2+
+ 4I
-
2CuI + I
2
− Dùng thuốc thử KNO
2
trong môi trường acid:dung dịch chuyển hơi vàng, khí
bay ra hóa nâu trong không khí.
2I
-
+ 2NO
2
-
+ 4H
+
I
2
+ 2NO + 2H
2
O
• Với ion SCN-:
− Dùng thuốc thử Ag
+
tạo kết tủa trắng AgSCN không tan trong acid vô cơ loãng
nhưng tan trong NH

4
OH, KCN, SCN
-
dư, Na
2
S
2
O
3
.
− Dùng phản ứng đặc trưng là Fe
3+
sẽ tạo dung dịch có màu đỏ máu.(phản ứng
đặc trưng)
Fe
3+
+ SCN
-
[Fe(SCN)]
2+
− Ngoài rra có thể dùng Co
2+
tạo dung dịch màu xanh, Hg
2+
tạo kết tủa trắng,Cu
2+
tạo kết tủa đen….
• Với ion S
2
O

3
2-
:
− Dùng dung dịch I
2
,phản ứng làm mất màu vàng sậm của I
2
2S
2
O
3
2-
+ I
2
2I
-
+ S
4
O
6
2-
− Dùng thuốc thử KMnO4 trong môi trường acid H2SO4,màu tím dung dịch sẽ
mất đi.
S
2
O
3
2-
+ 2H
+

SO
2
+ S + H
2
O
5SO
2
+ 2KMnO
4
+ 2H
2
O K
2
SO
4
+ MnSO
4
+ 2H
2
SO
4
− Ngoài ra còn dùng BaCl
2
tạo kết tủa trắng BaS
2
O
3
, CuSO
4
trong nước nóng tạo

kết tủa đen Cu
2
S…
II.2.2 ANION NHÓM 2
II.2.2.1 ĐẶC TÍNH CỦA NHÓM
− Anion nhóm 2 gồm: SO
3
2-
, PO
4
3-
, CO
3
2-
, SO
4
2-
− Thuốc thử nhóm: AgNO
3
, Ba(NO
3
)
2
II.2.2.2 THUỐC THỬ
17
SO
3
2-
SO
4

2-
PO
4
3-
CO
3
2-
Ba(NO
3
)
2
trắng trắng trắng trắng
AgNO
3
trắng
Ít tan trắng
vàng
trắng
(không bền)
H
+
SO
2
CO
2
II.2.3 ANION NHÓM 3
II.2.3.1 Đặc tính của nhóm
- Anion nhóm 3 gồm: NO
3
-

, CH
3
COO
-
, NO
2
-
- Thuốc thử chung của nhóm là: AgNO
3
, Ba(NO
3
)
2
và dung dịch S
2
O
3
2-
.
II.2.3.2 Thuốc thử đặc trưng các aniom nhóm 3
• Với ion NO
3
-
:
- Dùng Fe
2+
trong H
2
SO
4

đậm đặc, tạo ra phức[FeNO]
2+
màu đen.
NO
3
-
+ FeSO
4
+ H
2
SO
4
[FeNO]
2+
+ 2SO
4
2-
+ H
2
O
- Dùng Cu trong môi trường H
+
có mặt NO
3
-
sẽ phản ứng như HNO
3
• Với ion NO
2
-

:
- Dùng

H
2
SO
4
tạo khí màu nâu: 2NO
2
-
+ 2H
+
NO + NO
2
+ H
2
O
- Dùng KMnO
4
/H
2
SO
4
làm mất màu tím của dung dịch:
5NO
2
-
+ 2KMnO
4
+ 3H

2
SO
4
5NO
3
-
+ 2MnSO
4
+ 2K
2
SO
4
+
3H
2
O
- Dùng KI/H
+
tạo khí hóa nâu trong không khí và dung dịch chuyển sang màu vàng
nâu
2NO
2
-
+ 2I
-
+ 4H
+
I
2
+ 2NO + H

2
O
• Với ion CH
3
COO
-
:
18
- Dùng H
2
SO
4
có mùi giấm bay ra:
CH
3
COO
-
+ H
2
SO
4
CH
3
COOH + HSO
4
-
- Ngoài ra còn dùng AgNO
3
tạo kết tủa trắng CH
3

COOAg hay tạo este có mùi đặc
trưng với rượu ethylic.
PHẦN 3: KẾT LUẬN
Sau khi nhận đề tài tiểu luận là phản ứng ion trong dung dịch nước. Em đã tìm
hiểu một số tài liệu về đề tài, chọn một số sách làm nội dung chính cũng như một số
sách để tham khảo thêm. Và qua quá trình tìm hiểu đến khi khi hoàn thành bài tiểu luận
này, em đã hiểu rõ hơn một số vấn đề sau:
• Hiểu cơ bản về các phương pháp định tính và định lượng
• Có thêm một số kiến thức mới về nhận biết ( định tính)
Với sự ứng dụng và vai trò quan trọng trong thực tiển của đề tài đã tìm hiểu, cùng
với sự phát triển không ngừng của khoa học nói chung và hóa học nói riêng thì đây sẽ là
những nền móng cơ bản giúp ích cho em có sự hiểu biết tốt hơn để áp dụng trong công
việc sau này.
TÀI LIỆU THAM KHẢO
o0o
1. Nguyễn Tinh Dung, Hóa Phân Tích tập II, NXB Giáo dục, 1998.
19
2. Giáo trình Hóa Phân Tích, NXB ĐH Công Nghiệp TPHCM, 2008.
20