Chemiczna analiza jakościowa związków nieorganicznych

Z Wikipedii, wolnej encyklopedii
Skocz do: nawigacji, wyszukiwania

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[edytuj | edytuj kod]

Kationy zostały podzielone na 5 grup analitycznych (wg Freseniusa). 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[edytuj | edytuj kod]

Pierwsza grupa kationów zawiera Ag+, Pb2+ i Hg22+, Tl+, W6+[1], 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+)[edytuj | edytuj kod]

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 AgCl32–, AgCl43–. 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 + 2S2O32– → Ag(S2O3)23– + 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 CrO42– 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+ + CrO42– → Ag2CrO4
Siarkowodór (H2S) i rozpuszczalne siarczki
Jony S2– wytrącają z roztworów zawierających jony Ag+ czarny osad siarczku Ag2S.
2Ag+ + S2– → 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 + S2–
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
Ag2O + 4NH3 + H2O → 2Ag(NH3)2+ + 2OH
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 CO32– wytrącają z roztworów zawierających jony Ag+ biały osad węglanu srebra Ag2CO3, przechodzący w żółtawy od powstającego tlenku srebra Ag2O.
2Ag+ + CO32– → Ag2CO3
Ag2CO3 → Ag2O + CO2
Podczas ogrzewania reakcja ta zachodzi szybciej i łatwo można zauważyć ciemnobrunatny tlenek srebra.
Jony wodorofosforanowe (HPO42–)
wytrącają z roztworów srebra żółty osad fosforanu srebra:
3Ag+ + HPO42– → Ag3PO4 + H+
który jest rozpuszczalny w rozcieńczonym kwasie azotowym, amoniaku i kwasie octowym.
Cyjanki metali alkalicznych
wytracają 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+ + Zn0 → 2Ag0 + Zn2+
2Ag+ + Cu0 → 2Ag0 + Cu2+
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+ + S2O32– → Ag2S2O3
Po pewnym czasie osad brunatnieje, a w końcu czernieje na skutek tworzenia się siarczku srebra:
Ag2S2O3 + H2O → Ag2S + 2H+ + SO42–
Nadmiar roztworu tiosiarczanu rozpuszcza osad, tworząc trwały tiosiarczanowy kompleks srebra:
Ag2S2O3 + 3S2O32– → 2Ag(S2O3)23–
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 (Pb2+)[edytuj | edytuj kod]

Kwas solny HCl i rozpuszczalne chlorki
Jony Cl wytrącają z roztworów zawierających jony Pb2+ biały, krystaliczny, opadający na dno probówki osad chlorku ołowiu(II) – PbCl2, który tworzy się jedynie w zimnym i niezbyt rozcieńczonym roztworze.
Pb2+ + 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 → PbCl42–
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)42– + 2Cl
Jodek potasu (KI)
Jony I wytrącają jony Pb2+ 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.
Pb2+ + 2I → PbI2
PbI2 + 2I → PbI42–
Chromian potasu (K2CrO4) i dwuchromian potasu (K2Cr2O7)
Jony CrO42– i Cr2O72– wytrącają z roztworów zawierających jony Pb2+ żółty osad chromianu ołowiu(II) PbCrO4, nierozpuszczalny w kwasie octowym i w roztworze amoniaku, rozpuszczalny w wodorotlenkach z utworzeniem ołowiu oraz w kwasie azotowym.
Pb2+ + CrO42– → PbCrO4
PbCrO4 + 4 OH → Pb(OH)42– + CrO42–
Z dwuchromianem potasu wydziela się wolny kwas, który częściowo rozpuszcza osad:
2Pb2+ + 2Cr2O72– + H2O → 2PbCrO4 + 2H+
Dlatego też reakcja z chromianem potasowym jest czulsza.
Siarkowodór (H2S) i rozpuszczalne siarczki
Jony S2– wytrącają z roztworów zawierających jony Pb2+ 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.
Pb2+ + S2– → PbS
Siarczek ołowiu(II) jest rozpuszczalny w gorącym rozcieńczonym kwasie azotowym z wydzieleniem siarki:
3PbS + 2NO3 + 8H+ → 3Pb2+ + 3S + 2NO + 4H2O
Wodorotlenek sodu i potasu (NaOH i KOH)
Jony OH wytrącają z roztworów zawierających jony Pb2+ biały osad amfoterycznego wodorotlenku ołowiu(II) Pb(OH)2, rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika z utworzeniem ołowinu.
Pb2+ + 2OH → Pb(OH)2
Pb(OH)2 + 2OH → Pb(OH)42–
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 SO42– wytrącają z roztworu zawierających jony Pb2+ 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):
Pb2+ + SO42– → PbSO4
PbSO4 + CH3COO → Pb(CH3COO)+ + SO42–
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)42– + SO42–

Rtęć (Hg22+)[edytuj | edytuj kod]

Kwas solny HCl i rozpuszczalne chlorki
Jony Cl wytrącają z roztworów zawierających jony Hg22+ biały osad chlorku rtęci I Hg2Cl2 (kalomel, nierozpuszczalny w gorącej wodzie i zimnych, rozcieńczonych kwasach:
Hg22+ + 2Cl → Hg2Cl2
Hg2Cl2 jest rozpuszczalny w wodzie królewskiej. W stężonych roztworach chlorków metali alkaicznych rozpuszcza się z utworzeniem jonu kompleksowego HgCl42–. 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↓ + Hg0↓ + NH4+ + Cl + H2O
W tej reakcji jeden atom rtęci z +I stopnia utlenienia w Hg2Cl2 redukuje się do Hg0, 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 → 3HgCl42– + 2NO↑ + 4H2O

'Jodek potasu (KI): Jony I wytrącają z roztworów zawierających jony Hg22+ żółtawozielony osad jodku rtęci(I) Hg2I2, rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika z wydzieleniem metalicznej rtęci oraz z utworzeniem bezbarwnego kompleksowego jonu jodortęcianowego - HgI42–.

Hg22+ + 2I → Hg2I2
Chromian potasu (K2CrO4)
Jony CrO42– wytrącają z roztworów zawierających jony Hg22+ brunatny osad chromianu rtęci(I) Hg2CrO4 (na zimno), przechodzący w czasie gotowania w czerwony osad krystaliczny:
Hg22+ + CrO42– → Hg2CrO4
Siarkowodór (H2S) i rozpuszczalne siarczki
Jony S2– wytrącają z roztworów zawierających jony Hg22+ czarny osad siarczku rtęci(II) z wydzieleniem metalicznej rtęci.
Hg22+ + S2– → Hg2S → HgS + Hg
Siarczek rtęci(II) jest słabo rozpuszczalny w wodzie i w rozcieńczonych kwasach. Rozpuszcza się w wodzie królewskiej:
3HgS + 2NO3 + 8H+ + 12Cl → 3HgCl42– + 2NO↑ + 4H2O + 3S↓
Wodorotlenek sodu i potasu (NaOH i KOH)
Jony OH wytrącają z roztworów zawierających jony Hg22+ czarny osad tlenku rtęci(I) Hg2O, nierozpuszczalny w nadmiarze odczynnika:
Hg22+ + 2OH → Hg2O + H2O → HgO + Hg + H2O
Amoniak (NH3 • H2O)
Roztwór amoniaku wytrąca z roztworów zawierających jony Hg22+ 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 + Sn2+ → 2Hg + SnCl62–
Poszczególne jony można rozróżnić po kolorach różnych ich soli. Np. fosforan srebra jest żółty, podczas gdy fosforany Pb2+ i Hg22+ są białe.

Rozdzielanie kationów I grupy w toku analizy chemicznej[edytuj | edytuj kod]

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

Osad I: AgCl, PbCl i Hg2Cl2.

Osad przemywa się rozc. HCl; gotuje się z 1 ml wody i odwirowuje na gorąco.

Roztwór I:

O ile nie zawiera kationów grup II-V, wylewa się.

Osad II: Hg2Cl2, AgCl.

Dodaje się około 40 kropel stężonego amoniaku i odwirowuje.

Roztwór II: PbCl2.

Bada się następująco:
1) oziębia się - wytrącenie kryształów PbCl2,
2) dodaje się H2SO4 - wytrącenie białego PbSO4,
3) dodaje się K2CrO4 - wytrącenie żółtego PbCrO4,
4) dodaje się KI - wytrącenie żółtego PbI2, rozpuszczalnego w nadmiarze KI.

Osad III: HgNH2Cl + Hg.

Ciemny osad, który wskazuje na obecność Hg, rozpuszcza się w mieszaninie 6 kropel 6n HCl i 2 kropel 6n HNO3, (woda królewska), ogrzewa się do rozpuszczenia osadu i odparowuje prawie do sucha. Po rozpuszczeniu osadu w paru kroplach wody dodaje się 2-3 krople SnCl2. Biały osad Hg2Cl2 lub szary (Hg2Cl2 + Hg) wskazuje na obecność Hg22+.

Roztwór III: zawiera jony Ag(NH3)2+ + Cl i nadmiar NH3∙H2O.

Dodaje się rozcieńczony HNO3 do zakwaszenia wobec papierka lakmusowego. Wytrącanie się białego osadu AgCl wskazuje na obecność jonu Ag+.


II grupa kationów[edytuj | edytuj kod]

Druga grupa to Cd2+, Bi3+, Cu2+, As3+, As5+, Sb3+, Sb5+, Sn2+, Sn4+ oraz Hg2+.

Tworzą one siarczki nierozpuszczalne w wodzie i w kwasach. Odczynnikiem grupowym może być dowolne źródło anionów S2– 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 Hg2+, Cu2+, Cd2+ oraz Bi3+. Natomiast podgrupa siarkosoli (II B) pozostaje w roztworze, głównie As3+ i As5+.

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.
Osad I: HgS, Bi2S3, CuS, CdS, As2S3, As2S5, Sb2S3, SnS, SnS2 i S.

Osad przemyć kilkoma kroplami ogrzanego do wrzenia roztworu zawierającego NH4Cl i AKT lub H2S. Do osadu dodać około 1 ml 1n KOH i 5 kropel 3% H2O2, zamieszać. Ogrzewać na łaźni wodnej ok. 3 minuty i wirować. Oddzielić osad od roztworu. Osad dwukrotnie przemyć 6 kroplami wody i wodę z przemycia dołączyć do roztworu.

Roztwór I:

Zawiera kationy grupy IV i V. Zachować do dalszego badania.

Osad II: zawiera podgrupę II A: HgS, Bi2S3, CuS, CdS.

Do osadu dodać około 1 ml 6 n HNO3 i gotować około 2 min, następnie wirować.

Roztwór II: Zawiera kationy podgrupy II B
Osad III: HgS (brunatny) lub HgS∙Hg(NO3)2 (biały) + S.

Przemyć 6 kroplami wody, dodać 6 kropel 6 n HCl i 2 krople 6 n HNO3. Ogrzać do rozpuszczenia się osadu. Odparować prawie do sucha, dolać kilka kropel wody, oddzielić od wydzielonej siarki (sączyć) i dodać kilka kropel SnCl2. Powstanie białego, szarzejącego osadu wskazuje na obecność jonu Hg2+.

Roztwór III: Bi3+, Cu2+, Cd2+ oraz nadmiar HNO3.

Dodać kroplami stężonego NH3∙H2O do odczynu zasadowego, po czym kilka kropel w nadmiarze. Wirować. Osad oddzielić od roztworu.

Osad IV: Bi(OH)3 (biały).

Przemyć dwukrotnie 5 kroplami wody destylowanej. Dodać roztwór SnCl2 i alkalizować roztworem 3n NaOH. Sczernienie osadu od wydzielonego metalicznego bizmutu świadczy o obecności jonu Bi3+.

Roztwór IV: jeżeli jest niebieski, zawiera Cu(NH3)42+ i ewent. Cd(NH3)42+.

Dodać AKT, ogrzać. Wirować. Do osadu (CuS i CdS) dodać 6n HCl. Odwirować. Osad CuS odrzucić.

Roztwór V: CdCl42–

Dodać stężonego NH3∙H2O do odczynu lekko zasadowego i AKT. Ogrzewać. Żółtopomarańczowy osad CdS świadczy o obecności jonu Cd2+.

Rozdzielanie kationów podgrupy II B
Roztwór po oddzieleniu podgrupy A może zawierać jony: AsO43–, SO42–, SbOS, SbS2–, Sn(OH)62–, SnS32–, 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.
Osad I: As2S3, Sb2S3, SnS, S.

Dodać 5-10 kropel stężonego HCl, ogrzewać ostrożnie w ciągu paru minut i wirować.

Osad II: As2S3, S.

Osad przemyć wodą destylowaną.
1) Do osadu dodać stężonego HNO3, ogrzewać i oddzielić przez sączenie od wydzielone siarki. Do roztworu zawierającego jony AsO42– dodać roztworu molibdenianu amonowego (NH4)2MoO4 i ogrzewać do wrzenia. Żółty osad wskazuje na obecność As3+.
2) Dodać do osadu roztworu (NH4)2CO3. Oddzielić od siarki i dodać mieszaniny magnezowej. Biały osad świadczy o obecności As3+.

Roztwór I: Sb3+, SnCl2–, nadmiar HCl i H2S.

Ogrzewać do usunięcia H2S. Roztwór podzielić na 2 części. W pierwszej części roztworu wykryć Sn2+. W tym celu dodać opiłków żelaznych i ogrzewać. Zachodzi wówczas redukcja Sn4+ do Sn2+ oraz Sb3+ do Sb0. Odwirować i do roztworu zawierającego Sn2+ dodać 1-2 krople HgCl2. Biały lub szarzejący osad świadczy o obecności jonu Sn2+. Drugą cześć roztworu bada się na obecność jonu Sb3+:
a) jeżeli nie stwierdzono uprzednio obecności Sn2+, roztwór rozcieńczyć wodą do podwójnej objętości, dodać 5 kropel AKT lub H2S i ogrzewać; pomarańczowy osad Sb2S3, wskazuje na obecność jonu Sb3+:
b) jeżeli obecność Sn2+ została stwierdzona, roztwór zobojętnić NH3∙H2O, dodać stałego. kwasu szczawiowego H2C2O4, 5 kropel roztworu AKT lub H2S i ogrzewać; pomarańczowy osad Sb2S3, wskazuje na obecność jonu Sb3+.

III grupa kationów[edytuj | edytuj kod]

Trzecia grupa to Zn2+, Ni2+, Co2+, Mn2+, Fe2+, Fe3+, Al3+ oraz Cr3+.

Tworzą one siarczki nierozpuszczalne w wodzie, ale rozpuszczalne w kwasach. Podobnie jak w grupie II, odczynnikiem grupowym może być dowolne źródło anionów S2– 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.
Po oddzieleniu IV grupy kationów roztwór odparować do objętości 1-2 ml, dodać 1 ml 4-mol NH4Cl, kilka kropel stęż. NH3∙H2O do uzyskania odczynia zasadowego oraz 20-25 kropel roztworu CH3CSNH2 lub (NH4)2S. Ogrzewać przez 15 min (nie krócej!) na wrzącej łaźni wodnej. Odwirować, zdekantować, sprawdzić całkowitość wytrącenia. Osad przemyć dwukrotnie uprzednio przygotowanym roztworem. Jeżeli nie ma kationów dalszych grup, roztwór uzyskany po przemyciu wylać. Osad odstawić na 5-10 min.
Osad I: CoS, NiS, MnS, ZnS, FeS, Fe2S3, Al(OH)3, Cr(OH)3 i ewent. Mg(OH)2.

Do osadu dodać 2 ml 1 mol/l (nie mocniejszego) HCl. Mieszać bagietką przez 5 min (nie ogrzewać!). Odwirować.

Roztwór I: ewent. kationy grupy V.
Zachować do badania.
Osad II: CoS, NiS.

Przemyć 2 razy wodą destylowaną. Dodać do osadu 10-15 kropel 6 mol/l HCl i 5-7 kropel 3% H2O2. Ogrzewać na łaźni wodnej aż do rozpuszczenia, następnie odsączyć od wydzielonej siarki. Przesącz podzielić na 3 części.
I część zbadać na obecność Ni2+. W tym celu dodać stęż. NH3∙H2O do otrzymania odczynu zasadowego oraz kilka kropel roztworu dimetyloglioksymu. Powstanie różowego osadu świadczy o obecności Ni2+.
II część badać na obecność Co2+. Dodać kilka kropel 5-mol nie słabszego) roztworu KNCS. W razie powstania czerwonego zabarwienia roztworu dodać kroplami NH4F aż do odbarwienia, a następnie kilka kropel alkoholu amylowego. Silnie wstrząsnąć probówką.
Niebieskie zabarwienie warstwy alkoholowej świadczy o obecności Co2+.
III część badać również na obecność Co2+. Dodać 3 krople CH3COOH, 3 krople CH3COONa oraz ok. 0,2 g stałego KNO2. Powstanie żółtego osadu K3[Co(N03)6] świadczy o obecności jonu Co2+.

Roztwór II: Mn2+, Zn2+, Fe2+, Fe3+, Al3+, Cr3+ oraz nadmiar HCl i H2S i ewent. Mg2+.

Do roztworu dodać 10 kropel 3 mol/l HNO3 i ogrzewać na wrzącej łaźni wodnej przez 10 min. Do roztworu dodać 6 mol/l NaOH do uzyskania odczynu zasadowego i 2-3 krople nadmiaru oraz kilka kropel 3% H2O2. Ogrzewać na łaźni wodnej aż do rozłożenia się nadmiaru H2O2.

Osad III: Fe(OH)3, MnO•MnO2 i ewent. Mg(OH)2.

Przemyć 2 razy wodą destylowaną. Dodać 1 ml 4 mol/l roztworu NH4Cl mieszać bagietką ok. 5 min. Odwirować.

Roztwór III: Al(0H)4, Zn(OH)42–, CrO42– oraz nadmiar NaOH.

Dodać 6 mol/l CH3COOH do odczynu kwaśnego i jeszcze 3-4 krople nadmiaru. Następnie, jeżeli roztwór ma zabarwienie pomarańczowe, zbadać na obecność jonu Cr2O72–:
a) do 2 kropel roztworu na szkiełku lub płytce porcel. dodać 2 krople Pb(CH3COO)2 – żółty osad PbCrO4 świadczy o obecności w badanej Próbie jonów Cr3+;
b) przygotować mieszaninę Lehnera (równe objętości 1,5 mol/l H2SO4, 3% H2O2 i eteru), dodać do niej kilka kropel badanego roztworu i silnie wstrząsnąć - niebieskie zabarwienie warstwy eterowej od powstałego CrO5 świadczy o obecności chromu.
Jeżeli obecność jonów Cr2O72– została stwierdzona, należy je usunąć przez wytrącenie w postaci BaCrO4.
W tym celu należy dodać kilka kropel Ba(NO3)3, odwirować i osad odrzucić (w razie nie stwierdzenia obecności Cr2O72– dodanie Ba(NO3)2 jest zbyteczne). Roztwór badać.
Do roztworu, w którym są jony Al3+, Zn2+, dodać stęż. NH3∙H2O do uzyskania odczynu zasadowego i kilka kropel nadmiaru. Odwirować.

Osad IV: Fe(OH)3, MnO•MnO2.

Osad podzielić na dwie części.
I część osadu rozpuścić w HCl.
Badać na obecność Fe3+;
a) dodać KNCS - czerwonokrwiste ubarwienie świadczy o obecności Fe3+;
b) dodać K4[Fe(CN)6] - szafirowy osad błękitu pruskiego świadczy o obecności Fe3+.
II część osadu badać na Mn2+. Dodać stęż. H2SO4 i ogrzewać aż do ukazania się białych dymowi.
Następnie dodać stałego PbO2 lub Pb3O4 i 5 kropel stęż. HNO3. Ogrzewać w parowniczce przez 1 min i następnie dodać wody destylowanej i jeszcze raz ogrzać do wrzenia. Odwirować.
Czerwonofioletowe zabarwienie roztworu (od powstałego MnO4) świadczy o obecności Mn2+ (reakcja Cruma).

Roztwór IV: Mg2+ i nadmiar NH4+.

Do roztworu dodać 3 krople stęż. NH3∙H2O i kilka kropel Na2HPO4. Powstanie białego osadu MgNH4PO4 świadczy o obecności jonu Mg2+.

IV grupa kationów[edytuj | edytuj kod]

Czwarta grupa to Ca2+, Sr2+ i Ba2+.

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 Pb2+.

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

  • Ca2+ barwi płomień na ceglastoczerwony
  • Sr2+ barwi płomień na karminowoczerwony
  • Ba2+ barwi płomień na żółtozielony
Węglan amonu (NH4)2CO3) i inne rozpuszczalne węglany
Jony CO32– wytrącają z obojętnego lub zasadowego roztworu zawierającego jony Ba2+ biały osad węglanu baru BaCO3. Ogrzewanie i dłuższe stanie sprzyja powstaniu grubokrystalicznego osadu:
Ba2+ + CO32– → 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+ → Ba2+ + CO2↑ + H2O
W obecności dużych ilości jonów NH4+, a przy małym stężeniu jonów Ba2+, osad węglanu baru może się nie powstać. Tłumaczy się to tym, że powstaje jon HCO3 i tym samym zmniejsza się stężenie jonu CO32–, wskutek czego iloczyn rozpuszczalności nie zostaje przekroczony:
NH4+ + CO32– → 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:
Roztwór I: zawiera kationy grup III i V.

Pozostawia się do dalszego badania.

Osad I: BaSO4, SrSO4, CaSO4 i ewent. PbSO4.

Na początku należy stwierdzić, czy wytrącony osad zawiera PbSO4. W tym celu dodaje się do osadu 1-2 ml 6n NaOH, dokładnie miesza bagietką i odwirowuje. Roztwór znad osadu zlewa się i po zakwaszeniu kwasem octowym sprawdza na obecność jonów Pb2+ przez dodanie roztworu K2CrO4. Żółty osad PbCrO4 świadczy o obecności jonów Pb2+. Jeżeli obecność jonów Pb2+ została stwierdzona, osad (I) siarczanów ponownie przepłukuje się 3 ml 6n NaOH. Odwirowuje się. Roztwór wylewa się.
Pozostały osad, zawierający siarczany wapniowców, przepłukuje się kilkoma kroplami 3n H2SO4 i przeprowadza w węglany w następujący sposób: do osadu dodaje się 5 ml stężonego roztworu Na2CO3 i ogrzewa w probówce na wrzącej łaźni wodnej przez 7-10 minut, często mieszając bagietką. Odwirowuje się, roztwór wylewa, a do osadu dodaje nową porcję (5 ml) roztworu Na2CO3 i znów ogrzewa się 7-10 min. na wrzącej łaźni wodnej, mieszając często bagietką. Czynność tę powtarza się jeszcze raz z nową porcją Na2CO3. Roztwór wylewa się.

Osad II: BaCO3, SrCO3, CaCO3, i ewentualnie PbCO4.

Osad rozpuszcza się w 6n CH3COOH. W próbce roztworu (1-2 krople) sprawdza się obecność jonów Ba2+ przy użyciu K2CrO4. Jeżeli obecność jonów Ba2+ nie została stwierdzona, całość roztworu bada się jak roztwór III. Jeśli jony Ba2+ są obecne, do roztworu dodaje się K2CrO4. Odwirowuje się.

Osad III: BaCrO4 i ewent. PbCrO4.

Dodaje się 3n NaOH w nadmiarze (dla ewent. rozpuszczenia PbCrO4), osad odwirowuje się. Przemywa się wodą i rozpuszcza w 3n HCl. Bada się na obecność jonów Ba2+:
1) w płomieniu palnika na druciku platynowym zabarwienie żółtozielone,
2) dodaje się 1 kr. 3n H2SO4 - biały osad nierozp. w kwasach mineralnych świadczy o obecności jonów Ba2+.

Roztwór II: Sr2+, Ca2+ i Cr2O72–.

Dodaje się NH3∙H2O (do zmiany zabarwienia na żółte) i roztwór (NH4)2CO3. Ogrzewa się na wrzącej łaźni wodnej. Osad węglanów rozpuszcza się w 6n CH3COOH.

Roztwór III: Sr2+ i Ca2+.

Dodaje się kilka kropel roztworu NH4Cl i 8-10 kropel K4[Fe(CN)6]. Czeka się 5 minut. Wytrącenie się białego krystalicznego osadu świadczy o obecności jonów Ca2+. Odwirowuje się. Do roztworu dodaje się ok. 1 ml (NH4)2SO4. Biały osad (może wytrącić się dopiero po 5 min.) świadczy o obecności jonów Sr2+.
Osad przemywa się gorącą wodą, zwilża stęż. HCl i bada na zabarwienie płomienia. Sole strontu barwią płomień na kolor karminowy.

V grupa kationów[edytuj | edytuj kod]

W skład tej grupy wchodzą Mg2+, Li+, Na+, K+ oraz NH4+, przy czym właściwości Mg2+ 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.
  • Mg2+ z jonami OH tworzy galaretowaty wodorotlenek magnezu który jest rozpuszczalny w rozcieńczonych kwasach i roztworach soli amonowych, a nierozpuszczalny w nadmiarze odczynnika.
    • Węglan amonu (NH4)2CO3. Węglan amonu w pierwszej chwili nie wytrąca osadu z rozcieńczonych roztworów zawierających jony Mg2+. 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 Mg2+ biały kłaczkowaty osad wodorofosforanu magnezu MgHPO4.
  • Li+ barwi płomień na intensywny wiśniowo-czerwony
  • Na+ barwi płomień na intensywny żółty;
    • sześciohydroksyantymonian(V) potasowy K[[[antymon|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 Mg2+ 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 Mg2+: Do badanego roztworu dodajemy Na2HPO4. Następnie dodajemy NH3∙H2O do odczynu zasadowego. Powstanie białego krystalicznego osadu MgNH4PO4 świadczy o obecności jonu Mg2+.
  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 Mg2+, wytrącając Mg(OH)2 wodorotlenkiem potasowym.

Wykrywanie anionów[edytuj | edytuj kod]

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 Ba2+) oraz Ag+. Testy na konkretne aniony to zakwaszanie roztworu oraz odbarwianie MnO4.

I grupa anionów[edytuj | edytuj kod]

Pierwsza grupa anionów to Cl, Br, I, CN, SCN, Fe(CN)63–, Fe(CN)64–, ClO.

Aniony I grupy tworzą z Ag+ białe osady nierozpuszczalne w rozcieńczonym kwasie azotowym. Nie tworzą one osadu z Ba2+. W środowisku kwaśnym z roztworów zawierających CN oraz S2– 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!

Fe3+ zabarwia roztwór zawierający SCN na kolor krwistoczerwony.

II grupa anionów[edytuj | edytuj kod]

Druga grupa anionów to S2–, NO2, CH3COO.

Podobnie jak aniony grupy I tworzą one białe osady z Ag+, nie tworzą natomiast osadów z Ba2+. 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[edytuj | edytuj kod]

Trzecia grupa anionów to SO32–, CO32–, C2O42–, BO2, BO33–, C4H4O62–.

Podobnie jak aniony II grupy tworzą z Ag+ osady rozpuszczalne w rozcieńczonym kwasie azotowym. W przeciwieństwie do nich tworzą białe osady z Ba2+.

W środowisku kwaśnym CO32– bardzo intensywnie rozkłada się z wydzieleniem dwutlenku węgla, który zmętnia wodę wapienną. Wydzielający się gaz nie ma zapachu. Ze względu na dużą intensywność rozkładu tworzą się bąbelki i może dojść nawet do powstania piany.

SO32– również rozkładają się w środowisku kwaśnym z wydzieleniem dwutlenku siarki, jednak zachodzi to znacznie wolniej. Dwutlenek siarki ma ostry, duszący zapach. SO32– odbarwia MnO4 utleniając się do SO42–.

IV grupa anionów[edytuj | edytuj kod]

Czwarta grupa to PO43–, AsO43–, AsO33–, S2O32–, CrO42– oraz Cr2O72–.

Podobnie jak aniony III grupy tworzą one osady z Ag+ oraz Ba2+. Ich osady z Ba2+ są białe (z wyjątkiem CrO42–, który daje osad żółty) i rozpuszczalne w rozcieńczonym kwasie azotowym. Ich osady z Ag+ są barwne.

V grupa anionów[edytuj | edytuj kod]

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

Nie tworzą one prawie żadnych osadów. Przede wszystkim nie tworzą one osadów z Ag+ ani Ba2+. MnO4 można poznać po intensywnym fioletowym zabarwieniu, które znika po dodaniu reduktora. NO3 można wykryć za pomocą próby obrączkowej.

VI grupa anionów[edytuj | edytuj kod]

Szóstą grupę tworzą SO42–, F, SiF62–.

Tworzą one osady z Ba2+, nie tworzą natomiast osadów z Ag+. SO42– w przeciwieństwie do F tworzy osad z Pb2+.

VII grupa anionów[edytuj | edytuj kod]

Siódmą grupę anionów stanowią: SiO32–, SiO44–, Si2O52–.

W środowisku kwaśnym tworzą one charakterystyczny żel krzemionkowy, o galaretowatej konsystencji, przez co łatwo go rozpoznać. Tworzą też osady z Ag+ i Ba2+. SiO32– nie odbarwia MnO4.

Bibliografia[edytuj | edytuj kod]

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

Przypisy

  1. Ryszard Gajerski, Anna Kozłowska-Róg, Stanisław Łabuś, Barbara Małecka, Andrzej Małecki, Marta Radecka: Wybrane zagadnienia z chemii analitycznej. Analiza jakościowa. Kraków: AGH Uczelniane Wydawnictwa Naukowo-Dydaktyczne, 2001, s. 21.