Характеристика аніонів

ЗМІСТ

 

1. Вступ

2. Характеристика аніонів

3. Класифікація аніонів

4. Аналітичні реакції аніонів

   4.1. Аналітичні реакції аніонів I групи

        4.1.1. Реакції SO₄^2–-іонів

        4.1.2. Реакції SO₃^2–-іонів

        4.1.3. Реакції S₂O₃^2–-іонів

        4.1.4. Реакції CO₃^2–-іонів

        4.1.5. Реакції PO₄^3–-іонів

        4.1.6. Реакції SiO₃^2–-іонів

   4.2. Аналітичні реакції аніонів II групи

        4.2.1. Реакції хлорид-іонів Cl^–

        4.2.2. Реакції бромід-іонів Br^–

        4.2.3. Реакції йодид-іонів I^–

        4.2.4. Реакції сульфід-іонів S^2–

   4.3. Аналітичні реакції аніонів IIІ групи

        4.3.1. Реакції нітрат-іонів NO₃^–

        4.3.2. Реакції нітрит-іонів NO₂^–

        4.3.3. Реакції ацетат-іонів CH₃COO^–

5. Аналіз суміші аніонів І, ІІ та ІІІ груп

6. Систематичний хід аналізу суміші аніонів

7. Висновок

 

1. Характеристика аніонів

 

Аніонами називають негативно  зарядженні іони, наприклад Cl^–, SO₄^2–, PO₄^3– і т.д. Якщо багато з катіонів складаються з одного атома (наприклад, H⁺, K⁺, Na⁺, Ca²⁺, Al³⁺), то аніони часто мають складний склад (наприклад, CH₃COO^–, SCN^–, SO₄^2–, B₄O₇^2–, Cr₂O₇^2–, PO₄^3–). Аніони у меншому ступені заважають виявленню один одного, тому при їхньому аналізі частіше використовують дробний метод і лише у більш важких випадках звертаються до систематичного аналізу.

В аналізі катіонів послідовне відділення груп ведуть за допомогою групових реагентів. В аналізі аніонів  групові реагенти зазвичай використовують тільки для попереднього виявлення  груп. Відсутність якої-небудь групи значно полегшує хід аналізу суміші аніонів. Якщо виявлення катіонів часто засновано на реакціях з аніонами, то, в свою чергу, виявлення аніонів можна провести, використовуючи реакції з катіонами. Наприклад, для виявлення іонів Pb²⁺ використовують реакцію з I^–-іонами, відповідно, I^–-іони можна виявити реакцією з іонами Pb²⁺.

 

2. Класифікація аніонів

 

Класифікація аніонів грунтується  в більшості випадків на їх окиснювально-відновних  властивостях, різній розчинності солей  барію, кальцію та аргентуму відповідних  кислот, здатності утворювати газоподібні речовини при дії кислот та не є суворо встановленою.

Частіше аніони поділяють на дві  групи: перша містить аніони, що утворюють  розчинні у воді солі барію: Cl^–, Br^–, CN^–, SCN^–, S^2–, [Fe(CN)₆]^3–, [Fe(CN)₆]^4–, NO₂^–, NO₃^–, CH₃COO^–, BrO₃^–, ClO^–, ClO₂^–, ClO₃^–, ClO₄^–, HCOO^–, MnO₄^–, MnO₄^2–; друга – аніони, що утворюють важкорозчинні солі барію: F^–, CO₃^2–, BO₂^–, VO₃^–, C₂O₄^2–, SO₃^2–, S₂O₃^2–, SO₄^2–, S₂O₈^2–, SiO₃^2–, CrO₄^2–, Cr₂O₇^2–, MoO₄^2–, WO₄^2–, PO₃^–, P₂O₇^4–, PO₄^3–, IO₃^–, IO₄^–, C₄H₄O₆^2–, SeO₃^2–, SeO₄^2–, TeO₃^2–, TeO₄^2–.

Нижче наведена класифікація аніонів  за трьома аналітичними групами, яка  базується на різній розчинності  солей барію та аргентуму відповідних  кислот.

I аналітична група аніонів: B(OH)₄^–, CO₃^2–, SiO₃^2–, PO₄^3–, AsO₃^3–,  
AsO₄^3–, SO₄^2–, SO₃^2–, S₂O₃^2–, F^–. Ця група аніонів утворює з іонами Ba²⁺ солі, малорозчинні у воді, але розчинні в кислотах (за виключенням BaSO₄). Тому аніони першої групи не осаджують у вигляді солей барію з кислих розчинів. З іонами Ag⁺ вони утворюють солі, розчинні у воді або у розбавлених кислотах. В якості групового реагента використовують BaCl₂ у нейтральному або слабколужному розчині.

II аналітична  група аніонів: S^2–, Cl^–, Br^–, I^–, IO₃^–, SCN^–. Ця група аніонів утворює з іонами Ag⁺ солі, малорозчинні у воді та в розбавленій нітратній кислоті, завдяки чому аніони другої групи осаджують у вигляді солей аргентуму з нітратного розчину. З йонами Ba²⁺ вони утворюють солі, добре розчинні у воді. В якості групового реагента використовують AgNO₃ у присутності розбавленої HNO₃.

III аналітична група аніонів: NO₂^–, NO₃^–, CH₃COO^–. Ця група аніонів утворює з іонами Ba²⁺ та Ag⁺ розчинні солі, внаслідок чого BaCl₂ і AgNO₃ не осаджують аніонів третьої групи. Третя група аніонів не має групового реагента.

 

 

3. Аналітичні реакції аніонів

 

3.1. Аналітичні  реакції аніонів I групи

 

3.1.1. Реакції SO₄^2–-іонів

 

Сульфат-іони є аніонами сульфатної кислоти, яка дещо поступається за силою  нітратній кислоті та галогеновмісним  кислотам HCl, HBr, HI.  
SO₄^2–-іони безбарвні. Багато з солей сульфатної кислоти добре розчинні у воді. Важко розчинні у воді солі барію, стронцію, кальцію, плюмбуму.

1. Хлорид барію BaCl₂ утворює з SO₄^2–-іонами білий кристалічний осад BaSO₄:

Na₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄ ↓ + 2NaCl.

BaSO₄ нерозчинний у кислотах та лугах.

2. Нітрат плюмбуму Pb(NO₃)₂ утворює з SO₄^2–-іонами білий осад PbSO₄:

Na₂SO₄ + Pb(NO₃)₂ = PbSO₄ ↓ + 2NaCl.

PbSO₄ розчинний у їдких лугах.

 

3.1.2. Реакції SO₃^2–-іонів

 

Сульфат-іони є аніонами сульфітної кислоти. У вільному стані H₂SO₃ нестійка сполука. При розчиненні SO₂ у воді отримують двохосновну сульфітну кислоту. Константа дисоціації за першим ступенем рівна 2∙10^–2, за другим ступенем – 6∙10^–8, SO₃^2–-іони безбарвні. Сульфіти лужних металів розчинні у воді. Інші сульфіти важко розчинні у воді, але добре розчиняються в кислотах. У водних розчинах SO₃^2–-іони поступово окиснюються до SO₄^2–-іонів.

1. Хлорид барію BaCl₂ утворює з SO₃^2–-іонами білий кристалічний осад BaSO₃, котрий добре розчиняється у кислотах з виділенням газу SO₂:

Na₂SO₃ + BaCl₂ = BaSO₃ ↓ + 2NaCl,

BaSO₃ + 2HCl = BaCl₂ + SO₂ ↑ + H₂O.

Реакцію ведуть з-за відсутності SO₄^2–-іонів.

При пропусканні SO₂ через розчини забарвлених окисників (KMnO₄, I₂) відбувається їх знебарвлення:

SO₂ + I₂ + 2H₂O = 2HI + H₂SO₄,

5Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 3H₂O.

Виконанню реакції заважають S₂O₃^2–-іони, а також інші окисники.

 

Капіляр піпетки приладу, який складається з пробірки та пробки з піпеткою (рис. 3.1), заповнюють розбавленим розчином KMnO₄ (розового кольору) або I₂ (жовтого кольору). У пробірку приладу наливають 5-7 крапель розчину сульфіту і стільки ж 2М розчину HCl. Пробірку краще злегка підігріти на водяній бані. Виділяється сульфур(IV) оксид, котрий проходить через капіляр піпетки та знебарвлює розчин, який знаходиться у ньому.

Рис. 3.1. Прилад для виявлення SO₃^2–-іонів.

 

2. Мінеральні кислоти розкладають  сульфіти з виділенням SO₂:

Na₂SO₃ + 2HCl = 2NaCl + SO₂ ↑ + H₂O.

SO₂, який виділився, пропускають через розчини забарвлених окисників. Для цього так само використовують прилад, описаний вище. Знебарвлення забарвлених окисників вказує на присутність SO₃^2–-іонів.

 

3.1.3. Реакції S₂O₃^2–-іонів

 

Тіосульфат-іони S₂O₃^2– є аніонами тіосернистої кислоти H₂S₂O₃. Кислота дуже нестійка, у вільному стані H₂S₂O₃ невідома. S₂O₃^2–-іони безбарвні. Тіосульфати лужних металів та стронцію добре розчинні у воді.

1. Барій хлорид BaCl₂ утворює з S₂O₃^2–-іонами білий осад BaS₂O₃, який розчиняється в кислотах з виділенням сульфур (IV) оксиду:

Na₂S₂O₃ + BaCl₂ = BaS₂O₃ ↓ + 2NaCl,

BaS₂O₃ + 2HCl = 2BaCl₂ + SO₂ ↑ + S + H₂O.

Для виділення осаду  необхідно потерти скляною паличкою стінки пробірки. Реакцію ведуть з-за відсутності SO₄^2–, SO₃^2–, PO₄^3– та CO₃^2–-іонів.

2. Кислоти при взаємодії з  S₂O₃^2–-іонами утворюють вільну тіосернисту кислоту H₂S₂O₃, вона розкладається з виділенням вільної сірки, котра дає помутніння:

Na₂S₂O₃ + 2HCl = H₂S₂O₃ + 2NaCl,

H₂S₂O₃ = S + SO₂ ↑ + H₂O.

3. Іод I₂ окиснює S₂O₃^2–-іони до тетратіонату натрію Na₂S₄O₆ та відновлюється до I^–-іонів. При цьому відбувається знебарвлення розчину йоду:

2Na₂S₂O₃ + I₂ = 2NaI + Na₂S₄O₆.

Реакції заважають SO₃^2–-іони та інші відновники.

 

3.1.4. Реакції CO₃^2–-іонів

 

Карбонат-іони CO₃^2– є аніонами карбонової кислоти H₂CO₃. Це дуже слабка кислота, вона може існувати лише у водному розчині (К₁ = 4∙10^–7; К₂ = 5∙10^–11), CO₃^2–-іони безбарвні. Середні солі катіонів калію, натрію та амонію добре розчинні у воді, інші карбонати важко розчинні.

1. Барій хлорид BaCl₂ утворює з CO₃^2–-іонами білий осад BaCO₃:

Na₂CO₃ + BaCl₂ = BaCO₃ ↓ + 2NaCl.

2. Кислоти розкладають  карбонати з виділенням CO₂:

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + CO₂ ↑ + H₂O.

Для виявлення CO₃^2–-іонів CO₂ пропускають через вапняну або баритову воду [насичений розчин Ca(OH)₂ або Ba(OH)₂], котра мутніє, утворюючи BaCO₃ або BaCO₃:

Ba(OH)₂ + CO₂ = BaCO₃ ↓ + H₂O.

Капіляр піпетки приладу (див. рис. 3.1.) заповнюють вапняною або баритовою водою. У пробірку приладу наливають 5-7 крапель розчину карбонату та стільки ж 2 н. розчину HCl. Пробірку краще злегка нагріти на водяній бані. Виділяється CO₂, котрий проходить через капіляр піпетки. Розчин, який знаходиться в капілярі, мутніє. Виявленню CO₃^2–-іонів заважають SO₃^2– та S₂O₃^2–-іони.

 

3.1.5. Реакції PO₄^3–-іонів

 

Фофат-іони PO₄^3– є аніонами ортофосфатної кислоти H₃PO₄. Це кислота середньої сили за першим ступенем дисоціації (К₁ = 8∙10^–3), за другим і третім ступенями вона є слабкою кислотою (К₂ = 6∙10^–8, К₃ = 10^–12). PO₄^3–-іони безбарвні. Трьохосновна кислота H₃PO₄ утворює три види солей, наприклад фосфати Na₃PO₄, Ba₃(PO₄)₂, гідрофосфати Na₂HPO₄, BaHPO₄ та дигідрофосфати NaH₂PO₄, Ba(HPO₄)₂. Фосфати лужних металів та амонію розчинні у воді. Розчинні також дигідрофосфати лужно-земельних металів. Усі інші фосфати нерозчинні у воді, але розчинні у мінеральних кислотах.

1. Барій хлорид BaCl₂ утворює з HPO₄^2–-іонами білий аморфний осад BaHPO₄ при рН 5-6:

Na₂HPO₄ + BaCl₂ = BaHPO₄ ↓ + 2NaCl.

BaHPO₄ розчинний в кислотах.

2. Магнезійна суміш (MgCl₂, NH₄Cl і NH₄OH) утворює з HPO₄^2–-іонами білий кристалічний осад MgNH₄PO₄:

Na₂HPO₄ + MgCl₂ + NH₄OH = MgNH₄PO₄ ↓ + 2NaCl + H₂O.

3. Молібденова рідина  – розчин молібдату амонію (NH₄)₂MoO₄ в HNO₃ – утворює з фосфатами жовтий кристалічний осад (NH₄)₃H₄[P(Mo₂O₇)₆]:

PO₄^3– + 3NH₄⁺ + 12MoO₄^2– + 24H⁺ = (NH₄)₃H₄[P(Mo₂O₇)₆] ↓ + 10H₂O.

 

 

3.1.6. Реакції SiO₃^2–-іонів

 

Силікат-іони SiO₃^2– є аніонами кремнієвих кислот: метакремнієвої H₂SiO₃, ортокремнієвої H₄SiO₄ та полі кремнієвих кислот, склад яких може бути представлений загальною формулою mSiO₂∙nH₂O. Кремнієві кислоти у вільному стані виділити досить важко, але вони зустрічаються у вигляді солей. Серед солей метакремнієвої кислоти розчинні у воді лише Na₂SiO₃ та K₂SiO₃, котрі називають розчинним склом. При розчиненні ці солі гідролізують, створюючи сильнолужну середу. Деякі малорозчинні у воді силікати розкладаються мінеральними кислотами та утворюють кремнієві кислоти.

1. Барій хлорид BaCl₂ утворює з SiO₃^2–-іонами осад BaSiO₃ білого кольору:

Na₂SiO₃ + BaCl₂ = BaSiO₃ ↓ + 2NaCl.

При дії мінеральної  кислоти на осад BaSiO₃ утворюється студневий осад, який складається із суміші різних кремнієвих кислт.

2. Розбавлені мінеральні кислоти при повільному додаванні до розчинів силікатів утворюють білий студневий осад кремнієвих кислот. Розчини силікатів повинні бути високої концентрації. При акуратному, повільному додаванні кислоти можна перевести ввесь осад у студень.

Аби повністю виділити кремнієві кислоти, розчин декілька разів випарюють досуха з концентрованою HCl. Кремнієві кислоти переходять у осад.

3. Солі амонію NH₄Cl, NH₄NO₃ або (NH₄)₂SO₄ виділяють із розчинів силікатів кремнієву кислоту. В результаті OH^–-іони зв'язуються іонами NH₄⁺, що порушує рівновагу гідролізу силікату:

Na₂SiO₃ + 2H₂O = H₂SiO₃ + 2NaOH

SiO₃^2– + 2H₂O = H₂SiO₃ + 2OH^–

2OH^– + 2NH₄⁺ = 2NH₄OH

SiO₃^2– + 2H₂O + 2NH₄⁺ = H₂SiO₃ + 2NH₄OH

Якщо осад одразу не утворюється, то розчин підігрівають.

4. Розчинні силікати утворюють  з молібдатами кремній молібденову  кислоту H₄SiO₄∙12MoO₃, яка окиснює бензидин до синьої сполуки. Одночасно молібден відновлюється до молібденової сині. На фільтрувальний папір поміщають 1 краплю розчину, що аналізується, та 1 краплю розчину молібдату. Злегка підігрівають. Додають 1 краплю розчину бензидину та тримають папір над аміаком. З'являється блакитне забарвлення.

 

3.2. Аналітичні реакції аніонів II групи

 

3.2.1. Реакції хлорид-іонів  Cl^–

 

Хлорид-іони є аніонами хлоридної  кислоти HCl. Ця кислота є однією з найсильніших мінеральних кислот. Хлорид-іони Cl^– безбарвні. Хлориди аргентуму, меркурію, плюмбуму та основні солі вісмуту та свинцю важко розчинні у воді, інші солі добре розчинні.

1. Аргентум нітрат AgNO₃ утворює з хлорид-іонами Cl^– білий сирнистий осад AgCl:

AgNO₃ + NaCl = AgCl ↓ + NaNO₃.

AgCl нерозчинний в кислотах, але розчинний в NH₄OH з утворенням аміачного комплексу аргентуму:

AgCl + 2NH₄OH = [Ag(NH₃)₂]Cl + 2H₂O.

Розчин [Ag(NH₃)₂]Cl порушується при дії HNO₃ або KI з утворенням осадів AgCl або AgI:

[Ag(NH₃)₂]Cl + 2HNO₃ = AgCl ↓ + 2 NH₄NO₃

[Ag(NH₃)₂]Cl + KI + 2 H₂O = AgI ↓ + 2NH₄OH + KCl.

2. Концентрована кислота H₂SO₄ при взаємодії з сухими хлоридами утворює газоподібний HCl (перевірка за допомогою універсального індикаторного паперу):

NaCl + H₂SO₄ = HCl ↑ + NaHSO₄.

3.2.2. Реакції бромід-іонів  Br^–

 

Бромід-іони є аніонами бромідної кислоти HBr. Кислота за силою аналогічна хлоридній кислоті. Бромід-іони безбарвні. Солі бромідної кислоти добре розчинні у воді, окрім малорозчинних солей аргентуму, меркурію та плюмбуму. Броміди близькі за властивостями до хлоридів, але менш стійкі до дії окисників.

1. Аргентум нітрат AgNO₃ з бромід-іонами Br^– утворює жовтуватий осад AgBr:

NaBr + AgNO₃ = AgBr ↓ + NaNO₃.

Аргентум бромід нерозчинний  в кислотах, але розчиняється в надлишку NH₄OH з утворенням [Ag(NH₃)₂]Br. Під дією цинкового пилу в присутності води або 2 н. розчину H₂SO₄ аргентум бромід розкладається з виділенням чорного осаду срібла:

2AgBr + Zn = Zn²⁺ + 2Br^– + 2Ag ↓.

2. Концентрована кислота H₂SO₄ при взаємодії з бромідами утворює газоподібний HBr:

NaBr + H₂SO₄ = HBr ↑ + NaHSO₄.

HBr частково окиснюється у цих умовах до вільного Br₂, котрий має буре забарвлення:

2HBr + H₂SO₄ = Br₂ + SO₂ ↑ + 2H₂O.

3. Хлорна вода (розчин Cl₂ у воді) при взаємодії з бромід-іонами у кислому середовищі окиснює останні до вільного брому:

2Br^– + Cl₂ = Br₂ + 2Cl^–.

При взбовтуванні вмісту пробірки з 2-3 краплями бензолу його шар забарвлюється у жовтий або  бурий колір.

4. Для проведення крапельної реакції наносять 3 краплі розчину, який аналізують, на фарфорову пластинку, додають 1 краплю 2М CH₃COOH, 10-20 мг CaCO₃, 1 краплю насиченого розчину флюоресцеїну та 1 краплю 1%-ого розчину хлораміну Т. У присутності бромід-іонів Br^– з'являється рожеве забарвлення.

 

3.2.3. Реакції йодид-іонів I^–

 

Йодид-іони є аніонами йодидної кислоти HI. Кислота сильна, як і кислоти HCl та HBr. Йодид-іони безбарвні. Солі йодидної кислоти добре розчинні у воді, окрім солей аргентуму, меркурію, плюмбуму та міді (І). Йодидна кислота та її солі окиснюються до вільного І₂ легше, аніж HBr та броміди, оскільки стандартний окисний потенціал пари І₂/2І^– (+0,54 В) менше, ніж пари Br₂/2Br^– (+1,07 В).

1. Аргентум нітрат AgNO₃ утворює з йодид-іонами І^– блідо-жовтий осад AgІ:

КІ + AgNO₃ = AgІ ↓ + КNO₃.

Аргентум йодид нерозчинний в кислотах та у розчині NH₄OH.

2. Солі плюмбуму Pb²⁺ утворюють з йодид-іонами жовтий осад PbІ₂:

2КІ + Pb(NO₃)₂ = PbІ₂ ↓ + 2КNO₃

При додаванні CH₃COOH та нагріванні PbІ₂ розчиняється. При повільному охолодженні отриманого розчину утворюються гарні золотисті кристали.

3. Концентрована H₂SO₄ при взаємодії з йодидами реагує так само, як і з бромідами, але окиснення утвореної НІ до вільного йоду йде легше, аніж окиснення HBr:

8HI + H₂SO₄ = 4H₂O + H₂S ↑ + 4I₂.

Йод виділяється у  вигляді темно-сірого осаду або забарвлює розчин у бурий колір. При нагріванні спостерігається виділення фіолетових парів йоду.

4. Хлорна вода (розчин Cl₂ у воді) при взаємодії з йодид-іонами І^– у кислому середовищі окиснює останні до вільного І₂:

2KI + Cl₂ = I₂ + 2KCl.

Ця реакція дозволяє одночасно виявляти І^– та Br^–-іони при їх сумісній присутності.

Змішують по 2 краплі розчину KI та КBr, додають 3-4 краплі 2 н. розчину H₂SO₄ та 3-4 краплі бензолу C₆H₆ чи хлороформу CHCl₃. Додають по 1 краплі хлорну воду, енергійно взбовтуючи вміст пробірки. Спочатку окиснюються йодид-іони І^–, які є більш сильним відновником, аніж бромід-іони Br^–, а потім окиснюються бромід-іони.

В результаті бензольний шар забарвлюється у рожевий  або фіолетовий колір. При наступному додаванні хлорної води та струшуванні забарвлення зникає, так як І₂ окиснюється до йоднуватої кислоти HIO₃:

I₂ + 5Cl₂ + 6H₂O = 2HIO₃ + 10HCl.

Потім з'являється жовто-буре забарвлення Br₂, котре змінюється жовтим забарвленням BrCl.

5. Купрум сульфат CuSO₄ окиснює йодид-іони І^– до вільного йоду:

4KI + 2CuSO₄ = I₂ + 2CuI ↓ + 2K₂SO₄.

При цьому випадає  осад CuI кольору слонової кістки.

 

3.2.4. Реакції сульфід-іонів  S^2–

 

Сульфід-іони є аніонами сульфідної кислоти H₂S. Це одна із найслабкіших кислот.

1. Аргентум нітрат AgNO₃ утворює із сульфід-іонами чорний осад Ag₂S:

Na₂S + 2AgNO₃ = Ag₂S ↓ + 2NaNO₃.

Осад нерозчинний у  розчині NH₄OH.

2. Кислоти H₂SO₄ і HCl розкладають сульфіди з утворенням газоподібного H₂S:

Na₂S + 2HCl = H₂S ↑ + 2NaCl.

Сірководень виявляють за почорнінням паперу, змоченого розчином Pb(CH₃COO)₂.

3. Нітропрусид натрію Na₂[Fe(CN)₅NO] утворює з сульфід-іонами у лужному середовищі комплексну сполуку Na₄[Fe(CN)₅NOS] червоно-фіолетового кольору.

 

3.3. Аналітичні реакції аніонів IIІ групи

 

3.3.1. Реакції нітрат-іонів  NO₃^–

 

Нітрат-іони є аніонами нітратної  кислоти – однієї з найсильніших мінеральних кислот. Вона є сильним  окисником, який окиснює багато з  яких відновників. Нітратну кислоту широко використовують в аналізі для розчинення металів та сплавів, сульфідів та інших сполук. NO₃^–-іони безбарвні. Нітрати – солі нітратної кислоти – добре розчинні у воді, окрім основних солей вісмута та меркурію.

1. Дифеніламін (C₆H₅)₂NH (розчин у концентрованій H₂SO₄) утворює з NO₃^–-іонами продукт окиснення синього кольору. До 3-4 крапель дифеніламіну у концентрованій H₂SO₄ на фарфоровій сухій пластинці додають паличкою дуже небагато розчину натрій нітрату. З'являється синє забарвлення.

2. Ферум сульфат FeSO₄ утворює з NO₃^–-іонами комплексну сполуку [Fe(NO)SO₄] бурого кольору:

6FeSO₄ + 2NaNO₃ + 4H₂SO₄ = 3Fe₂(SO₄)₃ + Na₂SO₄ + 4H₂O + 2NO,

NO + FeSO₄ = [Fe(NO)SO₄].

На пластинку поміщають  кристал ферум сульфату FeSO₄ та додають 1 краплю концентрованої H₂SO₄. Утворюється буре кільце.

 

3.3.2. Реакції нітрит-іонів  NO₂^–

 

Нітрит-іони є аніонами нітритної  кислоти HNO₂. Нітритна кислота слабка і легко розкладається. У вільному стані існує лише у холодних розбавлених розчинах. NO₂^–-іони безбарвні. Нітрити більш стійкі, аніж HNO₂. Нітрити добре розчиняються у воді, крім AgNO₂, котрий розчиняється при нагріванні.

1. Розбавлені кислоти розкладають нітрити з виділенням нітроген(IV) оксиду NO₂ (бурий газ):

2NaNO₂ + H₂SO₄ = NO₂ ↑ + NO ↑ + Na₂SO₄ + H₂O.

До 8 крапель розчину  нітриту додають 6 крапель H₂SO₄. На білому фоні спостерігається виділення бурого газу.

2. Сульфанілова кислота та α-нафтіламін утворюють з нітритами сполуку червоного кольору. До 1-2 крапель нейтрального або оцтовокислого розчину нітриту на пластинці додають 2-3 краплі суміші сульфанілової кислоти H[SO₃C₆H₄NH₂] та α-нафтіламіну C₁₀H₇NH₂ (реактив Грісса-Ілосвая). З'являється червоне забарвлення. Сульфанілова кислота діазотується нітритною кислотою, а діазосполука, яка утворилася, дає з α-нафтіламіном азобарвник червоного кольору. NO₃^–-іони не дають цієї реакції.

3. Нітрити окиснюють йодид-іони І^– до вільного йоду у кислому середовищі:

2KNO₂ + 2KI + 2H₂SO₄ = I₂ + 2NO ↑ + 2K₂SO₄ + 2H₂O.

До 3 крапель розчину  нітриту додають 3 краплі 2 н. H₂SO₄, 3 краплі розчину КІ та 2 краплі бензолу (або розчин крохмалю). Бензольний шар забарвлюється у фіолетовий колір, а крохмаль у присутності йоду забарвлюється у синій колір.

 

3.3.3. Реакції ацетат-іонів  CH₃COO^–

 

Ацетат-іони є аніонами оцтової кислоти CH₃COOH, слабкої одноосновної кислоти. Майже усі солі оцтової кислоти добре розчинні у воді. Менш за інших розчиняється аргентум ацетат.

1. При взаємодії сульфатної кислоти з CH₃COONa відбувається витіснення вільної оцтової кислоти CH₃COOH, котра при нагріванні дає характерний запах:

2CH₃COONa + H₂SO₄ = 2CH₃COOH + Na₂SO₄.

При розтиранні твердого CH₃COONa із сухим NaHSO₄ або KHSO₄ в ступці відбувається така ж реакція.

2. При взаємодії CH₃COONa з H₂SO₄ та C₂H₅OH утворюється етилацетат з характерним неприємним запахом. До невеликої кількості CH₃COONa додають по 3-4 краплі концентрованої H₂SO₄ та етилового спирту C₂H₅OH. Суміш нагрівають 2-3 хвилини на водяній бані та швидко переливають у стакан з холодною водою, утворюється етилацетат CH₃COOC₂H₅:

2CH₃COONa + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2CH₃COOH,

CH₃COOH + C₂H₅OH = CH₃COOC₂H₅ + H₂O.

Якщо замість етилового  спирту використовують аміловий спирт C₅H₁₁OH, то утворюється грушева есенція з приємним грушевим запахом.

3. Ферум хлорид FeCl₃ утворює з CH₃COO^–-іонами розчин (CH₃COO)₃Fe червоно-бурого кольору:

3CH₃COONa + FeCl₃ = (CH₃COO)₃Fe + 3NaCl.

При додаванні до розчину (CH₃COO)₃Fe води та при нагріванні випадає осад основної солі Fe(OH)₂CH₃COO:

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

Цю реакцію проводять  у нейтральному середовищі.

 

4. Аналіз суміші аніонів  І, ІІ та ІІІ груп

(SO₄^2–, SO₃^2–, CO₃^2–, PO₄^3–, Cl^–, Br^–, I^–, S^2–, NO₃^– )

 

При аналізі розчину, який містить аніони І, ІІ та ІІІ груп, необхідно мати на увазі наступне:

PO₄^3– та NO₃^–-іони можна виявити лише дробними реакціями;

виявленню SO₄^2–-іонів заважає сумісна присутність SO₃^2– та S^2–-іонів;

виявленню SO₃^2–-іонів заважають S^2–-іони;

виявленню CO₃^2–-іонів заважають SO₃^2–-іони;

виявленню Cl^–-іонів заважають Br^– та I^–-іони;

виявленню Br^– та I^–-іонів заважають SO₃^2– та S^2–-іони;

виявленню Br^–-іонів заважають I^–-іони;

катіони ІІ–V аналітичних  груп та Mg²⁺-іони повинні бути попередньо видаленні з розчину.

 

Перед тим як розпочати  аналіз, проводять попередні проби.