Загальна характеристика другої аналітичної групи катіонів

Катіони 2-ої аналітичної групи (Ca²⁺, Ba²⁺, Sr²⁺), на відміну від катіонів першої аналітичної групи, утворюють з аніоном CO₃^2- погано розчинні у воді карбонати. Тому їх осаджують груповим реагентом – карбонатом амонію ((NH₄)₂CO₃).

У періодичній системі відповідні хімічні елементи розміщені в ІІА групі, належать до лужноземельних металів, отже, за активністю вони дещо поступаються лужним металам. Катіони цієї аналітичної групи характеризуються низькими значеннями відносних електронегативностеи і малими йонними радіусами.

В окисно-відновних реакціях ці елементи легко віддають по два валентних електрони, утворюючи позитивно заряджені іони з електронною структурою інертного газу, наприклад:

₊₂₀Ca ls²2s²2p⁶3s²3p⁶4s² = [Ar] 4s²  [Аг],

Са - 2е^-→Са²⁺.

Отже, атоми s²-елементів виявляють сильні відновні властивості                    (φ° Ва²⁺|Ва =-2,9 В, φ° Са²⁺|Са = -2,8 В), тобто вони є донорами електронів. Утворюють переважно іонні сполуки, які добре розчиняються у воді, наприклад нітрати, ацетати, хлориди.

До малорозчинних у воді солей належать карбонати, сульфати і фосфати цих металів. Сульфати катіонів другої групи не розчинні у кислотах і лугах.

Із катіонів 2-ої аналітичної групи найбільш поширеним в природі є кальцій Ca²⁺, який має велике агрономічне значення. Від кількості іонів Ca²⁺ у ґрунті залежить його структура, водно-повітряний режим та інші властивості ґрунту. Наприклад, у сильнокислі ґрунти вносять вапняк CaCO₃, який нейтралізує кислотність, а в солонцеваті – гіпс CaCO₃∙2H₂O.

Багато солей кальцію використовують як мінеральні добрива. Іон Ca²⁺ входить до складу фосфоритної муки Ca₃(PO₄)₂ , суперфосфату Ca(H₂PO₄)₂ + CaSO₄ , преципітату CaHPO₄∙H₂O,

Загальна характеристика третьої аналітичної групи катіонів

До третьої аналітичної групи відносять такі катіони: Al³⁺, Cr³⁺, Fe³⁺, Fe²⁺, Mn²⁺, Zn²⁺, Ni²⁺ и Со²⁺. Ці йони відносно стійкі й широко розповсюджені при звичайних умовах. Їхні сульфіди, на противагу сульфідам катіонів 1-ої і 2-ої груп, практично не розчинні у воді (A1₂S₃ і Cr₂S₃, гідролізуючи, переходять у нерозчинні гідроксиди), однак, вони розчиняються в розведених кислотах.

Груповим реагентом катіонів ІІІ-ої аналітичної групи є сульфід амонію (NH₄)₂S, який осаджує Fe³⁺, Fe²⁺, Mn²⁺, Zn²⁺, Ni²⁺ и Со²⁺ у вигляді сульфідів, а А1³⁺ и Сг³⁺ - у виді гідроксидів. Сірководень не придатний для цієї мети: він утворює у розчині настільки мало іонів S^2-, що добутки розчинності сульфідів 3-ї групи (за винятком сульфіду цинку Zn) не досягаються. Використовувати як груповий реагент сульфід натрію Na₂S або сульфід калію K₂S також не можна, бо при цьому у розчин додатково вводяться йони Na⁺ або К⁺.

Катіони 3-ої аналітичної групи поділяють на дві підгрупи. Критерієм для такого поділу є відношення їх до дії NH₄OH у присутності хлориду амонію. Хлорид амонію пригнічує дисоціацію основи і зменшує концентрацію гідроксид-йонів у розчині. При таких умовах тільки добутки розчинності досягаються лише для гідроксидів алюмінію, хрому й заліза А1(ОН)₃, Сг(ОН)₃ і Fe(OH)₃, які й випадають в осад. Інші катіони 3-ої групи залишаються в розчині. Це і є критерієм поділу 3-ої групи на дві підгрупи: 1-а підгрупа - А1³⁺, Cr³⁺, Fe³⁺, що осаджуються NH₄OH у присутності солей амонію; 2-а підгрупа - Fe²⁺, Mn²⁺, Zn²⁺, Co²⁺, Ni²⁺, які не осаджуються таким способом.

Солі катіонів 3-ї групи, утворені сильними кислотами, мають у розчинах кислу реакцію. Солі А1³⁺ і Сг³⁺, утворені слабкими кислотами, гідролізують практично повністю. Сульфіди, фосфати й карбонати катіонів 3-ої аналітичної групи – нерозчинні у воді.

Всі катіони 3-ї групи мають агробіологічне значення. Кислі підзолисті ґрунти із рН нижче 5 - 5,5 містять значні кількості А1³⁺ у рухливому стані. Багато культур погано розвиваються на таких ґрунтах через підвищену кислотність і частково через отруйність алюмінію. При гідролізі солей, утворених А1³⁺ і сильними кислотами, підвищується концентрація іонів Н⁺ у ґрунтовому розчині і підвищується його кислотність.

Солі алюмінію застосовують для очищення природних вод. Якщо додати до води сульфат алюмінію A1₂(SO₄)₃ і небагато гашеного вапна Са(ОН)₂, то утворюється гідроксид алюмінію А1(ОН)₃, який, коагулюючи, захоплює із собою на дно відстійника завислі частинки домішок.

Органічні сполуки заліза містяться в тканинах всіх рослин і тварин. Входячи до складу гемоглобіну крові, залізо зв'язує молекулярний кисень і доставляє його клітинам. Нестача заліза в ґрунті викликає в рослин так званий хлороз –рослина втрачає зелене забарвлення через знижений зміст хлорофілу. Надлишок заліза в ґрунті також шкідливий для рослин.

Марганець, цинк, нікель, кобальт і хром - мікроелементи, необхідні рослинам (і тваринам) у мізерно малих кількостях. При нестачі марганцю в ґрунті в злаків й інших культур виникають різні захворювання, знижується врожайність і рослина навіть може загинути. Всі ці небажані явища усувають внесенням у ґрунт марганцевих мікродобрив.

При недостачі цинку в організмі рослин погіршується утворення хлорофілу, вітамінів, речовин, які відповідають за ріст (ауксинів). Ці хвороби усуваються при внесенні у ґрунт солей цинку. У ветеринарії, як і у медицині цинковмісні мазі застосовують для лікування шкірних хвороб. Недостача кобальту в ґрунтах негативно позначається на рості зернових культур, цукрового буряка, .конюшини, льону. Знижений вміст його в кормах погіршує життєдіяльність великої рогатої худоби й овець. Додавання солей кобальту в раціон збільшує кількість гемоглобіну в крові й вітамінів у тканинах тварин. Значення нікелю й хрому для рослин і тварин вивчено менше.

Таким чином, виявлення й кількісне визначення катіонів 3-ої групи пов'язано, в основному, з аналізом ґрунтів, мікродобрив, рослинного й тваринного матеріалу.

ЕКСПЕРИМЕНТАЛЬНА ЧАСТИНА

ЯКІСНІ РЕАКЦІЇ НА КАТІОНИ

2.1. Якісні реакції катіонів I аналітичної групи (Na⁺, K⁺, NH₄⁺, Mg²⁺)

Реакції виявлення йона Na⁺

Дослід 1. Реакція з калій гексагідроксостибіатом (V) К[Sb(ОН)₆].Калій гексагідроксостибіат (V) у нейтральному середовищі утворює з іонами Натрію білий кристалічний осад натрій гексагідроксостибіату(V) за рівнянням

NaCl + К[Sb(ОН)₆] = Na[Sb(OH)₆]↓ + KC1

Na⁺ + [Sb(OH)₆]^- = Na[Sb(OH)₆]↓

Для безпомилкового виявлення іона Na⁺ необхідно дотримуватися таких умов: реакцію треба виконувати лише в нейтральному середовищі( pH=7) , бо у кислому середовищі реагент K[Sb(OH)₆] утворює ортосурмяну кислоту за реакцією:

K[Sb(OH)₆] + HCl = H₃SbO₄ + KCl + 2H₂O,

яка розкладається і утворюється аморфний осад метасурмяної кислоти:

H₃SbO₄ → HSbO₃↓ + H₂O.

Такий осад не свідчить про наявність у розчині катіона Na⁺.

У сильнолужному середовищі осад Na[Sb(OH)₆] розчиняється з утворенням середньої солі Na₃SbO₄ :

Na[Sb(OH)₆] + 2NaOH = Na₃SbO₄ + 4H₂O.

Отже, якщо досліджуваний розчин кислий, його нейтралізують KOH (або K₂CO₃), якщо ж лужний – слабкою кислотою (ацетатною).

Виконання досліду. До 2-3 крапель розчину солі Na⁺ додають рівний об’єм реактива K[Sb(OH)₆] і потирають скляною паличкою внутрішню поверхню стінок пробірки, щоб попередити утворення пересиченого розчину Na[Sb(OH)₆] і прискорити випадання осаду.

Оскільки розчинність осаду Na[Sb(OH)₆] при нагріванні сильно зростає, то реакцію виконують на холоді (15-20 ^оC). Іноді охолоджують пробірку з розчином проточною водою з крана.

Дослід 2. Реакція з цинк-ураніл ацетатом Zn(U0₂)₃(CH₃COO)₈. Цинк-ураніл ацетат у розчині ацетатної кислоти утворює з іонами натрію жовтий кристалічний осад за рівнянням

Na⁺ + Zn (UО₂)₃ (CH₃COO)₈ + СН₃СОО^-+ 9Н₂О =

= NaZn(UО₂)₃(CH₃COO)₉ ∙ 9H₂O↓

Реакція є специфічною і досить чутливою (0,01 мкг), аналогічну реакцію дають іони Li⁺. Запишіть повне іонне рівняння реакції.

Виконання досліду. Беруть 2 - 3 краплі розчину солі натрію, підкислених оцтовою кислотою, добавляють 4 - 5 крапель розчину реактиву і потирають об стінки пробірки скляною паличкою при охолодженні розчину в струмені води. Випадання кристалічного зеленувато-жовтого осаду свідчить про наявність йонів Натрію.

Дослід 3. Проба на забарвлення полум'я. Солі натрію забарвлюють полум'я газового пальника у жовтий колір. Проба на забарвлення полум'я характеризується високою чутливістю.

Виконання досліду. Дослід виконують, вносячи крупинки сухої солі Натрію на платиновій дротинці в полум'я пальника, і спостерігають появу інтенсивного яскраво-жовтого забарвлення, яке має зберігатися впродовж декількох секунд.

Реакції виявлення йона К⁺

Дослід 4. Реакція з натрій гексанітрокобальтатом (ІІІ).Комплексна сполука Na₃[Co(NО₂)₆], яку називають натрій гексанітрокобальтатом (Ш), або кобальтинітритом, у нейтральному середовищі утворює з іонами Калію жовтий кристалічний осад калій-натрій кобальтинітриту:

2 KCI + Na₃[Co (NO₂)₆] = K₂Na[Co(NО₂)₆]↓ + 2NaCl

2 К⁺ + Na⁺ + [Co(NО₂)₆]^3- = K₂Na[Co(NО₂)₆]↓

Реактив Na₃[Co(NO₂)₆] повинен бути свіжоприготовленим, оскільки при зберіганні він розкладається з виділенням іонів Co²⁺ рожевого забарвлення і такий розчин непридатний для використання.

Виконання досліду. До 2-3 крапель розчину солі K⁺ додайте 3 краплі реактива Na₃[Co(NO₂)₆] і потріть скляною паличкою внутрішню стінку пробірки. Випадає жовтий кристалічний осад K₂Na[CO(NO₂)₆]. Досліджуваний розчин повинен мати pH не більше 7, бо в лужному середовищі реактив Na₃[Co(NO₂)₆] легко розкладається з утворенням темно-бурого аморфного осаду Co(OH)₃:

Na₃[Co(NO₂)₆] + 3NaOH = Co(OH)₃↓ + 6NaNO₂,

а в сильнокислому утворюєтсья нестійка кислота H₃[Co(NO₂)₆]:

2Na₃[Co(NO₂)₆] + 6HCl = 2H₃[Co(NO₂)₆] + 6NaCl,

яка в момент утворення розкладається з виділенням оксидів нітрогену:

2H₃[Co(NO₂)₆] + 4HCl = 2CoCl₂ + 5NO↑ + 7NО₂↑ + 5H₂O.

В ацетатній кислоті ані реактив, ані утворений осад не розчиняються.

Потирання скляною паличкою стінок пробірки попереджує утворення пересиченого розчину і прискорює випадання осаду.

Дослід 5. Реакція з натрій гідрогентартратом NaHC₄H₄О₆. Натрій гідрогентартрат NaHC₄H₄О₆ утворює з іонами Калію білий кристалічний осад калій гідрогентартрату:

КСl + NaHC₄H₄O₆ = КНС₄Н₄О₆↓ + NaCl    

K⁺+HC₄H₄O₆^- = KHC₄H₄O₆↓

Виконання досліду. У пробірку вносять 4-5 крапель розчину солі Калію і стільки ж розчину реактиву. Розчин охолоджують і потирають об внутрішні стінки пробірки скляною паличкою для прискорення утворення осаду. Середовище має бути нейтральним або слабкокислотним. Чутливість реакції — 50 мкг, граничне розбавляння 1:1000. Катіони NH₄⁺ перешкоджають визначенню, тому їх усувають прожарюванням проби.

Дослід 6. Проба на забарвлення полум'я.Солі Калію при внесенні в полум 'я газового пальника забарвлюють його у фіолетовий колір.

Виконання досліду. На кінчику платинової дротинки вносять крап­лю солі Калію в полум'я газового пальника і спостерігають за забарвленням полум'я. Навіть сліди сполук Натрію маскують фіолетове забарвлення йонів Калію. Тому його забарвлення потрібно спостерігати крізь синє кобальтове скло, яке затри­мує жовті промені Натрію.

Реакції катіонів амонію NH₄⁺

Дослід 7. Реакція з гідроксидами лужних металів.Сильні основи NаОН , КОН при нагріванні виділяють із розчинів солей амонію газуватий амоніак, який можна виявити за характерним запахом або за допомогою кислотно-основних індикаторів:

NH₄⁺ + ОН^- = NH₃↑ + Н₂O

Реакція з лугами дуже чутлива (0,01мкг) і дає змогу виявити іони амонію за наявності всіх інших катіонів.

Виконання досліду. У пробірку вносять кілька крапель розчину солі амонію і добавляють 3 - 4 краплі 2Мрозчину лугу. До отвору пробірки підносять змочений водою червоний лакмусовий папірець і нагрівають пробірку. Спостерігають посиніння лакмусового папірця, оскільки амоніак, що виділяється, сполучаючись з водою, утворює амоній гідроксид, який забарвлює лакмусовий папірець у синій колір

Дослід 8. Реакція з реактивом Несслера. Реактив Несслера — це суміш комплексної солі K₂[HgI₄] з КОН. Він утворює з солями амонію червоно-бурий осад йодиду дийододимеркуріату [Hg₂I₂NH₂]І:

NH₄C1+ 2 К₂ [HgI₄] + 2 КОН = [Hg₂I₂NH₂]І_(т) + + 5КІ + КС1 + 2Н₂O.

NH₄⁺ + 2 [HgI₄]^2- + 2ОН^- = [Hg₂I₂NH₂]І↓ + 5I^- + 2Н₂O.

З надлишком лугу утворюється йодид оксодимеркурамонiю, структуру якого можна зобразити так:

NH₃ + 2K₂[HgI₄] + KOH = [NH₂HgI₂]I↓+ 5KI + H₂O

Реакція характеризується високою чутливістю (0,25 мкг), тому її використовують для перевірки повноти виділення амоніаку з реакційної суміші, в біохімічному аналізі — для визначення залишкового Нітрогену в крові, а в екологічних дослідженнях — для аналізу стічних вод, харчових продуктів тощо.

Виконання досліду. До 1 - 2 крапель розчину амонійної солі добавляють 4 краплі реактиву Несслера і спостерігають утворення бурого осаду. За незначного вмісту солей амонію в пробі (сліди) з'являється жовте забарвлення.

Дослід 9. Термічний розклад солей амонію. Якщо солі амонію в розчині видалити, їх потрібно відокремити, оскільки катіон NH₄⁺ заважає виявленню йонів К⁺, утворюючи осади з Na₃[Co(NО₂)₆], NaHC₄H₄О₆ і Na₂Pb[Cu(NО₂)₆]. Крім цього, солі амонію, гідролізуючи, утворюють мінеральні кислоти, що розкладають K[Sb(OH)₆] з виділенням осаду метасурмяної кислоти HSbО₃. Йони NH₄⁺ заважають також виявленню йонів Na⁺ дією з гексагідроксостибіатом калію.

Для видалення катіона NH₄⁺ використовують властивість солей амонію при високих температурах легко розкладатися та випаровуватися, утворюючи газоподібні продукти, наприклад:

NH₄C1  NH₃ + HCl

(NH₄)₂CO₃  2NH₃↑ + CО₂ ↑ + H₂О

(NH₄)₃PО₄  3NH₃↑ + H₃PО₄

NH₄NО₃  N₂О↑ + 2H₂О

Виконання досліду. Досліджуваний розчин переливають у фарфорову чашку, обережно випарюють до сухого вигляду і прожарюють на піщаній бані до повного видалення солей амонію. Для перевірки повноти видалення цих солей беруть кілька кристалів сухого залишку, переносять у пробірку, добавляють кілька крапель води і 1 - 2 краплі реактиву Несслера. Утворення бурого осаду свідчить про неповне видалення катіона NH₄⁺, тому продовжують прожарювати.

Реакції виявлення йона Mg²⁺

Для вивчення реакцій Mg²⁺ беруть розчин хлориду MgCl₂ або сульфату магнію MgSO₄. Реакції Mg²⁺ сильно відрізняються від реакцій інших катіонів 1- ї групи. Винятком є реакція з гексагідроксостибіатом калію, при якій йон Mg²⁺ утворює осад Mg[Sb(OH)₆]₂, що зовні не відрізняється від Na[Sb(OH)₆] отже, Mg²⁺ заважає виявленню Na⁺.

Дослід 10. Реакція з лугами NaOH або КОН.Луги NaOH і КОН виділяють із розчинів солей Mg²⁺ білий аморфний осад гідроксиду:

MgCl₂ + 2КОН = Mg(ОН)₂↓ + 2КС1

Mg²⁺ +2ОН^- = Mg(ОН)₂↓

У ході аналізу цю реакцію використовують для відділення Mg²⁺ від інших катіонів І-ої групи, гідрооксиди яких добре розчинні у воді.

Водний аміак осаджує іони Mg²⁺ не повністю. У присутності ж солей NH₄⁺ дисоціація NH₄OH настільки пригнічується, що осад гідрооксиду магнію Mg(OH)₂ не випадає (через недостачу іонів ОН^- у розчині).

Виконання досліду. До 2-3 крапель розчину солі Mg²⁺ додають стільки ж розчину їдкого калію КОН; зверніть увагу на аморфний характер осаду Mg(OH)₂. В іншій пробірці до 2 крапель розчину солі Mg²⁺ долийте спочатку 2 краплі насиченого розчину хлориду амонію NH₄C1, a потім 2 краплі розчину аміаку. Переконайтеся, що осад не випадає. Очевидно, що гідроксид магнію розчиняється не тільки в кислотах, але також і в солях амонію. Підтвердіть це рівняннями відповідних реакцій.

Дослід 11. Реакція з гідрофосфатом натрію Na₂HPО₄.Гідрофосфат натрію Na₂HPО₄ у присутності гідроксиду й хлориду амонію утворює із солями Mg²⁺ білий кристалічний осад фосфату магнію-амонію:

MgCl₂ + Na₂HPО₄ + NH₄OH = MgNH₄PО₄ ↓ +2NaCl + H₂О

Хлорид амонію додають, щоб запобігти утворенню осаду Mg(OH)₂, внаслідок взаємодії MgCl₂ з NH₄OH.

Фосфат амонію розчинний у мінеральних кислотах і навіть в оцтовій кислоті, тому реакцію виконують у нейтральному або слаболужному розчині.

Виконання досліду. До 2 - 3 крапель розчину солі Mg²⁺ додають 2 краплі розчину, хлориду амонію й 4 краплі реактиву Na₂HPО₄. Потім додають 2 н. NH₄OH до лужної реакції (проба з лакмусовим папірцем), або до появи запаху аміаку). Розчин перемішують скляною паличкою після додавання кожної краплі реактиву. З розведених розчинів осад випадає не відразу: появу його можна прискорити збовтуванням або потиранням паличкою об стінки пробірки. Іноді дають розчину постояти 15 - 20 хв.

Реакція з гідрофосфатом натрію досить чутлива й найчастіше використовується для виявлення Mg²⁺ у ході систематичного аналізу.

Катіони інших аналітичних груп (крім 1-й групи) заважають виявленню Mg²⁺, оскільки теж утворюють із гідрофосфатом натрію нерозчинні фосфати, тому їх необхідно видалити.

Дослід 12. Реакція з розчинними карбонатами (Na₂CО₃ або К₂СО₃).Розчинні карбонати Na₂CО₃ і К₂СО₃ виділяють із розчинів солей Mg²⁺ білий аморфний осад основного карбонату:

2MgCl₂ + 2Na₂CO₃ + Н₂О = (MgOH)₂СО₃↓ + 4NaCl + СО₂ ↑

2Mg²⁺ + 2СО₃^2- + Н₂О = (MgOH)₂ CО₃ ↓ + CО₂ ↑

Виконання досліду. До 2-3 крапель розчину солі Mg²⁺ додають однаковий об’єм розчину карбонату натрію Na₂CО₃. Переконайтеся, що осад (MgOH)₂CО₃ розчиняється в кислотах.

Карбонат амонію також частково осаджує іони Mg²⁺ у вигляді основної солі:

2MgCl₂ + 2(NH₄)₂CO₃ + H₂O ^→_←  (MgOH)₂CO₃ ↓ + 4NH₄Cl + CO₂↑

Однак ця реакція оборотна, і рівновага її сильно зміщена вліво. Якщо ж до розчину попередньо додати небагато хлориду амонію, то осад гiдроксокарбонату магнію (MgOH)₂CО₃ не утвориться. Переконайтес, що осад основного карбонату магнію розчинний у солях амонію.

Розчинність (MgOH)₂CО₃ у надлишку солей амонію використовують для відділення Mg²⁺ від катіонів 2-й групи, що осаджуються карбонатом амонію. Іон Mg²⁺, що залишається при цьому в розчині, відносять до 1-й аналітичної групи.

Дослід 13. Реакція з хромогеном чорним (еріохромом чорним Т).Органічний барвник хромоген чорний спеціальний ЕТ-00, що має склад C₂₀H₁₃O₇N₃S, утворює з іонами Mg²⁺ комплекс винно-червоного кольору.

Виконання досліду. До 4-5 крапель розчину солі Mg²⁺ додають 1-2 краплі розчину аміаку (або амонійної буферної суміші) і 2-3 краплі розчину хромогену чорного. Розчин стає винно-червоним, але осад не випадає, тому що утворена сполука добре розчинна у воді.

Замість розчину хромогену чорного можна додати кілька крупинок сухої суміші барвника із хлоридом натрію у співвідношенні 1 : 100.

2.2. Якісні реакції катіонів IІ аналітичної групи (Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺)

Дослід 14. Дія групового реагента ─ амоній карбонату (NH₄)₂СО₃.Катіони ІІ-ої групи (Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺) осаджують дією амоній карбонату (NH₄)₂СО₃ в присутності амоній гідроксиду NH₄ОН (для пригнічення гідролізу (NH₄)₂СО₃) та хлориду NH₄Сl при нагріванні розчину до 50 – 70 ^оС (для пригнічення розкладу (NH₄)₂СО₃ та зміщення рівноваги в сторону вихідного реагента) з утворенням аморфних осадів, що легко кристалізуються під час нагрівання:

Са²⁺ + СО₃^2- = СаСО₃↓

Ва²⁺ + СО₃^2- = ВаСО₃↓

Sr²⁺ + СО₃^2- = SrСО₃↓.

Груповий реагент (NH₄)₂СО₃ гідролізує з утворенням кислої солі NH₄НСО₃ і у розчині появляються кислі аніони НСО₃^-:

(NH₄)₂СО₃ + Н₂О ↔ NH₄НСО₃ + NH₄ОН.

Гідроліз групового реагенту заважає повному осадженню катіонів другої групи, бо кислі солі Ca(HCO₃)₂, Sr(HCO₃)₂, Ba(HCO₃)₂ розчинні у воді.

Додавання NH₄ОН призводить до зміщення рівноваги вліво, при цьому гідрокарбонат-іони НСО₃^- переходять в карбонат-іони СО₃^2-, що сприяє процесові осадження.

Для осадження катіонів другої аналітичної групи можна було б використати Na₂CO₃ чи K₂CO₃. Однак використовувати ці реагенти для відокремлення катіонів другої аналітичної групи недопустимо, бо у розчин додатково вносяться йони Na⁺ чи K⁺, яких, наприклад, у вихідному розчині не було. Застосування ж карбонату амонію не приведе до такої помилки, бо катіон NH₄⁺ легко виявити у вихідному розчині дробним способом.

Крім того, карбонат амонію частково розкладається з утворенням карбамінату амонію, що теж сприяє певному осадженню катіонів другої групи:

(NH₄)₂CO₃ ↔ NH₂COONH₄ + H₂O.

Однак при нагріванні розчину до 50 – 70 ^оС ця рівновага зміщується вліво. Нагрівання сприяє також утворенню кристалічних осадів карбонатів (замість аморфних), які краще відфільтровуються.

Виконання досліду. У три пробірки вносять 2 - 3 краплі розчинів солей хлоридів кальцію, барію та стронцію, почергово додають до кожної по одній краплі буферної суміші (розчин NH₄ОН з NH₄Сl), далі додають розчин групового реагенту (NH₄)₂СО₃. Спостерігають утворення осадів, перевіряють їх розчинність в розчинах мінеральних кислот. Записують рівняння відповідних реакцій.

Таким чином, катіони другої групи осаджують карбонатом амонію (NH₄)₂CO₃ в присутності NH₄OH і NH₄Cl при нагріванні розчину до 50 – 70^оС.

Реакції виявлення катіонів Кальцію Са²⁺

Дослід 15. Реакція з амоній оксалатом.Амоній оксалат (NH₄)C₂О₄ утворює з іонами Кальцію білий дрібнокристалічний осад кальцій оксалату:

Са²⁺ + С₂О₄^2-= СаС₂О₄↓,

розчинний у мінеральних (крім оцтової) кислотах. Нагрівання сприяє швидшому осадженню осаду. Цією реакцією виявляють катіон Кальцію лише після видалення з розчину катіонів Ва²⁺ і Sr²⁺, які також утворюють осади з (NH₄)C₂О₄, і заважають відкриттю йона Са²⁺.

Виконання досліду. До 4 - 5 крапель розчину солі кальцію (хлориду або нітрату) додають таку саму кількість реактиву. Спостерігають утворення осаду. Досліджують його розчинність у мінеральних кислотах (НС1, HNО₃), а також в ацетатній кислоті.

Дослід 16. Реакція з калій гексаціанофератом (ІІ).Калій гексаціаноферат (II) К₄[Fe(CN)₆] (жовта кров'яна сіль) у середовищі гідроксиду та хлориду амонію (буферної суміші з рН ≈ 9) утворює з іонами Кальцію білий кристалічний осад подвійної солі кальцій-амоній гексаціаноферату (II), нерозчинного в ацетатній кислоті:

СаС1₂+ 2NH₄C1 + К₄[Fe (CN)₆] = Са(NH₄)₂[Fe (CN)₆]↓ + 4KCl

Ca²⁺ + 2NH₄⁺ + [Fe(CN)₆]^4- = Ca(NH₄)₂[Fe(CN)₆]↓.

Виконання досліду. До 3 - 5 крапель розчину солі кальцію додають такий самий об'єм амонійного буферного розчину (суміш NH₄ОН і NH₄Cl) для підтримання постійного рН розчину (рН ≈ 9) і нагрівають на водяній бані. До гарячого розчину додають 5 - 6 крапель насиченого розчину жовтої кров'яної солі й суміш знову нагрівають. Спостерігають утворення осаду. Іони Ва²⁺ також утворюють осад з К₄[Fe(CN)₆], отже заважають виявленню Са²⁺.

Чутливість реакції становить 25 мкг, але визначення іонів Са²⁺ не можливо провести за наявності катіонів d-елементів (Феруму, Купруму, Цинку), які також реагують з цим реактивом.

Дослід 17. Реакція з розчинними сульфатами.Розчинні сульфати осаджують йони Са²⁺ з концентрованих розчинів з утворенням білого кристалічного осаду CaSО₄:

Ca²⁺ + SО₄^2- = CaSО₄↓

При додаванні до досліджуваного розчину етанолу осад випадає швидше.

Осад розчиняється в сульфаті амонію (NH₄)₂SО₄ з утворенням комплексної солі (NH₄)₂[Ca(SО₄)₂].

Розчини солей Са²⁺, на відміну від Ва²⁺ и Sr²⁺, не дають помутніння із гіпсовою водою.

Виконання досліду. У пробірку вносять 2 - 3 краплі розчину солі кальцію, додають 1 - 2 краплі розчину сульфату й спостерігають утворення білого кристалічного осаду CaSО₄,

Дослід 18. Проба на забарвлення полум'я.Солі кальцію забарвлюють полум'я газового пальника в цегляно-червоний колір.

Виконання досліду. На кінчику платинової дротинки вносять краплю солі Кальцію в полум'я газового пальника і спостерігають його забарвлення.

Реакції виявлення катіонів Ва²⁺

Дослід 19. Реакція з дихроматом або хроматом калію. Розчинні солі дихроматної або хроматної кислот виділяють з розчинів, що містять солі Барію, жовтий кристалічний осад барій хромату ВаСгО₄:

2Ba²⁺ + Cr₂О₇^2- + H₂О = 2BaCrО₄↓ + 2Н⁺        (а) або

Ва²⁺ + СгО₄^2- = ВаСгО₄↓                             (б).

В розчинах іони Cr₂O₇^2- знаходяться в рівновазі з CrO₄^2-:

Cr₂O₇^2- + H₂O ↔ 2CrO₄^2- + 2Н⁺,

але оскільки ДР солі BaCrO₄ досягається швидше, ніж ДР (BaCr₂O₇) то в осад випадає менш розчинна сіль BaCrO₄. Сумарне рівняння має такий вигляд:

K₂Cr₂O₇ + 2BaCl₂ + H₂O ↔ 2BaCrO₄↓ + 2KCl + 2HCl

Внаслідок реакції утворюється сильна хлоридна кислота, в якій осад BaCrO₄ розчиняється, тому осадження йона Ba²⁺ може бути неповним. Для повного осадження Ba²⁺ до розчину разом з дихроматом калію додають ацетат натрію. Останній, взаємодіючи з HCl утворює слабу ацетатну кислоту CH₃COOH, в якій осад BaCrO₄ не розчиняється.

Оскільки осад ВаСгО₄ розчиняється в мінеральних кислотах, а в процесі взаємодії йонів Барію з дихроматом (реакція (а)) утворюється кислота, то для досягнення повноти осадження йонів Ва²⁺ розчином К₂Сг₂О₇ до нього добавляють натрій ацетату CH₃COONa. Тоді сильна кислота (НС1) замінюється еквівалентною кількістю слабкої ацетатної кислоти, в якій барій хромат не розчиняється:

НС1 + NaCH₃COO = НСН₃СОО + NaCl

Виконання досліду. У пробірку вносять 2 - 3 краплі розчину солі барію, добавляють 1 - 2 краплі розчину ацетату натрію та 2 – 3 краплі реактиву К₂Сг₂О₇ (або калій хромату) і спостерігають утворення осаду. Випробуйте розчинення осаду в хлоридній та ацетатній кислотах.

Реакція з дихроматом є специфічною і використовується для виявлення йонів Ва²⁺ за наявності катіонів Са²⁺ і Sr²⁺ та для відокремлення йонів Барію від цих катіонів.

Дослід 20. Реакція з амоній оксалатом.Амоній оксалат (NH₄)C₂О₄ утворює з іонами барію білий осад барій оксалату:

Ва²⁺ + С₂О₄^2- = ВаС₂О₄↓

Виконання досліду. Одержаний осад оксалату барію ВаС₂О₄ розділяють на три частини й перевіряють його розчинність в хлоридній, нітратній, а при нагріванні  й у ацетатній кислотах.

Дослід 21. Реакція з сульфатною кислотою (або розчинними сульфатами).Сульфатна кислота або її розчинні солі утворюють з катіоном Ba²⁺ білий дрібнокристалічний осад BaSО₄, який не розчиняється у воді й мінеральних кислотах:

Ba²⁺ + SO₄^2- = BaSО₄↓.

Чутливість цієї реакції висока (10 мкг), оскільки барій сульфат характеризується малою розчинністю у воді. Виявленню йонів Ва²⁺ перешкоджають йони Са^2+- і Sr²⁺.

Виконання досліду. У пробірку вносять 2 - 3 краплі розчину солі барію, добавляють стільки ж розбавленого розчину сульфатної кислоти (або розчину сульфату натрію Na₂SO₄) і спостерігають випадання осаду. Перевіряють розчинність сульфату барію у воді та в кислотах. Для переведення BaSО₄ в розчин, його нагрівають з насиченим розчином карбонату натрію (мокрий спосіб):

BaSО₄ + Na₂CO₃ ^→_←  ВаСО₃ + Na₂SО₄

або сухим способом – сплавлянням його в тиглі з надлишком карбонатів (К₂СО₃ і Na₂CО₃).

Дослід 22. Реакція з гідрофосфатом натрію Na₂HPО₄.Гідрофосфат натрію утворює з іоном Ва²⁺ білий осад, розчинний в хлоридній, нітратній та оцтовій кислотах:

Вa²⁺ +НРО₄^2- = BaHPO₄↓,

Гідрофосфат барію розчиняється в оцтовій кислоті внаслідок одержання малодисоційованих йонів Н₂РО₄^- згідно рівняння

ВаНРО₄ + Н⁺ = Ba²⁺+ H₂PO₄^-

З іонами Sr²⁺ і Са²⁺ гідрофосат натрію також утворює білі осади гідрогенфосфату стронцію SrHPО₄ і гідрогенфосфату кальцію СаНРО₄, котрі розчиняються в цих же кислотах.

Виконання досліду. До 3 - 4 крапель слабокислого розчину солі барію додають таку ж кількість натрій гідрогенфосфату. Утворення білого аморфного осаду вказує на присутність іона барію. Досліджують розчинність цього осаду в кислотах. Записують рівняння відповідних реакцій.

Дослід 23. Проба на забарвлення полум'я. Леткі солі барію забарвлюють полум'я газового пальника у жовто-зелений колір.

Виконання досліду. Краплю солі барію на кінчику платинової дротинки вносять у полум'я газового пальника й спостерігають за забарвленням полум'я.

Реакції виявлення катіонів Стронцію Sr²⁺

Дослід 24. Реакція з сульфатною кислотою (або розчинними сульфатами).Сульфатна кислота або її розчинні солі утворюють з розчинами солей стронцію білий осад SrSО₄, який не розчиняється у воді та кислотах:

Sr²⁺+ SО₄^2- = SrSО₄↓.

Виконання досліду. У пробірку вносять 2 - 3 краплі розчину солі Стронцію, добавляють стільки ж розбавленого розчину сульфатної кислоти і спостерігають випадання осаду, який практично не розчинний у кислотах і переводиться в розчин при нагріванні з карбонатом натрію.

Дослід 25. Реакція з гіпсовою водою.Гіпсова вода CaSО₄´2Н₂О утворює з катіонами Sr²⁺ білий осад стронцій сульфату. Оскільки розчинність SrSО₄ (ДР = 3,2·10^-7) менша, ніж розчинність CaSО₄ (ДР = 2,5·10^-5), то в осад випадає SrSО₄. Гіпсова вода є характерним реактивом для виявлення йонів Стронцію, однак цю реакцію не можна проводити за наявності у розчині йонів Ва²⁺, оскільки Барій також утворює з гіпсовою водою білий осад барій сульфату (ДР = 1,1·10^-10). При цьому Барій утворює осад BaSО₄ за звичайних умов, а Стронцій — тільки після нагрівання розчину.

Виконання досліду. До 6 - 7 крапель розчину солі стронцію добавляють 10 крапель гіпсової води, суміш кип'ятять упродовж 1-2 хв. і залишають на 5 - 6 хв. для охолодження. Спостерігають за появою білого дрібнокристалічного осаду SrSО₄.

Дослід 26. Реакція з амоній оксалатом.Амоній оксалат (NH₄)₂С₂О₄ утворює з йонами стронцію білий осад стронцій оксалату:

Sr²⁺ + C₂О₄^2- = SrC₂О₄↓.

Осад добре розчиняється як у мінеральних, так і в ацетатній кислоті при нагріванні.

Виконання досліду. До 4 - 5 крапель розчину солі стронцію добавляють стільки ж реактиву. Спостерігають утворення осаду. Випробовують його розчинність у кислотах.

Дослід 27. Проба на забарвлення полум'я.Леткі солі Стронцію забарвлюють полум'я газового пальника в карміново-червоний колір.

Виконання досліду. Краплю солі стронцію на кінчику платинової дротинки вносять у полум'я газового пальника і спостерігають за забарвленням полум'я.

2.3. Якісні реакції катіонів IІІ аналітичної групи (А1³⁺, Сг³⁺, Fe³⁺, Fe²⁺, Mn²⁺, Zn²⁺, Со²⁺, Ni²⁺)

Дія групового реагента ─ (NH₄)₂S

Як зазначалося вище, груповий реагент сульфід амонію ((NH₄)₂S) осаджує Fe³⁺, Fe²⁺, Mn²⁺, Zn²⁺, Со²⁺ і Ni²⁺ в вигляді сульфідів, А1³⁺ і Сг³⁺- у вигляді гідроксидів катіонів 3-ої групи.

Сульфіди й гідроксиди катіонів ІІІ-ої групи розчинні в сильних кислотах. Тому вільні кислоти у досліджуваному розчині повинні бути нейтралізовані аміаком.

Груповий реагент дуже легко гідролізує, ступінь його складає 99,9 %:

(NH₄)₂S+H₂O ^→_←  NH₄HS + NH₄OH.

Щоб запобігти гідролізу групового реагента і забезпечити повне осадження катіонів 3-ої аналітичної групи до розчину додають водний розчин аміаку, який зміщує рівновагу гідролізу вліво. Крім того, сульфіди деяких катіонів 3-ої аналітичної групи легко переходять у колоїдний стан. Щоб попередити це небажане явище, осадження ведуть у присутності електроліта-коагулятора NH₄C1 з гарячого розчину. Хлорид амонію додають ще й для того, щоби після введення NH₄OH не випав осад гідроксиду магнію Мg(OH)₂ (катіон Мg²⁺, як відомо, належить до І-ої аналітичної групи).

Таким чином, катіони ІІІ-ої групи осаджуються сульфідом амонію (NH₄)₂S у присутності амонійної буферної суміші (розчин NH₄ОН з NH₄Сl) при рН ≈ 9. Катіони І-ої і ІІ-ої груп залишаються при цьому в розчині.

Для осадження придатні тільки свіжоприготовлені реактиви, тому що при зберіганні (NH₄)₂S і NH₄OH, поглинають вуглекислий газ з повітря і частково перетворюються в карбонат амонію (NH₄)₂CО₃ (груповий реагент ІІ-ої групи катіонів). Присутність його в реактивах, як і присутність сульфату амонію, недопустима. Адже при цьому разом з 3-ою групою будуть осаджуватися й катіони 2-ї групи.

Щоб вивчити забарвлення, характерні для осадів солей катіонів ІІІ-ої аналітичної групи з груповим реагентом, а також їх розчинність, слід проробити наступні реакції.

Виконання досліду. До 2 крапель розчинів солей Fe³⁺, Fe²⁺, Mn²⁺, Ni²⁺ і Со²⁺ в окремих пробірках додайте по 2 краплі розчину сульфіду амонію, спостерігайте випадання осадів. Наприклад:

2Fe³⁺ + 3S^2- = Fe₂S₃↓,

Мn²⁺ + S^2- = MnS↓,    

Zn²⁺ + S^2- = ZnS↓

Зверніть увагу на те, що осади Fe₂S₃, FeS, CoS и NiS - чорного, MnS - тілесного, a ZnS - білого кольору. Отримані сульфіди (крім Co і Nі) розчиняються в розведених сильних кислотах з виділенням сірководню. При розчиненні сульфіду заліза (ІІІ) Fe₂S₃ іон Fe³⁺ частково відновлюється до Fe²⁺ і випадає вільна сірка

Fe₂S₃ + 4HCl = 2FeCl₂ + S↓ + 2H₂S↑

Подійте сульфідом амонію на розчини солей А1³⁺ і Сг³⁺. Запам'ятайте, що осад А1(ОН)₃ - білого, а Сг(ОН)₃ - сіро-фіолетового кольору.

Хоча в розчині (NH₄)₂S одночасно присутні іони S^2- і іони ОН^-, добутки розчинності гідроксидів досягаються раніше, ніж відповідних сульфідів, і в осад випадають гідроксиди А1(ОН)₃ або Сг(ОН)₃. Утворення гідроокису алюмінію можна зобразити схемою:

3 (NH₄)₂S + 6H_aO ^→_← 6NH₄OH + 3H₂S ↑

Al₂(SO₄)₃ + 6NH₄OH ^→ _← 2Al (OH)₃  ↓ + 3(NH₄)₂SO₄

Переконайтеся, що осади гідроксидів алюмінію й хрому, так само як сульфіди катіонів 3-ої групи, розчиняються в розведених сильних кислотах.

Реакції виявлення іона Аl³⁺

Дослід 1. Реакція з лугами  NaOH або КОН. Їдкі луги КОН і NaOH осаджують з розчинів солей алюмінію білий аморфний осад алюміній гідроксиду А1(ОН)₃.

Виконання досліду. До 3-4 крапель розчину солі алюмінію повільно добавляють 2н. розчин NaOH до утворення осаду:

А1³⁺ + 3ОH^- = А1(ОН)₃↓.

Осад має А1(ОН)₃ амфотерні властивості, а тому розчиняється як в кислотах, так і в лугах.

Розділіть осад порівну у дві пробірки. До однієї пробірки долийте розчин хлоридної кислоти, до другої – розчин гідроксиду натрію або калію. Переконайтеся, що осад розчиняється і в кислоті, і в лугові згідно реакцій:

Дослід 2. Реакція з розчином аміаку.Водний розчин амоній гідроксиду осаджує з розчинів солей алюмінію білий аморфний осад алюміній гідроксиду:

Al³⁺ + 3NH₄OH = Al(OH)₃↓+ 3NH₄⁺

Алюміній гідроксид А1(ОН)₃ має амфотерні властивості, отже, отриманий осад легко розчиняється в кислотах і лугах (див. реакції попереднього досліду).

Виконання досліду. До 3 - 4 крапель розчину солі алюмінію добавляють 5 - 6 крапель розчину амоній гідроксиду. Утворений осад ділять на дві частини; до однієї частини добавляють хлоридну кислоту, до другої – розчин лугу. Спостерігають розчинення осаду в обох пробірках. Запишіть рівняння відповідних реакцій.

Дослід 3. Реакція з кобальт(и) нітратом.Нітрат кобальту при прокалюванні з солями алюмінію утворює алюмінат кобальту синього кольору («тенарова синь»).

Для проведення реакції використовують розбавлені розчини солей кобальту. Реакцію проводять в тиглі чи на платиновій петлі, прокалюючи сіль алюмінію змочену розчином кобальта, чи на фільтрувальному папері, після спалювання якого утворюється попіл синього кольору:

2Al₂(SО₄ )₃ + 2Co(NО₃)₂ = 2Со(А1O₂)₂ + 4NО₂ ↑ + О₂↑ + 6SО₃↑.

Виконання досліду. У фарфорову чашку вносять 3 - 4 краплі розчину солі алюмінію, добавляють таку саму кількість розчину кобальт нітрату. Суміш випарюють і прожарюють до виділення газів. Спостерігають утворення кобальт алюмінату синього кольору. Запишіть рівняння реакції в іонному вигляді.

Дослід 4. Реакція з алізарином.Органічний реактив – 1,2-діоксіантрахінон (алізарин) утворює з алюміній гідроксидом внутрішньокомплексну сполуку яскраво-червоного забарвлення, яку називають «алюмінієвим лаком». Чутливість цієї реакції – 0,5 мкг, її виконують краплинним методом.

Виконання досліду. У пробірку поміщають 4-5 краплин розчину солі алюмінію, додають розчин натрій гідроксид до сильно лужної реакції. Якщо випадає осад, його відокремлюють і до прозорого розчину додають 1-2 краплі розчину алізарину. Спочатку з’являється фіолетове забарвлення, потім додають краплями розчин ацетатної кислоти до зникнення фіолетового забарвлення. У присутності йонів алюмінію розчин забарвлюється в червоний колір (алюмінієвій лак):

Осад дає яскраву люмінесценцію жовтого кольору. Реакцію з алізарином дають багато інших катіонів, тому її доцільно проводити крапельним методом в присутності K₄[Fe(CN)₆]. Заважаючі катіони при цьому зв’язуються в малорозчинні гексаціаноферати та при промиванні плями водою залишаються по-центру, на відміну від Al³⁺ - іонів, які переміщуються по периферії плями.

При подальшій обробці плями парами амоніаку та розчину алізарину на периферії плями утворюється рожеве забарвлення алізаріната алюмінію на фоні фіалкового забарвлення алізарину. Фіалкове забарвлення зникає при висушуванні паперу, забарвлення алюмінієвого лаку залишається. Чутливість реакції складає 0,5 мкг.

Дослід 5. Реакція з натрію ацетатом CH₃COONa.Ацетат натрію NaCH₃COOвиділяє з розчинів солей А1³⁺ білий пластівчастий осад основної солі:

А1С1₃ + 3CH₃COONa = Al(СН₃СОО)₃ + 3NaCl

А1(СН₃СОО)₃ + 2H₂О = А1(ОН)₂СН₃СОО + 2НСН₃СОО↓

Ацетат алюмінію А1(СН₃СОО)₃ гідролізує і підсилюється цей процес при розведенні й кип'ятінні розчину.

Виконання досліду. До 2-3 крапель досліджуваного розчину солі алюмінію додають 4-5 крапель натрій ацетату і підігрівають розчин. Спостерігають утворення білих пластівців А1(ОН)₂СН₃СОО.

Дослід 6. Реакція згідрофосфатом натрію Na₂HPО₄. Гідрофосфат натрію Na₂HPО₄ утворює  з йоном А1³⁺ білий осад фосфату алюмінію А1РО₄:

A1C1₃ + 2Na₂HPО₄ = А1РО₄↓ + NaH₂PО₄ + 3NaCl, або в йонному вигляді:

A1³⁺ + 2HPО₄^2- = А1РО₄↓ + H₂PО₄^-.

Виконання досліду. До 2-3 крапель розчину солі алюмінію додають 2-3 краплі розчину натрій гідрофосфату Na₂HPО₄. В присутності йонів Al³⁺ утворюється білий осад А1РО₄. Осад розділяють на три частини та досліджують його розчинність в ацетатній та мінеральних кислотах, а також концентрованому розчині лугу.

Осад не розчинний в ацетатній кислоті, але розчиняється в сильних кислотах (запишіть рівняння реакцій в молекулярному та йонному вигляді).

У концентрованих розчинах лугів осад фосфату алюмінію розчиняється:

А1РО₄ + 4КОН = К[А1(ОН)₄] + К₃РО₄,

А1РО₄ + 4ОН^- = [А1(ОН)₄]^- + РО₄^3-.

Реакції виявлення іона Сг³⁺

Дослід 7. Реакція з лугами NaOH або КОН. Їдкі луги NaOH, КОН осаджують йони Сг³⁺ у вигляді гідроксиду сіро-зеленого кольору, який має амфотерні властивості:

Виконання досліду. До 4 - 5 крапель розчину солі Хрому(ІІІ) повільно добавляють розчин лугу до утворення осаду. Утворений осад ділять на дві частини і досліджують його розчинність у надлишку лугу та в хлоридній кислоті.

Дослід 8. Реакція з сильними окисниками.Сильні окисники (Н₂О₂, KMnО₄, (NH₄)₂S₂О₈, Cl₂) в лужному середовищі окиснюють іони Сг³⁺ до хромат-іонів СгО₄^2- жовтого кольору.

Реакція з H₂O₂:

Cr₂(SO₄)₃ + 3H₂O₂ + 10NaOH = 2Na₂CrO₄ + 3Na₂SO₄ + 8H₂O

Сr³⁺ + 2H₂O₂ + 4OH^- = CrO₄^2- + 4H₂O

Na₂Cr₂O₇ + 4H₂O₂ + H₂SO₄ = 2CrO₅ + 5H₂O + Na₂SO₄

CrO₅ + H₂O = H₂CrO₆ або H₃CrO₈ (H₇CrO₁₀)

Cr₂O₇^2- + 4H₂O₂ + 2H⁺ = 2CrO₅ + 5H₂O

Виконання досліду. У пробірку поміщають 4-5 краплин розчину солі хрому, додають розчин лугу (до розчинення осаду Cr(OH)₃ ), 5-7 краплин 3% розчину Н₂О₂. Отриману суміш нагрівають і спостерігають утворення CrO₄^2- жовтого кольору. Вміст пробірки охолоджують і додають розведену H₂SO₄ до переходу жовтого забарвлення в оранжеве. У другій пробірці готують суміш із рівних невеликих об’ємів розведеного розчину H₂SO₄, органічного розчинника (амілового спирту) і 3% розчину Н₂О₂. До отриманої суміші приливають розчин оранжевого кольору з першої пробірки і спостерігають синє забарвлення органічного шару, обумовлене утворенням надхромової кислоти.

Реакція з KMnO₄:

2Сr(NO₃)₃ + 2KMnO₄ + 5H₂O = H₂Cr₂O₇ + 2MnO(OH)₂↓ + 2KNO₃ + 4HNO₃

2Cr³⁺ + 2MnO₄^- + 5H₂O = Cr₂O₇^2- + 2MnO(OH)₂↓ + 6H⁺

Виконання досліду: У пробірку поміщають 4-5 краплин розчину солі хрому, додають 3-4 краплі  2 М розчину H₂SO₄, 3-4 краплі розчину калію тетраоксоманганату, суміш нагрівають. Спостерігають обезбарвлення перманганату, та появу оранжевого забарвлення, притаманного дихромату.

Реакції виявлення іона Fe³⁺

Дослід 9. Реакція з жовтою кров'яною сіллю.Калій гексаціаноферат(П) K₄[Fe(CN)₆] (жовта кров'яна сіль) у слабокислому середовищі (луги розкладають берлінську блакить) утворює темно-синій осад берлінської блакиті — ферум (Ш) гексаціаноферат (П):

4Fe³⁺ + 3[Fe(CN)₆]^4- = Fe₄[Fe(CN)₆]₃↓, або

4FeCl₃ + 3К₄[Fe(CN)₆] = Fe₄[Fe(CN)₆]₃↓ + 12КCl

При надлишку калію гексаціаноферату (П) одержують розчинну форму берлінської блакиті:

Fe₄[Fe(CN)₆]₃ + К₄[Fe(CN)₆] → 4KFe[Fe (CN)₆]

Виконанню цієї реакції перешкоджають окисники, які також взаємодіють з цим реактивом та іони Zn²⁺, що утворюють з K₄[Fe(CN)₆] білий осад подвійної солі, розчинної в лугах:

3ZnSО₄ + 2К₄[Fe(CN)₆] = K₂Zn₃[Fe(CN)₆]₂↓  + 3K₂SО₄

Виконання досліду. У пробірку поміщають 4-5 краплин розчину солі феруму (ІІІ), додають стільки ж дистильованої води, 5-6 крапель розчину HCl і 3-4 краплі розчину K₄[Fe(CN)₆]. Спостерігають утворення синього кольору осаду “берлінської блакиті”.

Дослід 10. Реакція з калій тіоціанатом.Калій тіоціанат (роданід) KSCN (або амоній тіоціанат NH₄SCN) при взаємодії з йонами Fe³⁺ в кислому середовищі утворює ферум(ІІІ) тіоціанат кроваво-червоного кольору (колір крові) :

Fe³⁺ + 3SCN^- = Fe(SCN)₃, або

FeCl₃ + 3КSCN = Fe(SCN)₃ + 3КCl

Реакція специфічна і високочутлива (0,25 мкг). Виконанню цієї чутливої реакції заважають оксалатна, винна, фосфатна кислоти, а також фториди, що утворюють з Fe³⁺ більш міцні комплексні іони [FeF₆j^3-.

Виконання досліду. До 3 - 4 крапель розчину солі феруму (ІІІ) добавляють 2 - 3 краплі хлоридної кислоти і 5 - 6 крапель калій або амоній роданіду. Спостерігають за забарвленням розчину.

Дослід 11. Реакція з гідроосидами лужних металів:

Гідрооксиди лужних металів з солями Ферума (ІІІ) утворюють осад бурого кольору, який не розчинний в лугах:

FeСl₃ + 3КОН = Fe(ОН)₃↓ +3KСl

Виконання досліду. У пробірку поміщають 4-5 краплини розчину солі феруму (ІІІ), додають стільки ж дистильованої води і 3-4 краплі розчину лугу. Спостерігають утворення осаду бурого кольору.