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) osadu,

(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 Cu2+ niebieska Fe2+ jasnozielona Cr3+ od zielonej do fioletowej Fe3+ żółta Ni2+ zielona CrO4

2− żółta Mn2+ jasnoróżowa Cr2O7

2− pomarańczowa Co2+ różowa MnO4

− fioletowa

Uwaga 1: Wykonujemy analizę w skali półmikro, tzn. o ile nie podano innych objętości,

reakcje przeprowadzamy wprowadzając do probówki ok. 0,5-1 cm3 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.

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 (H2SO4, HNO3) są żrące, natomiast roztwory H2S i

(NH4)2S mają nieprzyjemny zapach (zepsutych jajek). Ponadto H2S 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 Mn2+ (reakcja ‘e’) i 2) reakcja na jony Cl−(reakcja ‘c’).

4. Niektóre roztwory, np. AgNO3 i KMnO4 zostawiają trudne do usunięcia plamy na skórze i

ubraniach.

2.2. Postępowanie z odpadami

1. Wszystkie roztwory i osady 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 H2S i (NH4)2S należy zlewać do zlewu pod

dygestorium.

3. Pozostałe odpady można wylać do zlewu.

3

3. Analiza kationów

3.1. Podział kationów na grupy analityczne

Kationy podzielone są na pięć grup analitycznych. Kryterium tego podziału jest

strącanie osadów 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 osady kationów grup o

niższych numerach. Kolejność czynności w analizie systematycznej kationów przedstawiono na

Schemacie 1.

Grupa I: Ag+ (kation srebra(I)), Hg22+(kation dirtęci(I)), Pb2+ (kation ołowiu(II)).

Odczynnik grupowy: HCl; kationy wytrącają się w formie chlorków.

GrupaII:Odczynnik grupowy: H2S w środowisku kwaśnym (HCl); kationy wytrącają się w formie siarczków. Kationy grupy II podzielono na dwie podgrupy: Grupa IIA: Pb2+ (kation ołowiu(II)) w rozcieńczonych roztworach, Hg2+ (kation rtęci(II)), Cu2+ (kation miedzi(II)), Cd2+ (kation kadmu(II)) i Bi3+ (kation bizmutu(III)). Siarczki tych kationów są nierozpuszczalne w (NH4)2S2 i KOH. Grupa IIB: Sn2+ (kation cyny (II)), Sn4+ (kation cyny(IV)), Sb3+ (kation antymonu(III)), Sb5+ (kation antymonu(V)), As3+ (kation arsenu(III)) i As5+ (kation arsenu(V)). Siarczki tych kationów są rozpuszczalne w (NH4)2S2 i KOH.

Grupa III: Kationy III grupy podzielono na dwie podgrupy: Grupa IIIA: Cr3+ (kation chromu(III)), Al3+ (kation glinu), Fe2+ (kation żelaza(II)) i Fe3+ (kation żelaza(III)). Odczynnik grupowy: NH3(aq) w obecności NH4Cl (bufor amonowy); kationy wytrącają się w formie wodorotlenków. Grupa IIIB: Mn2+ (kation manganu(II)), Zn2+ (kation cynku), Co2+ (kation kobaltu(II)) i Ni2+ (kation niklu(II)). Odczynnik grupowy: (NH4)2S w obecności buforu amonowego (NH3(aq) + NH4Cl); kationy wytrącają się w formie siarczków.

Grupa IV: Ca2+ (kation wapnia), Sr2+ (kation strontu) i Ba2+ (kation baru). Odczynnik grupowy: (NH4)2CO3 w obecności buforu amonowego (NH3(aq) + NH4Cl.); kationy wytrącają się w formie węglanów.

Grupa V: Mg2+ (kation magnezu), NH4+ (kation amonowy), K+ (kation potasu) i Na+ (kation sodu).

Grupa ta nie posiada odczynnika grupowego.

4

Próbka analizowana + HCl

biały osad brak osadu grupa I: Ag+, Hg2

2+, Pb2+ grupy II-V + H2S (w obecności HCl)

czarny, brązowy lub żółty osad brak osadu grupa IIA: Pb2+, Hg2+, Cu2+, Cd2+, Bi3+ grupy III-V grupa IIB: Sn2+, Sn4+, Sb3+, Sb5+, As3+, As5+ Próbka analizowana + NH3(aq) (w obecności NH4Cl; bufor amonowy)

brązowy, biały lub zielony osad brak osadu grupa IIIA: Cr3+, Al3+, Fe2+, Fe3+ grupy IIIB-V

+ (NH4)2S (w buforze amonowym: NH3(aq) + NH4Cl)

cielisty, biały lub czarny osad brak osadu grupa IIIB: Mn2+, Zn2+, Co2+, Ni2+ grupy IV-V

Próbka analizowana

+ (NH4)2CO3 (w buforze amonowym: NH3(aq) + NH4Cl)

biały osad brak osadu grupa IV: Ca2+, Sr2+, Ba2+ grupa V: Mg2+, NH4

+, K+, Na+

Schemat 1. Schemat systematycznej analizy kationów

5

Przykładowe sprawozdanie z analizy jakościowej kationów

Nazwisko i imię ………………….. Data: ……..

Temat: Analiza kationów grup I-IIIA

Próbka analizowana (p.a.) – roztwór bezbarwny.

Czynność Obserwacja Wniosek

1) p.a. + HCl

2) osad 1 + NH3(aq)

3) roztwór 2 + HNO3

4) p.a. + KI

5) p.a. + K2CrO4

6) p.a. + NaOH

7) osad 6 + NH3(aq)

biały osad

osad rozpuszcza się

osad wytrąca się

jasnożółty osad

brunatnoczerwony osad

brunatny osad

osad 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 + 2NH3(aq) = [Ag(NH3)2]+ + Cl−

3) [Ag(NH3)2]+ + Cl + 2H+ = AgCl↓ + 2NH4+

4) Ag+ + I− = AgI↓

5) 2Ag+ + CrO42− = Ag2CrO4↓

6) 2Ag+ + 2OH− = Ag2O↓ + H2O

7) Ag2O + 4NH3 + H2O = 2[Ag(NH3)2]+ + 2OH−

Próbka analizowana (p.a.) – roztwór bezbarwny.

Czynność Obserwacja Wniosek

1) p.a. + HCl

2) roztwór 1 + H2S

3) p.a. + KI

4) p.a. + NH3(aq

5) p.a. + NaOH

6) p.a. + SnCl2

7) p.a. + K4[Fe(CN)6]

brak widocznych zmian

czarny osad

pomarańczowoczerwony osad rozpuszczalny w nadmiarze KI

biały osad

żółty osad

biały osad szarzejący w nadmiarze SnCl2

biały osad

brak kationów grupy I

obecne kationy grupy II

brak kationów Pb2+ (prawdopodobnie Hg2+)

kationy Hg2+

6

Równania reakcji:

2) Hg2+ + S2− = HgS↓

3) Hg2+ + 2I− = HgI2↓

HgI2 + 2I− = [HgI4]2−

4) Hg2+ + 2NH3 + Cl− = Hg(NH2)Cl↓ + NH4+

5) Hg2+ + 2OH− = HgO↓ + H2O

6) 2Hg2+ + Sn2+ + 2Cl− = Hg2Cl2↓ + Sn4+

Hg2Cl2 + Sn2+ = 2Hg↓ + Sn4+ + 2Cl−

7) 2Hg2+ + [Fe(CN)6]4− = Hg2[Fe(CN)6]↓

Próbka analizowana (p.a.) – barwa żółta roztworu wskazuje na obecność jonów Fe3+.

Czynność Obserwacja Wniosek

1) p.a. + HCl

2) roztwór 1 + H2S

3) p.a. + NH4Cl + NH3(aq)

4) p.a. + NaOH

5) p.a. + K3[Fe(CN)6]

6) p.a. + K4[Fe(CN)6]

7) p.a. + Na2HPO4

8) p.a. + HCl + KSCN

brak widocznych zmian

brak widocznych zmian

rdzawobrunatny osad

rdzawobrunatny osad

ciemnobrunatny roztwór

ciemnoniebieski osad

żółtobiały osad

krwistoczerwony roztwór

brak kationów grupy I

brak kationów grupy II

obecne kationy grupy IIIA (prawdopodobnie Fe3+)

kationy Fe3+

Równania reakcji:

3) Fe3+ + 3OH− = Fe(OH)3↓

4) Fe3+ + 3OH− = Fe(OH)3↓

5) Fe3+ + [Fe(CN)6]3− = Fe[Fe(CN)6]

6) 4Fe3+ + 3[Fe(CN)6]4− = Fe4[Fe(CN)6]3↓

7) Fe3+ + HPO42− = FePO4↓ + H+

8) Fe3+ + 3SCN− = Fe(SCN)3

Wynik analizy: W otrzymanych do analizy roztworach wykryto kationy Ag+, Hg2+ i Fe3+.

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 ………………….. Data: ……..

Temat: Analiza kationów grup …..

Próbka analizowana (p.a.) – roztwór ……..

Czynność Obserwacja Wniosek

1) p.a. + ………………..

2) ………………………

3) ………………………

4) ………………………

5) ………………………

6) ………………………

7) ………………………

8) ……………………….

9)

10)

………………………..

………………………...

………………………..

………………………...

…………………………

…………………………

…………………………

…………………………

………………………….

………………………….

………………………….

………………………….

………………………….

………………………….

………………………….

………………………….

8

Sprawozdanie

Nazwisko i imię ………………….. Data: ……..

Temat: Analiza kationów grup ……

Próbka analizowana (p.a.) – roztwór ……..

Czynność Obserwacja Wniosek

1) p.a. + ………………..

2) ………………………

3) ………………………

4) ………………………

5) ………………………

6) ………………………

7) ………………………

8) ……………………….

9)

10)

………………………..

………………………...

………………………..

………………………...

…………………………

…………………………

…………………………

…………………………

………………………….

………………………….

………………………….

………………………….

………………………….

………………………….

………………………….

………………………….

Równania reakcji:

1) ………………………..

9

3.2. I grupa analityczna (Ag+, Hg22+, Pb2+); odczynnik grupowy HCl

Z roztworu otrzymanego do analizy pobieramy do probówki małą jego ilość, ok. 0,5-

1cm3 i zadajemy równą objętością 2 M HCl. Wytrącenie się osadu świadczy o obecności

kationów I grupy.

Ag+ + Cl− = AgCl↓ biały osad (rozpuszczalny w NH3(aq))

Hg22+ + 2Cl− = Hg2Cl2↓ biały osad (czerniejący w NH3(aq))

Pb2+ + 2Cl− = PbCl2↓ biały osad (niezmieniający się w NH3(aq))

Rozróżnienie wymienionych kationów przeprowadzamy badając zachowanie się tych osadów

w 2 M NH3(aq). Jeśli osad rozpuszcza się, to obecny jest jon Ag+, jeśli osad czernieje, to jest to

jon Hg22+, jeśli natomiast osad nie rozpuszcza się w NH3(aq) i nie zmienia, to jest to jon Pb2+.

1. Jony Ag+

a)Do części osadu chlorku dodajemy 2-3-krotną objętość 2M NH3(aq) i wytrząsamy.

Rozpuszczenie osadu dowodzi, że próbka zawiera jony Ag+. Jony te tworzą w tej reakcji

związek kompleksowy, chlorek diaminasrebra(I):

AgCl + 2NH3 = [Ag(NH3)2]+ + Cl−

Osad AgCl wytrąca się ponownie pod działaniem kwasów, na przykład 2 M HNO3, gdyż

wytworzony związek kompleksowy jest nietrwały w środowisku kwaśnym:

[Ag(NH3)2]+ + Cl− + 2H+ = AgCl↓ + 2NH4+

b)Do próbki analizowanej dodajemy roztworu jodku potasu KI. Wytrąca się jasnożółty osad

jodku srebra AgI:

Ag+ + I− = AgI↓

c)Do próbki analizowanej dodajemy roztworu chromianu(VI) potasu K2CrO4. Wytrąca się

brunatnoczerwony osad:

2Ag+ + CrO42− = Ag2CrO4↓

d)Do próbki analizowanej dodajemy roztworu NaOH lub KOH. Wytrąca się brunatny osad

tlenku srebra Ag2O:

2Ag+ + 2OH− = Ag2O↓ + H2O

Osad rozpuszcza się w NH3(aq):

Ag2O + 4NH3 + H2O = 2[Ag(NH3)2]+ + 2OH−

10

2. Jony Hg22+

a) Pod wpływem NH3(aq) osad wytrąconego chlorku dirtęci(I) czernieje na skutek wydzielania

się metalicznej rtęci (równocześnie powstaje chlorek amidortęci(II)):

Hg2Cl2 + 2NH3 = NH4Cl + Hg(NH2)Cl + Hg↓ osad biały czarny

b)Próbkę analizowaną zadajemy małą ilością (2-3 krople) roztworu KI. Powstaje żołtozielony

osad jodku dirtęci(I), który po dodaniu nadmiaru odczynnika czernieje wskutek wydzielania się

metalicznej rtęci:

Hg22+ + 2I− = Hg2I2↓

Hg2I2 + 2I− = [HgI4]2− + Hg↓

c)Próbkę analizowaną zadajemy (po kropli) roztworem SnCl2. Początkowo wytrąca się biały

osad chlorku dirtęci(I) (kalomelu), który czernieje w nadmiarze dodanego odczynnika:

Hg22+ + 2Cl− = Hg2Cl2↓

Hg2Cl2 + Sn2+ = 2Hg↓ + Sn4+ + 2Cl−

W reakcji tej ujawniają się redukujące właściwości SnCl2.

d)Do próbki analizowanej dodajemy roztworu K2CrO4. Wytrąca się brunatny osad

chromianu(VI) dirtęci(I):

Hg22+ + CrO4

2− = Hg2CrO4↓

e)Do próbki analizowanej dodajemy NaOH lub KOH. Wytrąca się czarny osad:

Hg22+ + 2OH− = HgO↓ + Hg↓ + H2O

3. Jony Pb2+

a) Jeżeli pod wpływem NH3(aq) osad wytrąconego chlorku się nie zmienia, obecne są jony Pb2+.

b) Do próbki analizowanej dodajemy kilka kropel KI. Wytrąca się żółty osad jodku ołowiu(II):

Pb2+ + 2I− = PbI2↓

Ponieważ PbI2 jest dobrze rozpuszczalny w gorącej wodzie, otrzymany bezpostaciowy osad

łatwo przekrystalizować i otrzymać w postaci żółtych, błyszczących blaszek. W tym celu do

części osadu PbI2 dodajemy wodę destylowaną, ogrzewamy na palniku gazowym aż do

całkowitego rozpuszczenia i następnie chłodzimy probówkę np. wodą wodociągową.

11

c)Do próbki analizowanej dodajemy K2CrO4. Wytrąca się żółty osad chromianu(VI)

ołowiu(II):

Pb2+ + CrO42− = PbCrO4↓

Osad rozpuszczalny jest w NaOH, w wyniku czego powstaje anion kompleksowy,

tetrahydroksoołowian(II):

PbCrO4 + 4OH− = [Pb(OH)4]2− + CrO42−

d)Do próbki analizowanej dodajemy H2SO4. Powstaje biały osad siarczanu(VI) ołowiu(II):

Pb2+ + SO42− = PbSO4↓

e) Do próbki analizowanej dodajemy po kropli wodorotlenku sodu lub potasu. Wytrąca się osad

wodorotlenku ołowiu(II), który rozpuszcza się w nadmiarze wodorotlenku tworząc

tetrahydroksoołowian(II):

Pb2+ + 2OH− = Pb(OH)2↓

Pb(OH)2 + 2OH− = [Pb(OH)4]2−

Tabela 1. Porównanie reakcji kationów grupy I

3.3. II grupa analityczna

Odczynnikiem grupowym jest siarkowodór H2S w środowisku kwaśnym (2 M HCl).

Rozpuszczalność H2S w wodzie jest niewielka, dlatego musimy stosować objętości

kwasu siarkowodorowego 5-10-krotnie większe od objętości analizowanej próbki. Jeśli za

pomocą 2M 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

Odczynnik Ag+ Hg22+ Pb2+

HCl AgCl biały osad rozpuszczalny w NH3(aq)

Hg2Cl2 biały osad czerniejący pod wpływem NH3(aq)

PbCl2 biały osad nierozpuszczalny w NH3(aq)

KI AgI jasnożółty osad nierozpuszczalny w NH3(aq)

Hg2I2 żółtozielony osad czerniejący w nadmiarze KI

PbI2 żółty osad rozp. w gorącej wodzie, na zimno krystalizuje

K2CrO4 Ag2CrO4 brunatnoczerwony osad

Hg2CrO4 brunatny osad PbCrO4 żółty osad rozpuszczalny w NaOH

NaOH KOH

Ag2O brunatny osad rozpuszczalny w NH3(aq)

HgO+Hg czarny osad Pb(OH)2 biały osad rozpuszczalny w nadmiarze NaOH

12

siarkowodorowego. Gdy obecne są kationy grupy II, wytrącają się osady ich siarczków.

Uwaga: wytrącone osady mogą mieć barwy nieco inne niż podawane dla siarczków

metali grupy II, a to z powodu możliwego równoczesnego wytrącania się siarki oraz

osadów soli podwójnych tych jonów (np. HgCl2·2HgS).

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 (NH4)2S2 oraz w KOH.

Grupa IIA Pb2+ + S2− = PbS↓ czarny osad

Hg2+ + S2− = HgS↓ czarny osad

Cu2+ + S2− = CuS↓ czarny osad

2Bi3+ + 3S2− = Bi2S3↓ ciemnobrunatny osad

Cd2+ + S2− = CdS↓ żółty osad

Grupa IIB Sn2+ + S2− = SnS↓ brunatny osad

Sn4+ + 2S2− = SnS2↓ żółty osad

2Sb3+ + 3S2− = Sb2S3↓ pomarańczowy osad

2Sb5+ + 5S2− = Sb2S5↓ pomarańczowy osad

2As3+ + 3S2− = As2S3↓ żółty osad

2As5+ + 5S2− = As2S5↓ żółty osad

Uwaga: Studenci wykonują jedynie analizę kationów grupy IIA; nie wykonują analizy

grupy IIB.

3.3.1. Grupa IIA (Pb2+, Hg2+, Cu2+, Cd2+, Bi3+); odczynnik grupowy H2S w obecności HCl

1. Jony Pb2+

Analizę należy rozpocząć od sprawdzenia, czy badana próbka zawiera jony Pb2+. Jony te

zaliczają się do grupy II, jeśli są w roztworach rozcieńczonych. Z roztworów takich nie można

bowiem wytrącić PbCl2, jak w grupie I z powodu wysokiej wartości iloczynu rozpuszczalności

KS(PbCl2) = 2,4·10−4, ale można natomiast wytrącić PbS w grupie II z powodu niskiej wartości

KS(PbS) = 4,2·10−28. Do analizy Pb2+ 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.

13

2. Jony Hg2+

a) Próbkę analizowaną zadajemy 2-3 kroplami KI. Strąca się pomarańczowoczerwony osad,

który szybko rozpuszcza się w nadmiarze odczynnika z wytworzeniem bezbarwnego związku

kompleksowego tetrajodortęcianu(II) potasu:

Hg2+ + 2I− = HgI2↓

HgI2 + 2I− = [HgI4]2−

b) Próbkę analizowaną zadajemy NH3(aq). Wytrąca się biały osad chlorku amidortęci(II) (w

przypadku, gdy badaną solą jest chlorek rtęci(II)):

Hg2+ + 2NH3 + Cl− = Hg(NH2)Cl↓ + NH4+

c)Próbkę analizowaną zadajemy NaOH. Wytrąca się żółty osad tlenku rtęci(II):

Hg2+ + 2OH− = HgO↓ + H2O

d)Próbkę analizowaną zadajemy chlorkiem cyny SnCl2. SnCl2 redukuje jony 2Hg2+ → Hg22+,

wytrącając biały osad Hg2Cl2, który przy dalszym dodawaniu SnCl2 szarzeje na skutek

redukcji do rtęci metalicznej:

2Hg2+ + Sn2+ + 2Cl− = Hg2Cl2↓ + Sn4+

Hg2Cl2 + Sn2+ = 2Hg↓ + Sn4+ + 2Cl−

d)Heksacyjanożelazianu(II) potasu K4[Fe(CN)6] wytrąca biały osad heksacyjanożelazianu(II)

rtęci(II), po chwili zieleniejący:

2Hg2+ + [Fe(CN)6]4− = Hg2[Fe(CN)6]↓

3. Jony Cu2+

Jony Cu2+ posiadają w roztworach wodnych niebieską barwę.

a)Pod wpływem niewielkiej ilości NH3(aq) z roztworu wytrąca się jasnoniebieski osad

wodorotlenku miedzi(II), który rozpuszcza się w nadmiarze NH3(aq); powstaje kation

tetraaminamiedzi(II), który nadaje roztworowi barwę szafirową:

Cu2+ + 2NH3 + 2H2O = Cu(OH)2↓ + 2NH4+

Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4]2+ + 2OH−

14

b)NaOH strąca niebieski osad wodorotlenku miedzi(II), rozpuszczalny w NH3(aq); powstaje

kation tetraaminamiedzi(II), który nadaje roztworowi barwę szafirową:

Cu2+ + 2OH− = Cu(OH)2↓

Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4]2+ + 2OH−

c)Jodek potasu KI powoduje wytrącenie białego osadu jodku miedzi(I) CuI i równocześnie

wydziela się wolny jod I2, który nadaje temu osadowi kolor brunatny:

2Cu2+ + 4I− = 2CuI↓ + I2

d)Heksacyjanożelazian(II) potasu K4[Fe(CN)6] wytrąca czerwonobrunatny osad

heksacyjanożelazianu(II) miedzi(II):

2Cu2+ + [Fe(CN)6]4− = Cu2[Fe(CN)6]↓

4. Jony Cd2+

a)Próbka analizowana zadana NH3(aq) daje biały osad wodorotlenku kadmu:

Cd2+ + 2NH3 + 2H2O = Cd(OH)2↓ + 2NH4+

b)Próbka analizowana zadana NaOH daje biały osad wodorotlenku kadmu:

Cd2+ + 2OH− = Cd(OH)2↓

c)Heksacyjanożelazian(II) potasu K4[Fe(CN)6] wytrąca biały osad heksacyjanożelazianu(II)

kadmu:

2Cd2+ + [Fe(CN)6]4− = Cd2[Fe(CN)6]↓

5. Jony Bi3+

a) Jeżeli NH3(aq) i NaOH strącają biały osad, przy czym oba te osady nie rozpuszczają się w

nadmiarze odczynników, to obecne są jony Bi3+:

Bi3+ + 3OH− = Bi(OH)3↓

b)Na wytrącony osad Bi(OH)3 działamy tetrahydroksocynianem(II) sodu Na2[Sn(OH)4], w

`wyniku czego osad czernieje. Jest to reakcja specyficzna dla jonów Bi3+:

2Bi(OH)3 + 3[Sn(OH)4]2− = 3[Sn(OH)6]2− + 2Bi↓

Odczynnik należy sporządzić samemu przed reakcją. W tym celu 1 cm3 roztworu SnCl2

15

zadajemy po kropli NaOH dotąd, aż wytrącający się początkowo osad wodorotlenku cyny(II)

(związek amfoteryczny) rozpuści się w nadmiarze odczynnika, przechodząc w

tetrahydroksocynian(II) sodu:

Sn2+ + 2OH− = Sn(OH)2↓

Sn(OH)2 + 2OH− = [Sn(OH)4]2−

c)Próbkę analizowaną zadajemy dichromianem(VI) potasu. Wytrąca się żółty osad

chromianu(VI) oksobizmutu(III), nierozpuszczalny w NaOH (odróżnienie od Pb2+):

4Bi3+ + Cr2O72− + 5H2O = 10H+ + 2(BiO)2CrO4↓

d)KI dodany do próbki analizowanej strąca brunatnoczarny osad jodku bizmutu(III)

rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika. Powstaje wówczas żółtopomarańczowy związek

kompleksowy, tetrajodobizmutan(III) potasu:

Bi3+ + 3I− = BiI3↓

BiI3 + I− = [BiI4]−

Tabela 2. Porównanie reakcji kationów grupy IIA

Odczynnik Hg2+ Cu2+ Cd2+ Bi3+ H2S (+HCl) HgS czarny osad CuS czarny osad CdS żółtyosad Bi2S3 brunatny osad NH3(aq) Hg(NH2)Cl biały

osad Cu(OH)2 niebieski osad rozp. w nadm. NH3(aq), szafirowy roztwór

Cd(OH)2 biały osad

Bi(OH)3 biały osad

NaOH HgO żółty osad Cu(OH)2 niebieski osad rozp. w NH3(aq) szafirowy roztwór

Cd(OH)2 biały osad

Bi(OH)3 biały osad

KI HgI2 czerwony osad rozp. w nadm. KI, roztwór bezbarwny

CuI + I2, biały osad zabarwiony brunatnym I2

−

BiI3 brunatny osad rozp. w nadmiarze KI, żółty roztwór

SnCl2 Hg2Cl2 biały osad, czernieje w nadmiarze SnCl2

−

−

Bi metal. czarny osad

K4[Fe(CN)6] Hg2[Fe(CN)6] biały osad

Cu2[Fe(CN)6] czerwonobrunatny osad

Cd2 [Fe(CN)6] biały osad

Bi4[Fe(CN)6]3

jasnozielonożółty osad

16

3.4. III grupa analityczna

Kationy III grupy dzielą się na dwie podgrupy: IIIA i IIIB.

3.4.1. Grupa IIIA (Cr3+, Al3+, Fe3+, Fe2+); odczynnik grupowy NH3(aq) w obecności NH4Cl

Odczynnikiem grupowym jest NH3(aq) w obecności NH4Cl (bufor amonowy). Jeżeli

stwierdzimy brak kationów poprzednich grup, wówczas nową porcję badanego roztworu

zadajemy nasyconym roztworem NH4Cl w ilości ok. takiej samej jak wyjściowa próbka

analizowana, a następnie kilkoma kroplami 2M NH3(aq). Stężenie jonów OH− nie powinno być

zbyt duże i dlatego stosujemy dodatek NH4Cl, 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 osadu, wówczas

mogą być obecne kationy: Cr3+, Al3+, Fe3+ lub Fe2+:

Cr3+ + 3OH− = Cr(OH)3↓ szarozielony osad

Al3+ + 3OH− = Al(OH)3↓ biały osad

Fe2+ + 2OH− = Fe(OH)2↓ brudnozielonkawy osad

Fe3+ + 3OH− = Fe(OH)3↓ rdzawobrunatny osad

1. Jony Cr3+

Wodne roztwory soli Cr3+ mają barwę od zielonej do fioletowej.

a) Do analizowanej próbki dodajemy kroplami NaOH. Początkowo wytrąca się szarozielony

osad Cr(OH)3, który jako związek amfoteryczny łatwo rozpuszcza się w nadmiarze odczynnika

strącającego z utworzeniem zielonego roztworu heksahydroksochromianu(III):

Cr3+ + 3OH− = Cr(OH)3↓ szarozielony osad

Cr(OH)3 + 3OH− = [Cr(OH)6]3− zielony roztwór

b)Wodorofosforan(V) sodu Na2HPO4 strąca szarofioletowy osad fosforanu(V) chromu(III):

Cr3+ + HPO42− = CrPO4↓ + H+

2. Jony Al3+

Jeżeli odczynniki grupowe powodują strącenie białego osadu, to w roztworze obecne są

jony Al3+. Osad ten łatwo jest przeoczyć, bowiem przypomina grudki żelatyny spęczniałej w

wodzie. Najlepiej probówkę po reakcji odstawić na chwilę aż do opadnięcia osadu i

17

obserwować ją na ciemnym tle.

a)W próbce zadanej kilkoma kroplami NaOH strąca się biały osad Al(OH)3, który rozpuszcza

się w nadmiarze NaOH z wytworzeniem anionu kompleksowego tetrahydroksoglinianu:

Al3+ + 3OH− = Al(OH)3↓

Al(OH)3 + OH− = [Al(OH)4]−

b)Do próbki analizowanej dodajemy Na2HPO4. Wytrąca się biały osad fosforanu(V) glinu:

Al3+ + HPO42− = AlPO4↓ + H+

c) Sole glinu ulegają w roztworach wodnych daleko posuniętej hydrolizie w myśl równania:

Al3+ + 3H2O = 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 Na2S2O3, który reagując z jonami H+ ulega rozkładowi:

S2O32− + 2H+ = H2O + SO2↑ + S↓

Wobec tego próbka zadana roztworem Na2S2O3 lekko ogrzana mętnieje wskutek wydzielania

się koloidalnej siarki, a gazowy SO2 poznajemy po charakterystycznym zapachu.

3. Jony Fe2+

a) Próbka analizowana zadana NaOH daje brudnozielonkawy osad wodorotlenku żelaza(II),

brunatniejący na powietrzu wskutek utleniania się do Fe(OH)3:

Fe2+ + 2OH− = Fe(OH)2↓

b) Próbkę analizowaną zadajemy heksacyjanożelazianem(III) potasu K3[Fe(CN)6]. Wytrąca się

niebieski osad heksacyjanożelazianu(III) żelaza(II) (tzw. błękit Turnbulla):

3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3− = Fe3[Fe(CN)6]2↓

c)Heksacyjanożelazian(II) potasu K4[Fe(CN)6] strąca natomiast z jonami Fe2+ biały osad

heksacyjanożelazianu(II) żelaza(II):

2Fe2+ + [Fe(CN)6]4− = Fe2[Fe(CN)6]↓

Na powietrzu osad zabarwia się na niebiesko na skutek utlenienia jonu żelaza Fe2+ do żelaza

18

Fe3+ i przechodzenia osadu w heksacyjanożelazian(II) żelaza(III) Fe4[Fe(CN)6]3 (tzw. błękit

pruski):

3Fe2[Fe(CN)6] + 3/2 O2 + 3H2O = Fe4[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 Fe3+ są bardzo czułe, to zawsze obok jonów Fe2+

wykryjemy jony Fe3+.

4. Jony Fe3+

Sole Fe3+ posiadają w roztworach wodnych barwę żółtą.

a) NaOH i KOH strącają rdzawobrunatny osad wodorotlenku żelaza(III):

Fe3+ + 3OH− = Fe(OH)3↓

b)Heksacyjanożelazian(III) potasu K3[Fe(CN)6], w odróżnieniu od jonów Fe2+ nie wytrąca

osadu, lecz powoduje zabarwienie roztworu na ciemnobrunatno, wskutek powstawania

rozpuszczalnej soli heksacyjanożelazianu(III) żelaza(III) Fe[Fe(CN)6]:

Fe3+ + [Fe(CN)6]3− = Fe[Fe(CN)6]

c)Heksacyjanożelazian(II) potasu K4[Fe(CN)6] natomiast tworzy z jonami Fe3+ ciemno-

niebieski osad tzw. błękitu pruskiego:

4Fe3+ + 3[Fe(CN)6]4− = Fe4[Fe(CN)6]3↓

d) Wodorofosforan(V) sodu wytrąca z roztworów zawierających jony Fe3+ żółtobiały osad

fosforanu(V) żelaza(III):

Fe3+ + HPO42− = FePO4↓ + H+

e) Do próbki analizowanej słabo zakwaszonej 2 M HCl, dodajemy tiocyjanianu potasu KSCN.

Roztwór zabarwia się na kolor krwistoczerwony:

Fe3+ + 3SCN− = Fe(SCN)3

Nadmiar jonów SCN− powoduje pogłębienie barwy spowodowane stopniowym powstawaniem

kompleksów aż do [Fe(SCN)6]3−.

19

Tabela 4. Porównanie reakcji kationów grupy IIIA

Odczynnik Cr3+ Al3+ Fe2+ Fe3+ NH3(aq) + NH4Cl

Cr(OH)3 szaro-zielony osad

Al(OH)3 biały osad

Fe(OH)2 brudno-zielonkawy, bru-natniejący osad

Fe(OH)3 rdzawo-brunatny osad

NaOH Cr(OH)3 szaro-zielony osad rozp. w nadm. NaOH (zielony roztwór)

Al(OH)3 biały osad rozp. w nadmiarze NaOH

Fe(OH)2 brudno-zielonkawy osad, brunatniejący

Fe(OH)3 rdzawo- brunatny osad

K3[Fe(CN)6] – – Fe3[Fe(CN)6]2 niebieski osad

Fe[Fe(CN)6] brunatny roztwór

K4[Fe(CN)6] – – Fe2[Fe(CN)6] biały, niebiesz-czejący osad

Fe4[Fe(CN)6]3 ciemnoniebieski osad

Na2HPO4 CrPO4 szaro-fioletowy osad

AlPO4 biały osad Fe3(PO4)2 biały osad

FePO4 żółto-biały osad

KSCN – – – Fe(SCN)3 krwistoczerwony roztwór

3.4.2.Grupa IIIB (Mn2+, Zn2+, Co2+, Ni2+); odczynnik grupowy (NH4)2S w obecności

buforu amonowego (NH4Cl i NH3(aq))

Jeżeli pod wpływem NH4Cl i NH3(aq) nie powstaje osad (brak kationów grupy IIIA),

wtedy do tej samej próbki dodajemy siarczku amonu (NH4)2S. W wypadku obecności

kationów podgrupy IIIB wytrącają się następujące osady siarczków:

Mn2+ + S2− = MnS↓ cielisty osad

Zn2+ + S2− = ZnS↓ biały osad

Co2+ + S2− = CoS↓ czarny osad

Ni2+ + S2− = NiS↓ czarny osad (wytrąca się po dłuższej chwili)

1. Jony Mn2+

a)Próbka analizowana zadana NaOH daje biały osad wodorotlenku manganu(II):

Mn2+ + 2OH− = Mn(OH)2↓

Osad brunatnieje na powietrzu wskutek utleniania Mn(II) → Mn(IV).

b) Amoniak NH3(aq) wytrąca biały osad wodorotlenku manganu(II):

Mn2+ + 2NH3 + 2H2O = Mn(OH)2↓ + 2NH4+

20

c) Heksacyjanożelazian(II) potasu strąca biały osad heksacyjanożelazianu(II) manganu(II):

2Mn2+ + [Fe(CN)6]4− = Mn2[Fe(CN)6]↓

d)Wodorofosforan(V) sodu strąca biały osad fosforanu(V) manganu(II):

3Mn2+ + 2HPO42− = Mn3(PO4)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

HNO3, a następnie wsypujemy niewielką ilość PbO2. Całość ogrzewamy w probówce do

wrzenia (wylot probówki skierowany ku tylnej ścianie dygestorium), następnie rozcieńczamy

wodą destylowaną. Po opadnięciu osadu widoczne jest wyraźne fioletowe zabarwienie

roztworu. Przebieg reakcji przedstawia równanie:

2Mn2+ + 5PbO2 + 4H+ = 2MnO4− + 5Pb2+ + 2H2O

2. Jony Zn2+

a)NaOH strąca biały osad wodorotlenku cynku, rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika z

utworzeniem tetrahydroksocynkanu(II):

Zn2+ + 2OH− = Zn(OH)2↓

Zn(OH)2 + 2OH− = [Zn(OH)4]2−

b)NH3(aq) strąca biały osad wodorotlenku cynku, rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika, z

wytworzeniem jonu kompleksowego tetraaminacynku(II):

Zn2+ + 2NH3 + 2H2O = Zn(OH)2↓ + 2NH4+

Zn(OH)2 + 4NH3 = [Zn(NH3)4]2+ + 2OH–

c)Heksacyjanożelazian(II) potasu (użyty w nadmiarze) strąca biały osad

heksacyjanożelazianu(II) cynku i potasu:

2K+ + 3Zn2+ + 2[Fe(CN)6]4− = K2Zn3[Fe(CN)6]2↓

d) Wodorofosforan(V) sodu wytrąca biały osad fosforanu(V) cynku:

3Zn2+ + 2HPO42− = Zn3(PO4)2↓ + 2H+

21

e)Tetratiocyjanianortęcian(II) amonu strąca z roztworu zawierającego jony Zn2+ w obecności

jonów Co2+, niebieski osad soli mieszanej Zn[Hg(SCN)4]·Co[Hg(SCN)4].

Reakcję wykonujemy w następujący sposób: do analizowanej próbki dodajemy 1 kroplę

roztworu Co(NO3)2. W osobnej probówce przygotowujemy odczynnik przez zmieszanie

roztworów HgCl2 i NH4SCN:

Hg2+ + 4SCN− = [Hg(SCN)4]2−

Sporządzony odczynnik wlewamy do analizowanej próbki zawierającej kroplę Co(NO3)2.

Zachodzi reakcja:

Zn2+ + Co2+ + 2[Hg(SCN)4]2− = Zn[Hg(SCN)4]·Co[Hg(SCN)4]↓

3. Jony Co2+

Rozcieńczone roztwory soli Co2+ mają zabarwienie różowe, podczas gdy stężone

roztwory są niebieskie.

a) NaOH lub KOH wytrąca niebieski osad soli zasadowych, który po ogrzaniu przechodzi w

czerwonoróżowy osad Co(OH)2. Na przykład, jeśli analizowana próbka zawiera Co(NO3)2 to

przebieg reakcji jest następującyj:

Co2+ + OH− + NO3− = Co(OH)NO3↓

Co(OH)NO3 + OH− = Co(OH)2↓+ NO3−

Na powietrzu czerwonoróżowy wodorotlenek Co(OH)2 utlenia się do brunatnego Co(OH)3,

podobnie jak wodorotlenki Mn2+ i Fe2+.

b)NH3(aq) strąca niebieski osad hydroksosoli, np. Co(OH)NO3:

Co2+ + NO3− + NH3 + H2O = Co(OH)NO3↓ + NH4

+

Co(OH)NO3 rozpuszcza się w nadmiarze amoniaku, barwiąc roztwór początkowo na różowo od

powstałego kationu heksaaminakobaltu(II):

Co(OH)NO3 + 6NH3 = [Co(NH3)6]2+ + NO3− + OH−

Jon heksaaminakobaltu(II) jest bardzo nietrwały i ulega utlenieniu do brunatnego jonu

heksaaminakobaltu(III) [Co(NH3)6]3+.

c) Heksacyjanożelazian(II) potasu strąca zielony osad heksacyjanożelazianu(II) kobaltu(II):

2Co2+ + [Fe(CN)6]4− = Co2[Fe(CN)6]↓

22

d)Wodorofosforan(V) sodu wytrąca różowofioletowy osad fosforanu(V) kobaltu(II):

3Co2+ + 2HPO42− = Co3(PO4)2↓+ 2H+

4. Jony Ni2+

Wodne roztwory soli niklu Ni2+ posiadają zabarwienie zielone.

a) NaOH wytrąca zielony osad Ni(OH)2:

Ni2+ + 2OH− = Ni(OH)2↓

b) NH3(aq) strąca zielony osad hydroksosoli:

Ni2+ + Cl− + NH3 + H2O = Ni(OH)Cl↓ + NH4+

Osad rozpuszcza się w nadmiarze amoniaku z wytworzeniem niebieskiego jonu

kompleksowego heksaaminaniklu(II):

Ni(OH)Cl + 6NH3 = [Ni(NH3)6]2+ + OH− + Cl−

c) Wodorofosforan(V) sodu wytrąca jasnozielony osad fosforanu(V) niklu(II):

3Ni2+ + 2HPO42− = Ni3(PO4)2↓ + 2H+

d)Heksacyjanożelazian(II) potasu strąca jasnozielony osad heksacyjanożelazianu(II)

niklu(II):

2Ni2+ + [Fe(CN)6]4− = Ni2[Fe(CN)6]↓

e)Charakterystycznym odczynnikiem na jon Ni2+ jest dimetyloglioksym (odczynnik

Czugajewa), który w środowisku amoniakalnym daje malinoworóżowy osad soli

wewnątrzkompleksowej:

Reakcję przeprowadzamy następująco: kilka kropli badanego roztworu zadajemy 2 kroplami

1% alkoholowego roztworu dimetyloglioksymu i kilkoma kroplami NH3(aq).

23

Tabela 5. Porównanie reakcji kationów grupy IIIB

Odczynnik Mn2+ Zn2+ Co2+ Ni2+

(NH4)2S w NH3(aq) + NH4Cl

MnS cielisty osad

ZnS biały osad CoS czarny osad NiS czarny osad

NaOH Mn(OH)2 biały osad brunatniejący

Zn(OH)2 biały osad rozp. w nadmiarze NaOH

Co(OH)NO3 niebieski osad, po ogrzaniu czerwonoróżowy

Ni(OH)2 zielony osad

NH3(aq) Mn(OH)2 biały osad

Zn(OH)2 biały osad rozp. w nadmiarze NH3(aq)

Co(OH)NO3 nieb. osad rozp. w nadm. NH3(aq); powstaje różowy roztwór, który brunatnieje

Ni(OH)Cl zielony osad rozp. w nadm. NH3(aq)

K4[Fe(CN)6] Mn2[Fe(CN)6] biały osad

K2Zn3[Fe(CN)6]2 biały osad

Co2[Fe(CN)6] zielony osad

Ni2[Fe(CN)6] jasnozielony osad

Na2HPO4 Mn3(PO4)2 biały osad

Zn3(PO4)2 biały osad

Co3(PO4)2 różowo-fioletowy osad

Ni3(PO4)2 jasno-zielony osad

utleniacze MnO4– fiole-

towy roztwór – Co(OH)3 brunatny

osad Ni(OH)3 czarny osad

(NH4)2[Hg(SCN)4] w obecności Co2+

– Zn[Hg(SCN)4]· Co[Hg(SCN)4] niebieski osad

– –

dimetyloglioksym – – – malinowo- różowy osad

3.5. IV grupa analityczna (Ca2+, Sr2+, Ba2+); odczynnik grupowy (NH4)2CO3 w obecności

buforu amonowego (NH4Cl i NH3(aq))

Odczynnikiem grupowym jest (NH4)2CO3 w obecności buforu amonowego (NH4Cl i

NH3(aq)). Do próbki analizowanej dodajemy nas. NH4Cl i 2M NH3(aq) (takie same objętości, jak

dla grupyIII) oraz (NH4)2CO3. Jeżeli pod wpływem wymienionych odczynników wytrąca się

biały osad, to mogą być obecne kationy Ba2+, Sr2+ lub Ca2+:

Ba2+ + CO32− = BaCO3↓ biały osad

Sr2+ + CO32− = SrCO3↓ biały osad

Ca2+ + CO32− = CaCO3↓ biały osad

Kationy IV grupy analitycznej posiadają zbliżone właściwości chemiczne i dają podobne

reakcje z wieloma jonami. Kationy te najłatwiej rozróżnić zadając badany roztwór nasyconym

roztworem CaSO4. Po dodaniu odczynnika, siarczan baru BaSO4 wytrąca się natychmiast,

siarczan strontu SrSO4, po chwili lub po podgrzaniu, a siarczan wapnia CaSO4 natomiast nie

wytrąca się w ogóle.

24

1. Jony Ba2+

a) Do próbki analizowanej dodajemy nasyconego roztworu CaSO4. W obecności jonów Ba2+

następuje natychmiastowe wytrącenie się białego osadu:

Ba2+ + SO42− = BaSO4↓

W powyższej reakcji korzystamy z tego, że rozpuszczalność BaSO4 jest znacznie mniejsza niż

CaSO4. Stężenie jonów SO42− w nasyconym roztworze CaSO4 jest dostatecznie wysokie, aby

przekroczyć iloczyn rozpuszczalności BaSO4 i tym samym strącić jego osad.

b)Do próbki analizowanej dodajemy CH3COONa (działanie buforujące), a następnie

dichromianu(VI) potasu K2Cr2O7. Strąca się żółty osad chromianu(VI) baru:

2Ba2+ + Cr2O72− + H2O = 2H+ + 2BaCrO4↓

W tych warunkach jony Sr2+ i Ca2+ nie dają osadu.

c) Sole Ba2+ 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 Ba2+, Sr2+ i Ca2+ dają podobne białe osady z jonami HPO42− i (COO)2

2−:

Me2+ + HPO42− = MeHPO4↓

Me2+ + (COO)22− = (COO)2Me↓

gdzie Me2+ = Ca2+, Sr2+ lub Ba2+.

2. Jony Sr2+

a) Jeżeli po dodaniu nasyconego roztworu CaSO4 osad strąca się po chwili lub dopiero po

lekkim ogrzaniu i w niewielkiej ilości, to obecne są jony Sr2+:

Sr2+ + SO42− = SrSO4↓

b) Sole Sr2+ barwią płomień palnika intensywnie na kolor karminowoczerwony.

c) Inne reakcje - patrz jony Ba2+, punkt d.

25

3. Jony Ca2+

Jeśli pod wpływem nasyconego roztworu CaSO4 nie powstaje osad, nawet po dłuższej

chwili ani po ogrzaniu, to obecne są jony Ca2+.

a)Sole Ca2+ barwią płomień palnika na kolor ceglastoczerwony, lecz intensywność tego

zabarwienia jest niewielka.

b) Inne reakcje - patrz jony Ba2+, punkt d.

Tabela 6. Reakcje kationów grupy IV

Odczynnik Ba2+ Sr2+ Ca2+ (NH4)2CO3 w NH3(aq)+ NH4Cl

BaCO3 biały osad

SrCO3 biały osad CaCO3 biały osad

CaSO4 (nasycony)

BaSO4 osad wytrąca się natychmiast

SrSO4 osad wytrąca się po chwili lub po ogrzaniu –

K2Cr2O7 (w obec. CH3COONa)

BaCrO4 żółty osad

–

–

H2SO4 BaSO4 biały osad SrSO4 biały osad CaSO4 biały osad, ze stęż. roztworów

Na2HPO4 BaHPO4 biały osad SrHPO4 biały osad CaHPO4 biały osad

(COO)2Na2 (COO)2Ba biały osad (COO)2Sr biały osad (COO)2Ca biały osad zabarwienie płomienia

zielone

karminowoczerwone

ceglastoczerwone

3.6. V grupa analityczna (Mg2+, NH4+, 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: Mg2+, NH4+, K+ lub

Na+.

1. Jony Mg2+

a) NaOH strąca biały (galaretowaty) osad wodorotlenku magnezu:

Mg2+ + 2OH− = Mg(OH)2↓

b)Wodorofosforan(V) sodu Na2HPO4 w obecności NH3(aq) i NH4Cl tworzy z jonami Mg2+

biały osad fosforanu(V) amonu i magnezu:

NH4+ + Mg2+ + HPO4

2− = NH4MgPO4↓ + H+

26

c)Na2CO3 tworzy z jonami magnezu Mg2+ biały osad hydroksowęglanu magnezu:

2Mg2+ + 2CO32− + H2O = (MgOH)2CO3↓ + CO2↑

2. Jony NH4+

a)Zasady mocniejsze od amoniaku wypierają z soli amonowych NH3, 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 NH4+:

NH4+ + OH− = NH3↑ + H2O

b)Odczynnik Nesslera – zasadowy roztwór tetrajodortęcianu(II) potasu K2[HgI4] strąca z

roztworów soli amonowych czerwonobrunatny osad. Reakcję wykonujemy w następujący

sposób: analizowaną próbkę alkalizujemy NaOH i dodajemy odczynnik Nesslera. Reakcja ta

jest bardzo czuła i specyficzna dla jonów NH4+:

NH4+ + 2[HgI4]2− + 4OH− = [NH2Hg2O]I↓ + 3H2O + 7I−

c)Do próbki analizowanej dodajemy heksanitrokobaltanu(III) sodu Na3[Co(NO2)6]. Wytrąca

się żółty osad heksanitrokobaltanu(III) diamonu i sodu (reakcję tę dają także jony K+):

2NH4+ + Na+ + [Co(NO2)6]3− = (NH4)2Na[Co(NO2)6]↓

Wytrącanie osadu można przyspieszyć przez wstrząsanie mieszaniny reakcyjnej lub pocieranie

wewnętrznych ścianek probówki szklaną bagietką.

3. Jony K+

a) Próbkę analizowaną zadajemy heksanitrokobaltanem(III) sodu Na3[Co(NO2)6]. Wytrąca się

żółty osad heksanitrokobaltanu(III) dipotasu i sodu (reakcję tę dają także jony NH4+, które

jednak łatwo odróżnić za pomocą odczynnika Nesslera):

2K+ + Na+ + [Co(NO2)6]3− = K2Na[Co(NO2)6]↓

Wytrącanie osadu 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,

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 Mg2+ NH4+ K+ Na+

Na2HPO4 w NH3(aq)+ NH4Cl

NH4MgPO4 biały osad – – –

NaOH

Mg(OH)2 biały (galaretowaty) osad

przy ogrzewaniu ulatnia się NH3

– –

odczynnik Nesslera K2[HgI4] (w obecn. NaOH)

– NH2Hg2OI czerwono- brunatny osad

– –

Na3[Co(NO2)6] – (NH4)2Na[Co(NO2)6]

żółty osad K2Na[Co(NO2)6] żółty osad –

zabarwienie płomienia – – fioletowe

żółte

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 Ba2+ (używamy AgNO3 i BaCl2).

Przynależność anionu do danej grupy stwierdza się zawsze na podstawie reakcji z

obydwoma odczynnikami oraz sprawdzenia rozpuszczalności ewentualnych osadów w

1M HNO3. Wszystkie te reakcje dają podstawę do właściwej klasyfikacji anionów.

Najczęściej spotykane aniony sklasyfikowane są w następujący sposób:

Grupa I Cl− chlorkowy, Br− bromkowy, I− jodkowy

Grupa II S2− siarczkowy, CH3COO− octanowy

Grupa III CO32− węglanowy, (COO)2

2– szczawianowy

Grupa IV PO43− fosforanowy(V), CrO4

2− chromianowy(VI), Cr2O72− dichromianowy(VI)

Grupa V NO3− azotanowy(V), MnO4

− manganianowy(VII)

Grupa VI SO42− siarczanowy(VI), F− fluorkowy

Grupa VII SiO32− metakrzemianowy, SiO4

4− krzemianowy, Si2O52− metadikrzemianowy

Reakcje tych anionów z odczynnikami grupowymi przedstawiono w Tabeli 8.

Tabela 8. Reakcje anionów z odczynnikami grupowymi

Reakcje z odczynnikami grupowymi

Grupy anionów AgNO3 BaCl2

I Cl−, Br−, I− Osad, nierozp. w HNO3 −

II S2−, CH3COO− Osad1, rozp. w HNO3 na gorąco −

III CO32−, (COO)2

2− Osady białe2, rozp. w HNO3 Osad, rozp. w HNO3

IV PO43−, CrO4

2−, Cr2O72− Osady barwne, rozp. w HNO3 Osad, rozp. w HNO3

V NO3−, MnO4

− − −

VI SO42−

F− – −

Osad, nierozp. w HNO3 Osad, rozp. w HNO3

VII SiO32−, SiO4

4−, Si2O52− Osad, rozp. w HNO3 Osad, rozp. w HNO3

Uwaga 1: 1 Osad CH3COOAg strąca się zwykle po chwili.

2 Biały osad Ag2CO3 żółknie/brązowieje wskutek rozkładu Ag2CO3 = Ag2O + CO2

Uwaga 2: Studenci nie wykonują analizy anionów grupy VII

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 (Mg2+, NH4+, 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 osad odpowiednich węglanów odsączamy i

odrzucamy. Do analizy anionów używamy przesączu. Analizę przesączu zaczynamy od próby

na jon NO3– (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

Na2CO3, zagotowujemy i ponownie sprawdzamy odczyn (powinien być słabo kwaśny).

Następnie wykonujemy analizę systematyczną anionów.

4.2. I grupa analityczna (Cl−, Br−, I−)

AgNO3 strąca osad nierozpuszczalny w HNO3; BaCl2 nie strąca osadu.

Ag+ + Cl− = AgCl↓ biały osad (nierozpuszczalny w HNO3)

Ag+ + Br− = AgBr↓ żółtawy osad (nierozpuszczalny w HNO3)

Ag+ + I− = AgI↓ żółty osad (nierozpuszczalny w HNO3)

1. Jony Cl−

a)Pod działaniem AgNO3 wytrąca się biały osad, nierozpuszczalny w HNO3. Osad rozpuszcza

się natomiast w NH3(aq):

AgCl + 2NH3 = [Ag(NH3)2]+ + Cl−

b)Octan ołowiu(II) (CH3COO)2Pb strąca biały osad chlorku ołowiu(II):

30

Pb2+ + 2Cl− = PbCl2↓

c) Utleniacze powodują utlenienie jonu Cl− do cząsteczkowego chloru Cl2, który rozpoznajemy

po charakterystycznym zapachu. Uwaga: Poniższą reakcję proszę wykonać z prowadzącym.

Do próbki analizowanej dodajemy szczyptę MnO2 oraz stężony H2SO4 i lekko

ogrzewamy; wydziela się gazowy Cl2, który poznajemy po zapachu:

MnO2 + 4H+ + 2Cl− = Mn2+ + 2H2O + Cl2↑

2. Jony Br−

a) Żółtawy osad wytrącony pod wpływem AgNO3 rozpuszcza się dość trudno w NH3(aq). Do

reakcji używamy części osadu:

AgBr + 2NH3 = [Ag(NH3)2 ]+ + Br−

b) Octan ołowiu(II) strąca biały osad bromku ołowiu(II):

Pb2+ + 2Br− = PbBr2↓

c)Utleniacze wydzielają z roztworów bromków wolny brom. Wydziela się on na przykład pod

działaniem MnO2 i H2SO4, a nawet samego stężonego H2SO4, wywołując żółtobrunatne

zabarwienie roztworu:

MnO2 + 4H+ + 2Br− = Mn2+ + 2H2O + Br2

SO42− + 4H+ + 2Br = SO2↑ + 2H2O + Br2

3. Jony I−

a) Osad wytrącony pod wpływem AgNO3 nie rozpuszcza się w NH3(aq).

b) Octan ołowiu(II) strąca żółty osad jodku ołowiu(II):

Pb2+ + 2I− = PbI2 ↓

c)Utleniacze wydzielają z roztworów jodków wolny jod. Próbka analizowana zadana

roztworem K2Cr2O7 i rozcieńczonym H2SO4 brunatnieje od wydzielającego się jodu:

Cr2O72− + 6I− + 14H+ = 2Cr3+ + 7H2O +3I2

Roztwory, w których wydziela się wolny jod, barwią się na granatowo po dodaniu

roztworu skrobi.

31

Tabela 8. Porównanie reakcji anionów grupy I

Odczynnik Cl− Br− I− AgNO3

AgCl biały osad, nierozp. w HNO3, rozp. w NH3(aq)

AgBr żółtawy osad, nierozp. w HNO3, słabo rozp. w NH3(aq)

AgI żółty osad, nierozp. w HNO3, nierozp. w NH3(aq)

BaCl2 – – – (CH3COO)2Pb PbCl2 biały osad PbBr2 biały osad PbI2 żółty osad utleniacze

Cl2 gaz o charakterystycznym zapachu

Br2 zabarwia roztwór na żółtobrunatno

I2 zabarwia roztwór na brunatno, skrobię na granatowo

4.3. II grupa analityczna (S2−, CH3COO−)

AgNO3 strąca osad czarny lub biały rozpuszczalny w HNO3 na gorąco; BaCl2 nie strąca

osadu:

2Ag+ + S2− = Ag2S↓ czarny osad (rozpuszczalny w HNO3)

3Ag2S + 8H+ + 2NO3− = 6Ag+ + 2NO + 3S + 4H2O wydziela się koloidalna siarka

Ag+ + CH3COO− = CH3COOAg↓ biały osad, który strąca się po chwili tylko z roztworów bardziej stężonych, (rozpuszczalny w HNO3) CH3COOAg + H+ = Ag+ + CH3COOH

1. Jony S2−

a) Octan ołowiu(II) strąca czarny osad siarczku ołowiu(II):

Pb2+ + S2− = PbS↓

b)Kwasy nieutleniające (HCl, rozc. H2SO4) wydzielają z roztworów siarczków siarkowodór,

rozpoznawalny po zapachu zepsutych jaj:

S2− + 2H+ = H2S↑

c)Pentacyjanonitrozylżelazian(III) sodu daje w obecności jonów S2– zabarwienie

czerwonofioletowe roztworu:

[Fe(CN)5NO]2− + S2− = [Fe(CN)5NOS]4−

2. Jony CH3COO−

a) Do próbki analizowanej dodajemy roztworu FeCl3. Pojawia się czerwonobrunatne

zabarwienie wskutek powstania octanu żelaza(III) (CH3COO)3Fe, który po rozcieńczeniu wodą

32

i ogrzaniu wydziela brunatny osad dihydroksooctanu żelaza(III) CH3COO(OH)2Fe:

Fe3+ + 3CH3COO− = (CH3COO)3Fe

(CH3COO)3Fe + H2O = CH3COO(OH)2Fe↓ + 2CH3COOH

b)Rozcieńczony H2SO4 wypiera z octanów wolny kwas octowy, który po ogrzaniu

wykrywamy po zapachu:

CH3COO− + H+ = CH3COOH

Tabela 9. Porównanie reakcji anionów grupy II

Odczynnik S2− CH3COO− AgNO3

Ag2S czarny osad, rozp. w HNO3 na gorąco

CH3COOAg biały osad, rozp. w HNO3 na gorąco

BaCl2 – – (CH3COO)2Pb PbS czarny osad – kwasy

H2S gaz o zapachu zepsutych jaj

CH3COOH po ogrzaniu zapach kwasu octowego

[Fe(CN)5NO]2−

[Fe(CN)5NOS]4− czerwonofioletowy roztwór –

FeCl3

Fe2S3 czarny osad

(CH3COO)3Fe czerwonobrunatny roztwór, po ogrzaniu brunatny osad CH3COO(OH)2Fe

4.4. III grupa analityczna (CO32−, (COO)2

2−)

AgNO3 strąca biały osad rozpuszczalny w HNO3; BaCl2 strąca biały osad rozpuszczalny

w HNO3:

2Ag+ + CO32− = Ag2CO3↓ biały osad; Uwaga: osad ten żółknie/brązowieje

wskutek rozkładu: Ag2CO3 = Ag2O + CO2, (rozpuszczalny w HNO3) Ag2CO3 + 2H+ = 2Ag+ + H2O + CO2↑

Ba2+ + CO32− = BaCO3↓ biały osad (rozpuszczalny w HNO3)

BaCO3 + 2H+ = Ba2+ + H2O + CO2↑

2Ag+ + (COO)22− = (COO)2Ag2↓ biały osad (rozpuszczalny w HNO3)

(COO)2Ag2 + H+ = 2Ag+ + (COO)2H−

Ba2+ + (COO)22 = (COO)2Ba↓ biały osad (rozpuszczalny w HNO3)

(COO)2Ba + H+ = Ba2+ + (COO)2H−

33

1. Jony CO32−

a) Octan ołowiu(II) strąca biały osad węglanu ołowiu(II):

Pb2+ + CO32− = PbCO3↓

b)Węglany pod działaniem kwasów ulegają rozkładowi z wydzieleniem gazowego CO2. Aby

zaobserwować burzenie się roztworu do próbki analizowanej dodajemy kwasu, np. H2SO4:

CO32− + 2H+ = H2O + CO2↑

2. Jony (COO)22−

a) Octan ołowiu(II) strąca biały osad szczawianu ołowiu(II):

(COO)22− + Pb2+ = (COO)2Pb↓

b)Rozróżnienie jonu szczawianowego od węglanowego można przeprowadzić wykorzystując

właściwości redukujące szczawianu. Do próbki analizowanej, zakwaszonej H2SO4, dodajemy

kilka kropli manganianu(VII) potasu i lekko ogrzewamy. Roztwór odbarwia się zgodnie z

równaniem:

2MnO4− + 5(COO)2

2− + 16H+ = 2Mn2+ + 10CO2↑ + 8H2O

Tabela 10. Porównanie reakcji anionów grupy III

Odczynnik CO32− (COO)2

2− AgNO3

Ag2CO3 biały osad, żółknący, rozp. w HNO3

(COO)2Ag2 biały osad, rozp. w HNO3

BaCl2

BaCO3 biały osad, rozp. w HNO3

(COO)2Ba biały osad, rozp. w HNO3

(CH3COO)2Pb PbCO3 biały osad (COO)2Pb biały osad

Kwasy pęcherzyki gazowego CO2 –

KMnO4 – odbarwienie fioletowego roztworu

KMnO4

4.5. IV grupa analityczna (PO43−, CrO4

2−, Cr2O72−)

AgNO3 strąca barwne osady rozpuszczalne w HNO3; BaCl2 strąca osady białe lub żółte

rozpuszczalne w HNO3:

3Ag+ + PO43 = Ag3PO4↓ żółty osad (rozpuszczalny w HNO3)

Ag3PO4 + 2H+ = 3Ag+ + H2PO4−

34

3Ba2+ + 2PO43 = Ba3(PO4)2↓ biały osad (rozpuszczalny w HNO3)

Ba3(PO4)2 + 4H+ = 2Ba2+ + 2H2PO4−

2Ag+ + CrO42 = Ag2CrO4↓ czerwonobrunatny osad

(rozpuszczalny w HNO3) 2Ag2CrO4 + 2H+ = 4Ag+ + Cr2O7

2− + H2O

Ba2+ + CrO42 = BaCrO4↓ żółty osad (rozpuszczalny w HNO3)

2BaCrO4 + 2H+ = 2Ba2+ + Cr2O72− + H2O

1. Jony PO43−

a) Octan ołowiu(II) strąca biały osad fosforanu(V) ołowiu(II):

3Pb2+ + 2PO43− = Pb3(PO4)2↓

b)Do próbki analizowanej dodajemy NH4Cl, NH3(aq) i MgCl2 (mieszanina magnezowa) .

Wytrąca się biały osad fosforanu(V) amonu i magnezu:

Mg2+ + NH4+ + PO4

3− = MgNH4PO4↓

c)Próbkę analizowaną zadajemy kilkoma kroplami stężonego HNO3 (aż do rozpuszczenia

powstającego początkowo białego osadu), a następnie molibdenianu(VI) amonu (NH4)2MoO4.

Wytrąca się żółty osad molibdeniano(VI)-fosforanu(V) amonu:

PO43− + 12MoO4

2− + 3NH4+ + 24H+ = 12H2O + (NH4)3[P(Mo3O10)4]↓

2. Jony CrO42− i Cr2O7

2−

Pomiędzy jonami CrO42− i Cr2O7

2− istnieje w roztworach wodnych równowaga zależna

od pH. W środowisku kwaśnym jony CrO42− przechodzą w jony Cr2O7

2− i barwa roztworu

zmienia się z żółtej na pomarańczową, a po zalkalizowaniu, przeciwnie, wg równania:

2CrO42− + 2H+ = Cr2O7

2− + H2O żółty pomarańczowy

a) Żółte roztwory, zawierające jony CrO42− pod wpływem mocnych kwasów zmieniają barwę

na pomarańczową, właściwą jonom Cr2O72−. Odwrotnie, dodatek zasad do roztworów

dichromianów(VI) powoduje zmianę barwy z pomarańczowej na żółtą.

b) Jony CrO42− i Cr2O7

2− posiadają właściwości utleniające. Na przykład:

- Próbka zadana H2SO4 i KI zabarwia się na brunatno wskutek wydzielania się wolnego jodu:

Cr2O72− + 6I− + 14H+ = 7H2O + 2Cr3+ + 3I2

35

- Próbka zadana roztworem Na2SO3 i H2SO4 zmienia barwę z pomarańczowej na zielonkawą w

wyniku redukcji Cr2O72− do jonu Cr3+:

Cr2O72− + 3SO3

2− + 8H+ = 4H2O + 3SO42− + 2Cr3+

Tabela 11. Porównanie reakcji anionów grupy IV

Odczynnik PO43− CrO4

2− Cr2O72−

AgNO3

Ag3PO4 żółty osad, rozp. w HNO3

Ag2CrO4 czerwonobrunatny osad, rozp. w HNO3

Ag2Cr2O7 czerwonobrunatny osad, rozp. w HNO3

BaCl2

Ba3(PO4)2 biały osad, rozp. w HNO3

BaCrO4 żółty osad, rozp. w HNO3

BaCrO4 żółty osad, rozp. w HNO3

(CH3COO)2Pb Pb3(PO4)2 biały osad PbCrO4 żółty osad PbCrO4 żółty osad mieszanina magnezowa

MgNH4PO4 biały osad – –

(NH4)2MoO4 (HNO3)

(NH4)3[P(Mo3O10)4] żółty osad – –

KI (H2SO4) – I2, roztwór brunatnieje

od jodu I2, roztwór brunatnieje od jodu

4.6. V grupa analityczna (NO3−, MnO4

−)

AgNO3 i BaCl2 nie strącają osadów.

1. Jony NO3−

a)Reakcja obrączkowa: FeSO4 w obecności stężonego H2SO4 powoduje redukcję jonu NO3−

do tlenku NO, który z Fe2+ tworzy jon kompleksowy [Fe(H2O)5(NO)]2+ o brązowym

zabarwieniu. Reakcję wykonujemy następująco: do analizowanej próbki dodajemy FeSO4, a

następnie wlewamy ostrożnie (po ściance probówki) stężony H2SO4, tak, by pomiędzy kwasem

a próbką była wyraźna granica. Na granicy faz tworzy się brunatna obrączka pochodząca od

kompleksu [Fe(H2O)5(NO)]2+:

NO3− + 3Fe2+ + 4H+ = 3Fe3++ NO + 2H2O

Fe2+ + NO + 5H2O = [Fe(H2O)5(NO)]2+

2. Jony MnO4−

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

(1M H2SO4). Jako środków redukujących można użyć: SO32−, (COO)2

2−, Cl−, Fe2+, np.:

36

2MnO4− + 5SO3

2− + 6H+ = 2Mn2+ + 5SO42− + 3H2O

b) Jon MnO4− daje tzw. reakcję kameleonową. Próbka analizowana zadana stężonym NaOH i

zagotowana zmienia barwę na zieloną wskutek redukcji do jonu manganianu(VI):

4MnO4− + 4OH− = 2H2O + O2↑ + 4MnO4

2−

Po zakwaszeniu wraca po chwili pierwotne, fioletowe zabarwienie roztworu.

Tabela 12. Porównanie reakcji anionów grupy V

Odczynnik NO3− MnO4

− AgNO3 – – BaCl2 – – FeSO4 (stęż. H2SO4)

[Fe(H2O)5(NO)]2+, brązowa obrączka na granicy faz –

reduktory

– odbarwienie fioletowego roztworu KMnO4

reakcja kameleonowa

– MnO42−, zmiana barwy fioletowej

roztworu na zieloną

4.7. VI grupa analityczna (SO42−, F−)

AgNO3 nie strąca osadu; BaCl2 strąca białe osady, przy czym BaSO4 jest

nierozpuszczalny, a BaF2 jest rozpuszczalny w 1 M HNO3:

Ba2+ + SO42− = BaSO4↓ biały osad (nierozpuszczalny w HNO3)

Ba2+ + 2F− = BaF2↓ biały osad (rozpuszczalny w 1 M HNO3)

BaF2 + 2H+ = Ba2+ + 2HF

1. Jony SO42−

a)Octanołowiu(II)strącabiały osad siarczanu(VI) ołowiu(II):

Pb2+ + SO42− = PbSO4↓

2. Jony F−

a)Octanołowiu(II)strącabiały osad fluorku ołowiu(II):

Pb2+ + 2F− = PbF2↓

b)Jony fluorkowe, na skutek tworzenia kompleksu z żelazem(III), odbarwiają czerwony

roztwór tiocyjanianu żelaza(III).

37

Reakcję wykonujemy w następujący sposób: do 1-2 kropli roztworu FeCl3 dodać 1-2

krople 2 M HCl i 4-5 kropli roztworu KSCN (lub NH4SCN). Powstaje Fe(SCN)3, który

zabarwia roztwór na kolor krwistoczerwony. Do roztworu tego dodawać kroplami roztwór

badany aż do jego całkowitego odbarwienia:

Fe(SCN)3 + 6F− = [FeF6]3− + 3SCN−

Tylko całkowite odbarwienie roztworu, a nie częściowy zanik koloru czerwonego,

świadczy o obecności jonów fluorkowych.

Reakcja ta pozwala na definitywne rozróżnienie jonów SO42− i F−.

Tabela 13. Porównanie reakcji anionów grupy VI

Odczynnik SO42− F−

AgNO3 – – BaCl2 BaSO4, biały osad nierozp. w HNO3 BaF2 biały osad rozp. w 1 M HNO3 (CH3COO)2Pb PbSO4 biały osad PbF2 biały osad Fe(SCN)3

– odbarwienie czerwonego roztworu Fe(SCN)3, powstaje [FeF6]3−

4.8. VII grupa analityczna (SiO32−, SiO4

4−, Si2O52−)

AgNO3 i BaCl2 strącają osady rozpuszczalne w HNO3.

Uwaga: Studenci nie wykonują analizy anionów grupy VII.

Literatura:

1. Lipiec T. – Półmikroanaliza jakościowa, PZWL, Warszawa 1959.

2. Hubicki W., Pasternak A. – Tablice analizy jakościowej, W-Z-K, Kraków 1946.

3. Aleksiejew W. – Analiza jakościowa, PWN, Warszawa 1954.

4. Bartynowska Z . – Analiza jakościowa, w: Chemia ogólna i analityczna, UJ, Kraków 1994.

5. Miśkowiec P., Krajewska B. – Analiza jakościowa jonów (materiały do ćwiczeń, 2012).

38

Przykładowe sprawozdanie z analizy soli (kation grupy V, anion z grup I-VI)

Nazwisko i imię ………………….. Data: ……..

Temat: Analiza soli (kation grupy V, anion z grup I-VI)

Próbka analizowana (p.a.) – roztwór bezbarwny

Analiza kationu:

Czynność Obserwacja Wniosek

1) p.a. + NaOH

2) roztwór 1 podgrzewamy

3) p.a.(+ NaOH) + K2[HgI4]

4) p.a. + Na3[Co(NO2)6]

brak widocznych zmian

zapach amoniaku

czerwonobrunatny osad

żółty osad

brak Mg2+

obecne kationy NH4+

kationy NH4

+

1 i 2) NH4+ + OH− = NH3↑ + H2O

3) NH4+ + 2[HgI4]2− + 4OH− = [NH2Hg2O]I↓ + 3H2O + 7I−

4) 2NH4+ + Na+ + [Co(NO2)6]3− = (NH4)2Na[Co(NO2)6]↓

Analiza anionu:

Czynność Obserwacja Wniosek

1) p.a. + AgNO3

2) osad 1 + HNO3

3) p.a.+ BaCl2

4) osad 3 + HNO3

5) p.a. + (CH3COO)2Pb

6) p.a. (+H2SO4) + KMnO4

biały osad

osad rozpuszcza się

biały osad

osad rozpuszcza się

biały osad

filoletowy roztwór odbarwia się

anion IV grupy

aniony CO32− lub (COO)2

2−

aniony (COO)22−

1) 2Ag+ + (COO)22− = (COO)2Ag2↓

2) (COO)2Ag2 + H+ = 2Ag+ + (COO)2H−

3) Ba2+ + (COO)22 = (COO)2Ba↓

4) (COO)2Ba + H+ = Ba2+ + (COO)2H−

5) (COO)22− + Pb2+ = (COO)2Pb↓

6) 2MnO4− + 5(COO)2

2− + 16H+ = 2Mn2+ + 10CO2↑ + 8H2O

Wynik analizy: W otrzymanej próbce wykryto szczawian amonu (COO)2(NH4)2