Усі аніони поділяються на три аналітичні групи залежно від розчинності їх солей барію (ІІ) і арґентуму (І). Аніони першоі аналітичної групи осаджуються катіонами Ва2+, аніони другої аналітичної групи осаджуються катіонами Ag+, аніони третьої аналітичної групи не мають групового реагента, оскільки їх солі барію (ІІ) і арґентуму (І) розчинні у воді.
У скороченому курсі якісного аналізу з аніонів першої аналітичної групи вивчаються сульфат-, сульфіт-, карбонат- і фосфат-іони, другої – хлорид-, бромід-, йодид-іони, третьої – ацетат-, нітрит- і нітрат-іони. Усі вони мають безпосереднє відношення до харчових продуктів: фосфор, сірка і хлор належать до макроелементів; ацетат і аніони інших органічних кислот входять до складу бaгатьох харчових продуктів, надаючи їм первого смаку; карбонати і сульфати широко застосовуються у харчових технологіях; нітрати і особливо нітрити негативно впливають на організм людини, їх вміст у харчових продуктах повинен постійно контролюватися методами аналітичної хімії.
Лабораторна робота № 9
Перша аналітична група аніонів: SO42–, SO32–, CO32–, PO43–
Груповим реагентом, який осаджує усі аніони першої аналітичної групи, є кaтіони барію у вигляді BaCl2 або Ba(NO3)2. У нейтральному або слабколужному середовищі вони утворюють з аніонами першої аналітичної групи білі осади:
SO42– + Ba2+ = BaSO4 ¯
SO32– + Ba2+ = BaSO3 ¯
CO32– + Ba2+ = BaCO3 ¯
2 PO43– + 3 Ba2+ = Ba3(PO4)2 ¯
У випадку кислого або навіть слабкокислого середовища (рН 4-5 за універсальним індикаторним папером) потрібно додати 1 – 2 краплі NH4OH.
Виконання: у чотиричисті пробірки внести по 2 – 3 краплі 0,5 н. розчинів Na2SO4, Na2SO3, Na2CO3 і Na2HPO4 і додати у кожну по 2 – 3 краплі 0,5 н. розчин BaCl2 (або Ba(NO3)2). Спостерігати утворення білих осадів, які розрізняються за своєю розчинністю у сильних кислотах.
Сульфат ВаSO4 є сіллю сильної кислоти і не розчиняється у сильних кислотах, а сульфіт ВаSO3, карбонат ВаСO3 і фосфат Ва3(РO4)2 є солями слабких кислот і розчиняються у НCl або НNO3:
ВаSO3 + 2 Н+ = Ba2+ + Н2SO3
ВаСO3 + 2 Н+ = Ba2+ + Н2СO3
Ва3(РO4)2 + 6 Н+ = 3 Ba2+ + 2 Н3РO4
Вугільна (карбонатна) кислота Н2СO3 швидко розкладається, тому при розчиненні білого осаду ВаСO3 інтенсивно виділяються бульбашки безбарвного газу СO2.
Сірчиста (сульфітна) кислота Н2SO3 більш стійнка, але також можна спостерігати окремі бульбашки SO2, хоча сірчистий газ виділяється не так інтенсивно, як СO2, і має характерний запах.
Виконання: у кожну з попередніх пробірок, де утворилися білі осади, додати 2 – 3 краплі НCl і спостерігати особливості розчинення осадів.
Виконавши реакцію з груповим реагентом, потрібно відкрити іони за допомогою індивідуальних реакцій.
Аніони сульфату SO42–
1. Хлорид барію ВаCl2 (0,5 н.) (або Ва(NO3)2) утворює з сульфатами білий осад SO42– + Ba2+ = BaSO4 ¯,
який (на відміну від інших аніонів першої аналітичної групи) не розчиняється у НCl (або НNO3).
Сульфат-іон SO42– може з‘явитися у розчині внаслідок окиснення сульфіту SO32– киснем повітря, тому, відкривши сульфат, потрібно обов‘язково перевірити присутність сульфіту, виконавши наступну реакцію, як це описано далі.
Аніони сульфіту SO32–
SO32–відрізняється від усіх інших аніонов першої аналітичної групи тим, що є відновником. Він реагує із забарвленими окисниками і знебарвлює їх. Сірка (сульфур ІV) окиснюеться до сірки (сульфуру VI).
1. Перманганат калію КМnО4 у сильнокислому середовищі знебарвлюється при додаванні сульфіту:
2 KMnO4 + 3 H2SO4 + 5 Na2SO3 = 2 MnSO4 + 5 Na2SO4 + K2SO4 + 3 H2O
Виконання: у чисту пробірку взяти краплю 0,05 н. розчину KMnO4, додати 10 крапель 2 н. розчину H2SO4, перемішати і спостерігати забарвлення розчину у червно-фіолетовий колір. Обережно додати 1 – 2 краплі 0,5 н. розчину Na2SO3, перемішати і спостерігати знебарвлення розчину у пробірці.
Нітрит-іон NO2– може давати таку саму реакцію, але він належить до 3-ї аналітичної групи аніонів.
2. Жовто-бурий розчин йоду J2 стає темно-синім, якщо до нього додати крохмаль, а сульфіт відновлює йод і знебарвлює темно-синій колір. Розчин стає безбарвним:
J2 + Na2SO3 + H2O = Na2SO4 + 2 HJ
Виконання: у чисту пробірку взяти 2 – 3 краплі 0,1 н. розчину йоду, додати 1 – 2 краплі крохмалю, перемішати і додати 1 – 2 краплі розчину Na2SO3. Спостерігати знебарвлення розчину.
Аніони карбонату СO32–
1. При дії кислот (НCl, СН3СООН) на розчин карбонатів або на сухі карбонати утворюється слабка вугільна кислота, яка швидко розкладається з виділенням вуглекислого газу СО2, який не має кольору і запаху:
СO32– + 2 Н+ = Н2СO3 ® Н2О + СО2↑
При цьому спостерігається утворення бульбашок газу і шипиння. Якщо пропустити газ крізь розчин Са(ОН)2, утворюється осад СаСО3 і розчин мутніє.
Виконання: у двічисті пробіркі внести 3 – 4 краплі 0,5 н. Na2СO3, і додати 2 – 3 краплі 2 М розчину НCl, а в іншу 2 – 3 краплі 2 М СН3СООН, перемішати. У першій пробірці швидко виділяється велика кількість бульбашок СO2, а у другій – газ виділяється поступово і бульбашки можна спостерігати довше.
При аналізі досліджуваного розчину перед виконанням реакції на аніон СO32– порібно обов‘язково виконати реакцію на аніон SO32‘, тому що з кислотами він утворює сірчисту (сульфітну) кислоту Н2SO3, яка може роскладатися з виділенням бульбашок газу SO2.
Аніони фосфату РО43–
Фосфат-іон може існувати у розчині у різних формах: при рН 4,3 у розчині існує переважно іон Н2РO4–, при рН 9,6 – іон НРO42–, а при рН 12,5-13 – іон РO43–. Тільки попереднє визначення рН розчину може вказати на одну з цих форм, оскільки всі вони дають однакові аналітичні реакції.
1. Магнезіальна суміш (MgCl2+ NH4Cl + NH4OH) утворює з фосфатом білий кристалічний осад фосфату магнію-амонію (магній-амоній фосфат): HPO42– + Mg 2+ + NH4OH = MgNH4PO4¯ + H2O
Виконання: у чисту пробірку внести 2 – 3 краплі 0,5 н. розчину MgCl2, додати 3 – 4 краплі NH4Cl і 1 – 2 краплі 2 М NH4OH, перемішати і спостерігати утворення безбарвного розчину (магнезіальна суміш). Додати 1 – 2 краплі 0,5 н. Nа2НPO4, перемішати і спостерігати утворення білого осаду.
2. Молібденова рідина (HNO3 + (NH4)2MoO4) утворює з фосфатом жовтий кристалічний осад 12-молібдофосфату амонію:
Na2HPO4+12 (NH4)2MoO4+23 HNO3=(NH4)3[P(Mo3O10)4]¯+2 NaNO3+21 NH4NO3+ 12 H2O
Розчин молібдату амонію в азотній (нітратній) кислоті (молібденову рідину потрібно додавати у великому надлишку до фосфату. На відміну від попередньої реакції осад утворюється поступово (протягом 3 – 5 хв.): спочатку розчин жовтіє, потім мутніє. Процес можна прискорити додаванням кристалів NH4NO3 або нагріванням.
Виконання: у чисту пробірку взяти не більше однієї краплі розчину Nа2НPO4 (або невідомого розчину), додати не менш як 10 крапель молібденової рідини, збовтувати деякий час, залишити у штативі на 3 – 5 хв. Якщо осад не випадає, додати кілька кристалів NH4NO3, обережно підігріти. Спостерігати утворення жовтого дрібнокристалічного осаду.
Лабораторна робота № 10
Друга аналітична група аніонів: Cl– , Br–, J–
Груповим реагентом, який осаджує усі аніони другої аналітичної групи, є катіони аргентуму у вигляді AgNO3:
Cl– + Ag+ = AgCl ¯ білий,
Br– + Ag+ = AgBr ¯ блідо-жовтий,
J– + Ag+ = AgJ ¯ світло-жовтий.
Осади є солями сильних галогеноводневих кислот і тому вони не розчиняються у сильних кислотах (для випробування береться 2 М розчин HNO3). Аніони інших аналітичних груп утворюють з AgNO3 білі осади Ag2SO3, AgNO2, Ag2СO3, або жовтий Ag3РO4. Але ці осади є солями слабких кислот і розчиняються у сильній НNO3.
Виконання: у тричисті пробіркі внести по 3 – 4 краплі розчину 0,5 М розчинів NаCl, NаBr і КJ, додати 1 – 2 краплі 1 М AgNO3, перемішати і спостерігати утворення осадів відповідного кольору. Додати у кожну пробірку 5 – 10 крапель 2 М розчину НNO3, збовтувати деякий час і упевнитися, що осади не розчиняються.
1. Розчин аміаку NH4OH 25% зовсім не розчиняє осад AgJ, частково розчиняє
AgBr і повностю розчиняє AgCl:
AgCl↓ + 2 NH4OH = [Ag(NH3)2]+ + Cl– + 2 H2O
Утворюється безбарвний розчин, який знов мутніє, якщо нейтралізувати аміак азотною (нітратною) килотою:
[Ag(NH3)2]+ + Cl– + 2 H+ = AgCl¯ + 2 NH4+
Виконання: у чисту пробірку внести 1 – 2 краплі 0,5 М розчину NаCl, додати краплю розчину AgNO3, перемішати і спостерігати утворення білого осаду AgCl. Додавати краплями 25% розчин NH4OH і збовтувати, поки осад не розчиниться. Утворюється безбарвний прозорий розчин. Додавати до нього 2 М розчин НNO3, поки знову не утвориться осад AgCl.
2. Хлорна вода (вільний хлор Cl2 у водному розчині) не реагує з хлоридами, а броміди та йодиди окиснює до вільних брому та йоду:
2 Cl– + Cl2 – не реагує
2 Br– + Cl2 = 2 Cl– + Br2 – жовто-бурий
2 J– + Cl2 = 2 Cl– + J2 – червоно-фіолетовий
У водному середовищі розчини брому та йоду мають жовто-бурий колір, тому проводять екстракцію хлороформом (або бензолом) і одержують жовто-бурий (Br2) і червоно-фіолетовий (J2) екстракти. Таким чином, за кольором екстракту можна впевнено визначати аніон другої аналітичної групи: жовто-бурий екстракт дає бромід, а червоно-фіолетовий – йодид. Безбарвний екстракт (або забарвлений вільним хлором у дуже слабкий жовто-зелений колір) утворюється у випадку хлориду або аніону іншої групи, який не взаємодіє з хлорною водою.
Виконання: у тричисті пробіркі внести по 3 – 4 краплі розчину 0,5 М розчини NаCl, NаBr і КJ (або невідомий розчин), додати у кожну 1 – 2 краплі 2 М розчину НCl або 2 н. H2SO4, 2 – 3 краплі хлорної води (або розчину хлораміну) і 3 – 4 краплі хлороформу. Закрити кожну пробірку і інтенсивно збовтати. Залишити у штативі до повного розшарування водної та хлороформної фаз. Хлороформ важчий за воду і утворює нижній шар, колір якого вказує на аніон, який реагував з хлорною водою: жовто-бурий – бромід, червоно-фіолетовий – йодид.
3. Нітрит KNO2 (або NaNO2) у кислому середовищі окиснює йодид на відміну від броміду і хлориду:
2 J– + 2 NO2– + 4 H+ = 2 NO + J2¯ + 2 H2O
Виконання: проводиться як попередня реакція, тільки замість хлорної води додається 0,5 М розчин KNO2 (або NaNO2). Хлороформ забарвлюється у червоно-фіолетовий колір у присутності йодиду.
Лабораторна робота № 11
Третя аналітична група аніонів: CH3COO–, NO2–, NO3–
Не має групового реагенту.
Аніони ацетату CH3COO–
1. Сильні кислоти (2 н. розчин H2SO4) витісняють з ацетатів слабку оцтову кислоту, при обережному нагріванні можна відчути характерний запах:
CH3COO– + Н+ = CH3COOН
Виконання: у чисту пробірку внести 3 – 4 краплі 1 М розчину CH3COONа і додати 3 – 4 краплі 2н. H2SO4. Перемішати і обережно підігріти. Пари, які виділяються з пробірки, мають запах оцту. Якщо замість запаху оцту відчувається запах оксидів азоту (нітрогену), можна зробити припущення про присутність NО2–. Але остаточний висновок можна зробити, тільки виконавши реакцію з KJ.
2. Хлорид феруму (ІІІ) FeCl3 утворює з ацетатами ацетат феруму (ІІІ), який є сілью слабкої кислоти і дуже слабкої основи, тому у водному розчині і катіон, і аніон беруть участь у гідролізі, внаслідок якого утворюється основний ацетат феруму (ІІІ), що забарвлює розчин у червоно-бурий колір. При нагріванні гідроліз посилюється і випадає червоно-бурий осад.
Склад основних ацетатів феруму (ІІІ) залежить від умов проведення реакції, тому можна записати спрощений варіант реакції:
Fe3+ + 3 CH3COO– + H2O «CH3COOH + FeOH(CH3COO)2
червоно-бурий розчин
FeOH(CH3COO)2 + H2O = CH3COOH + Fe(OH)2CH3COO¯
червоно-бурий осад
Виконання: у чисту пробірку внести 3 – 4 краплі розчину 1 М CH3COONа і додати 1 – 2 краплі 0,5 н. розчину FeCl3, перемішати і спостерігати забарвлення розчину у червоно-бурий колір. Якщо підігріти розчин майже до кипіння, можна спостерігати утворення червоно-бурого осаду і відчути запах оцту.
Йодид-іон окиснюється розчином FeCl3 до вільного йоду J2, який забарвлює водний розчин у червоно-бурий колір. Але при нагріванні такого розчину осад не виділяється і відчувається запах йоду, а не оцту.
Аніони нітриту NО2–
1. Сильні кислоти витісняють з нітритів слабку азотисту (азотисту) кислоту, яка поступово розкладається:
2 NaNO2 + H2SO4 = Na2SO4 + 2 HNO2
2 НNO2 ® H2O + N2O3
N2O3 ® NO + NO2
При цьому виділяються оксиди азоту(нітрогену) NO і NO2, які мають відповідний запах, а NO2 – забарвлений у жовто-бурий колір. Але остаточний висновок можна зробити, тільки виконавши більш чутливу реакцію з KJ.
2. Йодид калію у кислому середовищі відновлює нітрити до NO, окиснюючись до вільного йоду:
2 J– + 2 NO2– + 4 H+ = 2 NO + J2¯ + 2 H2O
Виконання: у чисту пробірку внести 1 – 2 краплі 0,5 М розчину NaNO2 (або КNO2) додати 4 – 5 крапель 2 н. розчину H2SO4, і 2 – 3 краплі розчину KJ, перемішати.
Спостерігати забарвлення розчину у червоно-бурий колір (інколи випадає сірий осад йоду). Додати 4 – 5 крапель хлороформу, щільно закрити і добре збовтати. Після розшарування спостерігати забарвлення хлороформного екстракту (нижній шар) у чевоно-фіолетовий колір.
Ця реакція дає можливість відрізнити іони NO2– від нітрат-іонів NO3–, які не дають реакції з KJ.
3. Перманганат калію КМnО4 у сильнокислому середовищі
знебарвлюється при додаванні нітриту:
2 KMnO4 + 3 H2SO4 + 5 NaNO2 = 2 MnSO4 + 5 NaNO3 + K2SO4 + 3H2O
Ця реакція дає можливість перевірити присутність нітриту, якщо у розчині є іони, які реагують з КJ, як у попередній реакції, з виділенням йоду (Cu2+, Fe3+).
Виконання: у чисту пробірку взяти краплю 0,05 н. розчину KMnO4, додати 10 крапель 2 н. розчину H2SO4, перемішати і спостерігати забарвлення розчину у червно-фіолетовий колір. Обережно додати 1 – 2 краплі 0,5 М розчину NaNO2, перемішати і спостерігати знебарвлення розчину у пробірці.
Аніони нітрату NO3–
Усім реакціям на нітрат (0,5 М розчин), які наведені нижче, заважає нітрит, оскільки він дає такий самий аналітичний ефект реакції. Тому перед відкриттям нітрату треба упевнитися, що у досліджуваному розчині відсутній нітрит (виконати наведенівище реакції з KJ і з KMnO4).
1. Металічна мідь (стружки) з 2 н. розчином H2SO4 не реагує,
але якщо у розчині з‘являється нітрат, мідь починає розчинятися:
3 Cu + 2 NO3– + 8 H+ = 3 Cu2+ + 2 NO + 4 H2O
3 Cu + 4 H2SO4 + 2 NaNO3 = 3 CuSO4 + 2 NO + Na2SO4 + 4 H2O
Безбарвний розчин стає блакитним, виділяється NO, який має характерний запах і легко переходить в NO2, забарвлений у жовто-бурий колір.
2. Металічний алюміній (або цинк) у сильнолужному середовищі відновлює нітрат до аміаку, який можна виявити за запахом або іншими методами:
NO3– + 4 Zn + 7 OH– = NH3 + 4 ZnO22– + 2 H2O
3 NO3– + 8 Al + 21 OH– = 3 NH3 + 8 AlO33– + 6 H2O
3. Реакція “бурого кільця”: до розчину, який містить нітрат, додають насичений розчин FeSO4, перемішують і додають концентровану Н2SO4 по стінці пробірки так, щоб вона, не перемішуючись, зібралась у нижній частині пробірки. На межі розподілу двох шарів утворюється буре кільце – нестійка комплексна сполука [FeNO]SO4 темно-бурого кольору:
NO3– + 3 Fe2+ + 4 H+ = 3 Fe3+ + NO + 2 H2O
2 NaNO3 + 6 FeSO4 + 4 H2SO4 = 2 NO + 3 Fe2(SO4)3 + Na2SO4 + 8 H2O
NO + FeSO4 = [FeNO]SO4
Реакції пп. 1-3 найбільш специфічні для нітратів і тому їх потрібно знати, але у скороченому курсі якісного аналізу нітрати відкривають менш специфічною реакцією з дифеніламіном.
4. Дифеніламін (C6H5)2NH у концентрованій H2SO4 дає з нітратами темно-сине забарвлення на стінках пробірки. Це перетворення (окиснення) відбувається і при дії інших окисників.
Виконання: у чисту пробірку внести 1 – 2 краплі розчину що містить нітрат і вилити. До того розчину, який залишився на стінках пробірки, додати розчин дифеніламіну у концентрованій H2SO4 (дуже обережно! Не торкатися піпеткою стінок пробірки!). Спостерігати темно-синє забарвлення на стінках пробірки.
Лабораторна робота № 12
Аналіз солей
У скороченому курсі якісного аналізу макро- та мікроелементів аналіз невідомої речовини є аналізом простої солі, яка містить тільки один катіон та один аніон і розчинна у воді. Сіль видається у сухому вгляді у день виконання індивідуального завдання.
І. Підготовчі операції. Описати зовнішній вигляд солі (кристалічна форма, колір, гігроскопічність тощо і зробити певні припущення щодо присутності деяких іонів, наприклад, якщо сіль біла, це означає, що там не містяться катіони Cu2+, Ni2+, Co2+, Mn2+, Cr3+, Fe2+, Fe3+; якщо сіль блакитна або зеленувата – там знаходиться катіон Cu2+, зелена – Ni2+, малинова – Co2+, блідо рожева – Mn2+, сіро зеленувата – Fe2+, жовто оранжева – Fe3+ тощо) і приготувати її розчин у воді у співвідношенні 1:10: у чисту пробірку насипати частину виданої солі і долити 10 частин дистильованої води, перемішати скляною паличкою. Цією ж паличкою нанести краплину розчину солі на один край універсального індикаторного папірця (жовтого кольору), з іншого краю – краплину дистильованої води, у якій розчиняли сіль. Порівняти зі шкалою рН і визначити, як змінює розчинена сіль рН води. Зменшення рН вказує на гідроліз солі слабкої основи та сильної кислоти, збільшення – на гідроліз солі сильної основи і слабкої кислоти. Незначну зміну рН індикаторним папірцем визначити не можна. Визначення рН розчину солі необхідно перед виконанням багатьох аналітичних реакцій, тому що вони виконуються тільки у певному середовищі.
ІІ. Відкриття катіону солі. Спочатку відкривають аналітичну групу, а вже потім – сам катіон. Реакції виконують у чистих пробірках з невеликими порціями розчину солі.
1. Відкриття катіонів 3-ї аналітичної групи: До окремої порції розчину солі додати 1 М розчин HCl. Утворення білого осаду вказує на наявність катіонів 3-ї групи. Додати дистильованої води до 1/3 пробірки, нагріти, злити прозорий розчин у чисту пробірку і додати КJ. Утворення жовтого осаду PbJ2 вказує на присутність Pb2+. Якщо жовтий осад не утворюється, до білого осаду, що утворився з НСІ, додати NН4OH. Розчинення осаду вказує на присутність Ag+.
2. Відкриття катіонів 2-ї аналітичної групи. Якщо з НСІ білий осад не утворився, до нової порції розчину солі додати 1 М розчин Н2SО4. Утворення білого осаду вказує на присутність катіонів Cа2+ або Ва2+. Осад BaSO4 утворюється миттєво, а для утворення CaSO4 потрібно охолодити пробірку під краном з холодною водою і потерти скляною паличкою стінки пробірки. У чисту пробірку взяти нову порцію цього розчину і додати 2 – 3 краплі K2Cr2O7 та 1 – 2 краплі CH3COONa. Утворення жовтого осаду вказує на присутність Ва2+. Якщо Ва2+ немає, з новою порцією розчину виконати реакцію на Са2+ з (NH4)2C2О4.
3. Відкриття катіонів 4-ї, 5-ї та 6-ї аналітичних груп. Якщо з НСІ і Н2SО4 осаду не було, потрібно з новою порцією розчину солі виконати реакції з груповими реагентами 4-ї, 5-ї та 6-ї аналітичних груп катіонів – NаОН та NH4OH і далі як описано у лабораторній роботі № 8.
4. Відкриття катіонів І аналітичної групи. Якщо з груповими реагентами на катіони 2 – 6-ї груп осадів не було, в окремих порціях розчину солі відкривають катіони 1-ї групи у певній послідовності: NH4+, K+, Na+.
ІІІ. Відкриття аніону солі. Спочатку відкривають аналітичну групу, а потім – сам аніон. Не потрібно шукати аніони, які з уже відкритим катіоном утворюють нерозчинні у воді солі.
1. Відкриття аніонів І аналітичної групи. До нейтрального розчину солі додати ВаСІ2 (або Ва(NО3)2 ). Утворення білого осаду (BaSO4, BaSO3, BaCO3, Ba3(PO4)2) вказує на присутність аніону І групи. Перевірити розчинність осаду у сильних кислотах – HCI або HNO3. Нерозчинність у сильних кислотах вказує на присутність BaSO4. Але аніон SO42– може утворитися при окисненні SO32–, тому з новою порцією розчину потрібно виконати реакцію на SO32–. Якщо осад повністю розчиняється у сильних кислотах, потрібно шукати CO32– або PO43–. Якщо розчин солі кислий (рН 4-5 і менше), і осад після додавання ВаСІ2 не випадає, потрібно додавати по краплині 2 M NH4OH до слабколужної реакції розчину (рН більше 7). Якщо і у цьому випадку білий осад не випадає, аніонів І групи у розчині немає.
2. Відкриття аніонів ІІ аналітичної групи. До нової порції розчину солі додати 1 – 2 краплі AgNO3. Утворення світлого осаду (AgCI білий, AgBr блідо-жовтий, AgJсвітло-жовтий) вказує на присутність аніону ІІ групи тільки у тому випадку, якщо цей осад не розчиняється у сильних кислотах (HNO3 розведена). Додати до осаду 4 – 5 крапель 2 М HNO3, перемішати, упевнитися у тому, що осад не розчинився (суміш не стає прозорою). З новою порцією розчину виконати реакцію з хлорною водою і визначити, який саме аніон ІІ групи входить до складу солі.
3. Відкриття аніонів ІІІ аналітичної групи. Якщо ні катіони Ва2+, ні катіони Ag+у відповідних умовах не осаджують аніон солі, він належить до ІІІ групи. З окремими порціями розчину солі виконати реакції на СН3СОО–, NO2– і тільки потім – на NO3– - іони.
Визначивши катіон і аніон солі, скласти звіт про роботу і записати відповідь – формулу і назву солі.
