Кислотно-основная классификация катионов

№группы	Катионы	Название группы	Групповой реагент	Характеристика группы
I	Ag⁺, Pb²⁺, [Hg₂²⁺]	Хлоридная	2M HCl	Образование малорастворимых хлоридов
II	Ba²⁺, Sr²⁺, Ca²⁺	Сульфатная	2M H₂SO₄	Образование малорастворимых в воде и кислотах сульфатов
III	Al³⁺, Cr³⁺,Zn²⁺, Sn²⁺, Sn⁴⁺, As³⁺, As⁵⁺	Амфолитная	2M NaOH	Образование растворимых солей типа NaAlO₂, Na₂ZnO₂, NaCrO₂, Na₂SnO₂
IV	Fe²⁺, Fe³⁺, Mn²⁺, Mg²⁺, Bi³⁺, Sb³⁺, Sb⁵⁺	Гидроксидная	2M NaOH	Образование малорастворимых гидроокисей
V	Cu²⁺, Cd²⁺, Co²⁺, Ni²⁺, Hg²⁺	Аммиакатная	2M NH₄OH (избыток)	Образование растворимых комплексов – аммиакатов
VI	K⁺, Na⁺, NH₄⁺	Растворимая	Нет группового реагента	Хлориды, сульфаты, гидроксиды растворимы в воде

Аналитические реакции можно выполнять «сухим» и «мокрым» путем. При выполнении реакций «сухим» путем используемое вещество подвергается обработке (нагреванию, растиранию) в твердом виде (окрашивание пламени, получение цветных стекол). Анализ сухим путем используют главным образом для качественного или полуколичественного исследования минералов и руд. В лабораторных условиях наибольшее применение получили реакции, происходящие в растворах. При этом исследуемое вещество необходимо предварительно растворить в воде, кислоте или щелочи. Если вещество нерастворимо, следует сплавить его, например, со щелочью, а затем уже полученный плав растворить в воде или кислоте.

ЛЕКЦИЯ № 2

План лекции:

1. Скорость химической реакции и химическое равновесие.

2. Основные положения теории растворов электролитов. Общая (аналитическая) концентрация и активность ионов в растворе, их взаимосвязь.

3. Кислотно-основные равновесия в водных растворах. Водородный показатель рН и кислотность среды. Контроль за кислотностью среды.

4. Действие одноименных ионов.

5. Протолитические равновесия в растворах солей (гидролиз солей).

6. Произведение растворимости.