Chemiczna analiza jakościowa związków nieorganicznych

Z Wikipedii, wolnej encyklopedii
Skocz do: nawigacji, wyszukiwania

Chemiczna analiza jakościowa związków nieorganicznych (zwana także klasyczną metodą analizy jakościowej) – dział chemii analitycznej zajmujący się rozdziałem i identyfikacją związków nieorganicznych za pomocą odczynników chemicznych. Najczęściej odnosi się do detekcji najpowszechniej występujących pierwiastków i jonów. Jej początków można się doszukać w I wieku naszej ery kiedy Pliniusz Starszy opisał metodę identyfikacji srebra obok złota za pomocą wytrącenia chlorku srebra. Podstawy współczesnej analizy kationów zostały opracowane przez niemieckiego chemika Carla Freseniusa[1][2][3][4][5].

Analiza polega na wytrącaniu osadów i rozdzieleniu kationów lub anionów kolejnych grup za pomocą odczynników grupowych, następnie identyfikuje się poszczególne składniki mieszaniny za pomocą odczynników selektywnych, charakterystycznych czy odczynników specyficznych, jest to tak zwana analiza systematyczna. Istnieje także analiza wybiórcza jednak z uwagi na niewielką ilość odczynników specyficznych jest bardzo ograniczona[6].

Kationy oraz aniony zostały podzielone na odpowiednio pięć i siedem grup[7][5][4][3][8]. Zależnie od autorów publikacji dotyczących analizy mogą się one różnić kolejnością jednak zasada oznaczania pozostaje jednakowa.

Analiza kationów[edytuj | edytuj kod]

I grupa analityczna kationów[edytuj | edytuj kod]

Do pierwszej grupy należą jony: Ag+, Pb2+, Hg22+.

Chlorki tych kationów mają barwę białą i są trudno rozpuszczalne w wodzie i rozcieńczonych kwasach, jedynie chlorek ołowiu(II) rozpuszcza się częściowo w wodzie.Z uwagi na możliwe zanieczyszczenie chlorkiem ołowiu roztworu poddawanego dalszej analizie, wytrąca się go także przy II grupie analitycznej. Jako odczynnik grupowy stosuje się 3n kwas solny.

Oznaczanie srebra (Ag+)[edytuj | edytuj kod]

Kwas solny (HCl) i rozpuszczalne chlorki (Cl)[3][4][5][7][8]

Jony Cl wytrącają biały, serowaty osad chlorku srebra(I). Osad pod wpływem światła ciemnieje.
Ag+ + Cl → AgCl↓
Powstały osad nie jest rozpuszczalny w wodzie ani rozcieńczonych kwasach jednak w stężonym kwasie solnym lub stężonych roztworach chlorków metali alkalicznych tworzy rozpuszczalne kompleksy:
AgCl + Cl → AgCl2
AgCl + 2Cl → AgCl32–
AgCl + 3Cl → AgCl43–
Chlorek srebra(I) jest także kompleksowany przez amoniak, powstający chlorek diaminasrebra(I) jest rozpuszczalny w wodzie.
AgCl + 2NH3 → Ag(NH3)2+ + Cl
Kompleks pod wpływem kwasu azotowego rozkłada się z odtworzeniem chlorku:
Ag(NH3)2+ + Cl + 2H+ → AgCl↓ + 2NH4+
Utworzenie kompleksu pod wpływem amoniaku i rozłożenie go kwasem azotowym zachodzi tylko dla srebra w przeciwieństwie do innych jonów tej grupy.
AgCl reaguje także z tiosiarczanami z utworzeniem chlorku ditiosiarczanosrebra(I):
AgCl + 2S2O32– → Ag(S2O3)23– + Cl
oraz z cyjankami gdzie powstaje chlorek dicyjanosrebra(I):
AgCl + 2CN → Ag(CN)2 + Cl

Tiocyjaniany (SCN)[7][8][5] Jony SCN wytrącają biały osad rodanku srebra(I):

Ag+ + SCN → AgSCN↓
osad jest rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika. Nie rozpuszcza się w rozcieńczonym kwasie azotowym, rozpuszcza się w amoniaku:
AgSCN + SCN → Ag(SCN)2
AgSCN + 2NH3 → Ag(NH3)2+ + SCN

Wodorotlenek sodu, potasu i amoniak (NaOH, KOH, NH3·H2O)[3][4][7][8]

Jony hydroksylowe wytrącają brunatny osad tlenku srebra(I):
2Ag+ + 2OH → 2AgOH → Ag2O↓ +H2O
Osad nie rozpuszcza się w nadmiarze ługów jednak rozpuszcza się w amoniaku:
Ag2O + 4NH3 + H2O ⇌ 2Ag(NH3)2+ + 2OH

Chromian potasu (K2CrO4)[3][4][7][8]

Wytrąca czerwonobrunatny osad chromianu srebra(I), który jest nierozpuszczalny w kwasie octowym. Sól jest rozpuszczalna w rozcieńczonym kwasie azotowym oraz amoniaku.
2Ag+ + CrO42– → Ag2CrO4

Siarkowodór, rozpuszczalne siarczki lub AKT[3][7][8]

Wytrącają z roztworu czarny osad siarczku srebra(I):
2Ag+ + S2− → Ag2S↓
Siarczek srebra rozpuszcza się w gorącym rozcieńczonym kwasie azotowym:
3Ag2S + 2NO3 + 8H+ → Ag+ + 2NO↑ + 3S↓ + 4H2O
oraz roztworach cyjanków:
Ag2S + 4CN → 2[Ag(CN)2] + S2−

Ditizon (0,002% roztwór w tetrachlorku węgla) (C18H12N4S)[5][8]

Czuły odczynnik wykrywający jony Ag+. Roztwór w CCl4 przyjmuje zielony kolor przechodzący pod wpływem jonów srebra w żółtą barwę(kwasowe środowisko) lub fioletową barwę(zasadowe środowisko).

Formaldehyd (HCHO)[3][7]

Aldehyd mrówkowy redukuje amoniakalne roztwory soli srebra do wolnego metalu z utworzeniem lustra srebrowego. Jony Hg22+ przeszkadzają reakcji ponieważ także mogą ulec redukcji.
Information icon.svg Zobacz też: Próba Tollensa.

Reduktory[3][5][7][8]

Przykładowo hydrazyna, hydroksyloamina redukują jony srebra do wolnego metalu:
Ag+ + e → Ag0
Metale aktywniejsze od srebra wypierają je z soli:
2Ag+ + Zn0 → 2Ag0↓ + Zn2+

Oznaczanie ołowiu (Pb2+)[edytuj | edytuj kod]

Kwas solny HCl i rozpuszczalne chlorki (Cl)[3][4][5][7][8]

Jony Cl wytrącają biały, krystaliczny, opadający na dno probówki osad chlorku ołowiu(II):
Pb2+ + 2Cl → PbCl2
w ciepłym i rozcieńczonym roztworze jonów Pb2+ osad nie strąci się. Osad jest rozpuszczalny w nadmiarze jonów Cl czego przyczyną jest powstawanie kompleksów dlatego podczas strącania należy użyć rozcieńczonego odczynnika:
PbCl2 + Cl → PbCl3
PbCl2 + 2Cl → PbCl42–
Rozcieńczanie roztworu kompleksów chlorkowych ołowiu powoduje ponowne wytrącenie soli.
Chlorek ołowiu(II) dobrze rozpuszcza się w gorącej wodzie, krystalizując podczas ochładzania w postaci igiełkowatych kryształów. Osad nie rozpuszcza się w wodzie amoniakalnej jednak rozpuszcza się w roztworach alkaliów.
PbCl2 + 4OH → Pb(OH)42– + 2Cl

Chromian potasu i dichromian potasu (K2CrO4 i K2Cr2O7)[3][4][7][8]

Wytrącają żółty osad chromianu ołowiu(II):
Pb2+ + CrO42– → PbCrO4
2Pb2+ + 2Cr2O72– + H2O → 2PbCrO4 + 2H+
Podczas reakcji z dichromianem powstaje mocny kwas, który częściowo rozpuszcza osad – reakcja z chromianem jest bardziej czuła. Osad nie rozpuszcza się w kwasie octowym i wodzie amoniakalnej jednak rozpuszcza się w kwasie azotowym oraz ługach z utworzeniem tetrahydroksyołowianu(II):
PbCrO4 + 4 OH → Pb(OH)42– + CrO42–

Siarkowodór, rozpuszczalne siarczki lub AKT (S2−)[3][7][8]

Jony S2– wytrącają z roztworów czarny osad siarczku ołowiu(II). Jeśli w roztworze jest obecny kwas solny w dużym stężeniu wytrąca się pomarańczowoczerwony osad dichlorku siarczku diołowiu(II), który podczas nasycania siarkowodorem i rozcieńczania roztworu przechodzi w PbS.
Pb2+ + S2– → PbS↓
Osad rozpuszcza się w kwasie azotowym z wydzieleniem siarki:
3PbS + 2NO3 + 8H+ → 3Pb2+ + 3S↓ + 2NO↑ + 4H2O

Wodorotlenek sodu, potasu i amoniak (NaOH, KOH, NH3·H2O)[3][4][7]

Jony OH wytrącają z roztworów biały osad amfoterycznego wodorotlenku ołowiu(II) Pb(OH)2:
Pb2+ + 2OH → Pb(OH)2
Pb(OH)2 + 2OH → Pb(OH)42–
osad rozpuszcza się w nadmierze ługów, w amoniaku jest nierozpuszczalny.

Jodek potasu (KI)[3][4][7][8]

Jony I wytrącają żółty osad jodek ołowiu(II)|jodku ołowiu(II)]], który jest gorzej rozpuszczalny w gorącej wodzie niż chlorek, po ochłodzeniu krystalizuje w postaci blaszek. Osad jest rozpuszczalny na gorąco w kwasie octowym.
Pb2+ + 2I → PbI2
PbI2 jest rozpuszczalny w nadmiarze KI tworząc tetrajodoołowian(II):
PbI2 + 2I → PbI42–

Kwas siarkowy i rozpuszczalne siarczany (SO42−)[3][4][5][7]

Jony SO42– wytrącają z roztworu biały osad siarczanu ołowiu(II):
Pb2+ + SO42– → PbSO4
osad rozpuszcza się w kwasie siarkowym, solnym i rozpuszczalnych octanach:
PbSO4 + CH3COO → Pb(CH3COO)+ + SO42–
Jon Pb(CH3COO)+ jest trwały w obecności nadmiaru jonów CH3COO.
Siarczan ołowiu(II) rozpuszcza się w gorących, stężonych zasadach, tworząc ołowin:
PbSO4 + 4OH → Pb(OH)42– + SO42–

Oznaczanie rtęci (Hg22+)[edytuj | edytuj kod]

Kwas solny HCl i rozpuszczalne chlorki (Cl)[3][4][5][7][8]

Jony Cl wytrącają z roztworów biały osad chlorku rtęci(I):
Hg22+ + 2Cl → Hg2Cl2
Osad nie rozpuszcza się w gorącej wodzie i zimnych rozcieńczonych kwasach. Jest rozpuszczalny w nadmiarze jonów chlorkowych z utworzeniem anionu tetrachlorortęcianowego(II) i wydzieleniem wolnej rtęci:
Hg2Cl2 + 2Cl- ⇌ [HgCl4]2- + Hg↓
Hg2Cl2 jest rozpuszczalny w wodzie królewskiej. Reaguje z wodą amoniakalną z utworzeniem aminochlorku rtęci(II) HgNH2Cl i wolnej rtęci, pod wpływem której osad czernieje. Czernienie osadu Hg2Cl2 pod wpływem wody amoniakalnej oraz ługów jest charakterystyczne dla soli rtęci(I) w odróżnieniu do związków rtęci(II):
Hg2Cl2 + 2(NH3 • H2O) → HgNH2Cl↓ + Hg0↓ + NH4+ + Cl + H2O
Powstający osad jest rozpuszczalny w wodzie królewskiej:
3Hg + 2NO3 + 8H+ + 12Cl → 3[HgCl4]2– + 2NO↑ + 4H2O
2HgNH2Cl + 6Cl- + 2NO3- + 4H+ → 2[HgCl4]2- + N2↑ + NO↑ + 4H2O

Siarkowodór, rozpuszczalne siarczki lub AKT (S2-)[3][8]

Jony S2– wytrącają z roztworów czarny osad siarczku rtęci(II) oraz wolną rtęć:
Hg22+ + S2– → Hg2S → HgS↓ + Hg↓
Siarczek rtęci(II) słabo rozpuszcza się w wodzie jednak reaguje z wodą królewską:
3HgS + 2NO3 + 8H+ + 12Cl → 3[HgCl4]2– + 2NO↑ + 4H2O + 3S↓

Chromian potasu i dwuchromian potasu (K2CrO4 i K2Cr2O7)[3][4][7][8]

Wytrącają na zimno z roztworów brunatny osad chromianu rtęci(I) Hg2CrO4, który podczas gotowania przechodzi w czerwoną formę krystaliczną:
Hg22+ + CrO42– → Hg2CrO4
Osad jest nierozpuszczalny w rozcieńczonym kwasie azotowym[a].

Wodorotlenek sodu i potasu (NaOH i KOH)[3][4][7][8] Jony hydroksylowe wytrącają z roztworów czarny osad tlenku rtęci(I) który przechodzi w tlenek rtęci(II) i wolny metal:

Hg22+ + 2OH → Hg2O + H2O↓ → HgO↓ + Hg↓ + H2O
Osad nie jest rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika jednak rozpuszcza się w kwasie azotowym.
Jony Ag+ dają podobną reakcje.

Jodek potasu (KI)[3][7][8] Jony I wytrącają z roztworów żółtawozielony osad jodku rtęci(I) Hg2I2:

Hg22+ + 2I → Hg2I2
Osad rozpuszcza się w nadmiarze odczynnika z utworzeniem bezbarwnego kompleksu tetrajodortęciowego [HgI4]2– oraz wydzieleniem wolnej rtęci.
Information icon.svg Zobacz też: Odczynnik Nesslera.

Amoniak (NH3 • H2O)[3][4][7][8]

Woda amoniakalna wytrąca szary/czarny osad składający się z białej aminortęciowej soli i rtęci metalicznej:
2Hg2(NO3)2 + 4(NH3 • H2O) → OHg2NH2NO3↓ + 2Hg↓ + 3NH4NO3 + 3H2O
Analizę można przeprowadzać w obecności jonów Ag+ i Pb2+.

Chlorek cyny(II) (SnCl2)[3][4][5][7][8]

Chlorek cyny(II) wytrąca z roztworów osad kalomelu, który następnie redukuje do wolnego metalu:
Hg22+ + 2Cl → Hg2Cl2
Hg2Cl2 + Sn2+ → 2Hg↓ + [SnCl6]2–

Przykładowa analiza kationów I grupy analitycznej[edytuj | edytuj kod]

Do 2ml badanego roztworu dodaje się 3n kwas solny, następnie po opadnięciu osadu sprawdza się całkowitość wytrącenia ustawiając probówkę pod światło i dodając krople odczynnika wytrącającego, jeśli pojawi się nowy osad w klarownej części roztworu należy dodawać kroplami kwas, co jakiś czas sprawdzając całkowitość wytrącenia. Próbkę wiruje się, powstały osad I zachowuje się. Jeśli ciecz może zawierać kationy następnych grup zostawia się ją do dalszej analizy.

Osad I przemywa się rozcieńczonym kwasem solnym, dodaje 3ml wody destylowanej i ogrzewa w wrzącej łaźni wodnej przez pięć minut. Próbkę wiruje się na gorąco i oddziela ciecz I od osadu II. Roztwór I bada się na obecność ołowiu:

  • roztwór oziębia się,
  • do próbki roztworu dodaje się roztwór chromianu potasu,
  • do próbki roztworu powoli dodaje się nadmiar roztworu jodku potasu,
  • próbkę roztworu poddaje się działaniu kwasu siarkowego.

Osad II poddaje się działaniu stężonego roztworu amoniaku w wodzie w ilości około 2ml. Próbkę wiruje się. Jeśli powstał osad oddziela się od niego ciecz(II) i bada na obecność rtęci – osad rozpuszcza się w 1ml wody królewskiej a powstały roztwór odparowuje prawie do sucha(znajdujący w roztworze sublimat może się ulotnić). Powstały osad rozpuszcza się w niewielkiej ilości wody destylowanej i dodaje się roztwór chlorku cyny(II).

Ciecz II bada się na obecność srebra – roztwór zakwasza się rozcieńczonym kwasem azotowym wobec uniwersalnego papierka wskaźnikowego.

II grupa kationów[edytuj | edytuj kod]

Do drugiej grupy analitycznej kationów należą: Cd2+, Bi3+, Cu2+, As3+, As5+, Sb3+, Sb5+, Sn2+, Sn4+ oraz Hg2+.

Powyższe jony tworzą trudno rozpuszczalne w wodzie siarczki, dlatego jako odczynnika grupowego używa się siarkowodoru, siarczku amonu lub roztworu tioacetamidu (AKT). Użycie AKT jest wygodniejsze z względu na mniejsze stężenie H2S w powietrzu wokół próbki oraz powstający gruboziarnisty osad. Strącanie przeprowadza się w kwasowym środowisku, w którym stężenie jonów siarczkowych jest wystarczające jedynie do wytrącenia jonów tylko II grupy (siarczki grupy III są lepiej rozpuszczalne i do wytrącenia wymagają wyższego stężenia jonów siarczkowych, które osiągalne jest dopiero w środowisku alkalicznym). Do osadu przechodzi podgrupa miedzi (II A), czyli Cu2+, Hg2+, Cd2+ i Bi3+. Natomiast podgrupa siarkosoli (II B) pozostaje w roztworze, są to jony As3+, As5+, Sb3+, Sb5+, Sn5+ i Sn4+. Siarczki podgrupy II A to sole o charakterze zasadowym, nie rozpuszczają się w ługach i siarczku amonu. HgS w obecności siarczków litowców częściowo się rozpuszcza, czego efektem może być zanieczyszczenie podgrupy II B jonami HgS22-. Siarczki podgrupy II B to sole o charakterze amfoterycznym, rozpuszczają się w roztworach zasad.

Oznaczanie rtęci (Hg2+)[edytuj | edytuj kod]

Siarkowodór (H2S)[3][4][5][7][8]

Wytrąca z roztworu zawierającego jony Hg2+ początkowo biały, przechodzący w żółty, przez ceglasty do czarnego osad siarczku rtęci HgS. Barwy osadu pochodzą od powstających soli podwójnych w różnych stosunkach. Osad rozpuszczalny w rozcieńczonym HNO3.
3Hg2+ + 6Cl + 2S → HgCl2·2HgS↓ + 4Cl
HgCl2·2HgS + S2− → 3HgS↓ + 2Cl
3Hg2+ + 6Cl + 3S2− + HgCl2·2HgS → 3HgS + 6Cl +HgCl2·2HgS↓
Hg2+ + S2− → HgS↓
Siarczek rtęci(II) jest jednym z najtrudniej rozpuszczalnych związków Ir = 1,4×10−24, nie rozpuszcza się w ; rozcieńczonych kwasach siarkowym i solnym oraz gorącym azotowym. Łatwo rozpuszcza się w wodzie królewskiej:
3HgS + 12Cl + 2NO3 + 8H+ → 3HgCl42− + 2NO↑ + 4H2O + 3S↓
HgS nie rozpuszcza się w siarczku i wielosiarczku amonowym, rozpuszcza się w stężonych roztworach siarczków alkalicznych lub ; mieszaninie siarczku amonu i zasady potasowej. Pozwala to na oddzielenie HgS od reszty siarczków podgrupy IIA:
HgS + Na2S → Na2HgS2
Powstająca sól podwójna jest trwała tylko w środowisku silnie alkalicznym, podczas rozcieńczania zachodzi hydroliza z wydzieleniem siarkowodoru.

Wodorotlenek sodu lub potasu (NaOH lub KOH)[3][4][7][8]

Jony wodorotlenowe wytrącają z roztworów zawierających jony Hg2+ żółty osad tlenku rtęci(II) HgO, który jest nierozpuszczalny w nadmiarze odczynnika ale łatwo rozpuszczalny w rozcieńczonych kwasach.
Hg2+ + 2OH → HgO↓ + H2O

Amoniak (NH3·H2O)[3][4][7][8]

Amoniak wytrąca z roztworu sublimatu (HgCl2) biały osad aminochlorku rtęci(II).
Hg2+ + 2Cl + 2(NH3·H2O) → HgNH2Cl↓ + NH+ +Cl + 2H2O
Pod wpływem wody amoniakalnej na roztwór azotanu rtęci(II) powstaje biały osad azotanu aminotlenortęciowego:
2Hg2+ + NO3- + 4(NH3·H2O) → Hg2O(NH2)NO3↓ + 3NH4+ + 3H2O

Jodek potasu (KI)[3][4][7][8]

Jony jodkowe wytrącają z roztworów zawierających jony Hg2+ czerwony osad jodku rtęci(II) HgI2, który jest rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika z utworzeniem bezbarwnego kompleksu jonu jodortęciowego HgI42−:
Hg2+ + 2I → HgI2↓ (czerwony)
HgI2 + 2I → HgI42− (bezbarwny)

Jodek miedzi(I) (CuI)[3][7][8]

W obecności jodku potasu wytrąca z roztworów soli rtęciowych pomarańczowoczerwony osad tetrajodortęcianu miedzi(I), który jest trwały w środowisku bardzo kwasowym:
Hg2+ + 2CuI + 2I → Cu2[HgI4]↓

Chromian potasu (K2CrO4)[3][7][8] Jony chromianowe wytrącają z roztworów zawierających Hg2+ rozpuszczalny w kwasach czerwonobrunatny osad chromianu rtęci(II) HgCrO4:

Hg2+ + CrO42− → HgCrO4

Tiocyjanian potasu (KNCS)[3][5][7][8]

Rodanek potasu wytrąca z roztworów Hg2+ biały osad rodanku rtęci(II), który jest rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika z utworzeniem bezbarwnego kompleksu Hg(SCN)42−:
Hg2+ + 2SCN → Hg(SCN)2
Hg(SCN)2 + 2SCN → Hg(SCN)42−
Kompleks tetratiocyjaniortęciowy tworzy nierozpuszczalną sól cynkową, która w obecności jonów Co2+, Cu2+ lub Ni2+ charakterystycznie się barwi poprzez utworzenie kryształów mieszanych.

Difenylokarbazyd(I) i difenylokarbazon(II)[5][7][8]

Są to selektywne odczynniki na jony Hg22+ i Hg2+ z którymi dają niebieskofioletowe zabarwienie. Barwa przechodzi podczas wytrząsania do eteru, chloroformu lub disiarczku węgla. Słabo zdysocjowane związki rtęci jak halogenopochodne, cyjanki czy rodanki nie reagują z tymi odczynnikami. Podobną barwną reakcje dają również jony chromianowe, które można zredukować do Cr3+ kwasem siarkawym.

Ditizon (difenylotiokarbazon)[5][7][8]

Tworzy z solami rtęciowymi kompleks o zabarwieniu żółtopomarańczowym (I), a w środowisku słabo alkalicznym związek o barwie purpurowoczerwonym (II).

Chlorek cyny(II) (SnCl2)[3][4][7][8]

Redukuje jony Hg2+ wytrącając kalomel, przy nadmiarze odczynnika zachodzi redukcja chlorku do wolnej rtęci:
2Hg2+ + Sn2+ + 8Cl → Hg2Cl2↓ + SnCl62−
Hg2Cl2 + Sn2+ + 4Cl → 2Hg↓ + SnCl62−

Metale[4][8]

Metale aktywniejsze niż rtęć(stojące w szeregu napięciowym przed rtęcią) wypierają ją z jej soli:
Cu0 + Hg2+ → Cu2+ + Hg0

Oznaczanie bizmutu (Bi3+)[edytuj | edytuj kod]

Hydroliza soli bizmutu(III)[3][4][5][7][8]

Najłatwiej hydrolizującą solą jest chlorek, następnie azotan i siarczan. W celu ułatwienia hydrolizy dodaje się stężony roztwór chlorku sodu i 1n roztwór octanu sodu w celu zmniejszenia kwasowości. Wytrąca się biały, kłaczkowaty osad soli zasadowej:
BiCl3 + H2 ⇌ BiOCl↓ + 2HCl
Rozcieńczanie roztworu zawierającego Bi3+ powoduje wydzielanie się białego osadu soli bizmutylowych które są produktem hydrolizy:
BiCl3 → BiOCl↓ (chlorek bizmutylu)
Bi(NO3)3 → BiONO3↓ (azotan bizmutylu)
Bi2(SO4)3 → (BiO)2SO4↓ (siarczan bizmutylu)
Osady nie rozpuszczają się w 2 n roztworach wodorotlenków alkalicznych w przeciwieństwie do hydrolizujących soli antymonu i cyny.
Sole bizmutylowe rozpuszczają się w rozcieńczonych kwasach mineralnych, pod wypływem siarkowodoru przechodzą w siarczki:
2BiOCl + 3H2 → Bi2S3 + 2HCl + 2H2O

Siarkowodór (H2S)[3][4][5][7][8] Siarkowodór wytrąca ciemnobrunatny siarczek bizmutu(III) z roztworów zawierających jony Bi3+:

2Bi3+ + 3H2S → Bi2S3↓ + 6H+
Powstały osad nie rozpuszcza się w rozcieńczonych kwasach na zimno, w siarczku amonu i metali alkalicznych w przeciwieństwie do Sb2S3, SnS i SnS2. Jest rozpuszczalny w gorącym rozcieńczonym kwasie azotowym i w gorącym stężonym kwasie solnym:
Bi2S3 + 2NO3 + 8H+ → Bi3+ + 2NO↑ + 4H2O + 3S↓

wodorotlenek sodu, potasu i amoniak (NaOH, KOH, NH3·H2O)[3][4][7][8]

Jony OH wytrącają z roztworów zawierających jony Bi3+ osad białego wodorotlenku bizmutu(III), który nie rozpuszcza się w nadmiarze odczynników w przeciwieństwie do Pb(OH)2, Sb(OH)3, Sn(OH)2 (wodorotlenki rozpuszczalne w ługach) i Cu(OH)2, Cd(OH)2 (wodorotlenki rozpuszczalne w amoniaku). Wodorotlenek bizmutu(III) podczas ogrzewania przechodzi w BiO(OH).
Bi3+ + 3OH → Bi(OH)3

Jodek potasu (KI)[3][7][8]

Jodek potasu wytrąca z roztworów zawierających Bi3+ osad jodku bizmutu(III) o barwie brunatnoczarnej, który jest rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika z utworzeniem soli kompleksowej tetrajodobizmutanu potasu o pomarańczowym kolorze:
Bi3+ + 3I → BiI3
BiI3 + I ⇌ BiI4
Sól kompleksowa hydrolizuje podczas rozcieńczania wodą z utworzeniem osadu pomarańczowego jodku bizmutylowego:
BiI4 + H2O ⇌ BiOI + 2H+ + 3I
Obecność octanu sodu ułatwia powyższą hydrolizę.
Jodek bizmutylu łatwo rozpuszcza się w nadmiarze jodków z odtworzeniem tetrajodobizmutanu.

Trihydroksycynian(II) sodu Na[Sn(OH)3][3][4][7][8]

Przygotowanie odczynnika:
Do roztworu chlorku cyny(II) dodaje się rozcieńczony ług sodowy aż do rozpuszczenia początkowo powstałego białego osadu wodorotlenku cyny(II). Należy unikać nadmiaru ługu z uwagi na możliwą autooksydacje i wydzielenie wolnej cyny.
Trihydroksycynian(II) sodu redukuje jony Bi3+ do metalicznego bizmutu(redukcja zachodzi z związkami rozpuszczalnymi jak i osadami):
2Bi3+ + 3Sn(OH)3 + 9OH → 2Bi0↓ + 3Sn(OH)62−

Wodorofosforan sodu (Na2HPO4)[7][8]

Wytrąca biały osad fosforanu bizmutu, który nie jest rozpuszczalny w 0,2 n HNO3 w przeciwieństwie do reszty podgrupy IIA. Osad rozpuszcza się także w stężonym kwasie solnym.
Bi3+ + HPO42− → BiPO4 + H+

Chromian i dichromian potasu. (K2CrO4, K2Cr2O7)[3][7][8]

Wytrącają z słabo kwasowych roztworów żółty osad (BiO)2CrO4 i (BiO)2CrO7 rozpuszczalny w 0,2 n HNO3, nierozpuszczalny w 2 n roztworach ługów.

Heksacyjaninochromian(III) amonu lub potasu ((NH4)3[Cr(SCN)6] lub K3[Cr(SCN)6])[8]

Wytrąca z roztworów zawierających jony Bi3+ czerwonoceglasty osad heksatiocyjanianocromianu(III) bizmutu:
Bi3+ + Cr(SCN)63− → Bi[Cr(SCN)6]↓
Podobna rekcja zachodzi wobec soli srebra, rtęci i ołowiu(przyjmują kolory od żółtego do różowoczerwonego).

Tiomocznik (SC(NH2)[5][7][8]

W stężonym roztworze wraz z jonami Bi3+ daje intensywne żółte zabarwienie pochodzące od kompleksu o wzorze ogólnym Bi[SC(NH2)2]x3+ gdzie x jest zmienną zależną od stężenia składników oraz wartości pH roztworu. Antymon reaguje podobnie jednak barwa jest mniej intensywna.

Azotan cynchoniny[4][7][8]

W obecności KI w kwasowym środowisku daje z jonami Bi3+ pomarańczowoczerwony osad rozpuszczalny w alkoholu etylowym, acetonie i cykloheksanonie. Reakcja jest czuła jednak jony Hg22+ przeszkadzają jej.

Ditizon (difenylotiokarbazon)[7][8]

Chloroformowy roztwór ditizonu o barwie zielonej zmienia kolor na pomarańczowy pod wpływem zakwaszonych roztworów soli bizmutu. Powstaje kompleks ditizonianu bizmutu(III).

Oznaczanie miedzi (Cu2+)[edytuj | edytuj kod]

Barwa płomienia[3][4][5][7][8]

Lotne sole miedzi zabarwiają płomień na zielono.

Siarkowodór (H2S)[3][4][5][7][8]

Wytrąca z roztworów zawierających jony Cu2+ czarny osad siarczku miedzi(II), reakcja zachodzi w środowisku obojętnym lub słabo kwasowym:
Cu2+ + H2S › CuSˇ + 2H+
Powstały osad nie jest rozpuszczalny w rozcieńczonych kwasach nieorganicznych, siarczkach alkalicznych(w przeciwieństwie do siarczku rtęci(II), rozpuszcza się na gorąco w rozcieńczonym kwasie azotowym:
3CuS + 2NO3 + 8H+ › 3S↓ + 3Cu2+ + 2NO↑ +4H2O
Świeżo wytrącony(jeśli użyto do wytrącania AKT należy użyć nadmiaru odczynnika oraz ogrzewać co najmniej 15 minut na łaźni wrzącej łaźni wodnej z uwagi na wstępnie zachodzącą redukcje Cu2+ do Cu+, późniejsze tworzenie związków kompleksowych miedzi aby w ostatnim etapie powstała mieszanina CuS i Cu2S) siarczek miedzi(II) rozpuszcza się w roztworze cyjanku potasu z utworzeniem soli kompleksowej tetracyjanomiedzianu(I) potasu. CuS łatwo utlenia się na powietrzu co siarczanu.

Wodorotlenek sodu lub potasu (NaOH lub KOH)[3][4][7][8]

Ługi wytrącają na zimno niebieski osad wodorotlenku miedzi(II), który jest słabo rozpuszczalny w 6 n roztworze wspomnianych alkaliów. Cu(OH)2 rozkłada się podczas ogrzewania z wydzieleniem ciemnoszarego tlenku miedzi(II).
Cu2+ + 2OH › Cu(OH)2
Cu(OH)2 › CuO + H2O
Niektóre kwasy organiczne np. kwas winowy i cytrynowy kompleksują wodorotlenek – powstaje roztwór o błękitnym zabarwieniu.

Heksacyjanożelazian(II) potasu K4[Fe(CN)6][3][4][7][8]

Reakcja z tym odczynnikiem jest jedną z czulszych metod detekcji jonów miedzi(II), w bardziej stężonych roztworach pojawia się czerwonobruntany osad, w przypadku małego stężenia roztwór zabarwia się na kolor od czerwonego do różowobrunatnego.
2Cu2+ + Fe(CN)64− → Cu2[Fe(CN)6]
Reakcje przeprowadza się w obojętnym lub lekko kwasowym środowisku.
Osad jest rozpuszczalny w wodzie amoniakalnej z utworzeniem niebieskiego roztworu, nie rozpuszcza się natomiast w rozcieńczonych kwasach nieorganicznych. Ług sodowy i potasowy rozkładają osad a jony żelaza(III) przeszkadzają w analizie.

Oznaczanie kadmu (Cd2+)[edytuj | edytuj kod]

Siarkowodór (H2S) [3][4][7][8]

Jony siarczkowe wytrącają z roztworów jasnożółty osad siarczku kadmu:
Cd2+ + S2- → CdS↓
Jeśli są obecne w roztworze inne aniony, jest możliwe wytrącenie się osadu którego kolor może być od pomarańczowego do czerwonobrunatnego. Jest to efektem tworzenia się soli podwójnych. Jeżeli roztwór zawiera chlorowodór w stężeniu większym niż 1m jest możliwe niewytrącenie się siarczku z uwagi na tworzenie się bezbarwnego kompleksu tetrachlorokadmowego.
Siarczek kadmu rozpuszcza się na gorąco w rozcieńczonym kwasie azotowym:
3CdS + 2NO3- + 8H+ → 3Cd2+ + NO↑ - 4H2O + 3S0

Heksacyjanożelazian(II) potasu i heksacyjanożelazian(III) potasu (K4[Fe(CN)6] i K3[Fe(CN)6])[3][5][8]

Wytrącają odpowiednio biały i pomarańczowożółty osad soli kompleksowych:
2Cd2+ + [Fe(CN)6]4- → Cd2[Fe(CN)6]↓
3Cd2+ + 2[Fe(CN)6]4- → Cd3[Fe(CN)6]2

Wodorotlenek sodu i wodorotlenek potasu (NaOH i KOH)[3][7][8]

Wytrącają z roztworu biały, bezpostaciowy osad wodorotlenku kadmu(II):
Cd2+ + 2OH- → Cd(OH)2
Osad nie rozpuszcza się w nadmiarze odczynnika, jest rozpuszczalny w wodzie amoniakalnej z utworzeniem kompleksu tetraaminakadmowego(II):
Cd(OH)2 + 4(NH3•H2O) → Cd(NH3)42+ + 2OH- + 4H2O


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 1 n 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 3 n 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 6 n 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 M 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 M (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 3 n 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 6 n 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 6 n NaOH. Odwirowuje się. Roztwór wylewa się.

Pozostały osad, zawierający siarczany wapniowców, przepłukuje się kilkoma kroplami 3 n 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 6 n 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 3 n NaOH w nadmiarze (dla ewent. rozpuszczenia PbCrO4), osad odwirowuje się. Przemywa się wodą i rozpuszcza w 3 n HCl. Bada się na obecność jonów Ba2+:
1) w płomieniu palnika na druciku platynowym zabarwienie żółtozielone,
2) dodaje się 1 kr. 3 n 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 6 n 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 pomarańczowobrunatny 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 wiśniowoczerwony.
  • Na+ barwi płomień na intensywny żółty.
    • Sześciohydroksyantymonian(V) potasu K[[[antymon|Sb]](OH)6] wytrąca z obojętnych lub słabo zasadowych roztworów zawierających jony Na+ biały, krystaliczny osad Sześciohydroksyantymonianu sodu Na[Sb(OH)6].
    • Octan uranylowo-magnezowy 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 różowofioletowy.
    • Można wykorzystać też wytrącanie z ClO4, z którym K+ w przeciwieństwie do Li+ i Na+ tworzy biały osad.
    • winiany H2C4H4O6 i wodorowinian sodu NaHC4H4O6. Odczynniki te z obojętnych lub słabokwaśnych roztworów, zawierających jony K+, biały, krystaliczny osad wodorowinianu potasu, KHC4H4O6.
K+ + HC4H4O6 → KHC4H4O6
wodorowinian potasu 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, dodaje się 3 mol/l HNO3 do odczynu kwaśnego i ogrzewa się w celu rozłożenia pozostałego AKT. Wydzieloną siarkę odsącza się i roztwór bada się na obecność kationów V grupy.
  1. Część roztworu zawierającego kationy V grupy bada się na obecność jonu NH4+: Do 3–4 kropel badanego roztworu dodaje się 4–5 kropel NaOH i ogrzewamy. Zaniebieszczenie różowego papierka lakmusowego u wylotu probówki świadczy o obecności jonu NH4+. Jeżeli w badanym roztworze obecna jest nie tylko V grupa, to jon NH4+ należy wykryć przed przystąpieniem do analizy.
  2. Drugą część roztworu bada się na obecność jonu Mg2+: Do badanego roztworu dodaje się Na2HPO4. Następnie dodaje się NH3∙H2O do odczynu zasadowego. Powstanie białego krystalicznego osadu MgNH4PO4 świadczy o obecności jonu Mg2+.
  3. Trzecią część roztworu gotuje się z NaOH (jeżeli poprzednio stwierdzono obecność NH4+) aż do całkowitego usunięcia NH3. Następnie wykonuje się badania na obecność jonu K+ za pomocą charakterystycznych prób.
  4. Czwartą część gotuje się z KOH i bada się 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 potasu.

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.

Uwagi

  1. Skrypt Szczęsny, Rosołowski „Pracownia Chemiczna. Analiza Jakościowa.” podaje rozpuszczalność tego chromianu w kwasie azotowym jednak nie precyzuje jego stężenia.

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. 1,0 1,1 Jakościowa i ilościowa analiza nieorganiczna Wydział Inżynierii Procesowej i Ochrony Środowiska Politechniki Łódzkiej, dostęp 2014-08-12
  2. 2,0 2,1 Analiza jakościowa anionów Wydział Inżynierii Środowiska Politechniki Lubelskiej, dostęp 2014-08-12
  3. 3,00 3,01 3,02 3,03 3,04 3,05 3,06 3,07 3,08 3,09 3,10 3,11 3,12 3,13 3,14 3,15 3,16 3,17 3,18 3,19 3,20 3,21 3,22 3,23 3,24 3,25 3,26 3,27 3,28 3,29 3,30 3,31 3,32 3,33 3,34 3,35 3,36 3,37 3,38 3,39 3,40 3,41 3,42 Praca zbiorowa pod redakcją Ryszarda Pękosia: Chemia analiza jakościowa. Wyd. 4. Gdańsk: Akademia Medyczna w Gdańsku, 2005.
  4. 4,00 4,01 4,02 4,03 4,04 4,05 4,06 4,07 4,08 4,09 4,10 4,11 4,12 4,13 4,14 4,15 4,16 4,17 4,18 4,19 4,20 4,21 4,22 4,23 4,24 4,25 4,26 4,27 4,28 4,29 4,30 4,31 Szczęsny, Rosołowski: Pracownia Chemiczna. Analiza Jakościowa.. Wyd. 7. Warszawa: WSIP, 1993.
  5. 5,00 5,01 5,02 5,03 5,04 5,05 5,06 5,07 5,08 5,09 5,10 5,11 5,12 5,13 5,14 5,15 5,16 5,17 5,18 5,19 5,20 Jerzy Minczewski, Zygmunt Marczenko: Chemia analityczna t.1 Podstawy teoretyczne i analiza jakościowa. Warszawa: PWN, 2001.
  6. 6,0 6,1 Analiza jakościowa jonów, Wydział Chemii Uniwersytetu Jagiellońskiego, dostęp 2014-08-12
  7. 7,00 7,01 7,02 7,03 7,04 7,05 7,06 7,07 7,08 7,09 7,10 7,11 7,12 7,13 7,14 7,15 7,16 7,17 7,18 7,19 7,20 7,21 7,22 7,23 7,24 7,25 7,26 7,27 7,28 7,29 7,30 7,31 7,32 7,33 7,34 7,35 7,36 7,37 7,38 7,39 7,40 7,41 7,42 7,43 7,44 7,45 7,46 Praca zbiorowa pod redakcją Ryszarda Krocjana: Chemia analityczna, podręcznik dla studentów Analiza jakościowa, Analiza ilościowa klasyczna. Wyd. 2. Warszawa: Wydawnictwo Lekarskie PZWL, 2002.
  8. 8,00 8,01 8,02 8,03 8,04 8,05 8,06 8,07 8,08 8,09 8,10 8,11 8,12 8,13 8,14 8,15 8,16 8,17 8,18 8,19 8,20 8,21 8,22 8,23 8,24 8,25 8,26 8,27 8,28 8,29 8,30 8,31 8,32 8,33 8,34 8,35 8,36 8,37 8,38 8,39 8,40 8,41 8,42 8,43 8,44 8,45 8,46 8,47 8,48 Tadeusz Lipiec, Zdzisław Stefan Szmal: Chemia analityczna z elementami analizy instrumentalnej. Wyd. 4. Warszawa: Państwowy Zakład Wydawnictw Lekarskich, 1976.