Klasyczna chemiczna analiza jakościowa związków nieorganicznych to przede wszystkim analiza jonów występujących w roztworze. Do roztworu dodaje się różnych odczynników i obserwuje się zmiany koloru roztworu, wytrącanie osadów, oraz inne charakterystyczne reakcje, które świadczą o obecności pewnych jonów oraz grup jonów. W skład klasycznej analizy jakościowej wchodzi też barwienie płomienia palnika. Różne jony barwią płomień na różne i zwykle łatwo rozróżnialne kolory.

Ze względu na właściwości jony zostały pogrupowane. Zwykle najpierw określa się występowanie w roztworze jonów danej grupy, a dopiero po stwierdzeniu że występują przystępuje się do testów na obecność konkretnych jonów. Podziały na grupy różnią się nieznacznie u różnych autorów. Ponieważ grupy są wydzielone na podstawie zachodzących reakcji, większość rzadziej występujących jonów można z łatwością przyporządkować do którejś z istniejących grup po przeprowadzeniu zaledwie kilku reakcji.

Wykrywanie kationów

Kationy zostały podzielone na 5 grup. Do roztworu dodaje się odpowiedni odczynnik grupowy. Jeśli nastąpiło strącenie osadu, oznacza to że jakieś kationy z danej grupy są obecne w roztworze.

Po wykryciu kationów z danej grupy dalsze reakcje to zwykle alkalizacja roztworu, dodanie amoniaku oraz barwienie płomienia. W pewnych przypadkach użyteczne może być też odbarwianie MnO4.

I grupa kationów

Pierwsza grupa kationów zawiera Ag, Pb i Hg2, Tl, Cu, Au.

Chlorki tych kationów są trudno rozpuszczalne i białe, tylko chlorek ołowiu(II) rozpuszcza się częściowo w wodzie, więc dlatego jest umieszczony zarówno w I jak i w II analitycznej grupie kationów, podczas gdy prawie wszystkie inne chlorki są dobrze rozpuszczalne w wodzie. Odczynnikiem grupowym jest więc kwas solny.

Srebro (Ag)

Kwas solny (HCl) i rozpuszczalne chlorki  Cl wytrącają z obojętnych lub kwaśnych roztworów zawierających jony Ag biały, serowaty osad chlorku srebra AgCl, fioletowiejący na świetle – rozpad związku pod wpływem światła na srebro i chlor: Ag + Cl → AgCl Osad AgCl jest nierozpuszczalny w wodzie i w rozcieńczonych kwasach, rozpuszcza się natomiast dość znacznie w stężonym HCl, jak również w stężonych roztworach chlorków metali alkalicznych na gorąco: AgCl + Cl → AgCl2 Podobnie może powstać jon kompleksowy AgCl3, AgCl4. Łatwo rozpuszcza się w amoniaku, tworząc jon kompleksowy: AgCl + 2NH3 → Ag(NH3)2 + Cl Po zakwaszeniu amoniakalnego roztworu ponownie wydziela się biały osad AgCl: Ag(NH3)2 + Cl + 2H → AgCl + 2NH4 Rozpuszcza się w roztworze tiosiarczanów, powstaje jon kompleksowy: AgCl + 2S2O3 → Ag(S2O3)2 + Cl Rozpuszcza się również w roztworze cyjanku metalu alkalicznego: AgCl + 2CN → Ag(CN)2 + Cl Bromek potasu i jodek potasu (KBr i KI)  Jony Br i I wytrącają z roztworów soli srebra trudno rozpuszczalny słomkowy AgBr, słabo rozpuszczalny w amoniaku i żółtawy AgI, który zielenieje pod wpływem światła, a w amoniaku bieleje, lecz się nie rozpuszcza. Są one natomiast rozpuszczalne w KCN i Na2S2O3. Jodek srebra AgI częściowo rozpuszcza się w nadmiarze odczynnika, tworząc jon kompleksowy AgI2. Ag + I → AgI AgI + 2CN → Ag(CN)2 + I Chromian potasu (K2CrO4)  Jony CrO4 wytrącają z roztworów zawierających jony Ag czerwonobrunatny osad chromianu srebra Ag2CrO4, słabo rozpuszczalny w kwasie octowym, dobrze rozpuszczalny w rozcieńczonym kwasie azotowym i w roztworze amoniaku. 2Ag + CrO4 → Ag2CrO4 Siarkowodór (H2S) i rozpuszczalne siarczki  Jony S wytrącają z roztworów zawierających jony Ag czarny osad siarczku Ag2S. 2Ag + S → Ag2S Ag2S jest jedynym siarczkiem oprócz siarczku arsenowego, wytrącającym się pod wpływem AKT już na zimno. Rozpuszczalność siarczku srebra w wodzie jest bardzo mała. Jest on nierozpuszczalny również w rozcieńczonych mocnych kwasach nieorganicznych, amoniaku i w roztworze tiosiarczanu. Ag2S rozpuszcza się w 2 molowym roztworze kwasu azotowego z wydzieleniem siarki: 3Ag2S + 2NO3 + 8H → 6Ag + 2NO + 3S + 4H2O Rozpuszcza się również w 1 molowym roztworze cyjanku metalu alkalicznego: Ag2S + 2CN → Ag(CN)2 + S Wodorotlenek sodowy i potasu (NaOH i KOH)  Jony OH wytrącają z roztworów zawierających jony Ag nietrwały wodorotlenek srebra AgOH, który szybko rozpada się na tlenek srebra Ag2O: 2Ag + 2OH → 2AgOH → Ag2O +H2O Osad nie rozpuszcza się w nadmiarze odczynnika. Rozpuszcza się w

amoniaku:

Ag2O + 4NH3 + H2O → 2Ag(NH3)2 + 2OH

rozcieńczonym kwasie azotowym

roztworach węglanu amonu

roztworach tiosiarczanów

roztworach KCN

Amoniak (NH3•H2O)  Amoniak wytrąca z roztworów soli srebra biały, brunatniejący osad, rozpuszczalny w nadmiarze amoniaku z utworzeniem jonu kompleksowego. 2Ag + 2OH → Ag2O +H2O 4(NH3•H2O)+Ag2O → 2Ag(NH3)2+2OH+3H2O Roztworu zawierającego amoniakalny kompleks srebra nie powinno się dłużej przechowywać lub odparowywać do sucha, gdyż tworzy się łatwo wybuchający czarnobrunatny osad "srebra piorunującego" (NH3)Ag – O – Ag(NH3) Węglan sodu (Na2CO3)  Jony węglanowe CO3 wytrącają z roztworów zawierjących jony Ag biały osad węglanu srebra Ag2CO3, przechodzący w żółtawy od powstającego tlenku srebra Ag2O. 2Ag + CO3 → Ag2CO3 Ag2CO3 → Ag2O +CO2 Podczas ogrzewania reakcja ta zachodzi szybciej i łatwo można zauważyć ciemnobrunatny tlenek srebra. Jony wodorofosforanowe (HPO4)  wytrącają z roztworów srebra żółty osad fosforanu srebra: 3Ag + HPO4 → Ag3PO4 + H który jest rozpuszczalny w rozcieńczonym kwasie azotowym, amoniaku i kwasie octowym. Cyjanki metali alkalicznych  wytrącaja z roztworu zawierającego jony srebra biały osad rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika, ale nierozpuszczalny w amoniaku. AgCN + CN → Ag(CN)2 Metale  Sole srebra ulegają stosunkowo łatwo redukcji i pod wpływem mniej szlachetnych metali wytrąca się z ich roztworu, obojętnego lub słabo kwaśnego, czarny osad srebra metalicznego. 2Ag + Zn → 2Ag + Zn 2Ag + Cu → 2Ag + Cu Reduktory  redukują jony srebra i wytrącają z roztworów szaroczarne srebro metaliczne. Hydrazyna i hydroksyloamina redukują jony srebra w środowisku obojętnym lub słabo amoniakalnym. Reakcja redukcji srebra ma zastosowanie w reakcji Tollensa wykrywającej związki redukujące. Rodanki  strącają z roztworów zawierających jony Ag biały osad – AgSCN, rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika: AgSCN + SCN → Ag(SCN)2 Osad jest nierozpuszczalny w rozcieńczonym kwasie azotowym. Rozpuszcza się w amoniaku: AgSCN + 2NH3 → Ag(NH3)2 + SCN Tiosiarczany  kiedy dodaje się je powoli do roztworów soli srebra, strącają biały osad tiosiarczanu srebra: 2Ag + S2O3 → Ag2S2O3 Po pewnym czasie osad brunatnieje, a w końcu czernieje na skutek tworzenia się siarczku srebra: Ag2S2O3 + H2O → Ag2S + 2H + SO4 Nadmiar roztworu tiosiarczanu rozpuszcza osad, tworząc trwały tiosiarczanowy kompleks srebra: Ag2S2O3 + 3S2O3 → 2Ag(S2O3)2 Podczas ogrzewania zakwaszonego roztworu tiosiarczanowego kompleksu srebra, wydziela się czarny osad – Ag2S, na który rozkłada się kompleks. Ditizon (zielony 0,002% roztwór w tetrachlorku węgla)  zmienia zabarwienie na pomarańczowe, kiedy wytrząsa się go z kwaśnym roztworem zawierającym jony Ag (<1mg). Tworzy się ditizonian srebra – AgHDz. Podobnie reaguje rtęć i platyna. AgHDz rozkłada się, podczas wytrząsania 10% lekko zakwaszonym HCl chlorkiem sodu. Powraca zielony kolor wolnego ditizonu w fazie tetrachlorkowej – odróżnienie od Hg. Rodamina (0,005% roztwór acetonowy)  po dodaniu do słabo kwaśnego roztworu soli srebra (<1mg) powstaje czerwonofioletowa koloidalna zawiesina związku odczynnika ze srebrem.Podobnie zachodzi reakcja z jonami rtęci, złota, platyny i palladu.

Ołów (Pb)

Kwas solny HCl i rozpuszczalne chlorki  Jony Cl wytrącają z roztworów zawierających jony Pb biały, krystaliczny, opadający na dno probówki osad chlorku ołowiu (II) – PbCl2, który tworzy się jedynie w zimnym i niezbyt rozcieńczonym roztworze. Pb + 2Cl → PbCl2 PbCl2 jest rozpuszczalny w gorącej wodzie (33,4g/l w temp. 100°C. Po oziębieniu roztworu wytrąca się w postaci igieł. PbCl2 jest także rozpuszczalny w stężonym HCl, wskutek tworzenia się jonów kompleksowych: PbCl2 + Cl → PbCl3 PbCl2 + 2Cl → PbCl4 Rozcieńczając roztwór zawierający jony kompleksowe, powoduje się ponowne wytrącanie PbCl2. Obecność HNO3 powoduje niecałkowite wytrącanie się PbCl2. Chlorek ołowiu(II) nie rozpuszcza się w amoniaku. Rozpuszcza się w roztworach mocnych zasad tworząc kompleks wodorotlenkowy: PbCl2 + 4OH → Pb(OH)4 + 2Cl Jodek potasu (KI)  Jony I wytrącają jony Pb żółty osad jodku ołowiu(II), znacznie mniej rozpuszczalny aniżeli PbCl2. Przy ogrzewaniu pewna ilość PbI2 przechodzi do roztworu, przy ochładzaniu wydziela się w postaci błyszczących blaszek. PbI2 jest rozpuszczalny w nadmiarze KI. Pb + 2I → PbI2 PbI2 + 2I → PbI4 Chromian potasu (K2CrO4) i dwuchromian potasu (K2Cr2O7)  Jony CrO4 i Cr2O7 wytrącają z roztworów zawierających jony Pb żółty osad chromianu ołowiu(II) PbCrO4, nierozpuszczalny w kwasie octowym i w roztworze amoniaku, rozpuszczalny w wodorotlenkach z utworzeniem ołowiu oraz w kwasie azotowym. Pb + CrO4 → PbCrO4 PbCrO4 + 4 OH → Pb(OH)4 + CrO4 Z dwuchromianem potasu wydziela się wolny kwas, który częściowo rozpuszcza osad: 2Pb + 2Cr2O7 + H2O → 2PbCrO4 + 2H Dlatego też reakcja z chromianem potasowym jest czulsza. Siarkowodór (H2S) i rozpuszczalne siarczki  Jony S wytrącają z roztworów zawierających jony Pb czarny osad siarczku ołowiu(II). Z roztworów o dużym stężeniu kwasu solnego siarkowodór albo nie wytrąca osadu PbS, albo tworzy czerwony osad siarczkochlorku ołowiu(II ) Pb2SCl2, który stopniowo przy rozcieńczaniu roztworu i przepuszczaniu H2S przechodzi w PbS. Pb + S → PbS Siarczek ołowiu(II) jest rozpuszczalny w gorącym rozcieńczonym kwasie azotowym z wydzieleniem siarki: 3PbS + 2NO3 + 8H → 3Pb + 3S + 2NO + 4H2 Wodorotlenek sodu i potasu (NaOH i KOH)  Jony OH wytrącają z roztworów zawierających jony Pb biały osad amfoterycznego wodorotlwnku ołowiu(II) Pb(OH)2, rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika z utworzeniem ołowinu. Pb + 2OH → Pb(OH)2 Pb(OH)2 + 2OH → Pb(OH)4 Amoniak (NH3 • H2O)  Wytrąca biały osad mieszaniny wodorotlenku i zasadowej soli nierozpuszczalnej w nadmiarze odczynnika. W obecności kwasów organicznych (kwas octowy, kwas winowy i wobec dużego stężenia soli amonowych osad nie wytrąca się. Kwas siarkowy (H2SO4) i rozpuszczalne siarczany  Jony SO4 wytrącają z roztworu zawierających jony Pb biały osad siarczanu ołowiu(II) PbSO4, nierozpuszczalnego w H2O, rozpuszczalny w stężonym H2SO4, w stężonym roztworze octanu amonowego i winianu amonowego (odróżnienie od innych trudno rozpuszczalnych siarczanów, jak BaSO4, SrSO4): Pb + SO4 → PbSO4 PbSO4 + CH3COO → Pb(CH3COO) + SO4 Jon Pb(CH3COO) jest trwały w obecności nadmiaru jonów CH3COO. Siarczan ołowiu(II) rozpuszcza się w stężonych zasadach przy podgrzaniu, tworząc ołowin: PbSO4 + 4OH → Pb(OH)4 + SO4

Rtęć (Hg2)

Kwas solny HCl i rozpuszczalne chlorki  Jony Cl wytrącają z roztworów zawierających jony Hg2 biały osad chlorku rtęci I Hg2Cl2 (kalomel, nierozpuszczalny w gorącej wodzie i zimnych, rozcieńczonych kwasach: Hg2 + 2Cl → Hg2Cl2↓ Hg2Cl2 jest rozpuszczalny w wodzie królewskiej. W stężonych roztworach chlorków metali alkaicznych rozpuszcza się z utworzeniem jonu kompleksowego HgCl4. Pod wpływem działania NH3 • H2O na Hg2Cl2 powstaje HgNH2Cl aminochlorek rtęci II (biały) i rtęć metaliczna, wobec czego osad czernieje. Wydzielanie się metalicznej rtęci i czernienie osadu Hg2Cl2 pod wpływem amoniaku i alkaidów jest charakterystyczne dla soli rtęci I w przeciwieństwie do soli rtęci II: Hg2Cl2 + 2(NH3 • H2O) → HgNH2Cl↓ + Hg↓ + NH4 + Cl + H2O W tej reakcji jeden atom rtęci z +I stopnia utlenienia w Hg2Cl2 redukuje się do Hg, drugi natomiast z +I utlenia się do +II stopnia utlenienia w HgNH2Cl. Mamy tu więc przykład redukcji i utleniania, mimo że dodany odczynnik NH3 • H2O nie jest ani reduktorem ani utleniaczem. Tego typu reakcje nazywamy reakcjami samoutleniania i samoredukcji (dysproporcjonowanie). Aminochlorek rtęci II HgNH2Cl i rtęć metaliczna są rozpuszczalne w wodzie królewskiej: 3Hg + 2NO3 + 8H + 12Cl → 3HgCl4 + 2NO↑ + 4H2O

'Jodek potasu (KI) : Jony I wytrącają z roztworów zawierających jony Hg2 żółtawozielony osad jodku rtęci (I) Hg2I2, rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika z wydzieleniem metalicznej rtęci oraz z utworzeniem bezbarwnego kompleksowego jonu jodortęcianowego - HgI4.

Hg2 + 2I → Hg2I2↓ Chromian potasu (K2CrO4)  Jony CrO4 wytrącają z roztworów zawierających jony Hg2 brunatny osad chromianu rtęci (I) Hg2CrO4 (na zimno), przechodzący w czasie gotowania w czerwony osad krystaliczny: Hg2 + CrO4 → Hg2CrO4↓ Siarkowodór (H2S) i rozpuszczalne siarczki  Jony S wytrącają z roztworów zawierających jony Hg2 czarny osad siarczku rtęci (II) z wydzieleniem metalicznej rtęci. Hg2 + S → Hg2S → HgS + Hg Siarczek rtęci(II) jest słabo rozpuszczalny w wodzie i w rozcieńczonych kwasach. Rozpuszcza się w wodzie królewskiej: 3HgS + 2NO3 + 8H + 12Cl → 3HgCl4 + 2NO↑ + 4H2O + 3S↓ Wodorotlenek sodu i potasu (NaOH i KOH)  Jony OH wytrącają z roztworów zawierających jony Hg2 czarny osad tlenku rtęci (I) Hg2O, nierozpuszczalny w nadmiarze odczynnika: Hg2 + 2OH → Hg2O + H2O → HgO + Hg + H2O Amoniak (NH3 • H2O)  Roztwór amoniaku wytrąca z roztworów zawierających jony Hg2 czarny osad składający się z białej aminortęciowej soli i rtęci metalicznej: 2Hg2(NO3)2 + 4(NH3 • H2O) → OHg2NH2NO3 + 2Hg↓ + 3NH4NO3 + 3H2O Chlorek cyny (II) (SnCl2)  Chlorek cyny (II) powoduje szybkie ciemnienie białego kalomelu Hg2Cl2 na skutek redukcji do metalicznej rtęci. Hg2Cl2 + Sn → 2Hg + SnCl6 Poszczególne jony można rozróżnić po kolorach różnych ich soli. Np. fosforan srebra jest żółty, podczas gdy fosforany Pb i Hg2 są białe.

Rozdzielanie kationów I grupy w toku analizy chemicznej

Do 0,5 ml badanego roztworu dodaje się około 10 kropel 3M HCl i po sprawdzeniu całkowitego wytrącenia odwirowuje.

II grupa kationów

Druga grupa to Cd, Bi, Cu,As, As, Sb, Sb, Sn, Sn oraz Hg.

Tworzą one siarczki nierozpuszczalne w wodzie i w kwasach. Odczynnikiem grupowym może być dowolne źródło anionów S w środowisku kwaśnym, przy czym najwygodniejszym jest AKT (tioacetamid – CH3CSNH2) w środowisku rozcieńczonego HCl. Dzielą się one na podgrupę miedzi i siarkosoli. Odróżniamy te podgrupy przez dodanie KOH. Do osadu przechodzi podgrupa miedzi (II A), czyli Hg, Cu, Cd oraz Bi. Natomiast podgrupa siarkosoli (II B) pozostaje w roztworze, głównie As i As.

Rozdzielanie kationów II grupy w toku analizy chemicznej  Do roztworu, po oddzieleniu II grupy, dodać ok. 15 kropel AKT. Probówkę zatkać korkiem z pipetką, umieścić ją we wrzącej łaźni wodnej i ogrzać przez 15 minut (nie krócej). Zamiast roztworu AKT można użyć wody siarkowodorowej lub wytrącać bezpośrednio gazowym H2S. W tym przypadku roztwór ogrzewać (do temp. ok. 70°) i przepuszczać przez niego gazowy H2S przez co najmniej 3 minuty. Osad odwirować i po stwierdzeniu zupełności wytrącenia po dodatkowym zakwaszeniu, oddzielić od roztworu. Rozdzielanie kationów podgrupy II B  Roztwór po oddzieleniu podgrupy A może zawierać jony: AsO4, SO4, SbOS, SbS, Sn(OH)6, SnS3, OH. Roztwór zakwasić rozcieńczonym HCl wobec papierka lakmusowego, dodać 5-10 kropel AKT lub przepuścić H2S, ogrzewać przez parę minut i odwirować. Po sprawdzeniu całkowitości wytrącenia - ciecz znad osadu wylać.

III grupa kationów

Trzecia grupa to Zn, Ni, Co, Mn, Fe, Fe, Al oraz Cr.

Tworzą one siarczki nierozpuszczalne w wodzie, ale rozpuszczalne w kwasach. Podobnie jak w grupie II, odczynnikiem grupowym może być dowolne źródło anionów S w środowisku obojętnym lub słabo zasadowym. Często stosuje się tioacetamid. Rozdzielanie kationów podgrupy III w toku analizy chemicznej Przed przystąpieniem do analizy III grupy należy stwierdzić stopień utlenienia ewentualnie obecnego kationu żelaza.

IV grupa kationów

Czwarta grupa to Ca, Sr i Ba.

Tworzą one nierozpuszczalne w wodzie węglany. Odczynnikiem grupowym jest więc węglan amonu w środowisku buforu amonowego. Ponieważ węglany kationów grup I, II i III są również nierozpuszczalne, należy je najpierw oddzielić.

Bardziej specyficzną reakcją jest strącanie siarczanów.

Siarczany baru i strontu są bardzo słabo rozpuszczalne, a siarczan wapnia słabo choć o rząd wielkości lepiej niż dwa pozostałe. Przewagą tej metody jest dobra rozpuszczalność kationów grup II i III. Wciąż jednak przeszkadzają kationy grupy I, w szczególności Pb.

Najłatwiej rozróżnić je metodą barwienia płomienia palnika, o ile w roztworze nie występują kationy grupy V:

Ca barwi płomień na ceglastoczerwony

Sr barwi płomień na karminowoczerwony

Ba barwi płomień na żółtozielony

Węglan amonu (NH4)2CO3) i inne rozpuszczalne węglany  Jony CO3 wytrącają z obojętnego lub zasadowego roztworu zawierającego jony Ba biały osad węglanu baru BaCO3. Ogrzewanie i dłuższe stanie sprzyja powstaniu grubokrystalicznego osadu: Ba + CO3 → BaCO3 BaCO3 łatwo roztwarza się w kwasie octowym i w rozcieńczonych kwasach mineralnych (do roztwarzania BaCO3 nie należy używać H2SO4 ponieważ wytrąciłby się trudno rozpuszczalny BaSO4): BaCO3 + 2H → Ba + CO2↑ + H2O W obecności dużych ilości jonów NH4, a przy małym stężeniu jonów Ba, osad węglanu baru może się nie powstać. Tłumaczy się to tym, że powstaje jon HCO3 i tym samym zmniejsza się stężenie jonu CO3, wskutek czego iloczyn rozpuszczalności nie zostaje przekroczony: NH4 + CO3 → NH3 + HCO3 BaCO3 jest nieznacznie rozpuszczalny w roztworach soli amonowych mocnych kwasów (np. NH4Cl). Rozdzielanie kationów IV grupy w toku analizy chemicznej Do roztworu dodaje się 10 kropel 3n H2SO4 i odparowuje w parowniczce porcelanowej prawie do sucha (w celu usunięcia HCl). Odparowywanie należy przeprowadzać na siatce izolacyjnej, na bardzo małym płomieniu palnika (w celu uniknięcia rozprysków), pod wyciągiem. Po ostygnięciu, do pozostałości dodaje się 3-4 ml wody i całość przenosi do probówki wirówkowej. Parowniczkę popłukuje się 3-5 kroplami 3 n H2SO4 i zawartość dołącza do całości. Odwirowuje się:

V grupa kationów

W skład tej grupy wchodzą Mg, Li, Na, K oraz NH4, przy czym właściwości Mg odbiegają trochę od właściwości innych kationów tej grupy.

Kationy tej grupy nie tworzą prawie żadnych trudno rozpuszczalnych związków, grupa ta nie ma więc żadnego odczynnika grupowego.

NH4 w środowisku zasadowym wydziela charakterystyczny zapach amoniaku. Można też go wykryć za pomocą tzw. Odczynnika Nesslera czyli mieszaniny soli kompleksowej K2[HgI4] i wodorotlenku KOH, strącając z roztworów soli amonu pomarańczowo-brunatny osad. Pozostałe jony nie reagują z tym odczynnikiem.

Mg z jonami OH tworzy galaretowaty wodorotlenek magnezu który jest rozpuszczalny w rozcieńczonych kwasach i roztworach soli anomowych, a nierozpuszczalny w nadmiarze odczynnika.

Węglan amonu (NH4)2CO3. Węglan amonu w pierwszej chwili nie wytrąca osadu z rozcieńczonych roztworów zawierających jony Mg. Osad może powstać po pewnym czasie lub po podgrzaniu, przy czym jednak wytrącanie nie jest całkowite ze względu na obecność jonów NH4. W obecności nadmiaru jonów NH4 (np. dodatek NH4Cl) osad w ogóle nie powstaje.

Wodorofosforan sodu Na2HPO4. Odczynnik ten wytrąca z obojętnych roztworów zawierających jony Mg biały kłaczkowaty osad wodorofosforanu magnezu MgHPO4.

Li barwi płomień na intensywny wiśniowo-czerwony

Na barwi płomień na intensywny żółty;

sześciohydroksyantymonian (V) potasowy K [ Sb (OH)6]. Odczynnik ten wytrąca z obojętnych lub słabozasadowych roztworów zawierających jony Na biały, krystaliczny osad Sześciohydroksyantymonianu sodowego Na[Sb(OH)6].

Octan uranylowomagnezowy Mg(UO2)3(CH3COO)8 wytrąca z obojętnych, ewentualnie zakwaszonych kwasem octowym roztworów zawierających jony Na żółty, krystaliczny osad

Na(CH3COO) • Mg(CH3COO) • 3 [UO2(CH3COO)2 • 9 H2O.

Jony Mg nie przeszkadzają.

K barwi płomień na słaby różowo-fioletowy.

Można wykorzystać też wytrącanie z ClO4, z którym K w przeciwieństwie do Li i Na tworzy biały osad.

Kwas winowy H2C4H4O6 i wodorowinian sodowy NaHC4H4O6. Odczynniki te z obojętnych lub słabokwaśnych roztworów, zawierających jony K, biały, krystaliczny osad wodorowinianu potasu- KHC4H4O6.

K + HC4H4O6 → KHC4H4O6 wodorowinian potasowy rozpuszcza się w zasadach, kwasach mineralnych i w gorącej wodzie a nawet w dużej ilości zimnej wody. Bieg analizy V grupy kationów  Do roztworu, po oddzieleniu IV grupy kationów, dodajemy 3 mol/l HNO3 do odczynu kwaśnego i ogrzewamy w celu rozłożenia pozostałego AKT. Wydzieloną siarkę odsączamy i roztwór badamy na obecność kationów V grupy.

1. Część roztworu zawierającego kationy V grupy badamy na obecność jonu NH4: Do 3-4 kropel badanego roztworu dodajemy 4-5 kropel NaOH i ogrzewamy. U wylotu probówki trzymamy zwilżony różowy papierek lakmusowy; zniebieszczenie papierka lakmusowego świadczy o obecności jonu NH4. Jeżeli w badanym roztworze mamy nie tylko V grupę, to jon NH4 należy wykryć przed przystąpieniem do analizy.
2. Drugą część roztworu badamy na obecność jonu Mg : Do badanego roztworu dodajemy Na2HPO4. Następnie dodajemy NH3∙H2O do odczynu zasadowego. Powstanie białego krystalicznego osadu MgNH4PO4 świadczy o obecności jonu Mg.
3. Trzecią część roztworu gotujemy z NaOH (jeżeli poprzednio stwierdzono obecność NH4) aż do całkowitego usunięcia NH3. Następnie wykonujemy badania na obecność jonu K za pomocą charakterystycznych prób.
4. Czwartą część gotujemy z KOH i badamy na obecność jonu Na. Jeżeli w próbie zawierającej tylko kationy V grupy nie stwierdzono obecności jonu NH4, to próby na jon K można wykonywać bezpośrednio, bez wygotowywania z wodorotlenkiem, natomiast przed wykonaniem próby na jon Na z K[Sb(OH)6] należy oddzielić Mg, wytrącając Mg(OH)2 wodorotlenkiem potasowym.

Wykrywanie anionów

Aniony zostały podzielone na 7 grup. Nie ma tu niestety prostych odczynników grupowych. Grupy zostały wydzielone w zależności od osadów powstających w reakcjach z kationami z IV grupy kationów (przede wszystkim Ba) oraz Ag. Testy na konkretne aniony to zakwaszanie roztworu oraz odbarwianie MnO4.

I grupa anionów

Pierwsza grupa anionów to Cl, Br,I, CN, SCN, Fe(CN)6, Fe(CN)6, ClO.

Aniony I grupy tworzą z Ag białe osady nierozpuszczalne w rozcieńczonym kwasie azotowym. Nie tworzą one osadu z Ba. W środowisku kwaśnym z roztworów zawierających CN oraz S wydziela się gaz o charakterystycznym zapachu. Jest to odpowiednio HCN o zapachu migdałów oraz H2S o zapachu zgniłych jaj.

Uwaga: cyjanowodór (HCN) jest silną trucizną, należy więc zachować dużą ostrożność przy doświadczeniach z nim!

Fe zabarwia roztwór zawierający SCN na kolor krwistoczerwony.

II grupa anionów

Druga grupa anionów to S, NO2, CH3COO.

Podobnie jak aniony grupy I tworzą one białe osady z Ag, nie tworzą natomiast osadów z Ba. Można je jedna odróżnić po tym, że osady z Ag rozpuszczają się w rozcieńczonym kwasie azotowym.

CH3COO w środowisku kwaśnym wydziela charakterystyczny zapach octu i nie odbarwia MnO4.

NO2 natomiast odbarwia MnO4 (utleniając się do NO3) i wydziela w środowisku kwaśnym tlenki azotu.

III grupa anionów

Trzecia grupa anionów to SO3, CO3, C2O4, BO2, BO3, C4H4O6.

Podobnie jak aniony II grupy tworzą z Ag osady rozpuszczalne w rozcieńczonym kwasie azotowym. W przeciwieństwie do nich tworzą białe osady z Ba.

W środowisku kwaśnym CO3 bardzo intensywnie rozkłada się z wydzieleniem dwutlenku węgla, który zmętnia wode wapienną. Wydzielający się gaz nie ma zapachu. Ze względu na dużą intensywność rozkładu tworzą się bąbelki i może dojść nawet do powstania piany.

SO3 również rozkładają się w środowisku kwaśnym z wydzieleniem dwutlenku siarki, jednak zachodzi to znacznie wolniej. Dwutlenek siarki ma ostry, duszący zapach. SO3 odbarwia MnO4 utleniając się do SO4.

IV grupa anionów

Czwarta grupa to PO4, AsO4, AsO3, S2O3, CrO4 oraz Cr2O7.

Podobnie jak aniony III grupy tworzą one osady z Ag oraz Ba. Ich osady z Ba są białe (z wyjątkiem CrO4, który daje osad żółty) i rozpuszczalne w rozcieńczonym kwasie azotowym. Ich osady z Ag są barwne.

V grupa anionów

Piąta grupę stanowią: NO3, MnO4, ClO3, ClO4.

Nie tworzą one prawie żadnych osadów. Przede wszystkim nie tworzą one osadów z Ag ani Ba. MnO4 można poznać po intensywnym fioletowym zabarwieniu, które znika po dodaniu reduktora. NO3 można wykryć za pomocą próby obrączkowej.

VI grupa anionów

Szóstą grupę tworzą SO4, F,SiF6.

Tworzą one osady z Ba, nie tworzą natomiast osadów z Ag. SO4 w przeciwieństwie do F tworzy osad z Pb.

VII grupa anionów

Siódmą grupę anionów stanowią: SiO3, SiO4, Si2O5.

W środowisku kwaśnym tworzą one charakterystyczny żel krzemionkowy, o galaretowatej konsystencji, przez co łatwo go rozpoznać. Tworzą też osady z Ag i Ba. SiO3 nie odbarwia MnO4.

Bibliografia

1. Chemia analityczna z elementami analizy instrumentalnej podręcznik dla studentów farmacji, Zdzisław Stefan Szmal, Tadeusz Lipiec; wyd. VII, Warszawa 1997; ISBN 83-200-1961-3

2. Chemia analityczna t.1 Podstawy teoretyczne i analiza jakościowa, Jerzy Minczewski, Zygmunt Marczenko; wydawnictwo Naukowe PWN, Warszawa 2005; ISBN 83-01-14156-5