Analiza jakościowa jonów

Transkrypt

1 Analiza jakościowa jonów (opracowanie: Barbara Krajewska) 1. Wstęp Zadaniem chemicznej analizy jakościowej jest identyfikacja składników substancji złożonych, związków chemicznych lub ich mieszanin. Jeśli analizowana substancja jest jonowa (sól, kwas lub zasada), to identyfikujemy jony, z których się składa. W celu wykonania analizy, próbkę poddajemy reakcjom chemicznym. W analizie jakościowej stosuje się takie reakcje, którym towarzyszą łatwe do zaobserwowania, charakterystyczne efekty wizualne. Do efektów tych należą: (i) zmiana barwy roztworu, (ii) wytrącenie się (lub rozpuszczenie) u, (iii) wydzielenie się gazów, (iv) barwienie płomienia palnika. Niniejszy skrypt podaje schemat czynności do wykonania analizy systematycznej prostych roztworów soli (jedna sól). Analizę taką wykonuje się zawsze w kolejności: najpierw kation, potem anion. Kolejność ta jest umotywowana tym, że obecność niektórych kationów wyklucza obecność pewnych anionów w roztworze. Analiza systematyczna jonów ((1) kationów i (2) anionów) składa się z: (i) określenia przynależności jonu do grupy analitycznej, co polega na przeprowadzeniu reakcji z odczynnikami grupowymi wg schematu analizy systematycznej, (ii) określenia, który z jonów tej grupy jest jonem analizowanym, co polega na przeprowadzeniu reakcji odróżniających ten jon od pozostałych jonów w grupie. Przystępując do analizy należy zwrócić uwagę na barwę roztworu, która jest cechą pochodzącą od obecności pewnych jonów, na przykład: Jon Barwa roztworu Jon Barwa roztworu Cu 2+ niebieska Fe 2+ jasnozielona Cr 3+ od zielonej do fioletowej Fe 3+ żółta Ni 2+ zielona CrO 4 żółta Mn 2+ jasnoróżowa Cr 2 O 7 pomarańczowa Co 2+ różowa MnO 4 fioletowa Uwaga 1: Wykonujemy analizę w skali półmikro, tzn. o ile nie podano innych objętości, reakcje przeprowadzamy wprowadzając do probówki ok. 0,5-1 cm 3 analizowanej próbki i tyle samo dodawanego reagenta. Uwaga 2: W swojej analizie studenci wykonują wszystkie podane w skrypcie reakcje na dany jon. Studenci nie wykonują analizy kationów grupy IIB i anionów grupy VII. 1

2 2. Uwagi dotyczące bezpieczeństwa i postępowania z odpadami 2.1. Uwagi dotyczące bezpieczeństwa 1. Roztwory zawierające jony metali ciężkich i baru są zagrożeniem, ponieważ: a) sole ołowiu(ii), rtęci(i) i (II), kadmu, chromu(iii) i (VI), niklu(ii), kobaltu(ii), miedzi(ii), manganu(ii), cynku i baru są toksyczne, b) sole kadmu, kobaltu(ii), niklu(ii), chromu(vi) są rakotwórcze, c) sole kobaltu (II), niklu(ii), chromu(vi) są mutagenne, d) sole srebra, ołowiu(ii), rtęci(i) i (II), kadmu, miedzi(ii), chromu(iii) i (VI), niklu(ii), kobaltu(ii), manganu(ii), cynku i baru są szkodliwe/toksyczne dla środowiska. Roztworów tych nie wolno wylewać do zlewu. 2. Stężone roztwory kwasów mocnych (H 2 SO 4, HNO 3 ) są żrące, natomiast roztwory H 2 S i (NH 4 ) 2 S mają nieprzyjemny zapach (zepsutych jajek). Ponadto H 2 S wydzielający się z tych roztworów jest toksyczny. Obydwie powyższe grupy odczynników umieszczone są pod dygestorium i tam należy wykonać wszystkie reakcje z ich użyciem. Do zlewu pod dygestorium należy również wylewać mieszaniny poreakcyjne. Odczynników tych nie wolno przenosić spod dygestorium na stoły laboratoryjne. 3. Niektóre reakcje z powodu ryzyka, jakie niesie ich wykonanie, należy wykonać tylko z pomocą prowadzącego zajęcia. W skrypcie przy reakcjach tych umieszczona jest stosowna uwaga. Są to: 1) reakcja na jony Mn 2+ (reakcja e ) i 2) reakcja na jony Cl (reakcja c ). 4. Niektóre roztwory, np. AgNO 3 i KMnO 4 zostawiają trudne do usunięcia plamy na skórze i ubraniach Postępowanie z odpadami 1. Wszystkie roztwory i y zawierające jony metali ciężkich i baru, zarówno mieszaniny poreakcyjne jak i pozostałości roztworów otrzymanych do analizy, należy zlewać do przygotowanych i odpowiednio oznakowanych pojemników. Do przepisu tego należy się bezwzględnie stosować. Aby nie stracić orientacji, która probówka zawiera jaki jon, należy w czasie wykonywania analizy znakować probówki, np. papierkami. 2. Odpady zawierające stężone kwasy oraz H 2 S i (NH 4 ) 2 S należy zlewać do zlewu pod dygestorium. 3. Pozostałe odpady można wylać do zlewu. 2

3 3. Analiza kationów 3.1. Podział kationów na grupy analityczne Kationy podzielone są na pięć grup analitycznych. Kryterium tego podziału jest strącanie ów przez kationy danej grupy z dobranym odczynnikiem zw. odczynnikiem grupowym. Analiza systematyczna wykonywana wg tego podziału wymaga zachowania kolejności czynności zawsze zgodnie z numeracją grup kationów, tj. od grupy I do V. Wynika to z faktu, że odczynnik grupowy każdej następnej grupy strąca y kationów grup o niższych numerach. Kolejność czynności w analizie systematycznej kationów przedstawiono na Schemacie 1. Grupa I: Ag + (kation srebra(i)), Hg 2+ 2 (kation dirtęci(i)), Pb 2+ (kation ołowiu(ii)). Odczynnik grupowy: HCl; kationy wytrącają się w formie chlorków. Grupa II: Odczynnik grupowy: H 2 S w środowisku kwaśnym (HCl); kationy wytrącają się w formie siarczków. Kationy grupy II podzielono na dwie podgrupy: Grupa IIA: Pb 2+ (kation ołowiu(ii)) w rozcieńczonych roztworach, Hg 2+ (kation rtęci(ii)), Cu 2+ (kation miedzi(ii)), Cd 2+ (kation kadmu(ii)) i Bi 3+ (kation bizmutu(iii)). Siarczki tych kationów są nierozpuszczalne w (NH 4 ) 2 S 2 i KOH. Grupa IIB: Sn 2+ (kation cyny (II)), Sn 4+ (kation cyny(iv)), Sb 3+ (kation antymonu(iii)), Sb 5+ (kation antymonu(v)), As 3+ (kation arsenu(iii)) i As 5+ (kation arsenu(v)). Siarczki tych kationów są rozpuszczalne w (NH 4 ) 2 S 2 i KOH. Grupa III: Kationy III grupy podzielono na dwie podgrupy: Grupa IIIA: Cr 3+ (kation chromu(iii)), Al 3+ (kation glinu), Fe 2+ (kation żelaza(ii)) i Fe 3+ (kation żelaza(iii)). Odczynnik grupowy: NH 3(aq) w obecności NH 4 Cl (bufor amonowy); kationy wytrącają się w formie wodorotlenków. Grupa IIIB: Mn 2+ (kation manganu(ii)), Zn 2+ (kation cynku), Co 2+ (kation kobaltu(ii)) i Ni 2+ (kation niklu(ii)). Odczynnik grupowy: (NH 4 ) 2 S w obecności buforu amonowego (NH 3(aq) + NH 4 Cl); kationy wytrącają się w formie siarczków. Grupa IV: Ca 2+ (kation wapnia), Sr 2+ (kation strontu) i Ba 2+ (kation baru). Odczynnik grupowy: (NH 4 ) 2 CO 3 w obecności buforu amonowego (NH 3(aq) + NH 4 Cl.); kationy wytrącają się w formie węglanów. Grupa V: Mg 2+ (kation magnezu), NH + 4 (kation amonowy), K + (kation potasu) i Na + (kation sodu). Grupa ta nie posiada odczynnika grupowego. 3

4 Próbka analizowana + HCl biały grupa I: Ag +, Hg 2+ 2, Pb 2+ brak u grupy II-V + H 2 S (w obecności HCl) czarny, brązowy lub żółty grupa IIA: Pb 2+, Hg 2+, Cu 2+, Cd 2+, Bi 3+ grupa IIB: Sn 2+, Sn 4+, Sb 3+, Sb 5+, As 3+, As 5+ brak u grupy III-V Próbka analizowana + NH 3(aq) (w obecności NH 4 Cl; bufor amonowy) brązowy, biały lub zielony grupa IIIA: Cr 3+, Al 3+, Fe 2+, Fe 3+ brak u grupy IIIB-V + (NH 4 ) 2 S (w buforze amonowym: NH 3(aq) + NH 4 Cl) cielisty, biały lub czarny grupa IIIB: Mn 2+, Zn 2+, Co 2+, Ni 2+ brak u grupy IV-V Próbka analizowana + (NH 4 ) 2 CO 3 (w buforze amonowym: NH 3(aq) + NH 4 Cl) biały brak u grupa IV: Ca 2+, Sr 2+, Ba 2+ grupa V: Mg 2+, NH + 4, K +, Na + Schemat 1. Schemat systematycznej analizy kationów 4

5 Przykładowe sprawozdanie z analizy jakościowej kationów Nazwisko i imię.. Temat: Analiza kationów grup I-IIIA Data:.. Próbka analizowana (p.a.) roztwór bezbarwny. Czynność Obserwacja Wniosek 1) p.a. + HCl 2) 1 + NH 3(aq) 3) roztwór 2 + HNO 3 4) p.a. + KI 5) p.a. + K 2 CrO 4 6) p.a. + NaOH 7) 6 + NH 3(aq) biały rozpuszcza się wytrąca się jasnożółty brunatnoczerwony brunatny rozpuszcza się obecne kationy grupy I obecne kationy Ag + kationy Ag + kationy Ag + kationy Ag + kationy Ag + kationy Ag + Równania reakcji: 1) Ag + + Cl = AgCl 2) AgCl + 2NH 3(aq) = [Ag(NH 3 ) 2 ] + + Cl 3) [Ag(NH 3 ) 2 ] + + Cl + 2H + + = AgCl + 2NH 4 4) Ag + + I = AgI 5) 2Ag + + CrO 4 = Ag 2 CrO 4 6) 2Ag + + 2OH = Ag 2 O + H 2 O 7) Ag 2 O + 4NH 3 + H 2 O = 2[Ag(NH 3 ) 2 ] + + 2OH Próbka analizowana (p.a.) roztwór bezbarwny. 1) p.a. + HCl 2) roztwór 1 + H 2 S 3) p.a. + KI 4) p.a. + NH 3(aq 5) p.a. + NaOH 6) p.a. + SnCl 2 Czynność Obserwacja Wniosek 7) p.a. + K 4 [Fe(CN) 6 ] brak widocznych zmian czarny pomarańczowoczerwony rozpuszczalny w nadmiarze KI biały żółty biały szarzejący w nadmiarze SnCl 2 biały brak kationów grupy I obecne kationy grupy II brak kationów Pb 2+ (prawdopodobnie Hg 2+ ) kationy Hg 2+ 5

6 Równania reakcji: 2) Hg 2+ + S = HgS 3) Hg I = HgI 2 HgI 2 + 2I = [HgI 4 ] 4) Hg NH 3 + Cl + = Hg(NH 2 )Cl + NH 4 5) Hg OH = HgO + H 2 O 6) 2Hg 2+ + Sn Cl = Hg 2 Cl 2 + Sn 4+ Hg 2 Cl 2 + Sn 2+ = 2Hg + Sn Cl 7) 2Hg 2+ + [Fe(CN) 6 ] 4 = Hg 2 [Fe(CN) 6 ] Próbka analizowana (p.a.) barwa żółta roztworu wskazuje na obecność jonów Fe 3+. 1) p.a. + HCl 2) roztwór 1 + H 2 S Czynność Obserwacja Wniosek 3) p.a. + NH 4 Cl + NH 3(aq) brak widocznych zmian brak widocznych zmian rdzawobrunatny brak kationów grupy I brak kationów grupy II obecne kationy grupy IIIA (prawdopodobnie Fe 3+ ) 4) p.a. + NaOH 5) p.a. + K 3 [Fe(CN) 6 ] 6) p.a. + K 4 [Fe(CN) 6 ] 7) p.a. + Na 2 HPO 4 8) p.a. + HCl + KSCN rdzawobrunatny ciemnobrunatny roztwór ciemnoniebieski żółtobiały krwistoczerwony roztwór kationy Fe 3+ Równania reakcji: 3) Fe OH = Fe(OH) 3 4) Fe OH = Fe(OH) 3 5) Fe 3+ + [Fe(CN) 6 ] 3 = Fe[Fe(CN) 6 ] 6) 4Fe [Fe(CN) 6 ] 4 = Fe 4 [Fe(CN) 6 ] 3 7) Fe 3+ + HPO 4 = FePO 4 + H + 8) Fe SCN = Fe(SCN) 3 Wynik analizy: W otrzymanych do analizy roztworach wykryto kationy Ag +, Hg 2+ i Fe 3+. 6

7 Zapis czynności analitycznych (Proszę przygotować taki arkusz do analizy każdego jonu i z tym zapisem zgłosić wynik swojej analizy do prowadzącego) Nazwisko i imię.. Temat: Analiza kationów grup.. Data:.. Próbka analizowana (p.a.) roztwór.. Czynność Obserwacja Wniosek 1) p.a ) 3) 4) 5) 6) 7) 8). 9) 10)

8 Sprawozdanie Nazwisko i imię.. Temat: Analiza kationów grup Data:.. Próbka analizowana (p.a.) roztwór.. Czynność Obserwacja Wniosek 1) p.a ) 3) 4) 5) 6) 7) 8). 9) 10) Równania reakcji: 1)

9 3.2. I grupa analityczna (Ag +, Hg 2+ 2, Pb 2+ ); odczynnik grupowy HCl Z roztworu otrzymanego do analizy pobieramy do probówki małą jego ilość, ok. 0,5-1 cm 3 i zadajemy równą objętością 2 M HCl. Wytrącenie się u świadczy o obecności kationów I grupy. Ag + + Cl = AgCl biały (rozpuszczalny w NH 3(aq) ) Hg Cl = Hg 2 Cl 2 biały (czerniejący w NH 3(aq) ) Pb Cl = PbCl 2 biały (niezmieniający się w NH 3(aq) ) Rozróżnienie wymienionych kationów przeprowadzamy badając zachowanie się tych ów w 2 M NH 3(aq). Jeśli rozpuszcza się, to obecny jest jon Ag +, jeśli czernieje, to jest to jon Hg 2+ 2, jeśli natomiast nie rozpuszcza się w NH 3(aq) i nie zmienia, to jest to jon Pb Jony Ag + a) Do części u chlorku dodajemy 2-3-krotną objętość 2 M NH 3(aq) i wytrząsamy. Rozpuszczenie u dowodzi, że próbka zawiera jony Ag +. Jony te tworzą w tej reakcji związek kompleksowy, chlorek diaminasrebra(i): AgCl + 2NH 3 = [Ag(NH 3 ) 2 ] + + Cl Osad AgCl wytrąca się ponownie pod działaniem kwasów, na przykład 2 M HNO 3, gdyż wytworzony związek kompleksowy jest nietrwały w środowisku kwaśnym: [Ag(NH 3 ) 2 ] + + Cl + 2H + + = AgCl + 2NH 4 b) Do próbki analizowanej dodajemy roztworu jodku potasu KI. Wytrąca się jasnożółty jodku srebra AgI: Ag + + I = AgI c) Do próbki analizowanej dodajemy roztworu chromianu(vi) potasu K 2 CrO 4. Wytrąca się brunatnoczerwony : 2Ag + + CrO 4 = Ag 2 CrO 4 d) Do próbki analizowanej dodajemy roztworu NaOH lub KOH. Wytrąca się brumatny tlenku srebra Ag 2 O: 2Ag + + 2OH = Ag 2 O + H 2 O Osad rozpuszcza się w NH 3(aq) : Ag 2 O + 4NH 3 + H 2 O = 2[Ag(NH 3 ) 2 ] + + 2OH 9

10 2. Jony Hg 2 2+ a) Pod wpływem NH 3(aq) wytrąconego chlorku dirtęci(i) czernieje na skutek wydzielania się metalicznej rtęci (równocześnie powstaje chlorek amidortęci(ii)): Hg 2 Cl 2 + 2NH 3 = NH 4 Cl + Hg(NH 2 )Cl + Hg biały czarny b) Próbkę analizowaną zadajemy małą ilością (2-3 krople) roztworu KI. Powstaje żołtozielony jodku dirtęci(i), który po dodaniu nadmiaru odczynnika czernieje wskutek wydzielania się metalicznej rtęci: Hg I = Hg 2 I 2 Hg 2 I 2 + 2I = [HgI 4 ] + Hg c) Próbkę analizowaną zadajemy (po kropli) roztworem SnCl 2. Początkowo wytrąca się biały chlorku dirtęci(i) (kalomelu), który czernieje w nadmiarze dodanego odczynnika: Hg Cl = Hg 2 Cl 2 Hg 2 Cl 2 + Sn 2+ = 2Hg + Sn Cl W reakcji tej ujawniają się redukujące właściwości SnCl 2. d) Do próbki analizowanej dodajemy roztworu K 2 CrO 4. Wytrąca się brunatny chromianu(vi) dirtęci(i): Hg CrO 4 = Hg 2 CrO 4 e) Do próbki analizowanej dodajemy NaOH lub KOH. Wytrąca się czarny : Hg OH = HgO + Hg + H 2 O 3. Jony Pb 2+ a) Jeżeli pod wpływem NH 3(aq) wytrąconego chlorku się nie zmienia, obecne są jony Pb 2+. b) Do próbki analizowanej dodajemy kilka kropel KI. Wytrąca się żółty jodku ołowiu(ii): Pb I = PbI 2 Ponieważ PbI 2 jest dobrze rozpuszczalny w gorącej wodzie, otrzymany bezpostaciowy łatwo przekrystalizować i otrzymać w postaci żółtych, błyszczących blaszek. W tym celu do części u PbI 2 dodajemy wodę destylowaną, ogrzewamy na palniku gazowym aż do całkowitego rozpuszczenia i następnie chłodzimy probówkę np. wodą wodociągową. 10

11 c) Do próbki analizowanej dodajemy K 2 CrO 4. Wytrąca się żółty chromianu(vi) ołowiu(ii): Pb 2+ + CrO 4 = PbCrO 4 Osad rozpuszczalny jest w NaOH, w wyniku czego powstaje anion kompleksowy, tetrahydroksoołowian(ii): PbCrO 4 + 4OH = [Pb(OH) 4 ] + CrO 4 d) Do próbki analizowanej dodajemy H 2 SO 4. Powstaje biały siarczanu(vi) ołowiu(ii): Pb 2+ + SO 4 = PbSO 4 e) Do próbki analizowanej dodajemy po kropli wodorotlenku sodu lub potasu. Wytrąca się wodorotlenku ołowiu(ii), który rozpuszcza się w nadmiarze wodorotlenku tworząc tetrahydroksoołowian(ii): Pb OH = Pb(OH) 2 Pb(OH) 2 + 2OH = [Pb(OH) 4 ] Tabela 1. Porównanie reakcji kationów grupy I Odczynnik Ag + 2+ Hg 2 HCl AgCl biały Hg 2 Cl 2 biały rozpuszczalny w NH 3(aq) czerniejący pod wpływem NH 3(aq) KI AgI jasnożółty nierozpuszczalny w NH 3(aq) K 2 CrO 4 Ag 2 CrO 4 brunatnoczerwony NaOH Ag 2 O brunatny KOH rozpuszczalny w NH 3(aq) Hg 2 I 2 żółtozielony czerniejący w nadmiarze KI Hg 2 CrO 4 brunatny HgO+Hg czarny Pb 2+ PbCl 2 biały nierozpuszczalny w NH 3(aq) PbI 2 żółty rozp. w gorącej wodzie, na zimno krystalizuje PbCrO 4 żółty rozpuszczalny w NaOH Pb(OH) 2 biały rozpuszczalny w nadmiarze NaOH 3.3. II grupa analityczna Odczynnikiem grupowym jest siarkowodór H 2 S w środowisku kwaśnym (2 M HCl). Rozpuszczalność H 2 S w wodzie jest niewielka, dlatego musimy stosować objętości kwasu siarkowodorowego 5-10-krotnie większe od objętości analizowanej próbki. Jeśli za pomocą 2 M HCl nie stwierdziliśmy obecności kationów grupy I, wówczas analizę na grupę II kationów przeprowadzamy z tej samej próbki dolewając do niej 5-10-krotną objętość kwasu 11

12 siarkowodorowego. Gdy obecne są kationy grupy II, wytrącają się y ich siarczków. Uwaga: wytrącone y mogą mieć barwy nieco inne niż podawane dla siarczków metali grupy II, a to z powodu możliwego równoczesnego wytrącania się siarki oraz ów soli podwójnych tych jonów (np. HgCl 2 2HgS). Ze względu na charakter chemiczny otrzymanych siarczków kationy grupy II dzielimy na dwie podgrupy. Kationy grupy IIB różnią się od kationów grupy IIA tym, że ich siarczki rozpuszczają się w (NH 4 ) 2 S 2 oraz w KOH. Grupa IIA Pb 2+ + S = PbS czarny Hg 2+ + S = HgS czarny Cu 2+ + S = CuS czarny 2Bi S = Bi 2 S 3 ciemnobrunatny Cd 2+ + S = CdS żółty Grupa IIB Sn 2+ + S = SnS brunatny Sn S = SnS 2 żółty 2Sb S = Sb 2 S 3 pomarańczowy 2Sb S = Sb 2 S 5 pomarańczowy 2As S = As 2 S 3 żółty 2As S = As 2 S 5 żółty Uwaga: Studenci wykonują jedynie analizę kationów grupy IIA; nie wykonują analizy grupy IIB Grupa IIA (Pb 2+, Hg 2+, Cu 2+, Cd 2+, Bi 3+ ); odczynnik grupowy H 2 S w obecności HCl 1. Jony Pb 2+ Analizę należy rozpocząć od sprawdzenia, czy badana próbka zawiera jony Pb 2+. Jony te zaliczają się do grupy II, jeśli są w roztworach rozcieńczonych. Z roztworów takich nie można bowiem wytrącić PbCl 2, jak w grupie I z powodu wysokiej wartości iloczynu rozpuszczalności K S(PbCl2) = 2,4 10 4, ale można natomiast wytrącić PbS w grupie II z powodu niskiej wartości K S(PbS) = 4, Do analizy Pb 2+ służą te same reakcje co w grupie I (rozdział 3.2.3) z wyjątkiem reakcji z HCl. Analizę tę najlepiej rozpocząć od reakcji z KI, która da orientację, co do oznaczanego kationu grupy IIA (Tabela 2). Analizę wykonujemy pobierając próbkę analizowaną. 12

13 2. Jony Hg 2+ a) Próbkę analizowaną zadajemy 2-3 kroplami KI. Strąca się pomarańczowoczerwony, który szybko rozpuszcza się w nadmiarze odczynnika z wytworzeniem bezbarwnego związku kompleksowego tetrajodortęcianu(ii) potasu: Hg I = HgI 2 HgI 2 + 2I = [HgI 4 ] b) Próbkę analizowaną zadajemy NH 3(aq). Wytrąca się biały chlorku amidortęci(ii) (w przypadku, gdy badaną solą jest chlorek rtęci(ii)): Hg NH 3 + Cl = Hg(NH 2 )Cl + NH 4 + c) Próbkę analizowaną zadajemy NaOH. Wytrąca się żółty tlenku rtęci(ii): Hg OH = HgO + H 2 O d) Próbkę analizowaną zadajemy chlorkiem cyny SnCl 2. SnCl 2 redukuje jony 2Hg 2+ Hg 2+ 2, wytrącając biały Hg 2 Cl 2, który przy dalszym dodawaniu SnCl 2 szarzeje na skutek redukcji do rtęci metalicznej: 2Hg 2+ + Sn Cl = Hg 2 Cl 2 + Sn 4+ Hg 2 Cl 2 + Sn 2+ = 2Hg + Sn Cl d) Heksacyjanożelazianu(II) potasu K 4 [Fe(CN) 6 ] wytrąca biały heksacyjanożelazianu(ii) rtęci(ii), po chwili zieleniejący: 2Hg 2+ + [Fe(CN) 6 ] 4 = Hg 2 [Fe(CN) 6 ] 3. Jony Cu 2+ Jony Cu 2+ posiadają w roztworach wodnych niebieską barwę. a) Pod wpływem niewielkiej ilości NH 3(aq) z roztworu wytrąca się jasnoniebieski wodorotlenku miedzi(ii), który rozpuszcza się w nadmiarze NH 3(aq) ; powstaje kation tetraaminamiedzi(ii), który nadaje roztworowi barwę szafirową: Cu NH 3 + 2H 2 O = Cu(OH) 2 + 2NH 4 Cu(OH) 2 + 4NH 3 = [Cu(NH 3 ) 4 ] OH 13

14 b) NaOH strąca niebieski wodorotlenku miedzi(ii), rozpuszczalny w NH 3(aq) ; powstaje kation tetraaminamiedzi(ii), który nadaje roztworowi barwę szafirową: Cu OH = Cu(OH) 2 Cu(OH) 2 + 4NH 3 = [Cu(NH 3 ) 4 ] OH c) Jodek potasu KI powoduje wytrącenie białego u jodku miedzi(i) CuI i równocześnie wydziela się wolny jod I 2, który nadaje temu owi kolor brunatny: 2Cu I = 2CuI + I 2 d) Heksacyjanożelazian(II) potasu K 4 [Fe(CN) 6 ] wytrąca czerwonobrunatny heksacyjanożelazianu(ii) miedzi(ii): 2Cu 2+ + [Fe(CN) 6 ] 4 = Cu 2 [Fe(CN) 6 ] 4. Jony Cd 2+ a) Próbka analizowana zadana NH 3(aq) daje biały wodorotlenku kadmu: Cd NH 3 + 2H 2 O = Cd(OH) 2 + 2NH 4 + b) Próbka analizowana zadana NaOH daje biały wodorotlenku kadmu: Cd OH = Cd(OH) 2 c) Heksacyjanożelazian(II) potasu K 4 [Fe(CN) 6 ] wytrąca biały heksacyjanożelazianu(ii) kadmu: 2Cd 2+ + [Fe(CN) 6 ] 4 = Cd 2 [Fe(CN) 6 ] 5. Jony Bi 3+ a) Jeżeli NH 3(aq) i NaOH strącają biały, przy czym oba te y nie rozpuszczają się w nadmiarze odczynników, to obecne są jony Bi 3+ : Bi OH = Bi(OH) 3 b) Na wytrącony Bi(OH) 3 działamy tetrahydroksocynianem(ii) sodu Na 2 [Sn(OH) 4 ], w `wyniku czego czernieje. Jest to reakcja specyficzna dla jonów Bi 3+ : 2Bi(OH) 3 + 3[Sn(OH) 4 ] = 3[Sn(OH) 6 ] + 2Bi Odczynnik należy sporządzić samemu przed reakcją. W tym celu 1 cm 3 roztworu SnCl 2 14

15 zadajemy po kropli NaOH dotąd, aż wytrącający się początkowo wodorotlenku cyny(ii) (związek amfoteryczny) rozpuści się w nadmiarze odczynnika, przechodząc w tetrahydroksocynian(ii) sodu: Sn OH = Sn(OH) 2 Sn(OH) 2 + 2OH = [Sn(OH) 4 ] c) Próbkę analizowaną zadajemy dichromianem(vi) potasu. Wytrąca się żółty chromianu(vi) oksobizmutu(iii), nierozpuszczalny w NaOH (odróżnienie od Pb 2+ ): 4Bi 3+ + Cr 2 O 7 + 5H 2 O = 10H + + 2(BiO) 2 CrO 4 d) KI dodany do próbki analizowanej strąca brunatnoczarny jodku bizmutu(iii) rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika. Powstaje wówczas żółtopomarańczowy związek kompleksowy, tetrajodobizmutan(iii) potasu: Bi I = BiI 3 BiI 3 + I = [BiI 4 ] Tabela 2. Porównanie reakcji kationów grupy IIA Odczynnik Hg 2+ Cu 2+ Cd 2+ Bi 3+ H 2 S (+HCl) HgS czarny CuS czarny CdS żółty Bi 2 S 3 brunatny NH 3(aq) Hg(NH 2 )Cl biały Cu(OH) 2 niebieski Cd(OH) 2 biały Bi(OH) 3 biały rozp. w nadm. NH 3(aq), szafirowy roztwór NaOH HgO żółty Cu(OH) 2 niebieski rozp. w NH 3(aq) szafirowy roztwór KI SnCl 2 HgI 2 czerwony rozp. w nadm. KI, roztwór bezbarwny Hg 2 Cl 2 biały, czernieje w nadmiarze SnCl 2 K 4 [Fe(CN) 6 ] Hg 2 [Fe(CN) 6 ] biały CuI + I 2, biały zabarwiony brunatnym I 2 Cd(OH) 2 biały Bi(OH) 3 biały BiI 3 brunatny rozp. w nadmiarze KI, żółty roztwór Bi metal. czarny Cu 2 [Fe(CN) 6 ] czerwonobrunatny Cd 2 [Fe(CN) 6 ] biały Bi 4 [Fe(CN) 6 ] 3 jasnozielonożółty 15

16 3.4. III grupa analityczna Kationy III grupy dzielą się na dwie podgrupy: IIIA i IIIB Grupa IIIA (Cr 3+, Al 3+, Fe 3+, Fe 2+ ); odczynnik grupowy NH 3(aq) w obecności NH 4 Cl Odczynnikiem grupowym jest NH 3(aq) w obecności NH 4 Cl (bufor amonowy). Jeżeli stwierdzimy brak kationów poprzednich grup, wówczas nową porcję badanego roztworu zadajemy nasyconym roztworem NH 4 Cl w ilości ok. takiej samej jak wyjściowa próbka analizowana, a następnie kilkoma kroplami 2 M NH 3(aq). Stężenie jonów OH nie powinno być zbyt duże i dlatego stosujemy dodatek NH 4 Cl, co wytwarza słabo alkaliczną mieszaninę buforową. Konieczne jest przestrzeganie kolejności dodawanych roztworów w celu uniknięcia wytrącenia wodorotlenków podgrupy IIIB. Jeżeli dodanie wspomnianych odczynników spowoduje wytrącenie u, wówczas mogą być obecne kationy: Cr 3+, Al 3+, Fe 3+ lub Fe 2+ : Cr OH = Cr(OH) 3 szarozielony Al OH = Al(OH) 3 biały Fe OH = Fe(OH) 2 brudnozielonkawy Fe OH = Fe(OH) 3 rdzawobrunatny 1. Jony Cr 3+ Wodne roztwory soli Cr 3+ mają barwę od zielonej do fioletowej. a) Do analizowanej próbki dodajemy kroplami NaOH. Początkowo wytrąca się szarozielony Cr(OH) 3, który jako związek amfoteryczny łatwo rozpuszcza się w nadmiarze odczynnika strącającego z utworzeniem zielonego roztworu heksahydroksochromianu(iii): Cr OH = Cr(OH) 3 szarozielony Cr(OH) 3 + 3OH = [Cr(OH) 6 ] 3 zielony roztwór b) Wodorofosforan(V) sodu Na 2 HPO 4 strąca szarofioletowy fosforanu(v) chromu(iii): Cr 3+ + HPO 4 = CrPO 4 + H + 2. Jony Al 3+ Jeżeli odczynniki grupowe powodują strącenie białego u, to w roztworze obecne są jony Al 3+. Osad ten łatwo jest przeoczyć, bowiem przypomina grudki żelatyny spęczniałej w wodzie. Najlepiej probówkę po reakcji odstawić na chwilę aż do opadnięcia u i 16

17 obserwować ją na ciemnym tle. a) W próbce zadanej kilkoma kroplami NaOH strąca się biały Al(OH) 3, który rozpuszcza się w nadmiarze NaOH z wytworzeniem anionu kompleksowego tetrahydroksoglinianu: Al OH = Al(OH) 3 Al(OH) 3 + OH = [Al(OH) 4 ] b) Do próbki analizowanej dodajemy Na 2 HPO 4. Wytrąca się biały fosforanu(v) glinu: Al 3+ + HPO 4 = AlPO 4 + H + c) Sole glinu ulegają w roztworach wodnych daleko posuniętej hydrolizie w myśl równania: Al H 2 O = Al(OH) 3 + 3H + Jeżeli do takiego roztworu dodamy czynnika wiążącego jony H +, wówczas zgodnie z prawem działania mas reakcja będzie przebiegać w prawo niemal całkowicie. Takim czynnikiem może być tiosiarczan sodu Na 2 S 2 O 3, który reagując z jonami H + ulega rozkładowi: S 2 O 3 + 2H + = H 2 O + SO 2 + S Wobec tego próbka zadana roztworem Na 2 S 2 O 3 lekko ogrzana mętnieje wskutek wydzielania się koloidalnej siarki, a gazowy SO 2 poznajemy po charakterystycznym zapachu. 3. Jony Fe 2+ a) Próbka analizowana zadana NaOH daje brudnozielonkawy wodorotlenku żelaza(ii), brunatniejący na powietrzu wskutek utleniania się do Fe(OH) 3 : Fe OH = Fe(OH) 2 b) Próbkę analizowaną zadajemy heksacyjanożelazianem(iii) potasu K 3 [Fe(CN) 6 ]. Wytrąca się niebieski heksacyjanożelazianu(iii) żelaza(ii) (tzw. błękit Turnbulla): 3Fe [Fe(CN) 6 ] 3 = Fe 3 [Fe(CN) 6 ] 2 c) Heksacyjanożelazian(II) potasu K 4 [Fe(CN) 6 ] strąca natomiast z jonami Fe 2+ heksacyjanożelazianu(ii) żelaza(ii): 2Fe 2+ + [Fe(CN) 6 ] 4 = Fe 2 [Fe(CN) 6 ] biały Na powietrzu zabarwia się na niebiesko na skutek utlenienia jonu żelaza Fe 2+ do żelaza 17

18 Fe 3+ i przechodzenia u w heksacyjanożelazian(ii) żelaza(iii) Fe 4 [Fe(CN) 6 ] 3 (tzw. błękit pruski): 3Fe 2 [Fe(CN) 6 ] + 3/2 O 2 + 3H 2 O = Fe 4 [Fe(CN) 6 ] 3 + 2Fe(OH) 3 Uwaga: Sole żelaza(ii) zawierają zawsze nieco jonów żelaza(iii) wskutek utleniania tlenem z powietrza. Wobec faktu, że reakcje na jony Fe 3+ są bardzo czułe, to zawsze obok jonów Fe 2+ wykryjemy jony Fe Jony Fe 3+ Sole Fe 3+ posiadają w roztworach wodnych barwę żółtą. a) NaOH i KOH strącają rdzawobrunatny wodorotlenku żelaza(iii): Fe OH = Fe(OH) 3 b) Heksacyjanożelazian(III) potasu K 3 [Fe(CN) 6 ], w odróżnieniu od jonów Fe 2+ nie wytrąca u, lecz powoduje zabarwienie roztworu na ciemnobrunatno, wskutek powstawania rozpuszczalnej soli heksacyjanożelazianu(iii) żelaza(iii) Fe[Fe(CN) 6 ]: Fe 3+ + [Fe(CN) 6 ] 3 = Fe[Fe(CN) 6 ] c) Heksacyjanożelazian(II) potasu K 4 [Fe(CN) 6 ] natomiast tworzy z jonami Fe 3+ ciemnoniebieski tzw. błękitu pruskiego: 4Fe [Fe(CN) 6 ] 4 = Fe 4 [Fe(CN) 6 ] 3 d) Wodorofosforan(V) sodu wytrąca z roztworów zawierających jony Fe 3+ żółtobiały fosforanu(v) żelaza(iii): Fe 3+ + HPO 4 = FePO 4 + H + e) Do próbki analizowanej słabo zakwaszonej 2 M HCl, dodajemy tiocyjanianu potasu KSCN. Roztwór zabarwia się na kolor krwistoczerwony: Fe SCN = Fe(SCN) 3 Nadmiar jonów SCN powoduje pogłębienie barwy spowodowane stopniowym powstawaniem kompleksów aż do [Fe(SCN) 6 ] 3. 18

19 Tabela 4. Porównanie reakcji kationów grupy IIIA Odczynnik Cr 3+ Al 3+ Fe 2+ Fe 3+ NH 3(aq) + Cr(OH) 3 szarozielony Al(OH) 3 biały NH 4 Cl NaOH Cr(OH) 3 szarozielony rozp. w nadm. NaOH (zielony roztwór) Al(OH) 3 biały rozp. w nadmiarze NaOH Fe(OH) 2 brudnozielonkawy, brunatniejący Fe(OH) 2 brudnozielonkawy, brunatniejący Fe(OH) 3 rdzawobrunatny Fe(OH) 3 rdzawobrunatny K 3 [Fe(CN) 6 ] Fe 3 [Fe(CN) 6 ] 2 niebieski Fe[Fe(CN) 6 ] brunatny roztwór K 4 [Fe(CN) 6 ] Fe 2 [Fe(CN) 6 ] biały, niebieszczejący Fe 4 [Fe(CN) 6 ] 3 ciemnoniebieski Na 2 HPO 4 CrPO 4 szarofioletowy AlPO 4 biały Fe 3 (PO 4 ) 2 biały FePO 4 żółtobiały KSCN Fe(SCN) 3 krwistoczerwony roztwór Grupa IIIB (Mn 2+, Zn 2+, Co 2+, Ni 2+ ); odczynnik grupowy (NH 4 ) 2 S w obecności buforu amonowego (NH 4 Cl i NH 3(aq) ) Jeżeli pod wpływem NH 4 Cl i NH 3(aq) nie powstaje (brak kationów grupy IIIA), wtedy do tej samej próbki dodajemy siarczku amonu (NH 4 ) 2 S. W wypadku obecności kationów podgrupy IIIB wytrącają się następujące y siarczków: Mn 2+ + S = MnS cielisty Zn 2+ + S = ZnS biały Co 2+ + S = CoS czarny Ni 2+ + S = NiS czarny (wytrąca się po dłuższej chwili) 1. Jony Mn 2+ a) Próbka analizowana zadana NaOH daje biały wodorotlenku manganu(ii): Mn OH = Mn(OH) 2 Osad brunatnieje na powietrzu wskutek utleniania Mn(II) Mn(IV). b) Amoniak NH 3(aq) wytrąca biały wodorotlenku manganu(ii): Mn NH 3 + 2H 2 O = Mn(OH) 2 + 2NH

20 c) Heksacyjanożelazian(II) potasu strąca biały heksacyjanożelazianu(ii) manganu(ii): 2Mn 2+ + [Fe(CN) 6 ] 4 = Mn 2 [Fe(CN) 6 ] d) Wodorofosforan(V) sodu strąca biały fosforanu(v) manganu(ii): 3Mn HPO 4 = Mn 3 (PO 4 ) 2 + 2H + e) Środki utleniające powodują utlenienie Mn(II) Mn(VII), w wyniku czego powstają jony manganianowe(vii) o barwie fioletowej. Uwaga: Poniższą reakcję proszę wykonać z prowadzącym. Próbkę analizowaną (1-2 krople) zadajemy 3-4-krotnie większą objętością stężonego HNO 3, a następnie wsypujemy niewielką ilość PbO 2. Całość ogrzewamy w probówce do wrzenia (wylot probówki skierowany ku tylnej ścianie dygestorium), następnie rozcieńczamy wodą destylowaną. Po opadnięciu u widoczne jest wyraźne fioletowe zabarwienie roztworu. Przebieg reakcji przedstawia równanie: 2Mn PbO 2 + 4H + = 2MnO 4 + 5Pb H 2 O 2. Jony Zn 2+ a) NaOH strąca biały wodorotlenku cynku, rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika z utworzeniem tetrahydroksocynkanu(ii): Zn OH = Zn(OH) 2 Zn(OH) 2 + 2OH = [Zn(OH) 4 ] b) NH 3(aq) strąca biały wodorotlenku cynku, rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika, z wytworzeniem jonu kompleksowego tetraaminacynku(ii): Zn NH 3 + 2H 2 O = Zn(OH) 2 + 2NH 4 Zn(OH) 2 + 4NH 3 = [Zn(NH 3 ) 4 ] OH c) Heksacyjanożelazian(II) potasu (użyty w nadmiarze) strąca biały heksacyjanożelazianu(ii) cynku i potasu: 2K + + 3Zn [Fe(CN) 6 ] 4 = K 2 Zn 3 [Fe(CN) 6 ] 2 d) Wodorofosforan(V) sodu wytrąca biały fosforanu(v) cynku: 3Zn HPO 4 = Zn 3 (PO 4 ) 2 + 2H + 20

21 e) Tetratiocyjanianortęcian(II) amonu strąca z roztworu zawierającego jony Zn 2+ w obecności jonów Co 2+, niebieski soli mieszanej Zn[Hg(SCN) 4 ] Co[Hg(SCN) 4 ]. Reakcję wykonujemy w następujący sposób: do analizowanej próbki dodajemy 1 kroplę roztworu Co(NO 3 ) 2. W osobnej probówce przygotowujemy odczynnik przez zmieszanie roztworów HgCl 2 i NH 4 SCN: Hg SCN = [Hg(SCN) 4 ] Sporządzony odczynnik wlewamy do analizowanej próbki zawierającej kroplę Co(NO 3 ) 2. Zachodzi reakcja: Zn 2+ + Co [Hg(SCN) 4 ] = Zn[Hg(SCN) 4 ] Co[Hg(SCN) 4 ] 3. Jony Co 2+ Rozcieńczone roztwory soli Co 2+ roztwory są niebieskie. mają zabarwienie różowe, podczas gdy stężone a) NaOH lub KOH wytrąca niebieski soli zasadowych, który po ogrzaniu przechodzi w czerwonoróżowy Co(OH) 2. Na przykład, jeśli analizowana próbka zawiera Co(NO 3 ) 2 to przebieg reakcji jest następującyj: Co 2+ + OH + NO 3 = Co(OH)NO 3 Co(OH)NO 3 + OH = Co(OH) 2 + NO 3 Na powietrzu czerwonoróżowy wodorotlenek Co(OH) 2 utlenia się do brunatnego Co(OH) 3, podobnie jak wodorotlenki Mn 2+ i Fe 2+. b) NH 3(aq) strąca niebieski hydroksosoli, np. Co(OH)NO 3 : Co 2+ + NO NH 3 + H 2 O = Co(OH)NO 3 + NH 4 Co(OH)NO 3 rozpuszcza się w nadmiarze amoniaku, barwiąc roztwór początkowo na różowo od powstałego kationu heksaaminakobaltu(ii): Co(OH)NO 3 + 6NH 3 = [Co(NH 3 ) 6 ] 2+ + NO 3 + OH Jon heksaaminakobaltu(ii) jest bardzo nietrwały i ulega utlenieniu do brunatnego jonu heksaaminakobaltu(iii) [Co(NH 3 ) 6 ] 3+. c) Heksacyjanożelazian(II) potasu strąca zielony heksacyjanożelazianu(ii) kobaltu(ii): 2Co 2+ + [Fe(CN) 6 ] 4 = Co 2 [Fe(CN) 6 ] 21

22 d) Wodorofosforan(V) sodu wytrąca różowofioletowy fosforanu(v) kobaltu(ii): 3Co HPO 4 = Co 3 (PO 4 ) 2 + 2H + 4. Jony Ni 2+ Wodne roztwory soli niklu Ni 2+ posiadają zabarwienie zielone. a) NaOH wytrąca zielony Ni(OH) 2 : Ni OH = Ni(OH) 2 b) NH 3(aq) strąca zielony hydroksosoli: Ni 2+ + Cl + + NH 3 + H 2 O = Ni(OH)Cl + NH 4 Osad rozpuszcza się w nadmiarze amoniaku z wytworzeniem niebieskiego jonu kompleksowego heksaaminaniklu(ii): Ni(OH)Cl + 6NH 3 = [Ni(NH 3 ) 6 ] 2+ + OH + Cl c) Wodorofosforan(V) sodu wytrąca jasnozielony fosforanu(v) niklu(ii): 3Ni HPO 4 = Ni 3 (PO 4 ) 2 + 2H + d) Heksacyjanożelazian(II) potasu strąca jasnozielony heksacyjanożelazianu(ii) niklu(ii): 2Ni 2+ + [Fe(CN) 6 ] 4 = Ni 2 [Fe(CN) 6 ] e) Charakterystycznym odczynnikiem na jon Ni 2+ jest dimetyloglioksym (odczynnik Czugajewa), który w środowisku amoniakalnym daje malinoworóżowy soli wewnątrzkompleksowej: Reakcję przeprowadzamy następująco: kilka kropli badanego roztworu zadajemy 2 kroplami 1 % alkoholowego roztworu dimetyloglioksymu i kilkoma kroplami NH 3(aq). 22

23 Tabela 5. Porównanie reakcji kationów grupy IIIB Odczynnik Mn 2+ Zn 2+ Co 2+ Ni 2+ (NH 4 ) 2 S w NH 3(aq) + NH 4 Cl MnS cielisty ZnS biały CoS czarny NiS czarny NaOH Mn(OH) 2 biały brunatniejący Zn(OH) 2 biały rozp. w nadmiarze NaOH Co(OH)NO 3 niebieski, po ogrzaniu Ni(OH) 2 zielony NH 3(aq) Mn(OH) 2 biały K 4 [Fe(CN) 6 ] Mn 2 [Fe(CN) 6 ] biały Na 2 HPO 4 Mn 3 (PO 4 ) 2 biały utleniacze MnO 4 fioletowy roztwór Zn(OH) 2 biały rozp. w nadmiarze NH 3(aq) K 2 Zn 3 [Fe(CN) 6 ] 2 biały Zn 3 (PO 4 ) 2 biały czerwonoróżowy Co(OH)NO 3 nieb. rozp. w nadm. NH 3(aq) ; powstaje różowy roztwór, który brunatnieje Co 2 [Fe(CN) 6 ] zielony Co 3 (PO 4 ) 2 różowofioletowy Co(OH) 3 brunatny Ni(OH)Cl zielony rozp. w nadm. NH 3(aq) Ni 2 [Fe(CN) 6 ] jasnozielony Ni 3 (PO 4 ) 2 jasnozielony Ni(OH) 3 czarny (NH 4 ) 2 [Hg(SCN) 4 ] w obecności Co 2+ Zn[Hg(SCN) 4 ] Co[Hg(SCN) 4 ] niebieski dimetyloglioksym malinoworóżowy 3.5. IV grupa analityczna (Ca 2+, Sr 2+, Ba 2+ ); odczynnik grupowy (NH 4 ) 2 CO 3 w obecności buforu amonowego (NH 4 Cl i NH 3(aq) ) Odczynnikiem grupowym jest (NH 4 ) 2 CO 3 w obecności buforu amonowego (NH 4 Cl i NH 3(aq) ). Do próbki analizowanej dodajemy nas. NH 4 Cl i 2 M NH 3(aq) (takie same objętości, jak dla grupy III) oraz (NH 4 ) 2 CO 3. Jeżeli pod wpływem wymienionych odczynników wytrąca się biały, to mogą być obecne kationy Ba 2+, Sr 2+ lub Ca 2+ : Ba 2+ + CO 3 = BaCO 3 biały Sr 2+ + CO 3 = SrCO 3 biały Ca 2+ + CO 3 = CaCO 3 biały Kationy IV grupy analitycznej posiadają zbliżone właściwości chemiczne i dają podobne reakcje z wieloma jonami. Kationy te najłatwiej rozróżnić zadając badany roztwór nasyconym roztworem CaSO 4. Po dodaniu odczynnika, siarczan baru BaSO 4 wytrąca się natychmiast, siarczan strontu SrSO 4, po chwili lub po podgrzaniu, a siarczan wapnia CaSO 4 natomiast nie wytrąca się w ogóle. 23

24 1. Jony Ba 2+ a) Do próbki analizowanej dodajemy nasyconego roztworu CaSO 4. W obecności jonów Ba 2+ następuje natychmiastowe wytrącenie się białego u: Ba 2+ + SO 4 = BaSO 4 W powyższej reakcji korzystamy z tego, że rozpuszczalność BaSO 4 jest znacznie mniejsza niż CaSO 4. Stężenie jonów SO 4 w nasyconym roztworze CaSO 4 jest dostatecznie wysokie, aby przekroczyć iloczyn rozpuszczalności BaSO 4 i tym samym strącić jego. b) Do próbki analizowanej dodajemy CH 3 COONa (działanie buforujące), a następnie dichromianu(vi) potasu K 2 Cr 2 O 7. Strąca się żółty chromianu(vi) baru: 2Ba 2+ + Cr 2 O 7 + H 2 O = 2H + + 2BaCrO 4 W tych warunkach jony Sr 2+ i Ca 2+ nie dają u. c) Sole Ba 2+ umieszczone na pręciku platynowym barwią płomień palnika gazowego na kolor zielony. Pręcik platynowy jest to drucik z tego metalu wtopiony jednym końcem w szklaną bagietkę. Przed wykonaniem próby należy pręcik oczyścić przez zanurzenie w stężonym HCl, a następnie wyżarzenie w utleniającej części płomienia palnika gazowego. Oczyszczanie przeprowadzamy dotąd, aż pręcik nie będzie barwił płomienia. Z kolei zanurzamy drucik platynowy do połowy w analizowanej próbce i umieszczamy w płomieniu, obserwując barwę. Po wykonaniu próby czyścimy pręcik przez zanurzanie w kwasie i wyżarzanie. d) Jony Ba 2+, Sr 2+ i Ca 2+ dają podobne białe y z jonami HPO 4 i (COO) 2 : Me 2+ + HPO 4 = MeHPO 4 Me 2+ + (COO) 2 = (COO) 2 Me gdzie Me 2+ = Ca 2+, Sr 2+ lub Ba Jony Sr 2+ a) Jeżeli po dodaniu nasyconego roztworu CaSO 4 strąca się po chwili lub dopiero po lekkim ogrzaniu i w niewielkiej ilości, to obecne są jony Sr 2+ : Sr 2+ + SO 4 = SrSO 4 b) Sole Sr 2+ barwią płomień palnika intensywnie na kolor karminowoczerwony. c) Inne reakcje - patrz jony Ba 2+, punkt d. 24

25 3. Jony Ca 2+ Jeśli pod wpływem nasyconego roztworu CaSO 4 nie powstaje, nawet po dłuższej chwili ani po ogrzaniu, to obecne są jony Ca 2+. a) Sole Ca 2+ zabarwienia jest niewielka. barwią płomień palnika na kolor ceglastoczerwony, lecz intensywność tego b) Inne reakcje - patrz jony Ba 2+, punkt d. Tabela 6. Reakcje kationów grupy IV Odczynnik Ba 2+ Sr 2+ Ca 2+ (NH 4 ) 2 CO 3 w BaCO 3 biały SrCO 3 biały CaCO 3 biały NH 3(aq) + NH 4 Cl CaSO 4 (nasycony) BaSO 4 wytrąca się SrSO 4 wytrąca się natychmiast po chwili lub po ogrzaniu K 2 Cr 2 O 7 (w obec. BaCrO 4 żółty CH 3 COONa) H 2 SO 4 BaSO 4 biały SrSO 4 biały CaSO 4 biały, ze stęż. roztworów Na 2 HPO 4 BaHPO 4 biały SrHPO 4 biały CaHPO 4 biały (COO) 2 Na 2 (COO) 2 Ba biały (COO) 2 Sr biały (COO) 2 Ca biały zabarwienie płomienia zielone karminowoczerwone ceglastoczerwone 3.6. V grupa analityczna (Mg 2+, NH + 4, K +, Na + ); brak odczynnika grupowego Grupa ta nie posiada odczynnika grupowego. Jeżeli działając odczynnikami grupowymi stwierdzimy brak kationów grup I-IV, to obecne mogą być jony V grupy: Mg 2+, NH + 4, K + lub Na Jony Mg 2+ a) NaOH strąca biały (galaretowaty) wodorotlenku magnezu: Mg OH = Mg(OH) 2 b) Wodorofosforan(V) sodu Na 2 HPO 4 w obecności NH 3(aq) i NH 4 Cl tworzy z jonami Mg 2+ biały fosforanu(v) amonu i magnezu: NH Mg 2+ + HPO 4 = NH 4 MgPO 4 + H + 25

26 c) Na 2 CO 3 tworzy z jonami magnezu Mg 2+ biały hydroksowęglanu magnezu: 2Mg CO 3 + H 2 O = (MgOH) 2 CO 3 + CO Jony NH 4 a) Zasady mocniejsze od amoniaku wypierają z soli amonowych NH 3, który przy ogrzewaniu wydziela się w postaci gazowego amoniaku. Analizowaną próbkę zadajemy NaOH i ogrzewamy probówkę na palniku gazowym prawie do wrzenia. Zapach amoniaku świadczy o obecności jonów NH + 4 : NH OH = NH 3 + H 2 O b) Odczynnik Nesslera zasadowy roztwór tetrajodortęcianu(ii) potasu K 2 [HgI 4 ] strąca z roztworów soli amonowych czerwonobrunatny. Reakcję wykonujemy w następujący sposób: analizowaną próbkę alkalizujemy NaOH i dodajemy odczynnik Nesslera. Reakcja ta jest bardzo czuła i specyficzna dla jonów NH + 4 : + NH 4 + 2[HgI4 ] + 4OH = [NH 2 Hg 2 O]I + 3H 2 O + 7I c) Do próbki analizowanej dodajemy heksanitrokobaltanu(iii) sodu Na 3 [Co(NO 2 ) 6 ]. Wytrąca się żółty heksanitrokobaltanu(iii) diamonu i sodu (reakcję tę dają także jony K + ): 2NH Na + + [Co(NO 2 ) 6 ] 3 = (NH 4 ) 2 Na[Co(NO 2 ) 6 ] Wytrącanie u można przyspieszyć przez wstrząsanie mieszaniny reakcyjnej lub pocieranie wewnętrznych ścianek probówki szklaną bagietką. 3. Jony K + a) Próbkę analizowaną zadajemy heksanitrokobaltanem(iii) sodu Na 3 [Co(NO 2 ) 6 ]. Wytrąca się żółty heksanitrokobaltanu(iii) dipotasu i sodu (reakcję tę dają także jony NH + 4, które jednak łatwo odróżnić za pomocą odczynnika Nesslera): 2K + + Na + + [Co(NO 2 ) 6 ] 3 = K 2 Na[Co(NO 2 ) 6 ] Wytrącanie u można przyspieszyć przez wstrząsanie mieszaniny reakcyjnej lub pocieranie wewnętrznych ścianek probówki szklaną bagietką. b) Sole potasu barwią płomień palnika na kolor fioletowy. Zabarwienie nie jest intensywne i może być maskowane przez żółte światło sodowe. W takim przypadku płomień palnika musimy obserwować przez szkiełko kobaltowe, tj. szkiełko o barwie filoletowoniebieskiej, 26

27 które absorbuje żółte światło sodowe. 4. Jony Na + Sole sodu wszystkich najpospolitszych anionów są w wodzie dobrze rozpuszczalne, podobnie zresztą jak sole potasu i amonu. Dlatego istnieje jedynie bardzo mała liczba odczynników specyficznych na jony sodu. Najprostszą próbą na obecność jonów Na + jest barwienie płomienia na kolor żółty. Sole sodu świecą w płomieniu bardzo długo i intensywnie. Krótkotrwały i słaby efekt świadczy jedynie o śladach tych jonów, które przedostają się do roztworów ze ścianek szkła laboratoryjnego. Przy wykrywaniu jonów Na + posługujemy się drogą eliminacji. Jeżeli reakcje charakterystyczne nie wykażą obecności innych jonów, a barwienie płomienia jest bardzo intensywne, wówczas wnioskujemy o obecności w roztworze jonów Na +. Tabela 7. Porównanie reakcji kationów grupy V Odczynnik Mg 2+ NH 4 + Na 2 HPO 4 w NH 3(aq) + NH 4 Cl NaOH odczynnik Nesslera K 2 [HgI 4 ] (w obecn. NaOH) Na 3 [Co(NO 2 ) 6 ] zabarwienie płomienia NH 4 MgPO 4 biały Mg(OH) 2 biały (galaretowaty) K + Na + przy ogrzewaniu ulatnia się NH 3 NH 2 Hg 2 OI czerwonobrunatny (NH 4 ) 2 Na[Co(NO 2 ) 6 ] żółty K 2 Na[Co(NO 2 ) 6 ] żółty fioletowe żółte 27

28 4. Analiza anionów 4.1. Podział anionów na grupy analityczne Aniony podzielone są na siedem grup analitycznych. Podział ten jest oparty na różnicach w zachowaniu się anionów względem jonów Ag + i Ba 2+ (używamy AgNO 3 i BaCl 2 ). Przynależność anionu do danej grupy stwierdza się zawsze na podstawie reakcji z obydwoma odczynnikami oraz sprawdzenia rozpuszczalności ewentualnych ów w 1 M HNO 3. Wszystkie te reakcje dają podstawę do właściwej klasyfikacji anionów. Najczęściej spotykane aniony sklasyfikowane są w następujący sposób: Grupa I Grupa II Cl chlorkowy, Br bromkowy, I jodkowy S siarczkowy, CH 3 COO octanowy Grupa III CO 3 węglanowy, (COO) 2 2 szczawianowy Grupa IV PO 4 3 fosforanowy(v), CrO 4 chromianowy(vi), Cr 2 O 7 dichromianowy(vi) Grupa V NO 3 azotanowy(v), MnO 4 manganianowy(vii) Grupa VI SO 4 siarczanowy(vi), F fluorkowy Grupa VII SiO 3 metakrzemianowy, SiO 4 4 krzemianowy, Si 2 O 5 metadikrzemianowy Reakcje tych anionów z odczynnikami grupowymi przedstawiono w Tabeli 8. Tabela 8. Reakcje anionów z odczynnikami grupowymi Grupy anionów Reakcje z odczynnikami grupowymi AgNO 3 BaCl 2 I Cl, Br, I Osad, nierozp. w HNO 3 II S, CH 3 COO Osad 1, rozp. w HNO 3 na gorąco III CO 3, (COO) 2 IV PO 4 3, CrO 4, Cr 2 O 7 Osady białe 2, rozp. w HNO 3 Osad, rozp. w HNO 3 Osady barwne, rozp. w HNO 3 Osad, rozp. w HNO 3 V NO 3, MnO 4 VI SO 4 F Osad, nierozp. w HNO 3 Osad, rozp. w HNO 3 VII SiO 3, SiO 4 4, Si 2 O 5 Osad, rozp. w HNO 3 Osad, rozp. w HNO 3 Uwaga 1: 1 Osad CH 3 COOAg strąca się zwykle po chwili. 2 Biały Ag 2 CO 3 żółknie/brązowieje wskutek rozkładu Ag 2 CO 3 = Ag 2 O + CO 2 Uwaga 2: Studenci nie wykonują analizy anionów grupy VII 28

29 Jak wyjaśniono w Rozdziale 1, analizę soli zawsze wykonuje się w kolejności: 1) kation, 2) anion. Uzasadnieniem tej kolejności jest fakt, że obecność niektórych kationów wyklucza obecność pewnych anionów w roztworze. Wobec tego sposób postępowania w analizie anionów zależy od wykrytego kationu w próbce. (i) Jeśli w analizowanej próbce wykryto kation grupy V (Mg 2+, NH + 4, K +, Na + ), wówczas wykrywanie anionów przeprowadza się bezpośrednio z próbki analizowanej. Uwaga: studenci wykonują analizę soli z kationem grupy V. (ii) Jeśli w analizowanej próbce wykryto kationy z grup I-IV, to z uwagi na to, że przeszkadzają one w analizie anionów wchodząc w reakcje ze stosowanymi tu odczynnikami, należy podjąć czynności, które mają za zadanie wymianę tych kationów na jony sodu, nie przeszkadzające w analizie anionów. Przygotowuje się tzw. wyciąg sodowy. W tym celu próbkę zadajemy węglanem sodu, a wytrącony odpowiednich węglanów odsączamy i odrzucamy. Do analizy anionów używamy przesączu. Analizę przesączu zaczynamy od próby na jon NO 3 (patrz niżej: V grupa anionów). W tym celu część przesączu zakwaszamy kwasem octowym do odczynu słabo kwaśnego (sprawdzamy papierkiem wskaźnikowym) i wykonujemy reakcję obrączkową. Jeśli wynik próby jest negatywny, wówczas resztę przesączu zakwaszamy kwasem azotowym(v) do odczynu słabo kwaśnego w celu pozbycia się nadmiaru Na 2 CO 3, zagotowujemy i ponownie sprawdzamy odczyn (powinien być słabo kwaśny). Następnie wykonujemy analizę systematyczną anionów I grupa analityczna (Cl, Br, I ) AgNO 3 strąca nierozpuszczalny w HNO 3 ; BaCl 2 nie strąca u. Ag + + Cl = AgCl biały (nierozpuszczalny w HNO 3 ) Ag + + Br = AgBr żółtawy (nierozpuszczalny w HNO 3 ) Ag + + I = AgI żółty (nierozpuszczalny w HNO 3 ) 1. Jony Cl a) Pod działaniem AgNO 3 wytrąca się biały, nierozpuszczalny w HNO 3. Osad rozpuszcza się natomiast w NH 3(aq) : AgCl + 2NH 3 = [Ag(NH 3 ) 2 ] + + Cl b) Octan ołowiu(ii) (CH 3 COO) 2 Pb strąca biały chlorku ołowiu(ii): 29

30 Pb Cl = PbCl 2 c) Utleniacze powodują utlenienie jonu Cl do cząsteczkowego chloru Cl 2, który rozpoznajemy po charakterystycznym zapachu. Uwaga: Poniższą reakcję proszę wykonać z prowadzącym. Do próbki analizowanej dodajemy szczyptę MnO 2 oraz stężony H 2 SO 4 i lekko ogrzewamy; wydziela się gazowy Cl 2, który poznajemy po zapachu: MnO 2 + 4H + + 2Cl = Mn H 2 O + Cl 2 2. Jony Br a) Żółtawy wytrącony pod wpływem AgNO 3 rozpuszcza się dość trudno w NH 3(aq). Do reakcji używamy części u: AgBr + 2NH 3 = [Ag(NH 3 ) 2 ] + + Br b) Octan ołowiu(ii) strąca biały bromku ołowiu(ii): Pb Br = PbBr 2 c) Utleniacze wydzielają z roztworów bromków wolny brom. Wydziela się on na przykład pod działaniem MnO 2 i H 2 SO 4, a nawet samego stężonego H 2 SO 4, wywołując żółtobrunatne zabarwienie roztworu: MnO 2 + 4H + + 2Br = Mn H 2 O + Br 2 SO 4 + 4H + + 2Br = SO 2 + 2H 2 O + Br 2 3. Jony I a) Osad wytrącony pod wpływem AgNO 3 nie rozpuszcza się w NH 3(aq). b) Octan ołowiu(ii) strąca żółty jodku ołowiu(ii): Pb I = PbI 2 c) Utleniacze wydzielają z roztworów jodków wolny jod. Próbka analizowana zadana roztworem K 2 Cr 2 O 7 i rozcieńczonym H 2 SO 4 brunatnieje od wydzielającego się jodu: Cr 2 O 7 + 6I + 14H + = 2Cr H 2 O +3I 2 Roztwory, w których wydziela się wolny jod, barwią się na granatowo po dodaniu roztworu skrobi. 30

31 Tabela 8. Porównanie reakcji anionów grupy I Odczynnik Cl Br I AgNO 3 AgCl biały, nierozp. w HNO 3, rozp. w NH 3(aq) AgBr żółtawy, nierozp. w HNO 3, słabo rozp. w NH 3(aq) AgI żółty, nierozp. w HNO 3, nierozp. w NH 3(aq) BaCl 2 (CH 3 COO) 2 Pb PbCl 2 biały PbBr 2 biały PbI 2 żółty utleniacze Cl 2 gaz o Br 2 zabarwia roztwór na I 2 zabarwia roztwór na charakterystycznym zapachu żółtobrunatno brunatno, skrobię na granatowo 4.3. II grupa analityczna (S, CH 3 COO ) AgNO 3 strąca czarny lub biały rozpuszczalny w HNO 3 na gorąco; BaCl 2 nie strąca u: 2Ag + + S = Ag 2 S czarny (rozpuszczalny w HNO 3 ) 3Ag 2 S + 8H + + 2NO 3 = 6Ag + + 2NO + 3S + 4H 2 O wydziela się koloidalna siarka Ag + + CH 3 COO = CH 3 COOAg CH 3 COOAg + H + = Ag + + CH 3 COOH biały, który strąca się po chwili tylko z roztworów bardziej stężonych, (rozpuszczalny w HNO 3 ) 1. Jony S a) Octan ołowiu(ii) strąca czarny siarczku ołowiu(ii): Pb 2+ + S = PbS b) Kwasy nieutleniające (HCl, rozc. H 2 SO 4 ) wydzielają z roztworów siarczków siarkowodór, rozpoznawalny po zapachu zepsutych jaj: S + 2H + = H 2 S c) Pentacyjanonitrozylżelazian(III) sodu daje w obecności jonów S 2 zabarwienie czerwonofioletowe roztworu: [Fe(CN) 5 NO] + S = [Fe(CN) 5 NOS] 4 2. Jony CH 3 COO a) Do próbki analizowanej dodajemy roztworu FeCl 3. Pojawia się czerwonobrunatne zabarwienie wskutek powstania octanu żelaza(iii) (CH 3 COO) 3 Fe, który po rozcieńczeniu wodą 31

32 i ogrzaniu wydziela brunatny dihydroksooctanu żelaza(iii) CH 3 COO(OH) 2 Fe: Fe CH 3 COO = (CH 3 COO) 3 Fe (CH 3 COO) 3 Fe + H 2 O = CH 3 COO(OH) 2 Fe + 2CH 3 COOH b) Rozcieńczony H 2 SO 4 wypiera z octanów wolny kwas octowy, który po ogrzaniu wykrywamy po zapachu: CH 3 COO + H + = CH 3 COOH Tabela 9. Porównanie reakcji anionów grupy II Odczynnik S CH 3 COO AgNO 3 Ag 2 S czarny, rozp. w HNO 3 na gorąco CH 3 COOAg biały, rozp. w HNO 3 na gorąco BaCl 2 (CH 3 COO) 2 Pb PbS czarny kwasy H 2 S gaz o zapachu zepsutych jaj CH 3 COOH po ogrzaniu zapach kwasu octowego [Fe(CN) 5 NO] [Fe(CN) 5 NOS] 4 czerwonofioletowy roztwór FeCl 3 Fe 2 S 3 czarny (CH 3 COO) 3 Fe czerwonobrunatny roztwór, po ogrzaniu brunatny CH 3 COO(OH) 2 Fe 4.4. III grupa analityczna (CO 3, (COO) 2 ) w HNO 3 : AgNO 3 strąca biały rozpuszczalny w HNO 3 ; BaCl 2 strąca biały rozpuszczalny 2Ag + + CO 3 = Ag 2 CO 3 biały ; Uwaga: ten żółknie/brązowieje wskutek rozkładu: Ag 2 CO 3 = Ag 2 O + CO 2, (rozpuszczalny w HNO 3 ) Ag 2 CO 3 + 2H + = 2Ag + + H 2 O + CO 2 Ba 2+ + CO 3 = BaCO 3 biały (rozpuszczalny w HNO 3 ) BaCO 3 + 2H + = Ba 2+ + H 2 O + CO 2 2Ag + + (COO) 2 = (COO) 2 Ag 2 biały (rozpuszczalny w HNO 3 ) (COO) 2 Ag 2 + H + = 2Ag + + (COO) 2 H Ba 2+ + (COO) 2 2 = (COO) 2 Ba biały (rozpuszczalny w HNO 3 ) (COO) 2 Ba + H + = Ba 2+ + (COO) 2 H 32

33 1. Jony CO 3 a) Octan ołowiu(ii) strąca biały węglanu ołowiu(ii): Pb 2+ + CO 3 = PbCO 3 b) Węglany pod działaniem kwasów ulegają rozkładowi z wydzieleniem gazowego CO 2. Aby zaobserwować burzenie się roztworu do próbki analizowanej dodajemy kwasu, np. H 2 SO 4 : CO 3 + 2H + = H 2 O + CO 2 2. Jony (COO) 2 a) Octan ołowiu(ii) strąca biały szczawianu ołowiu(ii): (COO) 2 + Pb 2+ = (COO) 2 Pb b) Rozróżnienie jonu szczawianowego od węglanowego można przeprowadzić wykorzystując właściwości redukujące szczawianu. Do próbki analizowanej, zakwaszonej H 2 SO 4, dodajemy kilka kropli manganianu(vii) potasu i lekko ogrzewamy. Roztwór odbarwia się zgodnie z równaniem: 2MnO 4 + 5(COO) H + = 2Mn CO 2 + 8H 2 O Tabela 10. Porównanie reakcji anionów grupy III Odczynnik AgNO 3 BaCl 2 CO 3 Ag 2 CO 3 biały, żółknący, rozp. w HNO 3 BaCO 3 biały, rozp. w HNO 3 (COO) 2 (COO) 2 Ag 2 biały, rozp. w HNO 3 (COO) 2 Ba biały, rozp. w HNO 3 (CH 3 COO) 2 Pb PbCO 3 biały (COO) 2 Pb biały Kwasy pęcherzyki gazowego CO 2 KMnO 4 odbarwienie fioletowego roztworu KMnO IV grupa analityczna (PO 3 4, CrO 4, Cr 2 O 7 ) AgNO 3 strąca barwne y rozpuszczalne w HNO 3 ; BaCl 2 strąca y białe lub żółte rozpuszczalne w HNO 3 : 3Ag + + PO 3 4 = Ag 3 PO 4 żółty (rozpuszczalny w HNO 3 ) Ag 3 PO 4 + 2H + = 3Ag + + H 2 PO 4 33

34 3Ba PO 4 3 = Ba 3 (PO 4 ) 2 biały (rozpuszczalny w HNO 3 ) Ba 3 (PO 4 ) 2 + 4H + = 2Ba H 2 PO 4 2Ag + + CrO 4 2 = Ag 2 CrO 4 2Ag 2 CrO 4 + 2H + = 4Ag + + Cr 2 O 7 + H 2 O czerwonobrunatny (rozpuszczalny w HNO 3 ) Ba 2+ + CrO 4 2 = BaCrO 4 żółty (rozpuszczalny w HNO 3 ) 2BaCrO 4 + 2H + = 2Ba 2+ + Cr 2 O 7 + H 2 O 1. Jony PO 4 3 a) Octan ołowiu(ii) strąca biały fosforanu(v) ołowiu(ii): 3Pb PO 4 3 = Pb 3 (PO 4 ) 2 b) Do próbki analizowanej dodajemy NH 4 Cl, NH 3(aq) i MgCl 2 (mieszanina magnezowa). Wytrąca się biały fosforanu(v) amonu i magnezu: Mg 2+ + NH PO 4 3 = MgNH 4 PO 4 c) Próbkę analizowaną zadajemy kilkoma kroplami stężonego HNO 3 (aż do rozpuszczenia powstającego początkowo białego u), a następnie molibdenianu(vi) amonu (NH 4 ) 2 MoO 4. Wytrąca się żółty molibdeniano(vi)-fosforanu(v) amonu: PO MoO 4 + 3NH H + = 12H 2 O + (NH 4 ) 3 [P(Mo 3 O 10 ) 4 ] 2. Jony CrO 4 i Cr 2 O 7 Pomiędzy jonami CrO 4 i Cr 2 O 7 istnieje w roztworach wodnych równowaga zależna od ph. W środowisku kwaśnym jony CrO 4 przechodzą w jony Cr 2 O 7 i barwa roztworu zmienia się z żółtej na pomarańczową, a po zalkalizowaniu, przeciwnie, wg równania: 2CrO 4 + 2H + = Cr 2 O 7 + H 2 O żółty pomarańczowy a) Żółte roztwory, zawierające jony CrO 4 pod wpływem mocnych kwasów zmieniają barwę na pomarańczową, właściwą jonom Cr 2 O 7. Odwrotnie, dodatek zasad do roztworów dichromianów(vi) powoduje zmianę barwy z pomarańczowej na żółtą. b) Jony CrO 4 i Cr 2 O 7 posiadają właściwości utleniające. Na przykład: - Próbka zadana H 2 SO 4 i KI zabarwia się na brunatno wskutek wydzielania się wolnego jodu: Cr 2 O 7 + 6I + 14H + = 7H 2 O + 2Cr I 2 34

35 - Próbka zadana roztworem Na 2 SO 3 i H 2 SO 4 zmienia barwę z pomarańczowej na zielonkawą w wyniku redukcji Cr 2 O 7 do jonu Cr 3+ : Cr 2 O 7 + 3SO 3 + 8H + = 4H 2 O + 3SO 4 + 2Cr 3+ Tabela 11. Porównanie reakcji anionów grupy IV Odczynnik AgNO 3 PO 4 3 Ag 3 PO 4 żółty, rozp. w HNO 3 CrO 4 Ag 2 CrO 4 czerwonobrunatny, rozp. w HNO 3 BaCrO 4 żółty, rozp. w HNO 3 Cr 2 O 7 Ag 2 Cr 2 O 7 czerwonobrunatny, rozp. w HNO 3 BaCl 2 Ba 3 PO 4 biały, rozp. w HNO 3 BaCrO 4 żółty, rozp. w HNO 3 (CH 3 COO) 2 Pb Pb 3 (PO 4 ) 2 biały PbCrO 4 żółty PbCrO 4 żółty mieszanina magnezowa MgNH 4 PO 4 biały (NH 4 ) 2 MoO 4 (HNO 3 ) KI (H 2 SO 4 ) (NH 4 ) 3 [P(Mo 3 O 10 ) 4 ] żółty I 2, roztwór brunatnieje od jodu I 2, roztwór brunatnieje od jodu 4.6. V grupa analityczna (NO 3, MnO 4 ) AgNO 3 i BaCl 2 nie strącają ów. 1. Jony NO 3 a) Reakcja obrączkowa: FeSO 4 w obecności stężonego H 2 SO 4 powoduje redukcję jonu NO 3 do tlenku NO, który z Fe 2+ tworzy jon kompleksowy [Fe(H 2 O) 5 (NO)] 2+ o brązowym zabarwieniu. Reakcję wykonujemy następująco: do analizowanej próbki dodajemy FeSO 4, a następnie wlewamy ostrożnie (po ściance probówki) stężony H 2 SO 4, tak, by pomiędzy kwasem a próbką była wyraźna granica. Na granicy faz tworzy się brunatna obrączka pochodząca od kompleksu [Fe(H 2 O) 5 (NO)] 2+ : NO 3 + 3Fe H + = 3Fe 3+ + NO + 2H 2 O Fe 2+ + NO + 5H 2 O = [Fe(H 2 O) 5 (NO)] Jony MnO 4 Jony manganianowe(vii) posiadają w roztworach wodnych barwę fioletową. a) Pod wpływem reduktorów następuje odbarwienie fioletowego roztworu manganianu(vii) wskutek redukcji Mn(VII) do Mn(II). Reakcję tę przeprowadza się w środowisku kwaśnym (1 M H 2 SO 4 ). Jako środków redukujących można użyć: SO 3, (COO) 2, Cl, Fe 2+, np.: 35