Ovaj je udžbenik, izgleda, zaista našao sebe — i osmo kao i sedmo izdanje brzo je rasprodato. Međutim, ovoga puta obzirom na nešto više vremena, uz svesrdnu pomoć Dr Vasilije Gligorijević, docenta Tehnološko-metalurškog fakulteta u Beogradu, ispravljene su sve uočene greške, a pored toga dat je sistematski pregled svih reakcija toka analize katjona i anjona.

M. S. Jovanović

Posebno mi je zadovoljstvo da istaknem da je ovo već treće uzastopno, inače četvrto po redu, izdanje izdavačke kuće Naučna knjiga iz Beograda.

Beograd, marta 1988. M. S. Jovanović

Obim knjige je takav da prosečan student za dva semestra može izvršiti sve reakcije i da mu pri tom ostane dovoljno vremena za potreban broj analiza. Ovoliko je vreme predviđeno za kvalitativnu analizu na većini domaćih i stranih univerziteta.

Beograd, novembra 1947. Pisac

U odeljku .,Reakcije anjona“ učinjene su veće izmene u rasporedu. Odustao sam od Bunsen-ove klasične podele kiselina. Čini mi se prirodnijim da se reakcije anjona izlažu redom po elementima od kojih potiču.

Beograd, marta 1951. Pisac

Moj dragi otac, na žalost, nije doživeo da vidi izlazak iz štampe drugog izdanja svojih ,,Osnova kvalitativne analize“. Umro je 5 decembra 1951 godine. Koristeći se zapažanjima naročito kolege inž. V. Rekalića kao i svojim ličnim, ovo sam izdanje donekle preradio i u izvesnoj meri proširio.

Beograd, novembra 1960. M. S.Jovanović

U najkraćim crtama uneta sti nova shvatanja o bazama i kiselinama kao i o tipovima hemijske veze. Isto tako, izvestan broj nedovoljno objašnjenih redoks reakcija potpunije je prikazan.

Beograd, marta 1966. M. S. Jovanović

U odnosu na predhodno, ovo je izdanje praktično nepromenjeno sem u materiji o puferima. Manje izmene učinjene su na sugestije kolega, naročito recenzenta za ovo izdanje, Dr Vasilija Golubovića, profesora Tehnološko-metalurškog fakulteta u Beogradu.

Beograd, februara 1970. M. S. Jovanović

U odnosu na ranija izdanja, ovde su učinjene korenite i značajne izmene kako u odnosu na moderna shvatanja, tako i odnosu na matematički prikaz izračunavanja hemijske ravnoteže. Prijatna mi je dužnost da se zahvalim recenzentima za ovo izdanje, Dr Vasiliju Goluboviću i Dr Vladimiru Rekaliću, profesorima Tehnološko-metalurškog fakulteta u Beogradu.

Beograd, marta 1974.

Udovoljavajući potrebama zakonske regulative kao i savremene nastave Analitičke hemije, u ovo izdanje uvedena je nomenklatura i terminologija SI jedinica i prikazan tok analize semimikro metodom. Sa zadovoljstvom se zahvaljujem Dr Tomislavu Janjiću, profesoru Prirodno-matematičkog Fakulteta u Beogradu, na izuzctno korisnim sugestijama koje je učinio.

Beograd, oktobra 1982. M. S. Jovanović

Neočekivano brzo rasprodato je sedmo izdanje moje Kvalitativne hemijske analize. Da bi se zadovoljile potrebe studenata, ovo je izdanje u odnosu na prethodno, bez ikakvih izmena.

Beograd, februara 1986.

Sadržaj

1. OPŠTI DEO

1.1. Osnovni hemijski zakoni
1.2. Dalton-ova atomska i Avogadro-ova molekulska teorija
1.3. Razblaženi rastvori
1.3.1. Osmoza
1.3.2. Arrhenius-ova teorija elektrolitičke disocijacije
1.4. Tipovi hemijske veze
1.5. Tipovi hemijskih reakcija
1.5.1. Određivanje koeficijenata redoks reakcija
1.5.2. Disproporcioniranje
1.6. Kompleksna jedinjenja
1.7. Koloidni rastvori
1.8. Amfoterna jedinjenja
1.9. Teorije baza i kiselina
1.9.1. Klasična teorija Arrhenius-a
1.9.2. Protolitička teorija Bronsted-a

1.10. lndikatori
1.11. Koncentracije rastvora
1.12. Hemijska ravnoteža
1.12.1. Princip Le Chatelier-a
1.12.2. Brzina reakcije — zakon o dejstvu
1.12.3. Uticaj jonske interakcije na koncentraciju
1.12.4. Međuzavisnost stehiometrijske i aktivne koncentracije, pH i pK vrednost
1.12.5. Konstanta protolize i jonski proizvod vode
1.13. lzračunavanje ravnoteže sistema
1.13.1. Matematički prilaz
1.13.2. Stepen protolize i konstanta ravnoteže
1.13.2.1. Efekat soli
1.13.3. Ravnoteža kiselobaznih sistema
1.13.3.1. Protoliza monobaznih kiselina
1 13.3.2. Protoliza polibaznih kiselina
1.13.3.3. Protoliza soli
1.13.3.4. Protoliza smese
1.13.3.5. Rastvori pufera
i 13.4. Ravnoteža amfoternih jedinjenja
1.13.5. Ravnoteža taložnih sistema
1.13.6. Ravnoteža kompleksnih sistema
1.13.7. Ravnoteža redoks sistema

2. REAKCIJE KATJONA

2.1. V grupa
2.1.1. Kalijum
2.1.2. Natrijum
2.1.3. Litijum
2.1.4. Amonijum
2.1.5. Magnezijum

2.2. IV ili grupa zemljoalkalnih metala
2.2.1. Kalcijum
2.2.2. Stroncijum
2.2.3. Barijum

2.3. III ili amonsulfidna grupa
2.3.1. Pasivitet
2.3.2. Aluminijum
2.3.3. Hrom
2.3.4. Gvožđe
2.3.4.1. Taloženje jednog metala drugim
2.3.5. Uran
2.3.6. Titan
2.3.7. Mangan
2.3.8. Nikal
2.3.9. Kobalt
2.3.10. Cink

2.4. II ili vodoniksulfidna grupa
2.4.1. Sulfobaze
2.4.1.1. Živa
2.4.1.2. Olovo
2.4.1.3. Bizmut
2.4.1.4. Bakar
2.4.1.5. Kadmijum
2.4.2. Sulfo-kiseline
2.4.2.1. Arsen
2.4.2.2. Antimon
2.4.2.3. Kalaj

2.5. I grupa
2.5.1. Srebro
2.5.2. Živa
2.5.3. Olovo
2.5.4. Vodonik

3. REAKCIJE ANJONA

3.1. Fluor
3.1.1. Fluoro-vodonična kiselina
3.2. Hlor
3.2.1. Hlorovodonična kiselina
3.2.2. Hipohlorasta kiselina
3.2.3. Hlorna kiselina
3.2.4. Perhlorna kiselina
3.3. Brom
3.3.1. Bromovodonična kiselina
3.3.2. Bromna kiselina
3.4. Jod
3.4.1. Jodovodonična kiselina
3.4.2. Jodna kiselina
3.4.3. Perjodna kiselina
3.5. Cijanovodonična kiselina
3.6. Rastvaranje teško rastvornih soli srebra kompleksiranjem i dokazivanje jonova srebra u kompleksnim solima
3.7. Dokazivanje HCl, HBr, HJ, HCN jednih pored drugih
3.8. Dokazivanje hlorida, bromida, jodida, hlorata, bromata i jodata jednih pored drugih
3.9. Sumpor
3.9.1. Vodonik-sulfid
3.9.2. Sumporasta kiseiina
3.9.3. Tiosumporna kiselina
3.9.4. Sumporna kiselina
3.9.5. Dokazivanje sulfida, sulfita, tiosulfata i sulfata jednih pored drugih

3.10. Azot
3.10.1 Azotna kiselina
3.10.2. Azotasta kiselina
3.11. Dokazivanje azotne pored azotaste kiseline
3.12. Fosfor
3.12.1. Fosforna kiselina
3.12.1.1. Odvajanje fosforne kiseline pomoću Fe (III) hlorida
3.12.1.2. Odvajanje fosforne kiseline pomoću metalnog kalaja
3.13.Bor
13.1. Borna kiselina
3.14. Ugljenik
3.14.1. Ugljena kiselina
3.15. Sirćetna kiselina
3.16. Oksalna kiselina
3.17. Vinska kiselina
3.18. Uporedno dokazivanje vinske, oksalne i sirćetne kiseline jedne pored druge
3.18.1 Dokazivanje vinske kiseline pored anjona halogenida
3.19. Silicijum
3.19.1. Silicijumova kiselina
3.19.1.1. U vodi nerastvorni silikati:
a) silikati koji se razlažu kiselinama
b) silikati koji se ne razlažu kiselinama
3.19.1.2. Rastavljanje silikata pomoću alkalnih karbonata .
3.19.1.3. Rastavljanje silikata pomoću fluorovodonične kiseline
3.19.1.4. Rastavljanje silikata pomoću amonhlorida i kalcijum-karbonata

3.20. Redovan tok analize
20.1. Prethodna ispitivanja:
žarenjem u cevčici
ispitivanje kako supstanca boji plamen
ispitivanje pomoću đinđuve
ispitivanje pomoću razblažene sumporne kiseline
ispitivanje pomoću koncentrovane sumporne kiseline
hepar reakcija
redukcija na ćumuru
rastvorljivost
3.20.1.1. Prethodna ispitivanja za izbor načina rastavljanja nerastvornog ostatka
3.20.1.2. Metode rastavljanja nerastvornih tela
3.20.2. Pripremanje supstance za analizu
3.20.3. Taloženje vodonik-sulfidom

4. TABLICE ZA ODVAJANJE ANALITIČKIH GRUPA

4.1. Principi analitičkog odvajanja
4.2. I grupa
4.3. II grupa
4.4. III grupa
4.5. IV grupa
4.6. V grupa
4.7. Analiza metala i legura (sa tablicom)
4.8. Semi-mikrometoda (sa tablicom)
4.8.1. Reakcije razdvajanja i dokazivanja katjona i anjona u toku semi-mikro postupka
4.9. Ispitivanje anjona i tablice za njihovo dokazivanje
Registar

1. Opšti deo

1.1. Osnovni hemijski zakoni

Kada sveća sagoreva pod staklenim zvonom na uravnoteženoj vagi, ili kada se tečna, metalna živa zagreva u zatvorenom sudu takođe na uravnoteženoj vagi pa živa pređe u praškasti crvenkasti oksid, ravnoteža vage se ne remeti. Na bazi ovakvih ogleda Lavoisier je formulisao.

Zakon o neuništivosti materije: materija se ne može niti uništiti, niti ni iz čega stvoriti. (Danas je stav o neuništivosti materije, zamenjen stavom o neuništivosti matcrije i energije, odn. o mogućnosti transformisanja jednog u drugo).

Proust je bio prvi koji je nedvosmisleno dokazao da se neka količina jednog elementa jedini sa tačno određenom količinom drugog elementa, dajući uvek isto hemijsko jedinjenje. Svoje uverenje Proust je iskazao kroz

Zakon prostih proporcija: sastav hemijskih jedinjenja je stalan, pri čemu se elementi međusobno jedine u takvim težinskim količinama, da njihov odnos predstavlja odnos prostih, celih brojeva.

Odavde proizilazi da će, ako se nekog elementa uzme u višku, taj višak ostati nepromenjen. Da bi se lakše mogle upoređivati količine elemenata koje međusobno reaguju, uveden je pojam ekvivalentne mase pri čemu je ekvivalentna masa nekog elementa ona njegova količina, koja bi mogla da reaguje sa jednim molom vodonikovjh jona.

Razvoj hemije je ubrzo pokazao, da isti elementi mogu da daju i više različitih hemijskih jedinjenja. Tako, ugljenik i kiseonik reaguju dajući dva različita oksida, CO i CO2, postoje pet različitih oksida azota: NO, N02, N2O, N2O3 i N2O4. Najzad, vodonik, hlor i kiseonik daju Četiri različite kiseonične kiseline: HCIO (hipohlorasta), HC102 (hlorasta), HCIO3 (hlorna) i HCIO4 (perhlorna). Kada se njihov, analizom utvrđen sastav statistički pogleda.

• HCIO
• HCIO2
• HCIO3
• HCIO4

Iako se uviđa da količine kiseonika ovde stoje u međusobnom odnosu prostih, celih brojeva (1 : 2 : 3 :4), dajući sasvim različita hemijska jedinjenja. Odnose o kojima je reč, otkrio je Dalton i izrekao ih kroz

Zakon umnoženih proporcija: dva elementa mogu da daju i više različitih jedinjenja pri čemu je i tada, težinski odnos različitih komponenti tih jedinjenja, odnos prostih celih brojeva. Pored toga, težinske količine jedne iste komponente u tim različitim jedinjenjima stoje takođe u odnosu prostih celih brojeva.

1.2. Daltonova atomska i avogadrova molekulska teorija

Osvežavajući ideju o diskontinualnosti materije izrečenu još od strane grčkih filozofa, Dalton je pretpoštavio da se svaka materija od bezbroj najsitnjjih delića (korpuskula). Ove korpuskule koje ni u mislima nije mogao dalje da usitnjava, Dalton je nazvao atomima, a ideju da ovo postulira, dala mu je činjenica o sjedinjavanju elemenata u određenim težinskim količinama čiji je odnos, odnos prostih celih brojeva bez obzira na to, koliko je velika ili mala ta količina.

U doba kada su već bili poznati zakoni Boyle-a i Mariott-a i Gay-Lussac-a, Avogadro je bio taj koji je uočio da je pod istim uslovima pritiska, zapremine i temperature, ponašanje različitih gasovitih materija — elemenata ili jedinjenja, veoma podudarno. On je takođe utvrdio da se pod jednakim uslovima iz, na primer, jednc zapremine vodonika i jedne zapremine hlora dobijaju dve zapremine s hlorovodonika, ili da se iz jedne zapremine azota i tri zapremine vodonika dobijaju dve zapremine amonijaka. Objašnjenje ovih odnosa moguće je samo uz pretpostavku, da se svaka od ovih zapremina sastoji iz dva dela što znači, da je najmanja moguća zapremina ovih gasova dvodelna. Kako je najmanji mogući deo Dalton-ov atom, Avogadro je udruženje dva (ili više) atoma nazvao molekulom.

Utvrđeno je takođe da pod normalnim uslovima (0,1 MPa, 273 K), zapremina jednog mola gasovitih materija iznosi uvek 22,4 dm3. Ova činjenica kao i podudarnost ponašanja gasova u odnosu na pritisak i tempcraturu dovcli su do formulacije

Avogadro-ovc hipoteze: u jednakim zapreminama različitih gasova, pod istim uslovima, nalazi se i isti broj molekula.

Koliki je taj broj, Avogadro razume se nije mogao da kaže. Docnije jc utvrđeno da se u 1 molu molekula (odn. molu atoma) bilo koje supstance nalazi broj N=6,021023 pojedinačnih molekula (odn. atoma). Broj N se naziva Avogadroim ili Loschmidt-ovim brojem po istraživaču koji ga je odredio.

1.3. Razblaženi rastvori

1.3.1. Osmoza

Raoult je utvrdio da se napon pare čistog rastvarača snižava ako se u ovome rastvori neka supstanca, dakle ako se dobije rastvor. Napon pare rastvora niži je od napona pare čistog rastvarača što za svoju posledicu ima snižavanje tačke mržnjenja odn. povišavanje tačke ključanja rastvora u odnosu na njegov rastvarač. Upravo ovi fenomeni omogućili su krioskopsko odn. cbulioskopsko određivanje molekulske težine.

U isto vreme bila je otkrivena još jedna, krajnje važna osobina rastvora — osmoza. Pokazalo se naime, da ako se sa jedne strane neke polupropustljive membrane (goveđa bešika na primer) nalazi rastvor, a s druge strane njegov rastvarač, doći će do prodiranja rastvarača kroz membranu i do razblaživanja rastvora. Pojava osmoze predstavlja dakle pojavu difuzije isključivo molekula rastvarača kroz dijafragmu. Do pojave osmoze dolazi stoga, što korpuskule rastvorene materije u nemogućnosti da kroz nju prodru, ostvaruju ra svim zidovima suda za njih nepropustljivim, tzv. „osmotski pritisak”.

Proučavajući fenomen osmoze, stoga što su se razblaženi rastvori pokoravali gasnim zakonima (jedan mol materije rastvoren u 1 dm3 vode na 0° izazivao je osmotski pritisak od 2,24 MPa) van t Hoff je zaključio:

Između razblaženih rastvora i gasova postoji potpuna analogija.

Merenje osmotskog pritiska pružilo je još jedan način određivanja molekulskih masa. Međutim, pokazalo se, da su molekulske mase izvesnih supstanci određene osmotskom metodom bile u saglasnosti sa rezultatima dobivenim drugim metodama, ali da su neke druge supstance određene na ovaj način, pokazale dva do tri puta veću molekulsku masu. Uočeno je to, da su uglavnom organska jedinjenja pokazivala normalan a neorganska abnormalan osmotski pritisak.

1.3.2. Arrheniusova teorija elektrolitičke disocijacije

Baveći se problemom provođenja jednosmerne električne struje kroz rastvore. Arrhenius je zapazio da struju ne provode upravo oni rastvori koji su pokazivali normalni osmotski pritisak, a da rastvori koji provode struju, — nazvao ih je elektrolitima, pokazuju obrozmu osmotskog pritiska. Da objasni ovu pojavu Arenijus je razradio svoju.

Teoriju elektrolitičke disocijacije ili jonizacije: pod uticajem molekula vode, neutralni molekuli rastvorene supstance dele se ra svoje suprotno naelektrisane komponente (jone) — ion na grčkom = putnik). Ovi se joni sada, pod uticajem strujnog polja, kreću ka njima suprotno naelektrisanim elcktrodama omogućavajući provođenje struje kroz rastvore.

Ovde je veoma važno uočiti to, da prethodno obavljena disocijacija molekula na jone — jonizacija molekula, omogućava potonje provođenje struje, tj. elektrolizu rastvora. Isto tako, ako vodeni rastvor npr., kalcijum nitrata provodi struju a njegov alkoholni rastvor ne provodi struju, to samo znači da alkohol nije u stanju da jonizuje, voda je prema tome jonizujući a alkohol nejonizujući rastvarač.

U doba kada se atom još uvek smatrao dalje nedeljivom česticom, kada se nije ni pomišljaoAia i atom ima neku svoju strukturu intraatomskih korpuskula, Arrhenius-ovi joni bili su prilično neobjašnjivi. Istini za volju, bile su teško objašnjive i sile koje su u električki neutralnom molekulu, njegove raznorodne komponente držale na okupu. Tek je novija teorija hemijske veze unela svetlo u ovaj problem.

1.4. Tipovi hemijske veze

Danas je široko prihvaćena Kossel—Lewis-ova teorija po kojoj postoje dva osnovna tipa hemijske veze — jonski i kovalentni tip sa izvesnim brojem međustanja.

Jonski tip veze u svom najčistijem obliku sreće se između atoma metala (elementi prve i druge grupe Periodnog sistema) i atoma halogenih elemenata (sedma grupa Sistema). Atomi metala gubiće jedan, dva odn. tri svoja periferna nesparena elektrona i postići će na taj način elektronsku konfiguraciju analognu konfiguraciji najbližeg (prethodnog) plemenitog gasa. Atomi halogenih elemenata kojima nedostaje po jedan elektron u orbiti periferne putanje primiće ga, kako bi svoju konfiguraciju učinili analogrom elektronskoj konfiguiaciji njima najbližeg (potonjeg) plemenitog gasa. Gubitak elektrona kod atoma metala učiniće, da će sada protona u njihovom jezgru da bude u višku u odnosu na preostale elektrone — dobijen je pozitivan jon. Prihvatanje elektrona od strane atoma halogenih elemenata učiniće, da će sada njih da bude u višku u odnosu na broj protona u njihovim jezgrima — dobio se negativan jon.

Mg2+ (12 +); e / 2 8 2
e / 7 8 2; (17 +) C1

Dobija se:

Mg2+ (12 +); 2 8 − i
e / 8 8 2;(17 + )Cl-

ili kratko

Mg2+ + 2 Cl-> + MgCl2 –

Obrazovao se dakle jonski par koji je, kao što se vidi, dipolnog karakera. Jedinjenja kod kojih je zastupljena jonska veza, hemijski su veoma stabilna i čvrste su supstance visoke tačkc topljenja. Najčešće su to kristalna jedinjenja sa jonima kao elementima kristalne rešetke koja je postojana, zahvaljujući elektrostatičkom piivlačenju svojih jonova. Tako, poznato je da ne samo rastvori već i rastopi soli provode struju. Pri rastvaranju npi. u vodi, dipolni molekuli ovog rastvarača ugrađivaće se u međujonske piostore kristalne rešetke razdvajajući je na jone i stvaiajući na taj način preduslov za provođenje struje.

Kovalentan tip veze sreće se naročito kod molekula gasovitih hemijskih elemenata. Nespareni clektroni orbita periferne kvantne putanje istorodnih atoma, ne mogu od jednih atoma da budu oduzeti da bi drugima bili predati, pošto su oba atoma istih osobir.a. Umesto potpune primo-predaje elektrona kao u slučaju jonske veze, svaki nespareni elektron jednog atoma udružiće se sa nesparenim elektronom drugog atoma obrazujući na taj način elektronski par. Ovaj elektronski ,,dublet” pripada u slučaju istorodnih atoma podjednako i jednom i drugom atomu i nije privučen polarizovan) više ka jednom a manje ka drugom jezgru.

Pošto se na taj način nije ostvarila električna asimetrija molekula, kovalentni molekuli istorodnih atoma nisu polarni. Ovo isto tako znači da hemijska veza koja između takvih atoma postoji, nije istovremeno i elektrovalentna veza.