Качественный анализ катионов

Лабораторная работа 1-2
Качественный анализ катионов
Na+
Реакция окрашивания пламени
Чистую накалённую проволоку опустите в раствор хлорида натрия или наберите на неё
немного твёрдой соли NaCl . Внесите проволоку вместе с капельками или частицами
натриевой соли в бесцветное пламя горелки – пламя окрасится в жёлтый цвет.
K+
Реакция окрашивания пламени
Летучие соединения калия окрашивают бесцветное пламя в характерный фиолетовый
цвет. Фиолетовая окраска пламени в присутствии солей натрия становится незаметной,
так как соединения натрия окрашивают пламя горелки в жёлтый цвет.
Реакции с гексанитрокобальтатом (ΙΙΙ) натрия Na3 Co( NO2 ) 6 .
Поместите в пробирку 1-2 капли раствора какой-либо соли калия, прибавьте к нему 3-5
капель раствора гексанитрокобальтата (ΙΙΙ) натрия, добавьте несколько капель 6 М
уксусной кислоты и потрите стеклянной палочкой о стенки пробирки. При этом выпадет
жёлтый кристаллический осадок гексанитрокобальтата (ΙΙΙ) дикалия-натрия
K 2 NaCo(NO2 ) 6  :
2 KCl  Na3 Co( NO2 ) 6  
  K 2 NaCo( NO2 ) 6   2 NaCl
или в ионной форме:

2K   Na   Co( NO2 ) 6  
  K 2 NaCo( NO2 ) 6 
Реакцию следует проводить в присутствии разбавленной уксусной кислоты.
Реакция с гидротартратом натрия NaH 2 C4 H 4 O6 .
Поместите в пробирку 2-3 капли раствора какой-либо соли калия, прибавьте 0,5 мл
раствора гидротартрата натрия и потрите стеклянной палочкой о стенки пробирки. Через
некоторое время выпадет белый кристаллический осадок:
KCl  NaHC 4 H 4 O6 
  KHC 4 H 4 O6  NaCl
или в ионной форме:
K   HC 4 H 4 O6 
  KHC 4 H 4 O6
Условия проведения реакции.
1. Реакцию проводят в нейтральной среде. В сильнощелочной среде происходит
растворение осадка, сопровождающееся образованием соли K 2 C4 H 4 O6 . В кислой
среде осадок растворяется с образованием винной кислоты H 2 C 4 H 4 O6 .

2. NH 4 и катионы других групп должны быть предварительно удалены, так как они
образуют с реактивом осадки (например: NH 4 HC 4 H 4 O6 ), которые могут быть
приняты за осадок гидротартрата калия.
3. Реакцию проводят без подогрева, так как растворимость гидротартрата калия
сильно возрастает с повышением температуры раствора.
4. Концентрации анализируемого раствора и реактива должны быть высокими.
5. Потирание стенок пробирки стеклянной палочкой благоприятствует осаждению.
NH4+
Реакция с реактивом Несслера K 2 HgI 4   KOH .
Прибавьте к капле разбавленного раствора соли аммония 1-2 капли раствора реактива. В

присутствии NH 4 - ионов образуется характерный красно-бурый осадок; при наличии

следов NH 4 раствор окрашивается в жёлтый цвет:
NH 4 Cl  2K 2 HgI 4   2KOH 
  Hg 2 I 2 NH 2 I  KCl  5KI  2H 2 O
или в ионной форме:


NH 4  2HgI 4   2OH  
  Hg 2 I 2 NH 2 I  5I   2 H 2 O
Другие катионы Ι аналитической группы не мешают обнаружению ионов аммония
реактивом Несслера.
Реакция со щелочами
Поместите в пробирку несколько капель раствора соли аммония NH 4Cl и добавьте 5
капель водного раствора какого-либо из сильных оснований - KOH , NaOH - и подогрейте
содержимое пробирки в пламени газовой горелки. Вследствие разложения соли аммония
выделится аммиак:
NH 4 Cl  NaOH 
 NH 3   NaCl  H 2 O
или в ионной форме:

NH 4  OH  
 NH 3   H 2 O
Выделяющийся аммиак может быть обнаружен различными способами:
а) по запаху;
б) по посинению универсальной индикаторной бумаги, смоченной дистиллированной
водой и внесённой в пары над раствором;
в) по образованию дыма хлорида аммония при поднесении к отверстию пробирки
стеклянной палочки, смоченной каплей концентрированной хлороводородной
(соляной) кислоты.
Кипячение с едкими щелочами или карбонатами натрия или калия
При действии едких щелочей или карбонатов натрия или калия, а также при длительном
нагревании аммониевые соли в растворах разлагаются с выделением газообразного
аммиака.
Mg++
Действие сильных оснований.
При добавлении сильных оснований к растворам солей магния выпадает белый осадок
Mg (OH ) 2 . При добавлении слабого основания (гидроксида аммония) осаждение
Mg (OH ) 2 неполное, а в присутствии солей аммония осадок не выпадает совсем. Поэтому
соли аммония нужно предварительно удалить из раствора.
Поместите в пробирку несколько капель раствора MgCl2, добавьте несколько капель
водного раствора какого-либо из сильных оснований - KOH , NaOH . Выпадет осадок
Mg(ОН)2. В другую пробирку к раствору MgCl2 вместо NaOH прилейте раствор
гидроксида аммония . Отметьте, в какой из пробирок образуется больше осадка.
Реакция с моногидрофосфатом натрия Na2 HPO4 .
Микрокристаллоскопическая реакция.
Для
микрокристаллоскопического
обнаружения
ионов
в
виде
Mg   MgNH 4 PO4 поместите каплю раствора MgCl 2 на предметное стекло. Затем к нему
прибавьте из капиллярной пипетки сначала каплю раствора NH 4 Cl , затем каплю
концентрированного водного раствора аммиака. Наконец, внесите в раствор кристаллик
Na2 HPO4  12H 2 O ( гидрофосфат натрия). Предметное стекло рекомендуется нагреть. В
непосредственной близости от кристалла
фосфата
натрия
появляются
дендритные
кристаллы, на более дальнем расстоянии –
правильно образованные кристаллы в виде
шестилучевых звёзд. - фосфат магний-аммония
MgNH 4 PO4 :
MgCl 2  Na2 HPO4 
 MgHPO4  2 NaCl
MgHPO 4  NH 3 
  MgNH 4 PO4
или в ионной форме

Mg   HPO4  NH 3 
  MgNH 4 PO4
Рассмотрите кристаллы под микроскопом.
Ca++
Реакция с оксалатом аммония.
Поместите в пробирку 1-2 капли раствора какой-либо соли кальция, например CaCl2 , и
добавьте 1-2 капли уксусной кислоты, чтобы реакция среды была кислой (в случае
индикатора метилового красного цвет должен стать оранжевым). Прилейте несколько
капель раствора оксалата аммония ( NH 4 ) 2 C2O4 При этом из концентрированного
раствора сразу, а из разбавленного постепенно выпадает белый мелкокристаллический
осадок CaC2 O4 . В присутствии NH 3 оксалат кальция осаждается количественно:
CaCl2  ( NH 4 ) 2 C2 O4 
  CaC2 O4  2 NH 4 Cl
или в ионной форме:

Ca    C 2 O4 
  CaC2 O4
Микрокристаллоскопическая реакция с серной кислотой.
Поместите каплю раствора хлорида кальция на предметное стекло, затем прибавьте
каплю разбавленной H 2 SO4 и слегка упарьте смесь. При этом образуются красивые
характерные
пучки
игл
–
кристаллы
гипса
под микроскопом.
CaSO4  2H 2 O , легко различаемые
Реакция окрашивания пламени
Ионы кальция окрашивают
кирпично-красный цвет.
бесцветное пламя в
Ba++
Реакция с хроматом (или бихроматом) калия .
Поместите в пробирку 1-2 капли раствора какой-либо соли бария, например BaCl 2 , и
прибавьте несколько капель раствора K 2CrO4 или K 2 CrO7 . Нагрейте пробирку на
пламени горелки. При этом выпадает жёлтый кристаллический осадок:
BaCl 2  K 2 CrO4 
  BaCrO 4  2 KCl
или в ионной форме:

Ba    CrO4 
  BaCrO 4
2 BaCl 2  K 2 Cr2 O7  H 2 O   2 BaCr2 O7  2 KCl  2 HCl
или в ионной форме:

2 Ba   Cr2 O7  H 2 O   2 BaCr2 O7  2 H 
Капельная реакция с родизонатом натрия.
На фильтровальную бумагу поместите каплю нейтрального анализируемого раствора
BaCl 2 и затем каплю водного раствора родизоната натрия. Образуется красно-бурый
осадок родизоната бария:
Na  0  C  CO  CO
/ 0  C  CO  CO

Ba +

  Ba
+ 2 Na 
Na  0  C  CO  CO
\ 0  C  CO  CO
Родизонат бария на холоде в соляной кислоте превращается в ярко-красный
гидрородизонат бария:
2C 6 O6 Ba  2 HCl 
(C 6 O6 H ) 2 Ba  BaCl 2
Реакция окрашивания пламени.
Бесцветное пламя окрашивается ионами бария в жёлто-зелёный цвет.
Реакция с серной кислотой или сульфатом аммония.
Поместите в пробирку несколько капель растворимой в воде соли бария, например,
хлорида бария, прибавьте 1 мл разбавленной серной кислоты или раствора сульфата
аммония. При этом выпадает белый кристаллический осадок сульфата бария BaSO4 .
BaCl 2  H 2 SO4 
  BaSO 4  2HCl
Ba    SO4


  BaSO 4
Al+++
Реакция с гидроксидом аммония.
Поместите в пробирку 1 мл раствора соли алюминия, например, Al2 (SO4 ) 3 , прибавьте к
нему несколько капель раствора гидроксида аммония и нагрейте. При этом выпадает белый
желеобразный осадок гидроксида алюминия:
Al2 ( SO4 ) 3  6 NH 4 OH 
  2 Al (OH ) 3  3NH 4 2 SO4
или в ионной форме:
2 Al     6OH  
  2 Al (OH ) 3
Осадок гидроксида алюминия вместе с раствором перенесите в центрифужную пробирку
и отцентрифугируйте. Прозрачный раствор слейте, а осадок разделите на две части.
Проведите следующие проверочные реакции:
1. Прибавьте к одной части осадка несколько капель раствора гидроксида натрия или
калия и перемешайте - осадок растворится. В этом случае Al (OH ) 3 проявляет себя
как кислота. Напишите уравнение реакции.
2. Прибавьте к другой части осадка Al (OH ) 3 несколько капель хлороводородной
кислоты - осадок растворится; в этом случае Al (OH ) 3 проявляет себя как
основание:
Al (OH ) 3  3H   Al     3H 2 O
Следовательно, Al (OH ) 3 - типичное амфотерное соединение.
Реакция с ализарином (1,2-диоксиантрахиноном) C14 H 6 O2 (OH ).
П р о б и р о ч н а я р е а к ц и я . Поместите в пробирку 2 капли раствора какой-либо соли
алюминия и прилейте 5 капель NH 3 . При этом образуется осадок Al (OH ) 3 . К
полученному осадку прибавьте несколько капель свежеприготовленного раствора
ализарина и прокипятите. Ализарин образует с гидроокисью алюминия соединение
интенсивно красного цвета, называемое алюминиевым лаком. Алюминиевый лак не
растворяется в разбавленной уксусной кислоте. Поэтому после охлаждения содержимого
пробирки добавляют немного уксусной кислоты до слабокислой реакции (рН~4-5). В
присутствии ионов алюминия красный осадок не исчезает.
Условия проведения реакции.
1. При проведении пробирочной реакции значение pH в начале осаждения должно
превышать 7, соответствуя слабоаммиачному раствору, а после осаждения pH
может быть меньше 7, соответствуя разбавленному уксуснокислому раствору (pH =
4-5).
2. Реакцию ведут при кипячении.
3. Присутствие осадков других гидроокисей, хотя бы в небольших количествах,
нежелательно, а в больших количествах недопустимо.
Cr+++
Окисление Сr+3 хрома в Cr+6
Поместите в пробирку 2-3 капли раствора сульфата или нитрата хрома (III), прибавьте к
нему 5 капель пероксида водорода H 2 O2 , 3-5 капель гидроксида калия КОН. Нагрейте
смесь до кипения.

При этом происходит окисление Cr    -ионов до CrO 4 -ионов и окраска из сине-зеленой
переходит в желтую.
Реакция протекает согласно уравнению:
Cr2 ( SO4 ) 3  3H 2O2  10 NaOH 
 2 Na2CrO4  3Na2 SO4  8H 2O
проделайте следующие
проверочные
реакции,

подтверждающие образование CrO 4 -ионов.
1. Прибавьте к нейтральному или подкисленному уксусной кислотой раствору
хромата или бихромата натрия раствор нитрата серебра AgNO3 - образуются бурокрасные осадки хромата и бихромата серебра:

2 Ag   CrO4 
  Ag 2 CrO4
C
полученным
раствором
2 Ag   Cr2O7


  Ag2Cr2O7
2. Прибавьте к нейтральному или подкисленному уксусной кислотой раствору
хромата натрия раствор BaCl 2 - образуется желтый осадок хромата бария BaCrO4 .
Fe+++
Реакция с K 4 Fe(CN ) 6 .
Поместите в пробирку или на предметное стекло 1-2 капли раствора FeCl3 , подкислите
раствор 1-2 каплями хлороводородной кислоты, прибавьте 2-3 капли желтой кровяной
соли - раствора гексацианоферрата (II) калия K 4 Fe(CN ) 6 . При этом выпадает темносиний осадок берлинской лазури:

4Fe   3Fe(CN ) 6  
  Fe4 [ Fe(CN ) 6 ]3
Реакция с роданидом аммония.
Поместите в пробирку 1 мл раствора FeCl3 , разбавьте его пятью каплями
дистиллированной воды и добавьте 3-5 капель раствора роданида аммония NH 4 CNS . При
этом появляется кроваво-красное окрашивание:
FeCl3  3NH 4 CNS 
 Fe(CNS ) 3  3NH 4 Cl
или в ионной форме:
Fe3  3CNS  
 Fe(CNS ) 3
Реакция с гидроксидом натрия, калия или аммония.
При действии растворов NaOH , KOH и NH 3 на ионы Fe    образуется буро-красный
осадок Fe(ОН)з , растворимый в кислотах:
Fe     3OH  
 Fe(OH ) 3
Fe++
Реакция с K 3 Fe(CN ) 6 .
Поместите в пробирку или на предметное стекло 1-2 капли раствора FeSO4 , прибавьте 2-3
капли красной кровяной соли - раствора гексацианоферрата (III) калия K 3 Fe(CN ) 6 . При
этом наблюдается образование турнбулевой сини:
3
3Fe   2Fe(CN ) 6  
 Fe3 [ Fe(CN ) 6 ]3
Zn++
Реакция с гидроксидом натрия, калия и аммония.
При действии гидроксида натрия или калия на хлорид цинка образуется белый осадок
Zn(OH)2 , растворимый в избытке NaOH и NH 3 .
Zn   2OH  
  Zn(OH ) 2
Zn(OH ) 2  6 NH 3 
[ Zn( NH 3 ) 6 ]   2OH 
Получите осадок гидроксида цинка в пробирке, отделите его от раствора с помощью
центрифуги. Осадок разделите на две части. Растворите одну часть осадка в растворе
кислоты, другую – в растворе основания. Напишите уравнения реакций, подтверждающих
амфотерность гидроксида цинка.
Реакции Mn++-ионов
Реакция с гидроксидом натрия и перекисью водорода.
Для ионов марганца характерны реакции окисления - восстановления.
Одной из характерных реакций окисления Mn   в щелочной среде является
взаимодействие его с H 2 O2 . При действии перекиси водорода в щелочной среде
бесцветные ионы марганца (II) окисляются в нерастворимые соединения марганца (IV)
H 2 MnO3 или MnO2 , окрашенные в бурый цвет:
Mn (OH ) 2  H 2 O2 
  H 2 MnO3  H 2 O
или в ионной форме
Mn    H 2 O2  2OH  
  H 2 MnO3  H 2 O
Проведите окисление Mn   -ионов до H 2 MnO3 . Для этого поместите в пробирку 1-3
капли раствора какой-либо соли марганца и прилейте несколько капель раствора
NaOH. Образуется белый осадок гидроокиси марганца, медленно буреющий
вследствие окисления на воздухе:
Mn    2OH  
  Mn(OH ) 2
Mn(OH ) 2  O2 
  2 H 2 MnO3
Прилейте к полученному осадку несколько капель H 2 O2 . Осадок моментально становится
буро-чёрным вследствие быстрого окисления ионов марганца (II) в H 2 MnO3 .
Условия проведения реакции.
1. Реакцию следует проводить при pH = 9-10.
2. При осаждении Mn(OH ) 2 едкими щелочами в присутствии солей аммония не
мешает реакции . При осаждении раствором NH 3 соли аммония тормозят реакцию,
так как Mn(OH ) 2 растворима в растворах солей аммония.
3. Другие катионы III аналитической группы практически этой реакции не мешают.
Однако лучше их предварительно удалить.
4. Ионы-восстановители мешают реакции. Поэтому сначала следует осадить
Mn(OH ) 2 едким натром, а затем, после фильтрования и промывания от остатков
восстановителей, осадок на фильтре слегка смочить перекисью водорода. При этом
появляется черно-бурое пятно H 2 MnO3 .
5. Реакцию нельзя проводить в присутствии S   -ионов, которые восстанавливают
H 2 O2 и образуют с Fe+2, Ni+2,Co+2-ионами в щелочном растворе черные осадки
сульфидов, которые могут быть ошибочно приняты за H 2 MnO3 .
6. Аналогично H 2 O2 действуют и другие окислители, в том, числе Cl2 , Br2 . В
присутствии катализатора (CuSo4 ) NaBrO в щелочной среде окисляет Mn   -ионы
до MnO4 -ионов, и раствор окрашивается в малиновый цвет.
Окисление Mn   -ионов до MnO4 - -ионов кислой среде.
Соединения марганца (II) окисляются в кислой среде сильными окислителями в
марганцовую кислоту. Одной из важнейших реакций окисления в азотнокислой или
сернокислой среде является взаимодействие Mn   -ионов с PbO2 или Pb3O4 . При этом
бесцветные соединения двухвалентного марганца ( Mn   ) окисляются до соединений

марганца со степенью окисления +7 ( MnO4 ), окрашенных в фиолетово-красный цвет:
2Mn( NO3 ) 2  5PbO2  6 HNO3 
 2 HMnO 4  5Pb( NO3 ) 2  2 H 2 O

Mn    5e   4 H 2 O 
 MnO4  8H 
2Mn(OH ) 2  O2 
 Pb

 2H 2 O
2
5
или в ионной форме:

2Mn    5PbO2  4 H  
 2MnO4  5Pb    2 H 2 O
В присутствии восстановителей, в том числе и HCl , происходит восстановление

окислителей и MnO4 . Поэтому нельзя подкислять растворы хлористоводородной
кислотой.

Проведите окислениё Mn   -ионов до MnO4 -ионов. Для этого поместите в пробирку
1-2 капли раствора какой-либо соли марганца (нитрата или сульфата, но не
хлорида!), прилейте 5 капель разбавленной (1:1) азотной кислоты, добавьте
небольшое количество окислителя (двуокиси свинца) и нагрейте смесь до кипения.
Прилейте в пробирку 1-2 мл дистиллированной воды, не перемешивая, содержимого
пробирки, и дайте смеси немного постоять. Появляется малиново-красная окраска,
вызываемая образовавшейся марганцовой кислотой. Так как PbO2 может содержать
соединения марганца в виде примеси, рекомендуется ставить холостой опыт,
соблюдая те же условия, но без добавления в пробирку испытуемого раствора. В
отсутствие примесей окраска не появляется.
Описанная реакция окисления Mn   в марганцовую кислоту является весьма
чувствительной реакцией.
1.
2.
3.
4.
5.
Условия проведения реакции
Концентрация ионов водорода должна быть высокой и соответствовать [Н+] в 6 н.
азотной кислоте.
Восстановители ( Cl  , Br  , I  , H 2 O2 и т. д.) мешают этой реакции и должны быть
предварительно удалены. Для их отделения к небольшому количеству (3-5 капель)
анализируемого раствора приливают 5 капель 2 н. раствора NaOH или КОН. При
этом в осадок выпадает нерастворимая в воде гидроокись марганца. Осадок
отфильтровывают, промывают от восстановителей и затем растворяют в азотной
кислоте. Полученный азотнокислый раствор испытывают на присутствие ионов
марганца кипячением с 0,1 - 0,2 г какого-либо окислителя
[ PbO2 , Pb3O4 , NaBiO 3 , ( NH 4 ) 2 S 2 O8  AgNO3 и т. д.].
В случае применения в качестве окислителя персульфата происходит образование

бурого осадка MnO2 . В присутствии ионов серебра образуется не MnO2 , а MnO4
(катализ). Анионы, образующие с Ag+ нерастворимые соли, мешают
каталитической реакции.
Для проведения реакции следует брать не более 1-2 капель анализируемого
раствора во избежание реакции взаимного окисления - восстановления:

3Mn    2MnO4  2 H 2 O 
 5MnO2  4 H 
Нагревание способствует реакции. Однако при излишнем нагревании HMnO 4
разлагается с образованием MnO2 .
Качественный анализ анионов
ClРеакция c нитратом серебра
K 1-2 мл раствора хлорида натрия или калия добавьте несколько капель азотной кислоты
и раствора AgNO3 . B присутствии Cl- -ионов выпадает белый творожистый осадок AgCl:
Ag   Cl  
  AgCl
На свету осадок темнеет. Чтобы убедиться, что полученный осадок действительно
содержит AgCl, так как похожие осадки дают и другие ионы, осадок промойте
дистиллированной водой, отцентрифугируйте. Воду слейте. К полученному осадку
прибавьте раствор аммиака. При этом AgCl растворяется, образуя комплексный катион
[ Ag ( NH 3 ) 2 ]  Cl  .
К раствору комплексного соединения прилейте раствор разбавленной HNO3 .
Комплексный ион разрушается и вновь выпадает осадок AgCl. Появление осадка служит
доказательством присутствия в анализируемом веществе Cl- ионов. Описанные реакции
протекают согласно следующим уравнениям:
AgCl  2NH3  [ Ag ( NH 3 ) 2 ]  Cl 


[ Ag ( NH 3 ) 2 ]  Cl   2H   2 NO3 
  AgCl  2 NH 4  2 NO3

Реакция окисления Cl  -ионов до свободного хлора
Поместите в пробирку 5 капель раствора, содержащего Cl  -ионы, добавьте 0,5 мл
концентрированного раствора KMnO4 , 5 капель концентрированной H 2 SO4 и нагрейте
(под тягой!). При этом наблюдается частичное или полное обесцвечивание раствора
KMnO4 и выделение газообразного хлора, который открывают при помощи
иодкрахмальной бумаги (синее окрашивание).
Реакция протекает согласно уравнению:

10Cl   2MnO4  16 H  
 2Mn    5Cl 2  8H 2 O
2Cl   2e  
 Cl2



MnO4  5e  8H 
 Mn

 4H 2O
5
2
Для обнаружения выделяющегося С12 поднесите к отверстию пробирки влажную
иодкрахмальную бумагу. B присутствии хлора появляется синее окрашивание вследствие
выделения элементарного иода:
2KJ  Cl2 
 2KCl   J 2
Окисляющее действие на HCl окaзывают манганиты, манганаты, перманганаты,
двуокиси марганца и свинца, хромовый ангидрид, хлорноватистая, хлорноватая и aзотная
кислоты и т. П
Условия проведения реакций.
1. Все реакции окисления Cl  -ионов протекают в сильнокислой среде. Если
окисляется хлористоводородная кислота, то берут ее избыток. Если окислению
подвергаются хлориды, то для подкисления раствора можно использовать серную
кислоту. B нейтрaльной среде хлориды не окисляются; в щелочной среде хлор не
выделяется, так как при pH = 7 он легко вступает в реакцию самоокисления самовосстановления с образованием смеси хлорида и гипохлоритов:
2.
3.
4.
5.
6.
Cl2  2 NaOH  NaClO  NaCl  H 2O
или в ионной форме:
Cl2  2OH   ClO   Cl   H 2 O
В качестве окислителя удобно пользоваться перманганатом калия, который
обесцвечивается в присутствии Cl  -ионов, вследствие чего реакция становится
более наглядной.
Нагревание способствует реакции окисления - восстановления.
В концентрированных растворах реакции окисления - восстановления протекают
энергичней.
Сильные восстановители (в том числе Br и J- -ионы), легче окисляющиеся, чем
Cl  -ионы, мешают реакции.
Реакцию следует проводить в вытяжном шкафу , так как хлор ядовит.
BrРеакция с нитратом серебра
K 1-2 мл раствора бромида натрия или калия добавьте несколько капель азотной кислоты
и раствора AgNO3 . B присутствии Br  -ионов выпадает желтоватый творожистый осадок
AgBr. Проверьте его растворимость в растворе тиосульфата натрия Na2 S 2 O3 , в растворе
аммиака и в растворе карбоната аммония ( NH 4 ) 2 CO3 .
Реакция окисления Br  -ионов хлорной водой до свободного брома
Поместите в пробирку 5 капель раствора KBr, 1-2 капли разбавленной H 2 SO4 ,
0,5 мл бензола и 2-3 капли хлорной воды. Встряхните пробирку. В присутствии Br  ионов бензол окрашивается в желто-бурый цвет.
Реакция применима для обнаружения Br  -ионов в присутствии Cl  - и J  -ионов.
Условия проведения реакции.
1. Реакцию можно проводить в нейтральной среде; подкисление раствора
способствует окислению; в щелочной среде реакцию проводить нельзя, так как
свободный бром со щелочами образует бромиды и гипобромиты.
2. Хлорную воду следует приливать по каплям. Слишком большой избыток хлорной
воды вреден, так как бром с избытком хлора образует соединение
BrCl(желтоватого цвета).
3. Сильные восстановители, окисляющиеся хлорной водой, мешают реакции.
4. При наличии в анализируемом растворе иодидов последние также окисляются
хлорной водой. При этом образуется свободный иод, окрашивающий органический
растворитель в красно-фиолетовый цвет, который маскирует окраску, вызываемую
бромом. В таких случаях продолжают приливать хлорную воду и взбалтывают
смесь. При этом иодиды и выделившийся иод окисляются в бесцветную
иодноватую кислоту HJO3 , и окраска слоя органического растворителя может
быть обусловлена лишь присутствием брома или хлорида брома.
JРеакция с нитратом серебра.
Ионы J  (в отличие от Br  и Cl  -ионов) с ионами серебра образуют желтый
творожистый осадок, растворимый только в растворах цианида калия и Na2 S 2 O3 .
K 1-2 мл раствора иодида натрия или калия добавьте несколько капель азотной кислоты и
раствора AgNO3 . Проверьте растворимость полученного осадка в растворе Na2 S 2 O3 .
Реакция окисления J  - ионов хлорной водой до свободного иода
Реакцию проводят аналогично реакции окисления бромидов хлорной водой. Поместите в
пробирку 5 капель раствора иодида калия KJ, 1-2 капли разбавленной серной кислоты, 0,5
мл
бензола и 1-2 капли хлорной воды. Встряхните содержимое пробирки. В присутствии J  ионов слой бензола окрашивается в красно-фиолетовый цвет:
2 J   Cl2 
 2Cl    J 2
При избытке Cl2 свободный иод не выделяется и слой бензола не окрашивается:

J   3Cl2  3H 2 O 
 JO3  6H   6Cl 
В качестве окислителей можно также пользоваться всеми окислителями, применяемыми
для окисления HCl и HBr.
Условия проведения реакции.
1. Реакцию окисления иодидов хлором можно проводить в нейтральной среде,
приливая к раствору иодида хлорную воду. Подкисление раствора способствует
реакции окисления. В щелочной среде реакцию проводить нельзя, так как при
взаимодействии свободного иода со щелочами образуются иодиды и гипоиодиты бесцветные соединения.
2. Хлорную воду следует приливать по каплям. В избытке хлорной воды J  -ионы

окисляются до JO3 -ионов, в сильнокислом хлористоводородном растворе
образуется JCl3 ; при этом раствор обесцвечивается.
3. Реакцию проводят в присутствии бензола или других органических растворителей
(хлороформа, сероуглерода, четыреххлористого углерода, бензина, эфира и т. п.),
извлекающих выделяющийся иод. При этом слой органического растворителя
окрашивается в красно-фиолетовый или бурый цвет в зависимости от
концентрации выделившегося иода и характера растворителя.
4. Вместо органических растворителей в качестве индикатора, указывающего на
присутствие иода, может быть использован раствор крахмала, окрашивающийся
иодом в синий цвет.
5. Сильные восстановители, окисляющиеся хлорной водой, мешают реакции.
6. Малорастворимые иодиды хлорной водой не окисляются.
Реакция окисления J  -ионов перманганатом калия
Поместите в пробирку 3-5 капель испытуемого раствора, содержащего J  -ионы,
подкислите раствор несколькими каплями разбавленной H 2 SO4 и добавьте к нему 1-2
капли раствора KMnO4 .
В присутствии J  -ионов наблюдается обесцвечивание раствора KMnO4 на холоду и
выделение иода. Умеренное нагревание способствует протеканию реакции:

10 J   2MnO4  16 H  
  5 J 2  2Mn    8H 2 O
Условия проведения реакции.
1. Реакция выполняется в слабокислой (сернокислой или уксуснокислой) среде. В

нейтральном или щелочном растворах J  -ионы окисляются до JO3 .
2. Восстановители, окисляющиеся перманганатом, должны отсутствовать.
3. Чувствительность реакции можно повысить предварительным окислением иодидов
раствором KMnO4 , который приливают по каплям к подкисленному серной
кислотой и слегка нагретому исследуемому раствору:


5J   6MnO4  18H  
 5JO3  6Mn   9H 2 O
Как только появляется красное окрашивание, добавление раствора KMnO4 прекращают и
его
избыток восстанавливают 1-2 каплями перекиси водорода. Избыток перекиси водорода
разлагают кипячением раствора.
Иодат может быть легко обнаружен при добавлении к полученному раствору иодида
калия. При этом происходит выделение иода в большем количестве, чем при окислении
непосредственно перманганатом:

5J   JO3  6H  
  3J 2  3H 2 O
N03Реакция восстановления нитратов до аммиака цинком или алюминием
Поместите в пробирку 5 капель раствора нитрата калия или натрия, прилейте к нему 0,5
мл раствора NaOH или КОН и затем добавьте 25-50 мг цинковой пыли или алюминиевого
порошка. Для ускорения реакции смесь подогрейте на газовой горелке.
Цинковая пыль (или алюминиевый порошок) в щелочных растворах восстанавливает
нитраты до аммиака:


4Zn  NO3  7OH  
 4ZnO2  NH 3  2H 2 O
Выделяющийся при этом аммиак обнаруживают, как описано ранее.
Взаимодействие с дифениламином
Поместите на предметное стекло 3 капли раствора дифениламина (C 6 H 5 ) 2 NH в серной

кислоте и 2 капли раствора нитрата натрия. В присутствии NO3 -ионов появляется
темно-синее окрашивание, вызываемое продуктами окисления дифениламина азотной
кислотой.
SO3-Реакция восстановления сернистой кислоты
Поместите в пробирку 3-5 капель раствора соли сернистой кислоты (например, Na 2 SO3 ),
3-5 капель свежеприготовленного хлористоводородного концентрированного раствора
2
SnCl 2 и содержимое пробирки нагрейте. При этом SO3 -ионы восстановятся до H 2 S и
выпадет желтый осадок SnS 2 :
3SnCl 2  6 Na 2 SO3  6 HCl 
 3SnS 2  12 NaCl  3H 2 O
3Sn    H 2 SO3  6 H   18Cl  
 3[ SnCl 6 ]    H 2 S  3H 2 O
[ SnCl 6 ]    2 H 2 S 
  SnS 2  4 H   6Cl 
Условия проведения реакции
1. Восстановитель SnCl 2 применяют в виде концентрированного раствора этой соли.
2. Как правило, реакцию восстановления сульфитов в растворах проводят в кислой
среде.
3. Для реакции применяют химически чистые исходные вещества во избежание

ошибок при обнаружении SO3 -ионов.
4. Нагревание растворов способствует реакции восстановления, а при восстановлении
твердых веществ нагревание необходимо.


5. Ионы, содержащие серу, в особенности SO 4 и S 2 O3 , должны быть
предварительно отделены.
SO4-Реакция с хлоридом бария
Поместите в пробирку 1-2 капли раствора сульфата натрия, 2-3 капли 6 М раствора HCl и
2
затем прилейте к указанной смеси 1-2 капли раствора BaCl 2 . В присутствии SO4 -ионов
мгновенно образуется белый осадок BaSO 4 . Напишите уравнение реакции в
молекулярной и ионной формах.
Реакция обесцвечивания красно-бурого осадка родизоната бария
Поместите на листок фильтровальной бумаги 1 каплю раствора BaCl 2 и 1 каплю раствора
родизоната натрия или родизоновой кислоты. При этом образуется красное пятно
родизоната бария. Красное пятно смочите 1-2 каплями раствора сульфата натрия. В
присутствии сульфатов окраска родизоната бария тотчас исчезает. Ионы бария с
родизонатом натрия или родизоновой кислотой дают красно-бурый осадок, не
разлагающийся разбавленной НС1. Родизонат бария моментально обесцвечивается
сульфатами и серной кислотой вследствие образования нерастворимого сульфата бария.
Рассматриваемая реакция является специфичной и применяется только для обнаружения
сульфатов.
СО3-Реакция образования двуокиси углерода (углекислого газа)
В пробирку поместите 1 мл раствора карбоната натрия
Nа2СО3, прилейте к нему 2 М раствор НС1 и быстро закройте
пробирку пробкой, в которую вставлена отводная трубка.
Другой конец этой трубки опустите в пробирку с известковой
водой (рис.).
Двуокись углерода, проходя через раствор Са(ОН)2, образует белый осадок или муть
СаСО3.
Напишите уравнение реакции в молекулярной и ионной формах.
РО4--Реакция с молибдатом аммония
В пробирку налейте 1 мл раствора фосфата натрия Na3 PO4 или калия, добавьте несколько
капель 6М HNO3 и немного твердой соли – молибдата аммония (NH4)2MoO4. Содержимое
пробирки нагрейте. Появляется желтый осадок фосфоромолибдата аммония.
PO43- + 3NH4+ + 12 MoO42- + 24 H+ = (NH4)3PO4 ∙12 MoO3 ∙2H2O↓ + 10 H2O
Осадок легко растворяется в водном растворе аммиака.
Контрольная задача.
Дана соль. Определить, какой катион и анион входят в её состав.
Анализ соли
1. Предварительные испытания
а) Окрашивание пламени.
Na+ - желтый
Ca2+ - кирпично-красный
K+ - фиолетовый
Ba2+ - желто-зеленый
Cu2+ - зеленый.
в) Проверка рН водных растворов.
Если рН < 7 , то имеем соль, образованную анионом сильной кислоты (Cl-, NO3-, SO4-2)
Если рН > 7, то в состав соли входит катион сильного основания (щелочного или
щелочноземельного металла)
Если рН = 7, следовательно, это соль, образованная сильным основанием и сильной
кислотой.
г) Действие разбавленной серной кислоты – только карбонат-ионы СО32 – разлагаются
разбавленными кислотами с выделением CO2.
д) Действие концентрированной серной кислоты – разлагает Cl-, Br –, J -, NO3-, MnO4- с
выделением Cl2, HCl, HBr, Br2, J2, NO2, O2 и т.д.
е) Обнаружение некоторых катионов.
NH4+
- К капле пробы прилить раствор реактива Несслера. Появление красно-коричневого
осадка доказывает наличие иона аммония в соли.
- К пробе прилить раствор гидроксида натрия, нагреть. При наличии в соли иона аммония
появляется запах аммиака, а на палочке, смоченной раствором концентрированной
соляной кислоты – белый налет хлорида аммония.
Fe3+
- К пробе прилить раствор K4[Fe(CN)6]. Образуется осадок берлинской лазури.
- К пробе прилить несколько капельКСNS. Появляется красное окрашивание.
Fe2+ К пробе прилить раствор K3 [Fe(CN)6]. Отмечается появление турнбулевой сини.
2. Ход анализа.
1. Cначала в пробе определяют катионы.
2. На втором этапе анализа в пробе определяют анионы. Перед этим проводят
предварительные испытания на содержание ионов Cl-, SO4-2. Для этого к отдельным
порциям пробы приливают растворы AgNO3 и Ba(NO3)2. Выпадение творожистого
осадка Ag Cl и кристаллического Ba SO4 свидетельствуют о наличии указанных ионов в
пробе.