Принципи класифікації катіонів

АНАЛІЗ КАТІОНІВ

Виявляють іони за допомогою дробного і систематичного методів аналізу. Принцип дробного методу полягає в тому, що іони елемента виявляють характерними реакціями у присутності всіх інших іонів. У складніших випадках спочатку відокремлюють конкретний іон від тих, які заважають його виявленню. Використовуючи цей метод аналізу, звичайно не дотримуються певної послідовності у виявленні окремих іонів. Систематичний метод аналізу передбачає відокремлення іонів не поодинці, а цілими групами, за допомогою реагентів, які називають груповими реагентами. Потім у межах кожної з цих груп виявляють окремі іони характерними реакціями.

Груповими є реагенти, які відповідають таким вимогам:

· осаджують іони кількісно (концентрація іону в розчині після осадження не повинна перевищувати 10^-6 М);

· одержаний з їхньою допомогою осад легко розчиняється у кис­лотах, відтак можна продовжувати аналіз;

· надлишок доданого реагенту не заважає виявленню іонів, які за­лишаються у розчині.

Є декілька схем класифікації катіонів на аналітичні групи. В ос­нові сульфідного методу аналізу катіонів є різна розчинність карбо­натів і сульфідів металів залежно від рН середовища. Всі катіони поділяють на такі п’ять аналітичних груп:

перша група – катіони K⁺, Na⁺, NH₄⁺, Mg²⁺, які не мають групо­вого реагенту;

друга група – катіони Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺, які утворюють з (NH₄)₂CO₃ в присутності амонійної буферної суміші (рН=9) нерозчинні у воді карбонати;

третя група – катіони Al³⁺, Cr³⁺, Mn²⁺, Fe²⁺, Fe³⁺, Co²⁺, Ni²⁺, Zn²⁺.

Розчин амоній сульфіду є груповим реагентом, дією якого на нейтральний або слабколужний розчин осаджують сульфіди NiS, CoS, FeS, Fe₂S₃, MnS, ZnS і гідроксиди Cr(OH)₃, Al(OH)₃ (гідроксиди утворюються як продукти гідролізу відповідних сульфідів);

четверта група – іони Hg²⁺, Cu²⁺, Bi³⁺, Cd²⁺, Sn(II), Sn(IV), As(III), As(V), Sb(III), Sb(V), які осаджують з кислих розчинів сірко­воднем у вигляді сульфідів;

п’ята група – катіони Ag⁺, , Pb²⁺, Cu⁺, які, взаємодіючи з HCl, утворюють нерозчинні у воді хлориди.

Сульфідний метод має суттєві недоліки. Деякі сульфіди легко окиснюються до сульфатів, у результаті чого випадають в осад суль­фати кальцію, стронцію і барію. Це приводить до втрати катіонів другої групи. Значна токсичність H₂S потребує обережності під час роботи з ним. Тому частіше використовують інші методи аналізу, зокрема кислотно-лужний та аміачно-фосфатний.

В основі кислотно-лужного методу є різна розчинність хлоридів і сульфатів металів, а також відмінності у властивостях їхніх гідроксидів. У цьому методі катіони поділяють на такі шість аналітичних груп:

перша група – катіони Ag⁺, Pb²⁺, , які утворюють малороз­чинні хлориди;

друга група – катіони Ba²⁺, Sr²⁺, Ca²⁺, Pb²⁺, які утворюють мало­розчинні сульфати;

третя група – іони Al³⁺, Cr³⁺, Zn²⁺, Sn(II), Sn(IV), As(III), As(V), які утворюють амфотерні гідроксиди, а тому залишаються в розчині при дії надлишку NaOH і H₂O₂;

четверта група – іони Mg²⁺, Mn²⁺, Fe²⁺, Fe³⁺, Bi³⁺, Sb(III), Sb(V), які утворюють гідроксиди, нерозчинні в надлишку аміаку;

п’ята група – катіони Cu²⁺, Cd²⁺, Hg²⁺, Ni²⁺, Co²⁺, які утворю­ють гідроксиди, розчинні в надлишку водного розчину аміаку;

шоста група – катіони K⁺, Na⁺, NH₄⁺, які не мають групового реагенту.

В основу лабораторного практикуму покладено аміачно-фосфатний метод аналізу, який детально описаний у наступних розді­лах. Цей метод ґрунтується на використанні різної розчинності фос­фатів у воді, кислотах (сильних і слабких), лугах і водному розчині аміаку. Іони поділяють на такі п’ять аналітичних груп:

перша група – катіони K⁺, Na⁺, NH₄⁺, фосфати яких розчинні у воді. Ця група катіонів не має групового реагенту;

другагрупа – катіони, які осаджуються у вигляді малорозчин-них фосфатів із концентрованого водного аміачного розчину дією групового реагенту натрій або амоній гідрогенфосфату. Катіони дру­гої аналітичної групи поділяють на дві підгрупи: 1)двозарядні іони Ba²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Mg²⁺, Mn²⁺, Fe²⁺, фосфати яких розчинні у 2 М розчині ацетатної кислоти; 2) тризарядні іони Fe³⁺, Al³⁺, Cr³⁺, Bi³⁺, фосфати яких нерозчинні у 2 М розчині ацетатної кислоти, проте розчинні в мінеральних кислотах;

третягрупа – катіони Cu²⁺, Cd²⁺, Hg²⁺, Co²⁺, Ni²⁺, Zn²⁺, фосфа­ти яких розчинні у водному розчині аміаку й утворюють аміакати;

четверта група – іони Sn(II), Sn(IV), Sb(III), Sb(V), As(III), As(V). Іони стануму і стибію під час нагрівання з HNO₃ утворюють нерозчинні метастанатну і метастибіатну кислоти. Сполуки арсе­ну (III) при цьому окиснюються в арсенатну кислоту, яка в цих умовах повністю адсорбується метастанатною кислотою;

п’ята група – іони Ag⁺, , Pb²⁺, які осаджуються хлорид­ною кислотою у вигляді малорозчинних хлоридів.

1.2. Перша аналітична група катіонів (K⁺, Na⁺, NH₄⁺)

Майже всі солі калію, натрію та амонію добре розчинні у воді, тому ці катіони не мають загального реагенту, здатного одночасно осадити їх у вигляді нерозчинних у воді сполук. Цим перша група катіонів відрізняється від усіх інших груп.

Усі солі катіонів першої групи безбарвні, за винятком сполук, що містять забарвлені аніони (наприклад, CrO₄^2-, Cr₂O₇^2–, MnO₄^-).

Солі калію та натрію стійкі під час нагрівання і прожарювання; солі амонію за таких умов легко розкладаються, особливо це стосується солей летких кислот (HCl, HNO₃, H₂CO₃ та ін.).

1.2.1. Характерні реакції іонів К⁺. Натрій гексанітрокобаль­тат (ІІІ) Na₃[Co(NO₂)₆]. Ця комплексна сполука у нейтральному або ацетатнокислому середовищі утворює з іонами К⁺ важкорозчин­ний жовтий кристалічний осад подвійної солі K₂Na[Co(NO₂)₆]:

2K⁺ +3Na⁺ + [Co(NO₂)₆]^3– = K₂Na[Co(NO₂)₆]¯ + 2Na⁺.

Луги, розкладаючи реагент, заважають перебігу реакції, у ре­зультаті чого виділяється темно-бурий осад Со(ОН)₃:

[Co(NO₂)₆]^3- + 3OH^- = Co(OH)₃¯ + 6NO₂^-.

У присутності сильних кислот комплексний аніон теж розкла­дається:

[Co(NO₂)₆]^3- + 6H₃О⁺ = Co³⁺ + 6HNO₂ + 6Н₂О_.

Слід пам’ятати, що розчин Na₃[Co(NO₂)₆] під час зберігання розкладається, змінюючи буре забарвлення на рожеве (колір іонів Со²⁺). Такий реагент непридатний для виявлення іонів К⁺.

Іони NH₄⁺ заважають виявленню іонів К⁺, оскільки з Na₃[Co(NO₂)₆] утворюють осад, подібний за кольором на осад, що утворюється за наявності Калію.

Виконання досліду. До краплі досліджуваного розчину (рН 5-7) додають 2-3 краплі розчину Na₃[Co(NO₂)₆]. Якщо реакція розчину є кислою, то необхідно додати натрій ацетат для зв’язування іонів H₃О⁺. За наявності іонів К⁺ утворюється жовтий осад.

Мікрокристалоскопічна реакція. Іони К⁺ із реагентом Na₂PbCu(NO₂)₆ утворюють чорні кристали кубічної форми:

2K⁺ + PbCu(NO₂)₆^2- = K₂PbCu(NO₂)₆¯.

Реакція відбувається в нейтральному середовищі; її перебігу за­важають іони NH₄⁺, які утворюють подібну сполуку.

Виконання досліду. Краплю досліджуваного розчину наносять на предметне скло і випаровують на водяній бані. Після охолод­ження додають краплю реактиву. Якщо є іони К⁺, то утворюються чітко огранені кристали кубічної форми чорного або коричневого кольору.

Реакція забарвлення полум’я. Солі калію забарвлюють полум’я у блідо-фіолетовий колір.

Виконання досліду. Платинову або ніхромову дротинку змочують розчином НСl і прожарюють у полум’ї, поки не зникне забарвлення. Щоб дротинка стала чистою (не забарвлювала безбарвного полум’я), операцію виконують кілька разів. Чисту розжарену дротинку зану­рюють у досліджуваний розчин і поміщають у полум’я. Якщо є іони калію, то полум’я забарвлюється у блідо-фіолетовий колір.

1.2.2. Характерні реакції іонів Na⁺. Мікрокристалоскопічна реакція з цинк-ураніл-ацетатом Zn(UO₂)₃(CH₃COO)₈. Іони Na⁺ у нейтральному або ацетатнокислому середовищі з Zn(UO₂)₃(CH₃COO)₈ утворюють світло-жовті кристали октаедричної або тетраедричної форми:

Na⁺ + Zn(UO₂)₃(CH₃COO)₈ + CH₃COO^– + 9H₂O =

= NaZn(UO₂)₃(CH₃COO)₉×9H₂O¯.

Цією реакцією виявляють іони Na⁺ за наявності великого над­лишку іонів K⁺, NH₄⁺, Mg²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Mn²⁺, Ba²⁺, Al³⁺, Cr³⁺, Fe³⁺, Zn²⁺, Co²⁺, Ni²⁺, Cd²⁺, Bi³⁺, Cu²⁺, Pb²⁺, Hg²⁺. Перебігу реакції зава-

жають іони Ag⁺, , Sb(III), PO₄^3-, AsO₄^3-.

Виконання досліду. Краплю досліджуваного розчину на пред­метному склі обережно випаровують. Після охолодження на скло, поряд із залишком, наносять краплю розчину реактиву і скляною паличкою перемішують його із залишком. Якщо є іони Na⁺, то утво­рюються світло-жовті кристали у формі октаедрів або тетраедрів, які добре видно під мікроскопом.

Реакція забарвлення полум’я. Солі натрію забарвлюють полум’я у жовтий колір. Виконання досліду. Див. 1.2.1.

1.2.3. Характерні реакції іонів NH₄⁺. Їдкі луги (NaOH або KOH) під час нагрівання з розчинами солей амонію виділяють аміак:

NH₄⁺ + OH^- = NH₃­ + H₂O.

Виділений аміак виявляють за запахом або хімічними реак­ціями. Змочений водою фенолфталеїновий папірець, піднесений до пробірки, у якій відбувається реакція, червоніє, оскільки водний роз­чин аміаку має лужну реакцію.

Виконання досліду. У тиглик (пробірку) поміщають 3-5 крапель досліджуваного розчину і стільки ж крапель лугу. Зверху на тиглик (пробірку) кладуть предметне скло зі змоченим внизу фенолфталеїновим папірцем і суміш підігрівають. Треба стежити, щоб бризки розчину не потрапляли на папір. Якщо є іони амонію, то фенолфталеїновий папірець червоніє.

Калій тетрайодомеркуріат (ІІ) K₂[HgJ₄] у KOH (реактив Неслера) з іонами NH₄⁺ утворює червоно-бурий осад дийодо-m-амідодимеркурій (ІІ) йодид NH₂Hg₂J₃:

NH₄⁺ + 2[HgJ₄]^2- + 2OH^- = [NH₂Hg₂J₂]J¯+ 5J^- + 2H₂O.

Інші катіони першої аналітичної групи не заважають виявлен­ню іонів NH₄⁺ реактивом Неслера. Реакції заважають іони Fe³⁺, Bi³⁺, Cu²⁺, Cd²⁺, Ag⁺, Pb²⁺, As(V) та ін., бо деякі з них утворюють нероз­чинні гідроксиди (Fe³⁺, Bi³⁺) або реагують з іонами J^-.

Реакція чутлива. Її виконують з метою виявлення дуже малих кількостей ("слідів") солей амонію або аміаку. Тоді розчин забарв­люється у жовтий колір.

Виконання досліду. До 1–2 крапель досліджуваного розчину додають стільки ж реактиву Неслера. Якщо є NH₄⁺-іони, то залежно від їхньої концентрації утворюється червоно-бурий осад або розчин забарвлюється у жовтий колір.

Термічний розклад солей амонію. Амонійні солі летких кислот під час нагрівання розкладаються повністю:

(NH₄)₂CO₃ = 2NH₃­ + CO₂­ + H₂O;

NH₄Cl = NH₃­ + HCl.

Солі, утворені нелеткими кислотами, розкладаються тільки частково:

(NH₄)₂SO₄ = NH₃­ + NH₄HSO₄.

Окремі солі амонію і нелетких кислот розкладаються під час нагрівання за такими реакціями:

(NH₄)₃PO₄ = 3NH₃­ + H₃PO₄;

H₃PO₄ = HPO₃ + H₂O;

2Mg NH₄PO₄ = Mg₂P₂O₇ + 2NH₃­ + H₂O.

Виконання досліду. Порцелянову чашку або тигель із досліджу­ваною рідиною ставлять на піщану баню і, обережно нагріваючи, ви­паровують розчин. Одержаний залишок повільно прожарюють і піс­ля охолодження розчиняють у декількох краплинах дистильованої води. В окремій порції розчину перевіряють повноту видалення со­лей амонію реактивом Неслера.

Кип’ятіння розчинів солей амонію з лугами або з натрій карбо­натом. Під дією їдких лугів, карбонатів калію або натрію солі амо­нію розкладаються з виділенням газоподібного аміаку. Нагрівання прискорює цю реакцію:

2NH₄Cl + Na₂CO₃ = 2NH₃­ + 2NaCl + H₂O + CO₂­.

1.3. Друга аналітична група катіонів
(Ba²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Mg²⁺, Mn²⁺, Fe²⁺, Fe³⁺, Cr³⁺, Al³⁺, Bi³⁺)

Груповим реагентом другої аналітичної групи катіонів є гідро­генфосфати лужних металів або амонію. Під дією групового реаген­ту на катіони другої аналітичної групи за наявності водного розчину NH₃ (рН~10) утворюються середні солі Ba₃(PO₄)₂, Ca₃(PO₄)₂, Sr₃(PO₄)₂, Fe₃(PO₄)₂, FePO₄, AlPO₄, CrPO₄, BiPO₄. Іони Mg²⁺ та Mn²⁺ утворюють подвійні солі MgNH₄PO₄, MnNH₄PO₄:

3Ba²⁺ + 2HPO₄^2- + 2NH₃ = Ba₃(PO₄)₂¯ + 2NH₄⁺;

Mg²⁺ + HPO₄^2- + NH₃ = MgNH₄PO₄¯;

Cr³⁺ + HPO₄^2- + NH₃ = CrPO₄¯ + NH₄⁺.

За розчинністю фосфатів в ацетатній кислоті катіони другої аналітичної групи поділяють на дві підгрупи. Фосфати першої під­групи (двозарядні катіони Ba²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Mg²⁺, Mn²⁺, Fe²⁺) розчинні в ацетатній кислоті, а фосфати другої (тризарядні катіони Fe³⁺, Al³⁺, Cr³⁺, Bi³⁺) – нерозчинні. Розчинення фосфатів у СН₃СООН супровод­жується утворенням іонів HPO₄^2- та H₂PO₄^-. Це пояснюється тим, що

константа протонізації СН₃СООН ( =1,8×10^–5) значно більша від і фосфатної кислоти ( = 6,2×10^–8, = 4,7×10^–13):

Ba₃(PO₄)₂¯ + 4CH₃COOH = 3Ba²⁺ + 2H₂PO₄^– + 4CH₃COO^–;

2MnNH₄PO₄¯ + 4CH₃COOH = 2Mn²⁺ + 2H₂PO₄^– + 4CH₃COO^– + 2NH₄⁺.

Усі фосфати катіонів другої аналітичної групи розчинні у силь­них мінеральних кислотах (HCl, HNO₃):

Ba₃(PO₄)₂¯ + 6H₃О⁺ = 2H₃PO₄ + 3Ba²⁺ + 6Н₂О;

FePO₄¯ + 3H₃О⁺ = H₃PO₄ + Fe³⁺ +3Н₂О.

Алюміній фосфат та хром фосфат розчинні також у надлишку їдких лугів:

AlPO₄¯ + 4OH^– = [Al(OH)₄]^– + PO₄^3–.

Хром фосфат легко взаємодіє із сильними окисниками в луж­ному середовищі, тоді іон Cr³⁺ окиснюється в СrO₄^2–:

2CrPO₄¯ + 3H₂O₂ + 10OH^– = 2CrO₄^2– + 2PO₄^3– + 8H₂O.

Більшість сполук катіонів другої аналітичної групи безбарвні і малорозчинні у воді.

1.3.1. Загальні реакції катіонів другої аналітичної групи. Гідрогенфосфати лужних металів і амонію взаємодіють з катіонами другої аналітичної групи так, як про це описано вище.

Виконання досліду. До 2-3 крапель розчину солей перелічених вище катіонів другої аналітичної групи додають стільки ж 2 М роз­чину аміаку і 4-5 крапель розчину (NH₄)₂HPO₄; в результаті реакції осаджуються фосфати відповідних катіонів. Важливо звертати увагу на колір одержаних осадів. Кожен з осадів розділяють на три части­ни і досліджують їхню взаємодію з НСl, СН₃СООН та лугом. Усі фосфати катіонів обох підгруп легко розчиняються у хлоридній кис­лоті, а фосфати катіонів першої підгрупи також у 2 М СН₃СООН. Хром та алюміній фосфати розчинні в лугах.

Їдкі луги (КОН або NaOH) утворюють білі аморфні осади гід­роксидів магнію, мангану, алюмінію і бісмуту; зелені – гідроксидів феруму (ІІ) та хрому (ІІІ); червоно-бурий – феруму (ІІІ):

Mg²⁺ + 2OH^- = Mg(OH)₂¯.

Осади гідроксидів розчинні в кислотах, а Al(OH)₃ і Cr(OH)₃ та­кож у надлишку лугу, утворюючи відповідно алюмінати та хроміти:

Cr(OH)₃¯ + 3OH^- = [Cr(OH)₆]^3-.

Хроміти зеленого кольору і, на відміну від алюмінатів, розкладаються під час кип’ятіння:

[Cr(OH)₆]^3- = Cr(OH)₃¯ + 3OH^–.

Виконання досліду. До розчину солей катіонів другої аналітич­ної групи (крім Ba²⁺, Ca²⁺) додають декілька крапель лугу до випа­дання осаду. Одержані осади гідроксидів ділять на дві частини. До однієї частини додають 1-2 краплі 2 М розчину мінеральної кислоти, до іншої – стільки ж 2 М розчину NaOH. Спостерігають за змінами осаду.

Карбонати (NH₄)₂CO₃, Na₂CO₃ і K₂CO₃ утворюють із розчин­ними солями барію, стронцію, мангану, феруму (ІІ) карбонати:

Ba²⁺ + CO₃^2- = BaCO₃¯.

Солі магнію, бісмуту і феруму (ІІІ) під час кип’ятіння з карбо­натами утворюють білі осади гідроксокарбонатів (MgOH)₂CO₃, Ві(OH)CO₃ та бурий осад Fe(OH)CO₃:

2Mg²⁺ + CO₃^2- + 4H₂O = (MgOH)₂CO₃¯ + 2H₃О⁺.

Солі алюмінію і хрому утворюють осади Al(OH)₃, Cr(OH)₃:

Al³⁺ + 3CO₃^2- + 3H₂O = Al(OH)₃¯ + 3HCO₃^-.

Сульфатна кислота і розчинні у воді сульфати з солями барію, кальцію утворюють білі осади сульфатів (BaSO₄, CaSO₄), які нероз­чинні в розведених кислотах. Осадження CaSO₄ неповне, оскільки CaSO₄ більш розчинний у воді. Інші катіони другої аналітичної гру­пи сульфатною кислотою і сульфатами не осаджуються.

1.3.2. Характерні реакції іонів Ba²⁺. Калій хромат або дихро­мат утворюють з іонами Ва²⁺ жовтий кристалічний осад барію хро­мату, не розчинний в ацетатній кислоті, проте розчинний у міне­ральних кислотах:

Ba²⁺ + CrO₄^2- = BaCrO₄¯;

2Ba²⁺ + Cr₂O₇^2- + 3H₂O = 2BaCrO₄¯ + 2H₃О⁺.

Утворення барій хромату зумовлене тим, що в розчині, крім іонів Cr₂O₇^2-, є іони CrO₄^2-, які виникають у результаті гідролізу іонів дихромату. Як видно з рівняння, під час реакції утворюються іони H₃О⁺, які розчиняють осад BaCrO₄, і тому ця реакція до кінця не відбувається. Щоб досягти повноти осадження Барію, до розчину додають CH₃COONa. При цьому іони H₃О⁺ зв’язуються з іонами CH₃COO^-, утворюючи ацетатну кислоту, в якій BaCrO₄ не розчиняється.

Розглянута реакція є характерною для іонів Ba²⁺ і її застосовують не тільки для виявлення Барію, але і для відокремлення його від іонів Ca²⁺.

Виконання досліду. До 3-5 крапель досліджуваного розчину до­дають стільки ж K₂Cr₂O₇ і старанно перемішують. Потім доливають 2 М CH₃COONa, щоб оранжевий колір розчину (над осадом) змінив­ся на жовтий. Якщо є Барій, випадає жовтий осад.

Амоній карбонат утворює з нейтральними або лужними розчи­нами солей барію білий аморфний осад BaCO₃, який під час нагрі­вання переходить у кристалічний:

Ba²⁺ + CO₃^2- = BaCO₃¯.

Барій карбонат розчиняється в ацетатній та мінеральних кисло­тах (з H₂SO₄ утворюється осад BaSO₄).

Виконання досліду. До 2-3 крапель досліджуваного розчину до­дають 1-2 краплі (NH₄)₂CO₃. Якщо є іони Ba²⁺, то утворюється білий осад.

Сульфатна кислота (розведена) і розчинні сульфати утворюють з розчином солей барію білий дрібнокристалічний осад BaSO₄:

Ba²⁺ + SO₄^2- = BaSO₄¯.

Ця реакція є дуже чутливою, проте виявленню іонів Ba²⁺ заважають іони Sr²⁺ та Ca²⁺, оскільки вони також осаджуються у вигляді сульфатів. Барій сульфат, як важкорозчинна сіль сильної кислоти, не розчиняється у розведених кислотах і лугах. Він помітно розчиняється у концентрованій сульфатній кислоті, у результаті чого утворюється барій гідрогенсульфат Ba(HSO₄)₂. Барій сульфат перево­дять у розчин, нагріваючи його з насиченим розчином Na₂CO₃. Водночас утворюється BaCO₃, який потім розчиняють у кислоті:

BaSO₄¯ + CO₃^2– = BaCO₃¯ + SO₄^2–.

Оскільки BaCO₃, що утворюється у процесі реакції, ліпше роз­чиняється у воді, ніж BaSO₄, то реакцію можна довести до кінця, тільки багаторазово обробляючи BaSO₄ насиченим розчином Na₂CO₃. Тому після нагрівання рідину зливають з осаду, доливають розчин Na₂CO₃ і знову нагрівають. Цю операцію повторюють декілька разів.

Виконання досліду. До 2-3 крапель досліджуваного розчину до­дають 1-2 краплі H₂SO₄. Якщо є іони Ba²⁺, то утворюється білий кристалічний осад BaSO₄.

1.3.3. Характерні реакції іонів Ca²⁺. Амоній оксалат утворює з іонами Ca²⁺ білий кристалічний осад кальцій оксалату:

Ca²⁺ + C₂O₄^2- = CaC₂O₄¯.

Осад CaC₂O₄ розчиняється в мінеральних кислотах, проте не розчиняється в ацетатній кислоті. Виявленню іонів Ca²⁺ заважають іони Ba²⁺ і Sr²⁺, які утворюють з (NH₄)₂C₂O₄ аналогічні осади. Реак­цію виконують при рН~3,0-3,5.

Виконання досліду. До 2-3 крапель досліджуваного розчину до­дають 1-2 краплі ацетатної кислоти, декілька крапель амоній оксала­ту і нагрівають. Якщо є іони Ca²⁺, то випадає білий осад.

Мікрокристалоскопічна реакція. Сульфатна кислота, взаємоді­ючи з розчинними солями кальцію, утворює характерні білі криста­ли гіпсу CaSO₄×2H₂O. Цією реакцією виявляють іони Ca²⁺ за наяв­ності іонів Ba²⁺.

Виконання досліду. На предметному склі до краплини розчину солі кальцію додають краплину 1 М розчину H₂SO₄ і повільно випаровують. Якщо є іони Ca²⁺, то утворюються характерні пучки кристалів гіпсу CaSO₄×2H₂O, які можна побачити під мікроскопом.

Амоній карбонат (NH₄)₂CO₃ осаджує іони Ca²⁺ у вигляді білого аморфного осаду CaCO₃. Під час нагрівання він стає кристалічним:

Ca²⁺ + CO₃^2- = CaCO₃¯.

Кальцій карбонат розчинний в ацетатній та мінеральних кислотах.

Виконання досліду. До 2–3 крапель досліджуваного розчину додають 1–2 краплі (NH₄)₂CO₃. Якщо є іони Ca²⁺, то утворюється білий осад CaCO₃.

Сульфатна кислота і сульфати лужних металів осаджують іони Ca²⁺ тільки з концентрованих розчинів солей кальцію, утво­рюючи білий осад CaSO₄:

Ca²⁺ + SO₄^2- = CaSO₄¯.

Осад кальцій сульфату легше розчиняється у кислотах, ніж осади BaSO₄ і SrSO₄. Він також розчиняється у надлишку (NH₄)₂SO₄, утворюючи комплексну сполуку:

CaSO₄¯+ SO₄^2– = [Ca(SO₄)₂]^2–.

1.3.4. Характерні реакції іонів Mg²⁺. Магнезон І (п -нітробензол-азо-резорцин) у лужному середовищі забарвлений у червоно-фіоле­товий колір. За наявності магній гідроксиду утворюється адсорбційна сполука синього кольору. Іони лужних і лужноземельних металів реакції не заважають, а їй перешкоджають іони Mn²⁺, Ni²⁺, Co²⁺, Cd²⁺.

Виконання досліду. До 2-3 крапель досліджуваного розчину до­дають 1–2 краплі лужного розчину реактиву. Залежно від кількості Магнію у досліджуваному розчині утворюється синій осад або роз­чин синіє.

Натрій або амоній гідрогенфосфат з іонами Mg²⁺ у присут­ності водного розчину аміаку і NH₄Cl утворює білий кристалічний осад MgNH₄PO₄:

Mg²⁺ + HPO₄^2- + NH₃ + 6H₂O = MgNH₄PO₄×6H₂O¯.

Сіль амонію додають для того, щоб не випав осад Mg(OH)₂. Реакції заважають іони Ba²⁺, Ca²⁺ та інших важких металів.

Виконання досліду. До 1-2 крапель досліджуваного розчину до­дають 2-3 краплі 2 М HCl і 1-2 краплі Na₂HPO₄. Потім додають крап­лями 2 М водний розчин NH₃. Після додавання кожної краплі суміш у пробірці помішують. Спочатку аміак нейтралізує кислоту, утво­рюючи NH₄Cl. По закінченні нейтралізації починає випадати харак­терний кристалічний осад MgNH₄PO₄. Аміак треба додавати до слаб­колужної реакції (рН~9-10). З розведених розчинів осад випадає швид­ше, якщо потерти внутрішні стінки пробірки скляною паличкою.

1.3.5. Характерні реакції іонів Mn²⁺. Реакції окиснення манга­ну(ІІ) у вищі ступені мають велике значення для виявлення і відок­ремлення Мангану від інших елементів, а також для його кількіс­ного визначення. Іони Mn²⁺ можна окиснити дією різних окисників у кислому і лужному середовищах. Розглянемо найважливіші реакції окиснення іонів Mn²⁺.

Амоній пероксидисульфат (NH₄)₂S₂O₈ за наявності каталізатора (іони Ag⁺) окиснює іони Mn²⁺ у MnO₄^-. Розчин при цьому забарвлю­ється у малиново-фіолетовий колір:

2Mn²⁺ + 5S₂O₈^2- + 24H₂O = 2MnO₄^- + 10SO₄^2- + 16H₃О⁺.

Виконання досліду. У пробірку поміщають 2–3 кристалики (NH₄)₂S₂O₈ (або 1 мл 50% розчину), додають 0,5 мл 2 М розчину HNO₃ і 2–3 краплі 0,1 М розчину AgNO₃. Суміш нагрівають (не кип’я­тять). У гарячий розчин занурюють скляну паличку, змочену досліджу­ваним розчином, і продовжують нагрівати пробірку (до 50°С) протягом 1-2 хв. За наявності Мангану розчин забарвлюється у малиново-фіолетовий колір. Якщо Мангану багато, а пероксидисульфату недо­статньо і нагрівання сильне, то може випасти бурий осад MnO(OH)₂. Не слід додавати багато AgNO₃, оскільки утворюється аргентуму пероксид, який забарвлює розчин у жовтий колір.

Натрій бісмутат у розчині нітратної кислоти окиснює іони Mn²⁺ до MnO₄^- за рівнянням:

2Mn²⁺ + 5BiO₃^- + 14H₃О⁺ = 2MnO₄^- + 5Bi³⁺ + 21H₂O.

Перебігу реакції заважають іони Сl^–, які також окиснюються іонами MnO₄^-.

Виконання досліду. До 1-2 крапель досліджуваного розчину до­дають 3-4 краплі концентрованої HNO₃, 5-6 крапель води і трохи по­рошку NaBiO₃. Суміш перемішують і центрифугують. За наявності іонів Mn²⁺ розчин над осадом забарвлюється в малиново-фіолетовий колір.

Бромна або хлорна вода, гідроген пероксид у лужному середо­вищі окиснюють іони Mn²⁺ у MnO(OH)₂ (або MnO₂×2H₂O) – у резуль­таті утворюється осад бурого кольору:

Mn²⁺ + Br₂ + 4OH^- = MnO(OH)₂¯ + 2Br^- + H₂O.

Виконання досліду. До однієї краплі досліджуваного розчину додають 5-7 крапель лужного розчину бромної води. Суміш перемі­шують і нагрівають. За наявності іонів Mn²⁺ випадає бурий осад.

2.3.6. Характерні реакції іонів Fe²⁺. Калій гексаціаноферат (ІІІ) K₃[Fe(CN)₆] утворює з іонами Fe²⁺ синій осад Fe₃[Fe(CN)₆]₂ – так звану турнбулеву синь:

3Fe²⁺ + 2[Fe(CN)₆]^3- = Fe₃[Fe(CN)₆]₂¯.

Осад Fe₃[Fe(CN)₆]₂ не розчиняється у кислотах, проте розкла­дається лугами, у результаті чого утворюється Fe(OH)₂.

Виконання досліду. До 2-3 крапель досліджуваного розчину до­дають стільки ж крапель калію гексаціаноферату (ІІІ). Якщо є Fe²⁺, то утворюється темно-синій осад (реакцію проводять при рН~3).

1.3.7. Характерні реакції іонів Fe³⁺. Калій гексаціанофе­рат (ІІ) K₄[Fe(CN)₆] утворює з іонами Fe³⁺ темно-синій осад Fe₄[Fe(CN)₆]₃ – так звану берлінську блакить:

4Fe³⁺ + 3[Fe(CN)₆]^4- = Fe₄[Fe(CN)₆]₃¯.

Осад Fe₄[Fe(CN)₆]₃ не розчиняється у розведених мінеральних кислотах; луги розкладають Fe₄[Fe(CN)₆]₃, утворюючи Fe(OH)₃:

Fe₄[Fe(CN)₆]₃¯+ 12OH^– = 4Fe(OH)₃¯ + 3[Fe(CN)₆]^4–.

Перебігу реакції заважають іони (фосфат-, оксалат-, флуорид- та ін.), які утворюють з Fe³⁺ комплексні сполуки.

Виконання досліду. До 2-3 крапель досліджуваного розчину до­дають 1-2 краплі K₄[Fe(CN)₆]. За наявності іонів Fe³⁺ утворюється осад синього кольору – берлінська блакить. Якщо іонів Fe³⁺ мало, то осад не випадає, а розчин забарвлюється в синій колір. Цією реак­цією виявляють Fe³⁺-іони у суміші катіонів усіх інших аналітичних груп. Дослід можна виконати крапельним способом: на смужку фільтрувального паперу наносять по одній краплі досліджуваного розчину, 2 М розчину HCl і розчину K₄[Fe(CN)₆]. За наявності іонів Fe³⁺ утворюється синя пляма.

Калій або амоній тіоціанат (KSCN або NH₄SCN) з іонами Fe³⁺ утворює низку забарвлених у червоний колір розчинних комплек­сних сполук: [FeSCN]²⁺, [Fe(SCN)₂]⁺, [Fe(SCN)₃] , [Fe(SCN)₄]^-. Чут­ливість реакції виявлення іонів Fe³⁺ за допомогою тіоціанату збільшується у процесі екстракції продукту реакції органічним роз­чинником, наприклад ефіром, бутиловим та ізобутиловим спиртами.

Виконання досліду. До 2-3 крапель досліджуваного розчину до­дають 1-2 краплі HNO₃ і 2-3 краплі калію або амонію тіоціанату. За наявності іонів Fe³⁺ розчин червоніє. Дослід можна виконати кра­пельним способом: на смужку фільтрувального паперу наносять по одній краплі досліджуваного розчину, розведеної HCl і 2-3 краплі розчину тіоціанату. Якщо є іони Fe³⁺, то на папері утворюється чер­вона пляма.

1.3.8. Характерні реакції іонів Cr³⁺. Хром (ІІІ) у лужному сере­довищі окиснюється до CrO₄^2-, а в кислому – до Cr₂O₇^2-. Іони Cr³⁺ до Cr₂O₇^2- окиснюються лише сильними окиснювачами (H₂O₂, Na₂O₂, KMnO₄, Cl₂, Br₂, (NH₄)₂S₂O₈, та ін.)

Хром (ІІІ) у лужному середовищі найчастіше окиснюється H₂O₂, хлорною або бромною водою. У лужному середовищі хром (ІІІ) є у вигляді іона тетрагідроксохроміту (ІІІ). Реакцію записують так:

2[Cr(OH)₄]^- + 3Br₂ + 8OH^- = 2CrO₄^2- + 6Br^- + 8H₂O.

Виконання досліду. До 2-3 крапель досліджуваного розчину до­дають 3-4 краплі 2 М розчину NaOH, 2-3 краплі бромної (хлорної) води або 3% розчину гідроген пероксиду і нагрівають на водяній ба­ні до зміни зеленого забарвлення розчину на жовте. Наявність іонів CrO₄^2- перевіряють реакцією утворення пероксихроматної кислоти H₂CrO₆.

Хром (ІІІ) у кислому середовищі окиснюють за допомогою KMnO₄, (NH₄)₂S₂O₈ та багатьох інших сильних окисників:

2Cr³⁺ + 2MnO₄^- + 11H₂O = Cr₂O₇^2- + 2MnO(OH)₂¯ + 6H₃О⁺.

Реакція відбувається під час нагрівання і супроводжується ут­воренням бурого осаду MnO(OH)₂.

Виконання досліду. До 2-3 крапель досліджуваного розчину до­дають 2-3 краплі 1 М розчину H₂SO₄ або HNO₃, 10-15 крапель KMnO₄ і нагрівають. Якщо є Хром, то розчин забарвлюється в оранжевий колір. Частину розчину після охолодження досліджують на приcутність іона Cr₂O₇^2- за допомогою реакції утворення пероксихроматної кислоти.

Утворення пероксихроматної кислоти. Внаслідок взаємодії H₂O₂ з підкисленим розчином хромату або біхромату утворюється пероксихроматна кислота H₂CrO₆ і розчин забарвлюється в синій колір:

Cr₂O₇^2- + 4H₂O₂ + 2H₃О⁺ = 2H₂CrO₆ + 5H₂O.

У водному розчині пероксихроматна кислота дуже нестійка (во­на розкладається з утворенням Cr³⁺), тому до розчину додають орга­нічний розчинник (аміловий спирт або диетиловий ефір). Надхромо­ва кислота у процесі перемішування переходить у шар цих розчин­ників, що сильно підвищує її стійкість.

Виконання досліду. У пробірку до 2-3 крапель розчину, одержа­ного за реакціями окиснення хрому (ІІІ), додають 1 М H₂SO₄ до кис­лої реакції, 0,5 мл амілового спирту, 4-5 крапель H₂O₂; якщо є іони хрому, то верхній шар розчину забарвлюється у темно-синій колір. Комбінуючи цю реакцію з будь-якою реакцією окиснення Cr³⁺ до Cr₂O₇^2-, можна використати її для дробного виявлення іонів хрому за наявності всіх інших катіонів.

1.3.9. Характерні реакції іонів Al³⁺. Алізарин S (натрієва сіль 1,2-діоксі-антрахінон-3-сульфокислоти) з іонами Al³⁺ у слабкокис­лому середовищі утворює комплексну сполуку червоного кольору AlOH[C₁₄H₆O₃(OH)]₂, яка не розчиняється в ацетатній кислоті. Вона має назву алюмінієвого лаку. Іони Fe³⁺, Bi³⁺, Cu²⁺ та деякі інші, утво­рюючи аналогічні забарвлені сполуки, заважають реакції.

Виконання досліду. До 2-3 крапель досліджуваного розчину до­дають 2 М водний розчин аміаку до лужної реакції (якщо випадає осад, то його відокремлюють центрифугуванням). До прозорого роз­чину додають 2-4 краплі розчину алізарину (з’являється фіолетове забарвлення) і краплями 2 М розчин CH₃COOH (поки не зникне фіо­летове забарвлення). За наявності іонів алюмінію залежно від їхньої концентрації випадає червоний осад або розчин червоніє.

Дослід можна виконати крапельним способом. Для цього на смуж­ку фільтрувального паперу наносять краплю розчину K₄[Fe(CN)₆], а в її центр – краплю досліджуваного розчину. Сторонні іони осаджують­ся у вигляді гексаціанофератів і залишаються у центрі плями, а іони Al³⁺ по капілярах переміщаються на периферію. Після цього пляму обробляють парами аміаку, тримаючи папір над отвором склянки з розчином аміаку, і змочують розчином алізарину. Потім пляму знову обробляють парами аміаку, папір висушують, а пляму змочують 2 М розчином CH₃COOH. За наявності іонів Al³⁺ з’являється рожеве кільце.

Алюмінон (амонійна сіль ауринтрикарбонової кислоти) з іонами Al³⁺ утворює комплексну сполуку червоного кольору.

Виконання досліду. До кількох крапель досліджуваного розчи­ну додають 2-3 краплі 2 М розчину CH₃COOH, 3-5 крапель розчину алюмінону і суміш нагрівають. Потім додають водний розчин NH₃ до утворення слабколужної реакції (до появи запаху аміаку) і 2-3 краплі 1 М розчину Na₂CO₃. Якщо є іони алюмінію, то випадає чер­воний осад або розчин забарвлюється у червоний колір.

1.4. Третя аналітична група катіонів
(Cu²⁺, Zn²⁺, Ni²⁺, Co²⁺, Hg²⁺, Cd²⁺)

Груповим реагентом на катіони третьої аналітичної групи є водний розчин аміаку, який осаджує їх у вигляді гідроксидів, основ­них солей та амідосполук. Ці сполуки розчиняються у надлишку водного розчину NH₃ з утворенням розчинних аміакатів. Фосфати катіонів третьої групи також розчинні в надлишку водного розчину NH₃, тоді як фосфати катіонів другої аналітичної групи нерозчинні.

Більшість сполук катіонів третьої групи (сульфіди, карбонати, фос­фати, силікати та ін.) малорозчинні у воді і багато з них забарвлені (сполуки купруму, нікелю, кобальту).

1.4.1. Загальні реакції катіонів третьої аналітичної групи. Гідрогенфосфати лужних металів і амонію утворюють білі криста­лічні осади цинку і меркурію(ІІ) гідрогенфосфатів або фосфатів, го­лубий - купруму. Наприклад,

Cu²⁺ + HPO₄^2- = CuHPO₄¯.

Осади гідрогенфосфатів і фосфатів катіонів третьої аналітичної групи розчинні в ацетатній та мінеральних кислотах:

CuHPO₄¯+ CH₃COOH = Cu²⁺ + H₂PO₄^– + CH₃COO^–.

Усі фосфати катіонів третьої аналітичної групи розчинні у вод­ному розчині аміаку:

Zn₃(PO₄)₂¯ + 12NH₃ = 3[Zn(NH₃)₄]²⁺ + 2PO₄^3-.

Купруму та цинку гідрогенфосфати і фосфати розчинні в над­лишку їдких лугів:

CuHPO₄¯ + 5OH^– = [Cu(OH)₄]^2– + PO₄^3– + H₂O;

Zn₃(PO₄)₂¯+ 12OH^– = 3[Zn(OH)₄]^2– + 2PO₄^3–.

Виконання досліду. До 2-3 крапель досліджуваного розчину того чи іншого катіона третьої аналітичної групи додають стільки ж амоній гідрогенфосфату. Важливо звернути увагу на колір осадів. Розчинність фосфатів катіонів третьої аналітичної групи випробовують у хлоридній, ацетатній кислотах, водному розчині аміаку та лугах.

Водний розчин аміаку осаджує катіони третьої аналітичної гру­пи у вигляді гідроксидів або основних солей (гідроксосолей), які розчиняються у надлишку водного розчину аміаку з утворенням аміачних комплексів:

Cu²⁺+2OH^-=Cu(OH)₂¯;

Cu(OH)₂¯ + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄]²⁺ + 2OH^-.

Дією кислот аміакати руйнуються:

[Cu(NH₃)₄]²⁺ + 4H₃О⁺ = Cu²⁺ + 4NH₄⁺ + 4Н₂О.

Виконання досліду. У пробірку поміщають 2-3 краплі розчину відповідної солі і повільно додають краплями водний розчин аміаку, спостерігаючи за утворенням осаду. Перемішуючи, додають надли­шок реактиву, ще раз перемішують. Спостерігають розчинення оса­ду внаслідок утворення відповідних аміакатів.

Їдкі луги осаджують катіони третьої аналітичної групи у вигляді гідроксидів Cu(OH)₂, Zn(OH)₂, Hg(OH)₂, причому Hg(OH)₂ нестійкий і розкладається з виділенням HgO:

Hg(OH)₂¯= HgO¯ + H₂O.

Цинк гідроксид має амфотерні властивості і тому розчиняється у надлишку лугу з утворенням тетрагідроксоцинкатів:

Zn(OH)₂¯ + 2OH^- = [Zn(OН)₄]^2-.

У концентрованих лугах частково розчинний Cu(OH)₂, утво­рюючи гідроксокупрати. Дослід виконують так, як і попередній.

1.4.2. Характерні реакції іонів Cu²⁺. Водний розчин аміаку, до­даний у надлишку, утворює з іонами Cu²⁺ комплексну сполуку во­лошкового кольору:

Cu²⁺ + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄]²⁺.

Виконання досліду. До 2-3 крапель досліджуваного розчину до­дають краплями водний розчин аміаку, поки не випаде зеленувато-голубий осад основної солі, який розчиняється у надлишку реагенту. Якщо є іони Cu²⁺, то розчин забарвлюється у волошковий колір.

Калій гексаціаноферат (ІІ) K₄[Fe(CN)₆] при рН<7 утворює коричнево-червоний осад Cu₂[Fe(CN)₆]:

2Cu²⁺ + [Fe(CN)₆]^4- = Cu₂[Fe(CN)₆]¯.

Осад розчинний у водному розчині NH₃ і нерозчинний у розве­дених кислотах; розкладається лугами, у результаті чого утворюєть­ся блакитний осад купруму гідроксиду. Реакції заважають іони Fe³⁺.

Виконання досліду. До 1-2 крапель досліджуваного розчину до­дають
1-2 краплі K₄[Fe(CN)₆]. Якщо є іони Cu²⁺, утворюється корич­нево-червоний осад Cu₂[Fe(CN)₆].

Натрій тіосульфат Na₂S₂O₃ з іонами Cu²⁺ у кислому середови­щі під час нагрівання утворює чорний осад Cu₂S:

2Cu²⁺ + 3S₂O₃^2- + 3H₂O = Cu₂S¯ + S₄O₆^2- + SO₄^2- + 2H₃О⁺.

Реакції заважають іони Hg²⁺.

Виконання досліду. До 10-15 крапель досліджуваного розчину додають 1 М розчин H₂SO₄ до рН 2 і 2-3 кристалики натрію тіосуль­фату. Суміш нагрівають до початку кипіння. Якщо є іони Cu²⁺, то утворюється чорний осад Cu₂S.

1.4.3. Характерні реакції іонів Zn²⁺. Амоній тетратіоціана­томеркурат (NH₄)₂[Hg(SCN)₄] з іонами Zn²⁺ утворює білий крис­талічний осад:

Zn²⁺ + [Hg(SCN)₄]^2- = Zn[Hg(SCN)₄]¯.

Реакцію проводять у кислому середовищі. Концентрація кисло­ти (ліпше H₂SO₄) не повинна перевищувати 1 М. Реакції заважають іони Fe²⁺, які утворюють з реактивом осад зеленого кольору. Якщо є іони Fe³⁺, можуть утворюватися осади фіолетового кольору. Крім того, колір осаду маскується утворенням інтенсивно забарвленого Fe(SCN)₃.

Виконання досліду. У пробірку поміщають 2-3 краплі дослід­жуваного розчину, підкислюють сульфатною кислотою (одна крапля 1 М розчину) і додають 2-3 краплі амонію тетратіоціанатомеркурату. Випадає білий кристалічний осад.

Дитизон (дифенілтіокарбазон) у розчині чотирихлористого кар­бону (або хлороформу) з іонами Zn²⁺ утворює внутрішньокомплек­сну сполуку яскраво-червоного кольору.

Виконання досліду. До 2-3 крапель досліджуваного розчину до­дають 1 мл ацетатної буферної суміші з рН 5 і 1-2 мл 10% розчину дитизону в CCl₄ (або CHCl₃). Якщо є іони Zn²⁺, то шар органічного розчинника забарв­люється у червоний колір. Заважають реакції іони Ag⁺, Bi³⁺, Pb²⁺, Cu²⁺. Щоб уникнути впливу цих іонів, перед введен­ням дитизону додають 4-5 крапель 0,5 М розчину натрій тіосульфату для зв’язування їх у комплекси.

1.4.4. Характерні реакції іонів Со²⁺. Тіоціанат-іони SCN^– з іонами Co²⁺ утворюють комплексний аніон [Co(SCN)₄]^2– синього ко­льору. Реакція відбувається при рН 4-5. Надлишок NH₄SCN зміщує рівновагу процесу у бік утворення комплексу, що підвищує чут­ливість реакції:

Co²⁺ + 4 SCN^–D [Co(SCN)₄]^2–.

Бажано проводити цю реакцію в присутності органічних розчинни­ків, які зменшують дисоціацію комплексу.

Виконання досліду. До 2–3 крапель розчину додають 1–2 краплі 2 М СН₃СООН, 2–3 краплі насиченого розчину (або кілька кристалів) NH₄SCN і 0,5 мл суміші амілового спирту та діетилового ефіру. Комп­лекс, що утворився, екстрагується органічним розчинником, який за­барвлюється у синій колір. Якщо замість суміші амілового спирту з ефіром додати ацетон, то увесь розчин забарвлюється у синій колір.

Реактив – 1-нітрозо-2-нафтол – з іонами Со²⁺ утворює темно-черво­ний осад внутрішньокомплексної сполуки [Co₁₀H₆(NO)O]₃Co, нерозчинної у кислотах і лугах. При цьому спочатку Со²⁺ окиснюється реактивом до Со³⁺, який утворює осад. Реакцію проводять у кислому середовищі.

Виконання досліду. 1–2 краплі досліджуваного розчину підкис­люють хлоридною кислотою, нагрівають та додають кілька крапель розчину реактиву в ацетатній кислоті (необхідно мати надлишок реак­тиву) і знову нагрівають. Утворюється осад темно-червоного кольору.

Малі кількості Со²⁺ виявляють крапельним способом: краплю роз­чину, який містить Со²⁺, наносять на фільтрувальний папір і додають краплю лужного розчину 1-нітрозо-2-нафтолу. За наявності Со²⁺ утво­рюється червона пляма.

1.4.5. Характерна реакція іонів Ni²⁺. Реактив Чугаєва Л.А. – диметилгліоксим – з іонами нікелю Ni²⁺ утворює червоний осад внутрікомплексної сполуки – сіль, яку називають диметилгліоксима­том нікелю:

Опимальне середовище – рН 5-10. Реакції заважають іони Fe²⁺, Сu²⁺.

Виконання досліду. До двох-трьох крапель досліджуваного розчину добавля­ють 1-2 краплі розчину NH₃, дві-три краплі 1%-ного спиртового розчину диметилгліоксиму. У присутності Ni²⁺ утворюється червоний осад диметилгліоксимату.

1.4.6. Характерні реакції іонів Сd²⁺. Розчин К[BiJ₄] розкла­дається дією іонів Cd²⁺, оскільки останній утворює з йодид-іонами безбарвну комплексну сполуку. При цьому випадає чорний осад ВіJ₃:

Сd²⁺ + 2[BiJ₄]^– "CdJ₂ + 2BiJ₃¯.

Виконання досліду. Краплю досліджуваного розчину поміщають на крапельну пластинку або на кусок фільтрувального паперу і до­бавляють краплю К[BiJ₄]. У присутності іонів Сd²⁺ з’являється чорна пляма утвореного BiJ₃, який зникає при додаванні КJ або Na₂S₂O₃.

Для одержання К[BiJ₄] беруть декілька крапель солі вісмуту і додають КJ до утворення чорного осаду BiJ₃, який розчиняють у надлишку КJ з утворенням [BiJ₄]^– оранжевого кольору:

Bi³⁺ + 3J^– " BiJ₃$;

BiJ₃ + J^– " [BiJ₄]^–.

Сульфід-іони (розчин Н₂S або Na₂S) з іонами Сd²⁺ при рН 3-10 утворюють жовтий осад сульфіду кадмію.

Сd²⁺ + S^2– = CdS$.

Реакції заважають всі іони, які в цих умовах утворюють сульфіди, тому їх попередньо відокремлюють.

Виконання досліду. Дві-три краплі досліджуваного розчину по­міщають у пробірку, перевіряють і регулюють рН. Потім добав­ляють 1-2 краплі роз­чи­­нуNa₂S, перемішують. Спостерігають за утворенням жовтого осаду CdS.

1.4.7. Характерні реакції іонів Hg²⁺. Металічна мідь віднов­лює іони Hg²⁺ до металу:

Hg²⁺ + Сu¯ = Cu²⁺ + Hg¯.

Виконання досліду. На поверхню мідної пластинки, очищену ніт­ратною кислотою, наносять краплю досліджуваного розчину. Через де­який час розчин з пластинки змивають водою, а пластинку протирають м’якою тканиною або фільтрувальним папером. Поверхня пластинки вкривається тонким шаром ртуті і стає світлою та блискучою.

Станум (ІІ) хлорид SnCl₂ спочатку відновлює меркурій (ІІ) хло­рид до меркурію (І) хлориду Hg₂Cl₂ (каломелі) – білого осаду, що не розчиняється у воді. Якщо додати надлишок SnCl₂, то осад посту­пово сіріє внаслідок відновлення меркурію (І) до металічного. Реак­ції відбуваються за рівняннями:

2HgCl₂ + SnCl₂ = Hg₂Cl₂¯ + SnCl₄;

Hg₂Cl₂ ¯+ SnCl₂ = 2Hg¯ + SnCl₄.

Реакцію проводять у кислому середовищі. Заважають реакції іони Ag⁺, Pb²⁺, , які утворюють з іонами Cl^- малорозчинні осади.

Виконання досліду. Декілька крапель досліджуваного розчину підкислюють краплею хлоридної кислоти і додають 3-4 краплі сві­жовиготовленого розчину SnCl₂. Утворюється білий осад Hg₂Cl₂, який швидко темніє внаслідок виділення металічної ртуті.

Натрій тіосульфат у процесі нагрівання з солями меркурію(ІІ) в кислому середовищі (рН 2) утворює осад чорного кольору HgS, який розчинний у царській воді, в суміші HCl + H₂O₂ або HCl + KJ:

Hg²⁺ + 3S₂O₃^2– + 2H₃О⁺ = HgS¯ + 2S¯ + SO₄^2– + 2SO₂­ + 3H₂O.

Реакції заважають іони Ag⁺, Cu²⁺, Pb²⁺.

Виконання досліду. До 2-3 крапель досліджуваного розчину до­дають 2-3 краплі 1 М розчину H₂SO₄ і декілька кристалів Na₂S₂O₃. Суміш перемішують і нагрівають майже до кипіння. Випадає чорний осад HgS.

1.5. П’ята аналітична група катіонів (Ag⁺, , Pb²⁺)

Груповим реагентом п’ятої аналітичної групи катіонів є розве­дений розчин хлоридної кислоти, яка осаджує ці іони у вигляді хло­ридів AgCl, Hg₂Cl₂, PbCl₂. Більшість сполук катіонів п’ятої групи безбарвні і малорозчинні у воді. Забарвленими є лише сполуки, які утворені забарвленими аніонами. Катіони цієї групи схильні до ут­ворення комплексних сполук типу [Ag(NH₃)₂]⁺, [AgI₄]^3-, [PbI₄]^2-, [AgCl₃]^2-, [Ag(CN)₂]^- та ін.; вони легко вступають у реакції окис­нення – відновлення.

1.5.1. Загальні реакції катіонів п’ятої аналітичної групи. Лу­жних металів і амонію гідрогенфосфати утворюють білі кристаліч­ні осади аргентуму, плюмбуму і меркурію(І) гідрогенфосфатів і фос­фатів:

2Ag⁺ + HPO₄^2- = Ag₂HPO₄¯;

3Pb²⁺ + 2HPO₄^2- + 2OH^- = Pb₃(PO₄)₂¯ + 2H₂O.

Фосфати і гідрогенфосфати катіонів п’ятої групи розчинні в ацетатній та нітратній кислотах; у водному розчині аміаку розчи­няються аргентуму фосфати і гідрогенфосфати:

Ag₃PO₄ ¯ + 2CH₃COOH = 2CH₃COO^– +3Ag⁺ + H₂PO₄^–;

PbHPO₄¯ + 2H₃O⁺ = H₃PO₄ + Pb²⁺ + 2Н₂О;

Ag₂HPO₄¯ + 5NH₃ = 2[Ag(NH₃)₂]⁺ + NH₄⁺ + PO₄^3-.

Плюмбум фосфат та гідрогенфосфат розчинні в надлишку їдко­го лугу:

Pb₃(PO₄)₂¯+ 18OH^– = 3[Pb(OH)₆]^4– + 2PO₄^3–.

Меркурій (І) гідрогенфосфат і фосфат під дією водного розчину NH₃ утворюють чорний осад (HgNH₂)₃PO₄×3Hg:

(Hg₂)₃(PO₄)₂¯+ 6NH₃ = (HgNH₂)₃PO₄¯ + 3Hg¯ + PO₄^3- + 3NH₄⁺.

Виконання досліду. До 2-3 крапель розчинів солей аргентуму, плюмбуму і меркурію(І) додають 3-4 краплі розчину фосфату луж­ного металу. Випадають осади відповідних фосфатів, які розділяють на декілька частин, після чого їх випробовують на розчинність у перелічених реагентах.

Розведена хлоридна кислота осаджує катіони Ag⁺, , Pb²⁺ у вигляді білих малорозчинних осадів AgCl, Hg₂Cl₂ та PbCl₂ відпо­відно. Аргентум хлорид розчинний у водному розчині аміаку і амо­ній карбонаті з утворенням комплексних іонів складу [Ag(NH₃)₂]⁺. Характерною особливістю PbCl₂ є його розчинність у гарячій воді. Плюмбум й аргентум хлориди розчинні в надлишку концентрованої HCl з утворенням комплексних іонів [AgCl₂]^-, [PbCl₃]^-, [PbCl₄]^2-.

Виконання досліду. У три пробірки відбирають по 2-3 краплі розчинів солей відповідних іонів, додають по 2-3 краплі 2 М розчину HCl і пере­мішують. Осади в кожній пробірці розділяють на три частини і вивчають вплив на них водного розчину NH₃, концент­рованої HCl і гарячої води.

Їдкі луги з катіонами п’ятої групи утворюють малорозчинні осади гідроксидів і оксидів Pb(OH)₂, AgOH, Ag₂O, Hg₂O:

2Ag⁺ + 2OH^- = 2AgOH¯;

2AgOH¯= Ag₂O¯ + H₂O.

Плюмбум гідроксид розчинний у надлишку лугу з утворенням іонів [Pb(OH)₆]^4-:

Pb(OH)₂¯ + 4OH^- = [Pb(OH)₆]^4-.

Виконання досліду. До 2-3 крапель розчинів солей плюмбуму, аргентуму, меркурію (І) додають краплями розчин лугу і спостері­гають за забарвленням осадів, що утворюються. У пробірці, де є роз­чин солі плюмбуму, утворюється білий осад; у пробірці з розчином солей аргентуму і меркурію (І) – чорні. Якщо є надлишок лугу, осад Pb(OH)₂ розчиняється з утворенням іонів гексагідроксоплюмбітів, а осади аргентуму і меркурію (І) в надлишку лугу нерозчинні.

1.5.2. Характерні реакції іонів Ag⁺. Хлоридна кислота утворює з іонами Ag⁺ білий осад AgCl:

Ag⁺ + Cl^- = AgCl¯.

Аргентум хлорид під впливом світла розкладається, водночас виділяється дрібнодисперсне металічне срібло й осад чорніє.

Концентрована HCl не повністю осаджує іон Ag⁺, тому що утворює з ним розчинний комплексний іон [AgCl₂]^-:

AgCl¯ + Cl^- = [AgCl₂]^-.

Аргентум хлорид розчиняється у водному розчині аміаку і знову випадає в осад, якщо підкислювати цей розчин нітратною кислотою:

AgCl¯ + 2NH₃ = [Ag(NH₃)₂]⁺ + Cl^–;

[Ag(NH₃)₂]⁺ + Cl^– + 2H₃O⁺ = AgCl¯ + 2NH₄⁺ + 2H₂O.

За цією реакцією можна виявляти іони аргентуму в складній су­міші катіонів. Реакція осадження аргентум хлориду відбувається у кислих розчинах при рН<7; при рН>7 утворюється Ag₂O. Реакції за­важають іони , Pb²⁺ та ін.

Виконання досліду. До 2-3 крапель досліджуваного розчину до­дають 2-3 краплі 2 М розчину HСl. За наявності іонів Ag⁺ випадає білий осад, який розділяють на дві частини і випробовують його розчинність у HNO₃ і у водному розчині аміаку. До одержаного роз­чину, що містить комплексні іони аргентуму, додають краплю фе­нолфталеїну, концентровану HNO₃ (до зникнення рожевого забарв­лення) і ще 1-2 краплі надлишку. Випадає білий осад AgCl.

Калій йодид утворює з іонами Ag⁺ жовтий осад AgJ:

Ag⁺ + J^- = AgJ¯.

Виконання досліду. До 2-3 крапель досліджуваного розчину до­дають 2-3 краплі розчину калій йодиду. За наявності іонів Ag⁺ випа­дає жовтий осад аргентум йодиду, нерозчинний у H₂SO₄ і HNO₃. На відміну від аргентум хлориду (ДР (AgCl) =1,78×10^-10), аргентум йодид не розчиняється у водному розчині NH₃ (ДР (AgJ) =8,3×10^-17).

1.5.3. Характерні реакції іонів . Розведена HСl утворює з іонами осад білого кольору:

+ 2Сl^- = Hg₂Cl₂¯.

Осад Hg₂Cl₂, як і AgCl, розчинний у надлишку HСl з утворенн