SKRYPT DO ĆWICZEŃ  

Z ANALIZY JAKOŚCIOWEJ 

 

 

DLA STUDENTÓW I ROKU FARMACJI  

 

UNIWERSYTU MEDYCZNEGO W ŁODZI 

wydanie drugie poprawione

 

 

Na podstawie materiałów z : T.Lipiec, Z.Szmal, „Chemia 

analityczna z elementami analizy instrumentalnej”, PZWL, 1997.

 

 

Dr Maria Kasprzak

 

Zakład Chemii Bionieorganicznej

 

Katedra Chemii Medycznej

 

Uniwersytet Medyczny w Łodzi

 

Łódź, 2012

 

Dr Maria Kasprzak: Ćwiczenia z analizy jakościowej  dla studentów I r. farmacji. Na podstawie: T.Lipiec, Z.Szmal, „Chemia analityczna 
elementami analizy instrumentalnej”.

 

Strona 2 

 

 

 

SPIS TREŚCI  

 

 

Wstęp… 5 

 

Dlaczego analiza kationów i anionów?... 5 
 

Zasady bezpieczeństwa pracy… 6 

 

WSTĘP DO ANALIZYJAKOŚCIOWEJ  KATIONÓW… 7 

 
PODZIAŁ KATIONÓW NA GRUPY ANALITYCZNE… 8 

 

OZNACZENIA WYSTĘPUJĄCE W OPISIE ĆWICZEŃ… 8 

 

I grupa analityczna… 9 

 
RTĘĆ(I) I RTĘĆ METALICZNA… 10 

OŁÓW(II)…  11 

SREBRO(I)… 12 

 

II grupa analityczna… 13 
 

AKT – amid kwasu tiooctowego… 16 

 

analiza III grupy kationów… 18 

 
RTĘĆ(II)… 20 

MIEDŹ(II)… 20 

BIZMUT(III)… 21 

 

Kationy grupy IIIB… 22 

 
ANTYMON(III) i (V)… 25 

CYNA(II) i CYNA(IV)… 25 

 

AKT i IV grupa kationów… 26 

 
Próby na obecność i stopień utlenienia jonów żelaza… 27 

 

Systematyczna analiza IV grupy kationów… 27 

 

GLIN(III)…  31 

CHROM(III)… 31 
ŻELAZO(II) I ŻELAZO(III)… 31 

NIKIEL(II)… 32 

KOBALT(II)… 32 

MANGAN(II)… 32 

CYNK(II)… 33 
 

Kationy grupy V… 34 

 

Część pierwsza: wykrywanie jonów potasu… 34 

 

Część druga: wykrywanie jonów sodu… 35 

Dr Maria Kasprzak: Ćwiczenia z analizy jakościowej  dla studentów I r. farmacji. Na podstawie: T.Lipiec, Z.Szmal, „Chemia analityczna 
elementami analizy instrumentalnej”.

 

Strona 3 

 

 

 
MAGNEZ(II)…  36 

POTAS(I)… 36 

JONY AMONOWE… 36 

 

Jakościowa analiza anionów… 37 
 

Jak postępować po otrzymaniu probówki z roztworem do analizy anionów?... 37 

 

Ogólna charakterystyka anionów występujących w analizach… 38 

 

Reakcje grupowe dla I grupy anionów… 41 
Chlorki, bromki, jodki… 41 

Tiocyjaniany… 41 

 

Reakcje grupowe dla II grupy anionów… 41 

Octany… 41 
Azotany(III)… 42 

 

Reakcje grupowe dla III grupy anionów… 42 

Siarczany(IV)… 42 

Węglany… 43 

Szczawiany… 43 
Winiany… 43 

Borany… 44 

 

Reakcje grupowe dla IV grupy anionów… 44 

Tiosiarczany… 44 
Chromiany(VI)… 44 

Fosforany(V) [ortofosforany]… 44 

Arseniany(V)… 45 

Arseniany(III)… 45 

 

Reakcje grupowe dla V grupy anionów… 45 
 

Reakcje grupowe dla VI grupy anionów… 45 

Siarczany(VI)… 45 

Fluorki… 45 

 
Reakcje grupowe dla VII grupy anionów… 45 

Krzemiany… 45 

 

Reakcja w kierunku reduktorów… 46 

 
Reakcja w kierunku utleniaczy… 47 

Przykłady reakcji, jakim ulegają poszczególne jony… 47 

 

Reduktory… 47 

Chlorki (bromki, jodki)… 47 

Jony halogenkowe… 48 
Heksacyjanozelaziany(II)… 48 

Tiosiarczany… 48 

Arseniany(III)… 49 

Szczawiany/winiany… 49 

 

Dr Maria Kasprzak: Ćwiczenia z analizy jakościowej  dla studentów I r. farmacji. Na podstawie: T.Lipiec, Z.Szmal, „Chemia analityczna 
elementami analizy instrumentalnej”.

 

Strona 4 

 

 

Utleniacze… 49 
Heksacyjanozelaziany(III)… 50 

Azotany(V)… 50 

Chlorany(V)… 50 

Aniony o właściwościach utleniających i redukujących… 50 

Siarczany(IV)… 50 
Azotany(III)… 50 

 

Próba „brunatnej obrączki” do wykrywania jonów azotanowych(III) oraz azotanowych(V)… 51 

 

Inne reakcje charakterystyczne dla poszczególnych jonów… 51 

 
Niektóre aniony reagują z rozcieńczonymi, mocnymi kwasami…  51 

Węglany… 52 

Siarczany(IV)… 52 

Tiosiarczany… 52 

Azotany(III)… 52 
Octany… 52 

Krzemiany… 52 

Arseniany(V) i arseniany(III)… 52 

 

Stężony – 98% kwas siarkowy(VI) wypiera gazowe halogenowodory… 52 

 
Stężony – 98% kwas siarkowy(VI) powoduje wydzielanie się tlenku chloru(IV) w obecności chloranów(V)… 52 

 

Charakterystyczne reakcje z jonami żelaza(III)… 53

 

Octany… 53 

Winiany… 53 
Fluorki… 53 

Jodki… 53 

Tiocyjaniany… 53 

Tiosiarczany… 54 

Borany… 54 

 
Przepisy na „wykrywanie obok siebie” grup lub par anionów… 54 

Wykrywanie bromków obok jodków… 54 

Wykrywanie chlorków obok innych anionów grupy I… 55 

Wykrywanie chloranów(V) obok chlorków… 55 

Wykrywanie obok siebie arsenianów(V), arsenianów(III) i fosforanów(V)… 56 
 

 

Słowniczek ważniejszych pojęć i definicji… 57 

 

Przykłady wzorów strukturalnych wybranych związków… 58 
 

Wzór sporządzania sprawozdań z analiz jakościowych…59  

 

 

 
 

 

 

 

 

Dr Maria Kasprzak: Ćwiczenia z analizy jakościowej  dla studentów I r. farmacji. Na podstawie: T.Lipiec, Z.Szmal, „Chemia analityczna 
elementami analizy instrumentalnej”.

 

Strona 5 

 

 

 

 

Wstęp

 

 

Ćwiczenia z analizy jakościowej mają na celu nauczenie 

Was,  jak  wiadomości  o  chemicznych  właściwościach 
poszczególnych związków, jonów i ich roztworów wykorzystywać 

w  praktyce.  Najlepiej  traktować  zadania,  jakie  będziecie 
otrzymywali  podczas  zajęć  jako  układanki,  które  trzeba  ułożyć, 
mając  do  dyspozycji  rozsypane  elementy  –  czyli  teoretyczne  i 
praktyczne  wiadomości  o  konkretnych  jonach,  których  będziecie 

szukać w Waszych roztworach.  

Trening,  jaki  przejdziecie,  ma  na  celu  wykształcenie  w 

Was ważnej umiejętności, jaką jest posługiwanie się wiedzą w praktyce. Jest to umiejętność niezwykle 
ważna  w  naukach  medycznych.  Można  powiedzieć,  że  właśnie  na  tym  polega  wykonywanie  zawodu 

lekarza lub farmaceuty. Wiedza o podstawowych własnościach związków nieorganicznych  przyda się 
Wam również do tego, aby swobodnie poruszać się pośród zagadnień chemicznych; będzie to rodzaj 
swoistego  alfabetu,  albo  „tabliczki  mnożenia”,  jaką  trzeba  opanować,  aby  przyswoić  sobie  dalsze, 
bardziej złożone zagadnienia.  

Pamiętajcie: zarówno organizm człowieka, jak również podawane mu leki, to właśnie „chemia”. 

Trzeba  ją  znać,  aby  w  przyszłości  dobrze  służyć  pacjentom,  dając  im  właściwe  lekarstwa  i  dobre 
porady.  

Dlaczego analiza kationów i anionów? 

 

W dzisiejszych czasach duża część chemii stosowanej opiera się na badaniu składu materii, 

jaka nas otacza i materii, z jakiej się składamy. Często słyszymy, że w próbce „x” naukowcy wykryli „y” i 
nie wiadomo (albo wiadomo), skąd y wziął się w x. Jak chemicy robią takie sztuczki, że wykrywają coś 

np. w wodzie, która na pierwszy rzut oka wydaje się całkiem czysta? Patrzą przez specjalną lupę albo 
mikroskop i widzą małe cząsteczki z transparentami: „tu amoniak” albo „hej hej, dioksyny się kłaniają”? 
Cóż,  tak  byłoby  łatwiej,  ale  niestety  -  sprawa  wymaga  rzetelnej  znajomości  właściwości  fizycznych  i 
chemicznych  substancji,  na  jakie  możemy  się  natknąć.  Jak  zapewne  się  domyślacie,  jest  to  bardzo 

ważna wiedza i – co istotne – ma zastosowanie w praktyce.  

Najogólniej rzecz ujmując, cały problem polega na tym, że mamy ograniczoną liczbę zmysłów, 

a te zmysły obejmują ograniczony zakres bodźców. Niestety, przyroda (ożywiona i nieożywiona) działa 
na poziomach organizacji, które wymykają się bezpośredniemu postrzeganiu. Czy widział ktoś z Was 

cząsteczki wody? Albo elektron? A jednak wiemy, jak one wyglądają, jak się zachowują i z czego to 
wynika. Wiemy to dlatego, że nauczyliśmy się stosować różne sposoby, aby „tłumaczyć” sobie procesy 
przyrodnicze na takie zjawiska, które możemy zaobserwować i zrozumieć.  

Kiedy  patrzymy  na  szklankę  wody,  skąd  możemy  wiedzieć,  że  zawiera  ona  np.  trujące  jony 

kadmu? Nie możemy, bo tego nie widać, ani nie czuć. Możemy jednak przepuścić przez tę wodę np. 
siarkowodór  i  zaobserwować,  co  się  dzieje.  Patrzymy,  a  tu  w  wodzie  pojawia  się  żółty  osad.  Czy  to 
objaw obecności soli kadmu? Zaraz, zaraz, jak się o tym przekonać… Porównajmy, jak zachowuje się 
„wzorcowa”  sól  kadmu.  W  tym  celu  bierzemy  butelkę  z  roztworem,  o  którym  wiemy,  że  na  pewno 

zawiera  sól  kadmu  i  w  tych  samych  warunkach  przepuszczamy  przez  nią  siarkowodór.  Po  chwili 
obserwujemy  taki  sam  żółty  osad  –  teraz  już  wiemy,  że  tak  właśnie  zachowują  się  jony  kadmu  w 
obecności  siarkowodoru.  Eureka,  woda  w  naszej  szklance  jest  zanieczyszczona  solami  kadmu! 
Zmusiliśmy te sole, aby ujawniły nam swoją obecność w sposób, jaki możemy zaobserwować. Ale, ale, 

podpowie nam ktoś, może woda zanieczyszczona jest solami arsenu? Sole arsenu też dają żółty osad 
w obecności siarkowodoru. Wtedy trzeba pomyśleć, jakie różnice występują między związkami kadmu i 

Dr Maria Kasprzak: Ćwiczenia z analizy jakościowej  dla studentów I r. farmacji. Na podstawie: T.Lipiec, Z.Szmal, „Chemia analityczna 
elementami analizy instrumentalnej”.

 

Strona 6 

 

 

arsenu, i jak je wykorzystać do sprawdzenia, z którym z nich mamy do czynienia. Może z jednym z nich, 
może z obydwoma, a może z czymś jeszcze innym, co w danych warunkach zachowuje się podobnie? 

Na  zajęciach  laboratoryjnych  z  analizy  jakościowej  dowiecie  się,  jak  w  przybliżeniu  wygląda 

wykrywanie związków w próbkach. Wykrywanie związków i pierwiastków  w wodzie, glebie, żywności, 

krwi  itp.  można  przeprowadzać  najróżniejszymi  metodami.  Niektóre  z  nich  są  bardzo  proste,  a  inne 
wymagają bardzo  zaawansowanej  aparatury  analitycznej.  Analiza  jakościowa  obejmuje  jedynie  wąski 
fragment  tego,  co  nazywamy  analizą  chemiczną:  nauczycie  się  wykrywać  jedynie  nieorganiczne  (lub 
najprostsze  organiczne)  kationy  i  aniony  w  roztworach  wodnych,  i  to  tylko  za  pomocą  reakcji 

chemicznych o łatwo obserwowalnym przebiegu. Od czegoś jednak trzeba zacząć, trzeba nauczyć się 
liter,  zanim  zacznie  się  czytać  poezję.  Spróbujcie  więc  przekonać  się,  na  czym  może  polegać 
chemiczna  analiza  fragmentów  otaczającego  nas  świata.  Jak  zmusić  pospolite  kawałki  materii,  aby 
przemówiły zrozumiałym dla nas językiem? 

Serdecznie zapraszamy! 
 

Zasady bezpieczeństwa pracy 

Aby nie zrobić sobie krzywdy podczas ćwiczeń, należy pamiętać o kilku podstawowych 
zasadach: 

1.  Większość substancji, z jakimi macie do czynienia w czasie ćwiczeń jest żrąca, 

trująca lub w inny sposób szkodliwa. Należy zachowywać dużą ostrożność przy 

posługiwaniu się nimi. 

2.  Nigdy  nie  wolno  jeść  ani  pić  podczas  ćwiczeń,  ani  przechowywać  jedzenia  i 

napojów  na  stołach  laboratoryjnych.  Nie  należy  trzymać  na  stołach  zbędnych 

przedmiotów, aby uniknąć ich zanieczyszczenia szkodliwymi substancjami. 

3.  Zawsze należy mieć na sobie fartuch ochronny, a na nosie okulary ochronne. Jest 

to bardzo ważne, ponieważ dostanie się do oka odczynników chemicznych może 

skutkować utratą wzroku! 

4.  Przy pracy z substancjami żrących lub trujących, należy mieć na rękach gumowe 

rękawice, albo bardzo często myć ręce.  

5.  Zawsze  należy  umyć  ręce  po  kontakcie  skóry  z  odczynnikiem,  a  obowiązkowo 

przed opuszczeniem pracowni (nawet jeżeli pracowało się w rękawicach).  

6.  Trzeba dokładnie posprzątać swoje stanowisko pracy po zakończeniu ćwiczeń. 
7.  Należy  zapoznać  się  z  oznaczeniami  substancji  niebezpiecznych  i  zawsze 

patrzeć  na  etykiety  używanych  odczynników.  Objaśnienia  tych  oznaczeń  są 

dostępne w pracowni, jak również poniżej:  

 
 

 

 

Dr Maria Kasprzak: Ćwiczenia z analizy jakościowej  dla studentów I r. farmacji. Na podstawie: T.Lipiec, Z.Szmal, „Chemia analityczna 
elementami analizy instrumentalnej”.

 

Strona 7 

 

 

WSTĘP DO ANALIZYJAKOŚCIOWEJ  KATIONÓW. 

 

Większość związków nieorganicznych to elektrolity. Te w wodzie rozpadają się na kationy i aniony, np. 
chlorek sodu w roztworze wodnym występuje w postaci kationu sodu i anionu chlorkowego. W praktyce 
możemy wykryć właśnie poszczególne jony. 

Kationy wykrywa się najlepiej za pomocą odpowiednich anionów i odwrotnie – dużą rolę w wykrywaniu 
anionów  odgrywają  odpowiednie  kationy.  Naukę  analizy  jakościowej  zaczniemy  od  wykrywania 
kationów.  Musimy  jednak  pamiętać,  że  kationy  zawsze  występują  w  roztworach  razem  z  anionami, 
Wyobraźcie  sobie  całą  masę  niezobojętnionych  ładunków  dodatnich  zgromadzonych  w  jednej 
probówce! Chyba lepiej, że jest to niemożliwe… tak więc kationy i aniony zawsze występują razem, a 
ładunków  dodatnich  musi  być  tyle  samo,  co  ujemnych,  tylko  nie  zawsze  interesujemy  się  nimi  „po 
równo”. 

W ramach ćwiczeń obejmiemy analizą następujące kationy (kolejność alfabetyczna): 

Amonu – NH

4+

 

Antymonu(III) – Sb

3+

 i antymonu(V) – Sb

5+

 

Arsenu(III) – As

3+

 i arsenu(V) – As

5+

 

Baru(II) – Ba

2+

 

Bizmutu(III) – Bi

3+

 

Chromu(III) – Cr

3+

 

Cynku(II) – Zn

2+

 

Cyny(II) – Sn

2+

 i cyny(IV) – Sn

4+

 

Glinu(III) – Al

3+

  

Kadmu(II) – Cd

2+

 

Kobaltu(II) – Co

2+

 

Magnezu(II) – Mg

2+ 

Manganu(II) – Mn

2+

 

Miedzi(II) – Cu

2+

 

Niklu(II) – Ni

2+

 

Ołowiu(II) – Pb

2+

 

Potasu(I) – K

+

 

Rtęci(I) Hg

22+

 i rtęci(II) Hg

2+

 (tylko teoretycznie) 

Sodu(I) – Na

+

 

Srebra(I) – Ag

+

 

Strontu(II) – Sr

2+

  

Wapnia(II) – Ca

2+

  

Żelaza(II) – Fe

2+

 i żelaza(III) – Fe

3+

 

 
Jako że trudno byłoby szukać poszczególnych kationów w roztworze, gdzie może być ich, jak widać, 
dużo, ułatwiamy sobie działanie, dzieląc je na grupy o w miarę podobnych właściwościach. Potem w 
obrębie tych mniejszych grup poszukujemy jonów, jakie nas interesują.  

 

 

Dr Maria Kasprzak: Ćwiczenia z analizy jakościowej  dla studentów I r. farmacji. Na podstawie: T.Lipiec, Z.Szmal, „Chemia analityczna 
elementami analizy instrumentalnej”.

 

Strona 8 

 

 

PODZIAŁ KATIONÓW NA GRUPY ANALITYCZNE 

 

Oto tzw. pięć grup analitycznych kationów, wraz z odczynnikami grupowymi, służącymi do ich 

wykrywania: 

Nr 
grupy 

Kationy 

Odczynnik 
grupowy 

Uwagi 

I 

Ag

+

,

  

Pb

2+

, Hg

22+

 

 

3 mol/l HCl 

Kationy te wytrącają się w postaci trudno 

rozpuszczalnych chlorków, a reszta pozostaje w 

roztworze 

II 

Ca

2+

, Sr

2+

, Ba

2+

 

1,5 mol/l 

H

2

SO

4

 

Kationy te, po oddzieleniu grupy I, wytrącają się w 

postaci trudno rozpuszczalnych siarczanów(VI), a 

reszta pozostaje w roztworze 

III 

IIIA) Hg

2+

,

 

Cu

2+

, Bi

3+

, Cd

2+

 

IIIB) As

3+

, As

5+

, Sb

3+

, Sb

5+

, 

Sn

2+

, Sn

4+

 

 

AKT  
w środowisku 

kwaśnym 

Kationy te, po oddzieleniu grup I i II, wytrącają się 
w postaci trudno rozpuszczalnych siarczków, a 

reszta pozostaje w roztworze 

IV 

Ni

2+

, Co

2+

, Fe

2+

, Fe

3+

, Mn

2+

, 

Al

3+

, Zn

2+

, Cr

3+

 

 

AKT  

w środowisku 

zasadowym

 

Kationy te, po oddzieleniu grup I i II i III, wytrącają 

się w postaci trudno rozpuszczalnych siarczków 

lub wodorotlenków, a reszta pozostaje w 

roztworze

 

V 

Na

+

, K

+

, Mg

2+

, NH

4+

, 

 

Brak 

To jest właśnie ta „reszta”, która pozostała po 
oddzieleniu poprzednich grup 

 

Na dalszych stronach znajduje się instrukcja i objaśnienie sposobu, w jaki oddzielamy od siebie te grupy 
analityczne i szukamy w roztworze poszczególnych jonów. 

UWAGA: do każdej reakcji należy wykonać reakcję kontrolną, czyli z użyciem odczynnika, który zawiera 
jon,  którego  szukamy.  Czasem,  nie  wiedzieć  czemu,  postępowanie  takie  nazywa  się  „ślepą  próbą”, 
chociaż  lepszym  określeniem  jest  „próba  kontrolna”  lub  „próba  wzorcowa”.  Dzięki  temu  możemy 

zobaczyć na własne oczy, jak w rzeczywistości wygląda dodatni wynik danej próby. Pozwoli to nabrać 
pewnego  doświadczenia  i  uniknąć  kłopotliwych  pytań  typu:  „pani  magister,  czy  to  jest 
zielony/różowy/serowaty osad?”. Pamiętajcie o wykonywaniu prób wzorcowych. 

OZNACZENIA WYSTĘPUJĄCE W OPISIE ĆWICZEŃ: 

 

                              
                               Pani Nauczycielka Mówi – zwróćcie baczną uwagę! 

  
                    

Ten fragment trzeba bardzo dokładnie przemyśleć i zrozumieć go! 

 
                          Opis praktycznego 

wykonania ćwiczenia. 

Dr Maria Kasprzak: Ćwiczenia z analizy jakościowej  dla studentów I r. farmacji. Na podstawie: T.Lipiec, Z.Szmal, „Chemia analityczna 
elementami analizy instrumentalnej”.

 

Strona 9 

 

 

 
                                                                                                                        

 

 

 

 
 

 

 

 

 
 

 

 

 

 
 

 

 

 

 

 
 

 

 

Do każdej analizy należy użyć ok. 1-2 ml 

roztworu.  Jeśli  wykonujemy  analizę 

większej  liczby  grup  analitycznych, 

należy wziąć więcej roztworu. UWAGA: 
po  każdorazowym  wytrąceniu  jakiego-

kolwiek  osadu,  należy  sprawdzić 
całkowitość wytrącenia! 

I grupa analityczna:  

Ag

+

 srebro(I), 

 Pb

2+

 ołów(II), 

 Hg

22+

rtęć(I). 

 

UWAGA: kationy rtęci nie są dawane do analizy, 

jednak obowiązuje znajomość reakcji, jakim ulegają. 
 

Biały osad chlorków I grupy kationów może zawierać chlorek srebra(I) i/lub chlorek ołowiu(II). PbCl

2

 lepiej rozpuszcza się 

w wodzie, zwłaszcza gorącej, niż AgCl. Aby je od siebie oddzielić, należy do osadu chlorków dodać ok. 2 ml wody, ogrzać 
probówkę w łaźni wodnej przez ok. 2-3 min i natychmiast oddzielić roztwór od pozostałego osadu. Jony ołowiu(II) w tych 
warunkach przejdą do roztworu: PbCl

2

↓ →  Pb

2+

 + 2Cl

-

, a osad AgCl pozostanie niezmieniony. Jeśli więc osad rozpuści 

się  całkowicie,  można  wykluczyć  obecność  jonów  srebra  -  ponieważ  gdyby  one  były,  to  chlorek  srebra  pozostałby  w 
postaci osadu.  
 
Osad,  który  ciemnieje  na  świetle,  świadczy  o  obecności  jonów  srebra  w  roztworze.  Ciemnienie  na  świetle  to  cecha 
charakterystyczna soli srebra, z powodu wydzielania się metalicznego srebra wskutek rozkładu soli. 
2AgCl 2Ag + Cl

2 

 
 Osad AgCl rozpuszcza się w roztworze amoniaku:  
AgCl↓ + 2NH

3

•H

2

O 



 Ag(NH

3

)

2+

 +  Cl

-

 + 2H

2

O 

 

a po ponownym zakwaszeniu roztworu kwasem azotowym(V) wytrąca się na nowo: 
Ag(NH

3

)

2+

 +  Cl

-

 + 2H

+

 



 AgCl↓ + 2NH

4+ 

 

Roztwór  otrzymany  po  ogrzaniu  osadu  chlorków  należy  badać  pod  kątem  obecności  jonów  ołowiu(II),  np.  za  pomocą 
jonów jodkowych. W obecności jonów Pb

2+

 wytrąca się żółty osad jodku ołowiu, rozpuszczający się na gorąco w bardzo 

dużym nadmiarze roztworu jodku potasu: 
Pb

2+

 + 2I

-  



  PbI

2

↓ 

PbI

2

↓ + 2I

-  



  PbI

42-

 tetrajodoołowian(II) 

 
Można też użyć roztworu chromianu(VI) potasu, wtedy otrzymamy żółty osad chromianu(VI) ołowiu(II):  
Pb

2+

 + CrO

42-

   PbCrO

4

↓ 

 
 

         Odczynnikiem  grupowym  dla  I  grupy 

kationów jest 3 mol/l roztwór HCl, Kationy I grupy 

to  te,  których  chlorki  są  trudno  rozpuszczalne  w 
wodzie.  Chlorki  innych  metali  są  łatwo 

rozpuszczalne,  więc  pozostałe  kationy  pozostają 

w  roztworze  po  oddzieleniu  osadu  chlorków 

srebra i ołowiu [oraz rtęci(I)]. 

 

Pb

2+

 + 2Cl

-  



 PbCl

2

↓ 

Ag

+

 + Cl

-

  AgCl↓ 

Hg

22+

 + 2Cl

-

  Hg

2

Cl

2

↓ 

 

 

Osad może 

zawierać 

chlorek 
ołowiu(II) 

i/lub 

chlorek 
srebra(I) 

Roztwór (A) zawiera 

kationy grup II-V oraz 
ewentualnie Pb

2+

 

UWAGA:  PbCl

2

  jest  stosunkowo 

dobrze  rozpuszczalny  w  wodzie, 

dlatego 

jony 

ołowiu(II) 

mogą 

częściowo  przejść  do  roztworu 

zawierającego  kationy  dalszych  grup 
analitycznych.  

Jeśli  jon  ołowiu  został  wykryty  na 

początku 

analizy, 

to 

należy 

uwzględnić  jego  obecność  w  osadzie 

kationów II grupy.  

 

PbCl

2

↓ ↔  Pb

2+

 + 2Cl

- 

 

3 mol/l 

HCl 

Dr Maria Kasprzak: Ćwiczenia z analizy jakościowej  dla studentów I r. farmacji. Na podstawie: T.Lipiec, Z.Szmal, „Chemia analityczna 
elementami analizy instrumentalnej”.

 

Strona 10 

 

 

Pomimo, że wspomniane reakcje wystarczą do wykrycia kationów I grupy, warto  

(i trzeba!) znać kilka innych, pożytecznych reakcji charakterystycznych dla 

poszczególnych jonów.

 

 

Zacznijmy od 

RTĘCI(I) I RTĘCI METALICZNEJ

. Jak wspomniano, jony rtęci nie występują w Waszych 

analizach, ale reakcje, jakim ulegają, należy znać. 

Rtęć(I) to jon o budowie: 

+

Hg-Hg

+

 = Hg

22+

. Bardzo łatwo ulega reakcji dysproporcjonowania 

(samoutleniania i samoredukcji), w której produktami są jon Hg

2+

 i rtęć metaliczna.  

 

Jony chlorkowe (np. 3 mol/l HCl) 

wytrącają z roztworów zawierających rtęć(I) biały osad chlorku rtęci(I), 

czyli tzw. kalomelu.  

 

Hg

22+

 + 2Cl

-

  Hg

2

Cl

2

↓ 

 
Rozpuszcza się on w tzw. „wodzie królewskiej”, czyli mieszaninie składającej się ze stężonych kwasów: solnego i 

azotowego(V), w stosunku objętościowym 3:1. Mieszanina ta ma silne własności utleniające.  

W tej konkretnej reakcji rtęć(I) utlenia się do rtęci(II), przy czym powstaje jon tetrachlorortęcianowy(II) - HgCl

42-

 

  

6Cl

-

 + Hg

2

Cl

2

 → 2HgCl

42-

 + 2e

    

           x3  

4H

+

 + NO

3-

 + 3e  →  NO + 2H

2

O          x2 

3Hg

2

Cl

2

↓

 

+ 6Cl

-

 + 8H

+ 

+ 2NO

3-

 → 6HgCl

42-

 + 2NO↑ + 4H

2

O 

     

Pod wpływem roztworu amoniaku, kalomel, czyli Hg

2

Cl

2

 ulega reakcji dysproporcjonowania, przy czym powstaje 

chlorek aminortęci(II) [amidochlorek rtęci] HgNH

2

Cl – biały osad i rtęć metaliczna Hg – czarny osad.

 

 

Hg

2

Cl

2

 + 4NH

3

•H

2

O   →     2e

 

+ 2HgNH

2

Cl + 2NH

4+

 + 4H

2

O     

2e + Hg

2

Cl

2

   →  2Hg + 2Cl

-                                                                                   

.                                              

2Hg

2

Cl

2

 + 4NH

3

•H

2

O   →  2Hg + 2Cl

-

 + 2HgNH

2

Cl + 2NH

4+

 + 4H

2

O   

Hg

2

Cl

2

↓+ 2NH

3

•H

2

O   →  Hg↓ + Cl

-

 + HgNH

2

Cl↓ + NH

4+

 + 2H

2

O   

 

Obydwa te produkty rozpuszczają się w wodzie królewskiej zgodnie z poniższymi schematami: 

 

2HgNH

2

Cl

 

+ 6Cl

-

 → N

2

 + 2HgCl

42-

 + 4H

+

 + 6e

 

4H

+

 + NO

3-

 + 3e  →  NO + 2H

2

O                    x2 

2HgNH

2

Cl + 4H

+

 + 6Cl

-

 +2NO

3- 

→ N

2

↑ + 2HgCl

42-

 + 2NO↑ + 4H

2

O               

UWAGA: proszę  zauważyć,   

                                                                      że rtęć nie zmienia tu swojego stopnia utlenienia, tylko atomy azotu! 

 
Hg + 4Cl

-

  →  HgCl

42-

 + 2e

 

                              x3 

4H

+

 + NO

3-

 + 3e  →  NO + 2H

2

O                     x2 

3Hg + 12Cl

-

  + 8H

+

 + 2NO

3-

 → 3HgCl

42-

 + 2NO↑ + 4H

2

O 

 

Jony jodkowe (np. roztwór KI). 

Ilość stechiometryczna powoduje wytrącenie żółtozielonego osadu jodku rtęci(I): 

 

Hg

22+

 + 2I

-

  Hg

2

I

2

↓ 

Osad ten reaguje z nadmiarem odczynnika – reakcja dysproporcjonowania: 

 

Hg

2

I

2

 + 6I

-

  → 2HgI

42-

 + 2e

 

2e

 

+ Hg

2

I

2

  → 2Hg + 2I

- 

Hg

2

I

2

↓ + 2I

-

   HgI

42-

 + Hg↓

   Tetrajodortęcian(II)

 

Dr Maria Kasprzak: Ćwiczenia z analizy jakościowej  dla studentów I r. farmacji. Na podstawie: T.Lipiec, Z.Szmal, „Chemia analityczna 
elementami analizy instrumentalnej”.

 

Strona 11 

 

 

Roztwory wodne mocnych wodorotlenków (np. NaOH, KOH).

 

Wytrącają tlenek rtęci(I) Hg

2

O, w postaci czarnego osadu, nierozpuszczalnego w nadmiarze odczynnika.  

 

Hg

22+

 + 2OH

-

  Hg

2

O↓ + H

2

O 

 
Hg

2

O łatwo ulega reakcji dysproporcjonowania: 

 

Hg

2

O + 2OH

-

 → 2HgO + 2e + H

2

O 

Hg

2

O + 2e + H

2

O →  2Hg + 2OH

- 

Hg

2

O  →  HgO↓ + Hg↓ 

 

Wodny roztwór amoniaku. 

Powoduje reakcję dysproporcjonowania jonu rtęci(I), a produktami są np. azotan aminooksortęci(II) oraz rtęć 

metaliczna: 

 

Hg

22+

 + 3OH

-

 + NH

3

 + NO

3-

  →  [Hg

2

(NH

2

)O]NO

3 

+ 2H

2

O  + 2e 

2e +   Hg

22+

 → 2Hg                                                                             . 

2Hg

22+

 + 3OH

-

 + NH

3

 + NO

3-

  →  [Hg

2

(NH

2

)O]NO

3

↓ + 2H

2

O  + 2Hg↓ 

 

 

 

OŁÓW(II) 

 

Jodek i chlorek ołowiu(II)

 rozpuszczają się na gorąco, w bardzo dużym nadmiarze roztworów odpowiednich 

halogenków: 

 

PbCl

2

↓ + 2Cl

-  



  PbCl

42- 

 

tetrachloroołowian(II) 

 
PbI

2

↓ + 2I

-  



  PbI

42-

         

tetrajodoołowian(II)

 

 

 

Jony ołowiu wytrącają 

 
Czarny siarczek:   

Pb

2+

 + S

2-

 → PbS↓ 

 
I biały siarczan:  

Pb

2+

 + SO

42-

 → PbSO

4

↓ 

 

Ciekawostka

:    Dawniej  artyści-malarze,  jako  białego  pigmentu  używali  tzw.  bieli  ołowianej  (bieli  „weneckiej”), 

która  składała  się  z  węglanu  ołowiu  i  wodorotlenku  ołowiu  (PbCO

3

)

2

  ·  Pb(OH)

2

.  Po  dziesiątkach  lat,  białe 

fragmenty  obrazów  zaczynały  zwykle  czernieć.  Działo  się  tak,  ponieważ  niewielkie  ilości  siarkowodoru  (H

2

S) 

obecne  w  powietrzu  powodowały  przemianę  białej  soli  ołowiu  w  czarny  siarczek  ołowiu.  Konserwacja  takich 
obrazów  polega  na  przemywaniu  poczerniałych  miejsc  roztworem  nadtlenku  wodoru,  który  utlenia  czarny 

siarczek ołowiu do białego siarczanu ołowiu. W ten sposób obraz odzyskuje swoje dawne barwy.  

 

Wodorotlenek ołowiu(II) jest amfoteryczny 

i roztwarza się w roztworach mocnych wodorotlenków oraz w 

roztworach kwasów. 

 

Pb

2+

 + 2OH

- 



 Pb(OH)

2

↓  

 
Pb(OH)

2

↓ + 2H

+

  Pb

2+

 + 2H

2

O 

Pb(OH)

2

↓ + 2OH

- 



 Pb(OH)

42-

         

tetrahydroksoołowian(II) 

 

 

 

 

Dr Maria Kasprzak: Ćwiczenia z analizy jakościowej  dla studentów I r. farmacji. Na podstawie: T.Lipiec, Z.Szmal, „Chemia analityczna 
elementami analizy instrumentalnej”.

 

Strona 12 

 

 

SREBRO(I) 

Jony srebra(I) często tworzą jony kompleksowe o liczbie koordynacyjnej 2.  

Biały osad AgCl roztwarza się w szeregu odczynników, przy czym tworzą się jony kompleksowe: 

 
Roztwór amoniaku                                                

AgCl ↓ + 2NH

3

•H

2

O  Ag(NH

3

)

2+

 +  Cl

-

 + 2H

2

O

 

                                                                                                                        diaminasrebro(I) 

 
Roztwór cyjanku (np. cyjanku potasu)                  

AgCl ↓ + 2CN

-

   Ag(CN)

2-

 + Cl

-

 

                                                                                                              dicyjanosrebrzan(I) 

 
Roztwór tiosiarczanu (np. tiosiarczanu sodu)       

AgCl ↓ + 2S

2

O

32-

  Ag(S

2

O

3

)

23-

 + Cl

-

 

                                                                                                                 bistiosiarczanosrebrzan(I) 
 

Bromek  i  jodek  srebra  są  żółtawymi  osadami,  praktycznie  nierozpuszczalnymi  w  nadmiarze  halogenków.  

W  amoniaku  rozpuszczają  się  znacznie  trudniej,  niż  chlorek  srebra.  Dobrze  się  rozpuszczają  w  roztworach 

cyjanków  i  tiosiarczanów,  z  utworzeniem  podobnych  kompleksów,  jak  w  przypadku  chlorku  srebra.  Halogenki 

srebra łatwo rozkładają się na świetle – ciemniejąc wskutek wydzielania metalicznego srebra. 

 
Ciekawostka: halogenki srebra były i są używane jako materiał światłoczuły w fotografii tradycyjnej. Klisza pokryta 

jest  emulsją,  zawierającą  bardzo  drobny,  równo  rozprowadzony  halogenek    srebra.  W  momencie  uniesienia 

przesłony, padające na kliszę światło „uczula” materiał światłoczuły, inicjując reakcję rozkładu halogenku srebra. 

Następnie,  w  procesie  wywoływania  obrazu,  odpowiednie  związki  redukujące,  redukują  jony  srebra(I)  do 

koloidalnego srebra metalicznego  w „uczulonych” miejscach, czyli kończą zainicjowaną przez światło reakcję. 
Następnie  nadmiar  halogenku  srebra  należy  usunąć,  aby  uniknąć  dalszej  reakcji  światłoczułej,  która  mogłaby 

zaciemnić obraz. Wypłukuje się go właśnie w kąpieli z tiosiarczanu sodu:  AgBr ↓ + 2S

2

O

32-

  



  Ag(S

2

O

3

)

23-

 + Br

-

, 

czyli tam, gdzie padło światło, mamy obszary zaczernione od koloidalnego srebra, a tam, gdzie światło nie padło i 

srebro nie zostało wydzielone – „wymytą” tiosiarczanem kliszę. Tak powstaje negatyw fotograficzny. Następnie 

poprzez kliszę z negatywem, przez naświetlenie obraz przenosi się na papier powleczony emulsją światłoczułą i 
proces odbywa się na nowo. W efekcie otrzymujemy na papierze „negatyw negatywu”, czyli pozytyw. Jeśli resztki 

halogenku  srebra  nie  zostaną  dokładnie  wypłukane  z  papieru  fotograficznego,  zdjęcie  po  pewnym  czasie 

zaczyna ciemnieć – to resztki substancji światłoczułej ulegają rozkładowi na świetle.  

Jest  to  bardzo  uproszczony  opis,  nie  uwzględniający  ponadto  chemii  fotografii  kolorowej.  Zainteresowanych 

odsyłam  do  literatury  specjalistycznej,  w  wszystkich  zachęcam  do  choćby  pobieżnego  poznawania  procesów 

chemicznych towarzyszących nam w codziennym życiu. 

 

Chromian(VI) srebra

 jest czekoladowo-brunatnym osadem. 

 

2Ag

+

 + CrO

42-

   Ag

2

CrO

4

↓ 

 

Roztwory mocnych zasad i wodny roztwór amoniaku

, z roztworów zawierających jony srebra, wytrącają 

brązowy osad tlenku srebra(I), rozpuszczalny w nadmiarze roztworu amoniaku, ale nie w roztworach mocnych 

zasad. 

 

2Ag

+

 + 2OH

-

  Ag

2

O↓ + H

2

O 

Ag

2

O + 4NH

3

•H

2

O  2Ag(NH

3

)

2+

 +  2OH

-

 + 3H

2

O 

 

 
 

 

 

 

 

 

 

Dr Maria Kasprzak: Ćwiczenia z analizy jakościowej  dla studentów I r. farmacji. Na podstawie: T.Lipiec, Z.Szmal, „Chemia analityczna 
elementami analizy instrumentalnej”.

 

Strona 13 

 

 

                                                                     
 

 
 

 

 

 

 

 
 

 

 

 

 
 

 

 

 

 

 
 

 

 

 

 
 

 

 

 

 

 
 

 

 

 

 
 

 

 

 

 

 

II grupa analityczna: 
Ca

2+

 wapń(II) 

Sr

2+

  stront(II) 

Ba

2+

  bar(II)

, 

Odczynnikiem grupowym 

jest roztwór 1,5 mol/l H

2

SO

4

 

Roztwór  A  –  zawierający  kationy  grup  II-V  oraz 
nadmiar jonów chlorkowych, należy odparować do 

połowy objętości na parowniczce ustawionej nad 

palnikiem,  po  uprzednim  dodaniu  2-3  ml 

roztworu  1,5  mol/l  kwasu  siarkowego(VI). 

Ogrzewanie  to  przeprowadza  się  w  celu  usunięcia 

nadmiaru 

chlorków 

w 

postaci 

gazowego 

chlorowodoru,  który  łatwiej  ulatnia  się  w  wysokiej 

temperaturze,  z  mocno  kwaśnych  roztworów:  

H

+

 + Cl

-

  HCl↑. 

Po ostygnięciu, roztwór należy przelać do probówki, 

oraz  –  jeśli  nie  zaobserwowano  wytrącenia  osadu, 
pocierać  bagietką  o  ścianki  probówki.  Ułatwi  to 

ewentualne wytrącenie osadu siarczanu(VI) wapnia, 

który  wytrąca  się  najtrudniej  ze  wszystkich 

siarczanów kationów II grupy.  

 

Roztwór B, 
Zawiera 

kationy grup 
III-V 

Osad może zawierać: 

Siarczany(VI) wapnia, strontu i baru, a także ołowiu(II), jeśli jon został 
wykryty w toku analizy I grupy. 

Ca

2+

 + SO

42-

 → CaSO

4

↓ 

Sr

2+

 + SO

42-

 → SrSO

4

↓ 

Ba

2+

 + SO

42-

 → BaSO

4

↓ 

Ewentualnie - Pb

2+

 + SO

42-

 → PbSO

4

↓ 

Jeśli wcześniej w analizie wykryto jon ołowiu(II), to należy teraz 
usunąć zanieczyszczenie osadu, w postaci PbSO

4

.  

 

Wykorzystujemy  w  tym  celu  własności  amfoteryczne  wodorotlenku 

ołowiu  (wodorotlenki  wapnia,  strontu  i  baru  są  mocnymi  zasadami, 

pomimo, że są trudno rozpuszczalne w wodzie!).  
 

Do  osadu,  uprzednio  przepłukanego  wodą,  należy  dodać  1-2  ml  

6  mol/l  roztworu  NaOH  i  dokładnie  mieszać  bagietką,  można  lekko 

ogrzać w łaźni wodnej. Roztwór, w którym znajdują się „wypłukane” 

jony  tetrahydroksoołowianowe(II),  należy  wylać,  a  osad 

„przeprowadzić w węglany”, o czym zaraz będzie mowa. 
 

PbSO

4

↓+ 4OH

- 



 SO

42-

 + Pb(OH)

42- 

tetrahydroksoołowian(II)  

 

Po co osad siarczanów „przeprowadza się” w 

osad węglanów?  

Aby  zidentyfikować  dany  jon,  należy  wykryć  go  za 

pomocą jakiejś charakterystycznej dla niego reakcji. 

Do  tego  najlepiej,  aby  jon  nie  był  związany  w 
osadzie,  bo  wtedy  mamy  niewielkie  pole  manewru. 

Trzeba  rozpuścić  otrzymany  osad.  Jednak 

siarczany(VI),  jeśli  już  się  wytrącą,  praktycznie  nie 

rozpuszczają  się  w  wodzie,  w  zasadach  i  w 

kwasach. Węglany wapnia, strontu i baru są jeszcze 

trudniej  rozpuszczalne  w  wodzie  i  zasadach  od 
siarczanów(VI)  tych  metali,  ale  za  to  łatwo 

rozpuszczają  się  w  kwasach,  w  dodatku  z 

efektownymi  „bąbelkami”  dwutlenku  węgla.  Dzięki 

temu,  w  warunkach  zasadowych  można  z 

siarczanów(VI)  grupy  II  otrzymać  odpowiednie 
węglany,  a  te  z  kolei  łatwo  rozpuścić  w  kwasie 

octowym.  W  ten  sposób,  trochę  okrężną  drogą, 

otrzymujemy  nasze  jony  II  grupy  w  roztworze, 
wyodrębnione spośród jonów pozostałych grup. 

Jak osad siarczanów „przeprowadza się” w osad węglanów?  
Osad siarczanów(VI) kationów II grupy (po ewentualnym  

usunięciu jonów Pb

2+

) należy przepłukać wodą, odlać  

ją i do samego osadu dodać ok. 5 ml nasyconego roztworu  

węglanu  sodu,  czyli  Na

2

CO

3

.  Następnie  mieszając,  ogrze- 

wać przez 5-10 min w łaźni wodnej, po czym płyn znad osadu wylać. 
Teraz wziąć na szpatułkę lub bagietkę trochę osadu i sprawdzić (np. 

na szkiełku), czy rozpuszcza się w 6 mol/l kwasie octowym. Jeśli nie, 

lub  niecałkowicie,  to  znaczy,  że  w  osadzie  są  jeszcze  siarczany  i 

należy  powtórzyć  czynność  z  ogrzewaniem  osadu  w  roztworze 

Na

2

CO

3 

i  znów  sprawdzić  rozpuszczalność  w  kwasie  octowym.  Po 

otrzymaniu  osadu,  który  rozpuszcza  się  w  kwasie  octowym,  należy 

oddzielić go od roztworu (roztwór wylać!) i już całość rozpuścić w ok. 
2 ml 6  mol/l kwasu octowego. 

W procesie zachodzą następujące reakcje: 
CaSO

4

↓ + CO

32-

 → CaCO

3

↓ + SO

42-

 

SrSO

4

↓ + CO

32-

 → SrCO

3

↓ + SO

42-

 

BaSO

4

↓ + CO

32-

 → BaCO

3

↓ + SO

42-

 

Rozpuszczanie w kwasie 

CaCO

3

↓ + 2H

+

 → Ca

2+

 + CO

2

↑ + H

2

O 

SrCO

3

↓ + 2H

+

 → Sr

2+

 + CO

2

↑ + H

2

O 

BaCO

3

↓ + 2H

+

 → Ba

2+

 + CO

2

↑ + H

2

O 

 

Dr Maria Kasprzak: Ćwiczenia z analizy jakościowej  dla studentów I r. farmacji. Na podstawie: T.Lipiec, Z.Szmal, „Chemia analityczna 
elementami analizy instrumentalnej”.

 

Strona 14 

 

 

                                                                                                                               

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Obecnie  jony  wapnia,  strontu  i  baru  są 

już  w  roztworze,  w  środowisku  kwasu 

octowego,  można  więc  powiedzieć,  że 
są w postaci rozpuszczalnych octanów. 

Można  teraz  przejść  do  właściwej 

analizy i wykrywania każdego z nich.  

 



 

Po pierwsze: jeśli w roztworze występują jony baru, to będą 
przeszkadzały w wykryciu jonów wapnia i strontu – trzeba je więc 

oddzielić na początku. 



 

Po drugie: jeśli jonów baru w roztworze nie ma, to można od razu 
przystąpić do wykrywania jonów wapnia, a później strontu. 

 

Jaka cecha, pozwalająca na ich oddzielenie, odróżnia jony baru od jonów wapnia i strontu? 
Otóż w środowisku kwasu octowego, tylko jony baru wytrącają osad chromianu(VI). Chromian strontu wytrąca się powoli, ale 

tylko w roztworach obojętnych lub lekko zasadowych, a w kwaśnych rozpuszcza się:  

 

2SrCrO

4

↓   +  2H

+

     2Sr

2+

 + Cr

2

O

72-

 + H

2

O 

 

Chromian(VI) wapnia jest dobrze rozpuszczalny w roztworach wodnych i nie wytrąca się wcale.  

W naszym roztworze obecny jest kwas octowy, więc po wprowadzeniu doń chromianu(VI), wytrąci się tylko chromian(VI) 

baru. Należy pamiętać, że w roztworach wodnych zawsze istnieje równowaga pomiędzy tymi dwiema formami chromianów, 

przy czym w roztworach kwaśnych przesunięta jest w stronę dwuchromianów(VI) Cr

2

O

72-

, a w obojętnych i zasadowych – 

chromianów(VI) CrO

42-

:  

 

2 CrO

42-

   +  2H

+

     Cr

2

O

72-

 + H

2

O 

Cr

2

O

72-

  + 2OH

- 

     2CrO

42-

 + H

2

O 

 

Pojawia się pytanie: jeśli w kwaśnym roztworze „octu” jest przewaga dichromianów(VI) nad chromianami(VI), to dlaczego 
otrzymujemy osad chromianu? Otóż chromian baru jest trudniej rozpuszczalny, niż dichromian baru, dlatego przy wytrącaniu 

osadu, preferowane jest tworzenie tego trudniej rozpuszczalnego (przypomnij sobie ćwiczenie: kolejność wytrącania osadów 

soli trudno rozpuszczalnych): 

 

2Ba

2+

 + Cr

2

O

72-

 → 2BaCrO

4

↓ + H

2

O 

 

W tym celu należy wziąć na szkiełko zegarkowe lub do probówki parę kropli 

roztworu kationów II grupy – „próbkę” - i dodać kroplę roztworu chromianu(VI) 
potasu. Żółty osad świadczy o obecności jonów baru, a te będą przeszkadzały 

w wykryciu jonów wapnia i strontu – trzeba je więc oddzielić, poprzez odwiro-

wanie  lub  odsączenie  osadu.  Trzeba  pamiętać  o  sprawdzeniu  całkowitości 

wytrącenia, aby nie zostawiać resztek soli baru w roztworze! 

 

UWAGA: jeśli wcześniej nie oczyszczono osadu siarczanów z soli ołowiu(II), w tej reakcji 
jony ołowiu mogą dać nam fałszywie dodatni wynik w kierunku obecności jonów baru! 

 

Jeśli osad w próbce się nie pojawi, 

to  jonów  baru  w  roztworze  nie  ma, 
można  więc  od  razu  przystąpić  do 

wykrywania  jonów  wapnia,  a  później 

strontu,  i  nie  dodawać  roztworu 

chromianu do całości roztworu! 

 

Pozbywszy się jednego kłopotu przy analizie jonów wapnia i strontu, czyli jonów baru, wprowadziliśmy do roztworu 

następny kłopot – chromiany. Mają one własności utleniające, a do wykrywania jonów wapnia będziemy używać 

heksacyjanożelazianów(II) - Fe(CN)

64- 

, które są bardzo wrażliwe na utlenianie, przechodzą wtedy w heksacyjano-

żelaziany(III) - Fe(CN)

63-

.

  

Aby chromiany nie przeszkadzały w wykrywaniu jonów wapnia

 

, trzeba je usunąć, a raczej „wydobyć” same jony wapnia  

i strontu, związać je w postaci węglanów, przepłukać i z powrotem rozpuścić w kwasie octowym.  
Proszę  pamiętać,  że  mamy  jednak  roztwór  kwaśny,  w  którym  nie  możemy  wytrącić  węglanów. 

 

Aby  to  zmienić,  należy 

dodać  stężonego  roztworu  amoniaku,  aż  roztwór  zmieni  barwę  z  pomarańczowej  na żółtą  –  świadczy  to  o  przejściu di- 
chromianu w chromian - Cr

2

O

72-

  + 2OH

- 

 



  2CrO

42-

 + H

2

O, i o neutralizacji kwasu. Teraz można przystąpić do wytrącania 

węglanów,  dodając  do  probówki  5  ml  nasyconego  roztworu  węglanu  sodu,  czyli  Na

2

CO

3

.  Jeśli  nie  nastąpi  wytrącanie 

białego osadu, to można wykluczyć obecność jonów wapnia i strontu. Jeśli osad się wytrąci:  Ca

2+

 + CO

32-

 → CaCO

3

↓ ;  

Sr

2+

 + CO

32-

 → SrCO

3

↓, to należy go odwirować i przemywać wodą, aż zaniknie żółty kolor, a osad będzie całkiem biały. 

Wtedy trzeba rozpuścić go w 1-2 ml  (w zależności od ilości osadu) kwasu octowego.  
 

 

Dr Maria Kasprzak: Ćwiczenia z analizy jakościowej  dla studentów I r. farmacji. Na podstawie: T.Lipiec, Z.Szmal, „Chemia analityczna 
elementami analizy instrumentalnej”.

 

Strona 15 

 

 

 

                                                                                                                                                                                                                              
 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Pożyteczna informacja 

Porównanie rozpuszczalności (w wodzie) soli wapnia, strontu i baru. 

 

                                            Trudniej rozpuszczalne           Lepiej rozpuszczalne 

 

                                   

Siarczany                                                  BaSO

4

  ,

  

SrSO

4

, CaSO

4 

 

Węglany                                                    CaCO

3  

, SrCO

3 

,  BaCO

3 

 

Chromiany                                                 BaCrO

4 

 , SrCrO

4  

,

 

CaCrO

4 

 

Szczawiany                                               CaC

2

O

4  

, SrC

2

O

4 

,  BaC

2

O

4 

 

 
Jony wapnia, strontu i baru można rozróżnić również za pomocą tzw. „próby płomieniowej”. Oznacza to, 

że sole tych metali barwią płomień na różne kolory (wykorzystuje się to np. w fajerwerkach). 
Próbę laboratoryjną wykonuje się następująco: Drucik platynowy trzeba dokładnie umyć w wodzie 
destylowanej i zanurzyć w roztworze HCl, a następnie trzymać w płomieniu palnika, aż płomień 
przestanie się barwić. Teraz należy zamoczyć drucik w roztworze badanej soli, a następnie kroplę 

umieścić znów w płomieniu i obserwować kolor. Płomień przyjmuje następujące barwy w obecności soli: 
wapnia – pomarańczowoczerwoną 
strontu – czerwoną 
baru – jasnozieloną. 

Najlepiej jest najpierw wykonać próby wzorcowe, aby mieć porównanie. 
                                                                                                                                                                                                                                                                                                                              

 

 

 

 

Do roztworu należy dodać chlorku amonu i heksacyjanożelazianu(II) potasu. Pojawienie się białego osadu świadczy 

o obecności jonów wapnia. UWAGA: osad może nie wytrącić się od razu, i czasem trzeba „pomóc” mu bagietką. 

 

Ca

2+

 + 2NH

4+

 + Fe(CN)

64-

   Ca(NH

4

)

2

Fe(CN)

6

↓ 

 

Jeśli osad jest, to należy go odwirować i odrzucić, a jeśli nie ma go, to etap ten można pominąć. Do pozostałego 

roztworu należy dodać 1,5 mol/l roztworu kwasu siarkowego, lub siarczanu amonu. Wytrącenie białego osadu 
świadczy o obecności jonów strontu:  

 

Sr

2+

 + SO

42-

 → SrSO

4

↓ 

  

UWAGA: Własności chemiczne jonów wapnia, strontu i baru są do siebie bardzo podobne, dlatego należy zwrócić 

baczną uwagę na te nieliczne różnice między nimi. Powyższa reakcja jest charakterystyczna dla jonów strontu 

TYLKO wtedy, kiedy z roztworu usunięto już inne kationy, które wytrącają trudno rozpuszczalne siarczany: 
ołowiu, baru i wapnia. W przeciwnym wypadku, reakcja ta nie wskazuje jednoznacznie na obecność jonów strontu! 

Dr Maria Kasprzak: Ćwiczenia z analizy jakościowej  dla studentów I r. farmacji. Na podstawie: T.Lipiec, Z.Szmal, „Chemia analityczna 
elementami analizy instrumentalnej”.

 

Strona 16 

 

 

Przejdźmy do roztworu B, który zawiera kationy III, IV i V grupy. 

 

Dla  III  i  IV  grupy  odczynnikiem  grupowym  jest  kwas  siarkowodorowy  (a  właściwie  AKT),  jako  źródło  jonów 

siarczkowych. Siarczki większości metali są trudno rozpuszczalne. Jak więc za pomocą tego samego odczynnika 

rozdzielić  „zupę”  kilkunastu  soli  na  dwie  grupy?  Jak  zwykle,  trzeba  wykorzystać  fakt,  że  pomimo  wielu 

podobieństw między poszczególnymi kationami i ich solami, są między nimi (mniejsze lub większe) różnice. Cała 

sztuka polega na tym, żeby je zauważyć i odpowiednio wykorzystać.  
 

Otóż pojęcie soli „trudno” rozpuszczalnej, jak już wiecie z ćwiczeń z chemii ogólnej, jest pojęciem względnym – 

dla  ułatwienia  nazywamy  tak  te  sole,  które  wytrącają  osady  w  tym  zakresie  stężeń,  w  jakim  się  najczęściej 

poruszamy  w  praktyce  codziennej.  To  jasne,  że  wśród  nich  są  sole  lepiej  lub  gorzej  rozpuszczalne.  Taki 

przypadek  mieliśmy  już  w  grupie  I,  gdzie  chlorek  ołowiu(II)  był  na  tyle  dobrze  rozpuszczalny,  że  część  jonów 
mogła przejść do roztworu do dalszej analizy. Ilościowym, dokładnym określeniem rozpuszczalności danej soli 

lub wodorotlenku w wodzie jest tzw. iloczyn rozpuszczalności lub rozpuszczalność, określana w mol/l.  

 

Jeśli  więc  do  naszej  analizy  dodamy  bardzo,  bardzo  mało  odczynnika  wytrącającego  (jonów  siarczkowych), 

wytrącą  się  tylko  najtrudniej  rozpuszczalne sole,  te, których  iloczyn  rozpuszczalności  może  być  przekroczony. 

Podobnie można z ławicy ryb wyodrębnić grupy ryb małych i dużych. Wystarczy na początek użyć sieci o dużych 
oczkach i wyciągnąć same tylko „grube ryby”, a wodzie zostaną same małe, które prześlizgną przed duże oczka. 

Potem  trzeba  użyć  sieci  o  drobnych  oczkach  i  zagarnąć  resztę.  Gdybyśmy  od  razu  użyli  „drobnych  oczek”, 

wygarnęlibyśmy od razu wszystkie ryby, duże i małe.  

Podobnie postępujemy przy analizie. Zacznijmy więc od przygotowania sieci o odpowiednio dużych oczkach, aby 

wyłowić na początek tylko te „największe ryby”, czyli nasze kationy grupy III, w postaci siarczków.  
 

Przyjrzyjmy  się  najpierw  samemu  odczynnikowi.  Używamy  AKT  –  amidu  kwasu  tiooctowego,  inaczej 

tioacetamidu. Używamy go jako źródła siarkowodoru, ponieważ w procesie hydrolizy, w wysokiej temperaturze, w 

środowisku  kwaśnym  lub  obojętnym,  z  AKT  wydziela  się  właśnie  siarkowodór.  Rozpuszczony  w  wodzie, 

siarkowodór  zachowuje  się  jak  słaby  kwas  (kwas  siarkowodorowy),  czyli  ulega  w  niewielkim  stopniu 

dysocjacji odwracalnej. To znaczy, że ustala się równowaga tej reakcji, której przesunięcie w stronę produktów 
lub  substratów  –  zgodnie  z  prawem  działania  mas  –  zależy  od  stosunku  stężeń  jednych  i  drugich.  Oto  zapis 

reakcji dysocjacji siarkowodoru w wodzie: 

 

H

2

S + 2H

2

O  S

2-

 + 2H

3

O

+ 

 

 

Jednym  z  produktów  reakcji  jest  jon  oksoniowy/hydroniowy,  który  w  uproszczeniu  nazywamy  jonem 

wodorowym,  ten  sam,  od  którego  zależy  pH  roztworu.  Zgodnie  z  prawem  działania  mas,  stan  równowagi 
reakcji,  można  przesuwać,  manipulując  stężeniem  jednego  z  reagentów.  W  tym  przypadku  najłatwiej  jest 

regulować pH. Jeśli zwiększymy kwasowość roztworu (czyli zmniejszymy pH!), to równowaga reakcji przesunie 

się w lewo – czyli w stronę formy niezdysocjowanej. Przez to obniża się stężenie interesujących nas produktów – 

jonów siarczkowych. Im niższe pH, tym niższe stężenie jonów siarczkowych.  

Stosując  takie  warunki,  możemy  więc  wytrącić  tylko  najtrudniej  rozpuszczalne  siarczki. Czyli  stosujemy  sieć  o 

dużych oczkach, wyławiamy tylko najgrubsze ryby. Reszta – to te, które potrzebują większego stężenia, aby się 
wytrącić, czyli więcej jonów siarczkowych w roztworze. 

Resztę kationów zagarniamy więc „idąc na całość” i dodając do roztworu amoniaku. W roztworze zasadowym 

równowaga  dysocjacji  siarkowodoru  przesunie  się  silnie  w  prawo  i  spowoduje  znaczny  wzrost  stężenia 

produktu – naszych jonów siarczkowych. (Mówiąc obrazowo, na wszelki wypadek stosujemy tak drobne oczka 

sieci,  żeby  wyciągnąć  nawet  małe  szprotki).  Stężenie  to  wystarczy,  aby  wytrącić  wszelkie  pozostałe  trudno 
rozpuszczalne siarczki. Do tego zagadnienia wrócimy jednak przy omawianiu następnej grupy analitycznej.  

 

Proszę  także  zapamiętać  równanie  reakcji  hydrolizy,  jakiej  ulega  AKT  w  środowisku  kwaśnym.  Zwróćcie 

uwagę  na  to,  że  w  takich  warunkach  wszystkie  słabe  elektrolity  muszą  występować  w  postaci  protonowanej 

(kwasowej!): 
 

Dr Maria Kasprzak: Ćwiczenia z analizy jakościowej  dla studentów I r. farmacji. Na podstawie: T.Lipiec, Z.Szmal, „Chemia analityczna 
elementami analizy instrumentalnej”.

 

Strona 17 

 

 

S

N

H

2

CH

3

O

H

2

H

3

O

+

+

+

CH

3

COOH

H

2

S

NH

4

+

+

+

 

 

Te kationy, które tworzą najtrudniej rozpuszczalne siarczki, wyodrębniamy jako III grupę 

analityczną. Wytrąca się ją za pomocą AKT w środowisku kwaśnym.   

 

Tę grupę stanowią następujące kationy:  III A    Hg

2+ 

Cu

2+  

Cd

2+   

Bi

3+   

                                                                                                       

III B  

  

As

3+

 As

5+ 

Sb

3+  

Sb

5+  

Sn

2+  

Sn

4+     

 

Kwaśny odczyn roztworu, z którego wytrąca się osad siarczków III grupy jest ważny z dwóch powodów: 
 

1.Osiągnięcie małego stężenie jonów siarczkowych, tak, aby nie wytrącić przy okazji łatwiej 

rozpuszczalnych siarczków IV grupy, i 

2.Otrzymanie w roztworze jonów arsenu w postaci kationowej. 

 

Przyjrzyjmy się punktowi 2: jony oznaczone jako podgrupa III B, mają właściwości amfoteryczne, o czym później. 
Należy do niej również arsen(III) i arsen(V), którego własności amfoteryczne wyrażają się tym, że w innej formie 

występuje w roztworach kwaśnych, a w innej w zasadowych. 

W  roztworach  zasadowych  zachowuje  się  on  jak  kwas,  tworzy  więc  reszty  kwasów  arsenowych,  mianowicie 

arseniany(III) lub (V): 

 

As

5+

 +  8OH

-

  AsO

43-

 + 4H

2

O               As

3+

 +  6OH

-

  AsO

33-

 + 3H

2

O 

 
Uwaga:  arsenian(III)  może  występować  w  dwóch  formach;  jako  tzw.  ortoarsenian(III)  -  AsO

33-

,  lub  jako  meta- 

arsenian(III) - AsO

2-

. Metaarsenian również ulega podobnym reakcjom z kwasami i zasadami, co ortoarsenian. 

 

W  roztworach  kwaśnych  z  kolei,  arseniany  wolą  zachować  się,  jak  „prawdziwe  metale”,  zasadowo  –  i 

przechodzą  w  formę  kationów.  Tylko  w  tej  formie  można  wytrącić  ich  siarczki,  dlatego  roztwór  do 
wytrącania siarczków grupy III B musi być kwaśny! 

 

AsO

43-

 + 8H

+

    As

5+

 + 4H

2

O                AsO

33-

 + 6H

+

   As

3+

 + 3H

2

O 

  

 

 

 

 
 

 

 

 

 
 

 

 

 

 

 
 

 

 

 

Dr Maria Kasprzak: Ćwiczenia z analizy jakościowej  dla studentów I r. farmacji. Na podstawie: T.Lipiec, Z.Szmal, „Chemia analityczna 
elementami analizy instrumentalnej”.

 

Strona 18 

 

 

Uzbrojeni w niezbędną wiedzę, możemy przystąpić do analizy III grupy kationów. Uwaga: AKT cuchnie 

siarkowodorem, który jest trujący. Należy używać go pod wyciągiem, kiedy to tylko możliwe. W 

analizach nie ma jonów rtęci(II)!

 

 

 

Roztwór C zawiera  
kationy IV i V grupy 

Osad zawiera barwne siarczki: 

B

B

i

i

2

2

S

S

3

3

-

-

 

 

b

b

r

r

u

u

n

n

a

a

t

t

n

n

y

y

,

,

 

 

C

C

u

u

S

S

 

 

–

–

 

 

c

c

z

z

a

a

r

r

n

n

y

y

,

,

 

 

 

 

C

C

d

d

S

S

 

 

–

–

 

 

ż

ż

ó

ó

ł

ł

t

t

y

y

/

/

p

p

o

o

m

m

a

a

r

r

a

a

ń

ń

c

c

z

z

o

o

w

w

y

y

,

,

 

 

A

A

s

s

2

2

S

S

5

5

 

 

A

A

s

s

2

2

S

S

3

3

 

 

–

–

 

 

ż

ż

ó

ó

ł

ł

t

t

e

e

,

,

 

 

S

S

b

b

2

2

S

S

3

3

 

 

S

S

b

b

2

2

S

S

5

5

 

 

–

–

 

 

p

p

o

o

m

m

a

a

r

r

a

a

ń

ń

c

c

z

z

o

o

w

w

e

e

 

 

d

d

o

o

 

 

c

c

z

z

e

e

r

r

w

w

o

o

n

n

e

e

g

g

o

o

,

,

 

 

 

 

S

S

n

n

S

S

 

 

–

–

 

 

b

b

r

r

ą

ą

z

z

o

o

w

w

y

y

,

,

 

 

S

S

n

n

S

S

2

2

 

 

-

-

 

 

ż

ż

ó

ó

ł

ł

t

t

y

y

 

 

 

 

Przykładowe równanie reakcji wytrącania takich siarczków (pozostałe powstają 

analogicznie): 

Cu

2+

 + H

2

S  CuS↓+ 2H

+

 

2Bi

3+

 + 3H

2

S  Bi

2

S

3

↓+ 6H

+

 

 

Teraz należy podzielić III grupę na dwie podgrupy: A i B. Niektóre z otrzymanych siarczków, a mianowicie 

A

A

s

s

2

2

S

S

5

5

,

,

 

 

A

A

s

s

2

2

S

S

3

3

,

,

 

 

Sb

2

S

3,

 Sb

2

S

5,

 SnS, SnS

2

, mają własności amfoteryczne, w odróżnieniu od Bi

2

S

3

, CuS i CdS, które mają właściwości 

zasadowe. Jeśli doda się do roztworu mocnej zasady, to można rozpuścić siarczki amfoteryczne, a zasadowe zostaną w 
osadzie. Jako że SnS jest stosunkowo zasadowym siarczkiem, więc dla ułatwienia rozpuszczania go, należy go utlenić 

(np. za pomocą nadtlenku wodoru). 

W tym celu, do osadu należy dodać ok. 3 ml 1 mol/l KOH i 1 ml 3% H

2

O

2

, ogrzewać i mieszać przez 5 min. W osadzie 

pozostaną siarczki kationów grupy IIIA, a do roztworu przejdą jony grupy IIIB, choć wcale nie w formie kationowej! Osad 
oddzielić od roztworu i zachować obydwa do analizy! 

Reakcje, które zachodzą w czasie roztwarzania osadu w 

KOH z nadtlenkiem wodoru, zostaną opisane nieco dalej 

(str. 22). 

Jeśli pozostał w probówce osad (jeśli nie, to można wykluczyć obecność kationów grupy IIIA), należy rozpuścić go w 6 

mol/l kwasie azotowym(V) – ok. 2-3 ml, w zależności od ilości osadu. Jeśli wtedy pozostanie jakiś osad, to należy go 

odrzucić, jest to prawdopodobnie siarka.  

Przykładowa reakcja roztwarzania siarczku kadmu(II) w kwasie azotowym (inne zachodzą analogicznie): 

 

                                              CdS  Cd

2+

 + S + 2e                                              x3 

4H

+

 + NO

3-

 + 3e  →  NO + 2H

2

O                          x2 

3CdS + 8H

+

 + 2NO

3-

 →  3Cd

2+

 + 3S + 2NO↑ + 4H

2

O 

 

Po tym roztwór zawiera więc jony Cu

2+

, Cd

2+ 

i Bi

3+

 w kwasie azotowym(V). Należy dodawać stężonego roztworu 

amoniaku, aż do pH=9-10. Trzeba długo ogrzewać roztwór z kwasem azotowym, aby całkowicie usunąć 

siarkowodór! Inaczej po dodaniu amoniaku z powrotem wytrącą się siarczki! 
Jeśli wytrąci się biały osad, nierozpuszczalny w nadmiarze amoniaku, ani mocnej zasady, świadczy to o obecności jonów 

bizmutu(III). Jest to wodorotlenek bizmutu(III). Wodorotlenki miedzi(II) i kadmu(II) roztwarzają się w nadmiarze roztworu 

amoniaku, tworząc aminakompleksy (patrz poniżej): 

Do  roztworu  B  (zawierającego  kationy  grupy 

III)  dodać  taką  samą  objętość  roztworu  AKT. 

Należy  upewnić  się,  że  roztwór  jest  kwaśny! 

Jeśli  nie,  zakwasić  kwasem  siarkowym(VI). 

Oczywiście, jeśli wcześniej oddzielono II grupę 
kationów, to w roztworze kwas siarkowy(VI) już 

jest. Probówkę trzeba ogrzewać w łaźni wodnej 

przez ok. 10 minut, bo dopiero wtedy zachodzi 

hydroliza AKT. 
Oddzielić osad od roztworu C. 

Dr Maria Kasprzak: Ćwiczenia z analizy jakościowej  dla studentów I r. farmacji. Na podstawie: T.Lipiec, Z.Szmal, „Chemia analityczna 
elementami analizy instrumentalnej”.

 

Strona 19 

 

 

 
 

 

 

 

 
 

 

 

 

 

 
 

 

 

 

 
 

 

 

 

 

 
 

 

 

 

 
 

 

 

 

 

 
 

 

 

 

 
 

 

 

 

 
 

 

 

 

 

 
 

 

 

 

 

 

Bi

3+

 + 3NH

3

•H

2

O  Bi(OH)

3

↓ + 3NH

4+

                                 biały osad wodorotlenku bizmutu(III) 

Bi(OH)

3

↓ + NH

3

•H

2

O  nie roztwarza się 

 

Cu

2+

 + 2NH

3

•H

2

O  Cu(OH)

2

↓ + 2NH

4+

                             jasnoniebieski osad wodorotlenku miedzi(II) 

Cu(OH)

2

↓ + 4NH

3

•H

2

O  Cu(NH

3

)

42+

 + 2OH

-

 + 4H

2

O        granatowy  roztwór tetraaminamiedzi(II) 

 
Cd

2+

 + 2NH

3

•H

2

O  Cd(OH)

2

↓ + 2NH

4+

                             biały osad wodorotlenku kadmu(II) 

Cd(OH)

2

↓ + 6NH

3

•H

2

O  Cd(NH

3

)

62+

 + 2OH

-

 + 6H

2

O        bezbarwny roztwór heksaaminakadmu(II) 

 

Osad wodorotlenku bizmutu(III) należy oddzielić, a roztwór badać w kierunku obecności 

Cu

2+ 

i

 

Cd

2+

. W tym celu 

do roztworu należy dodać AKT i ogrzewać. Pozwoli to na nowo wytrącić te jony w postaci siarczków.

 

Brak 

osadu 

pozwala  wykluczyć 
obecność 

jonów 

Cu

2+ 

i

 

Cd

2+

 

Żółty  osad  CdS  –  świadczy  o 

obecności  jonów  kadmu(II),  a 
wyklucza 

obecność 

jonów 

miedzi(II),  ponieważ  CuS,  jako 

czarny,  maskowałby  żółty  kolor 

siarczku kadmu(II).  

Czarny osad wskazuje na obecność jonów miedzi 

–  CuS  jest  czarny.  Nie  można  wykluczyć 
obecności  jonów  Cd

2+

,  ponieważ  pod  czarnym 

osadem CuS, żółty CdS jest „zamaskowany”.  

Osad trzeba odwirować. 

 

Do  osadu  należy  dodać  ok.  2  ml  6  mol/l  HCl  i 
ogrzewać.  CdS  powinien  się  w  tych  warunkach 

roztworzyć, a CuS pozostać: 

 

CdS↓ + 4Cl

-

  + 2H

+ 



    CdCl

42-

 +  H

2

S↑   

   

        bezbarwny roztwór tetrachlorokadmianu(II)     

 
CuS↓ + 4Cl

-

  + 2H

+ 



  nie roztwarza się

 

 

Czarny  osad  CuS 
oddzielić i odrzucić 

Należy  sprawdzić,  czy  w  roztworze  znajdują  się  jony 

kadmu(II). W tym celu trzeba dodać stężonego roztworu 
amoniaku  i  AKT,  i  ogrzewać.  Wytrącenie  żółtego  osadu 

(CdS) świadczy o obecności jonów kadmu(II).  

Cd

2+

 + S

2-

 CdS↓ 

Osad  może  być  jasnobrązowy,  ze  względu  na  możliwe 
zanieczyszczenie resztkami czarnego CuS. 

Dr Maria Kasprzak: Ćwiczenia z analizy jakościowej  dla studentów I r. farmacji. Na podstawie: T.Lipiec, Z.Szmal, „Chemia analityczna 
elementami analizy instrumentalnej”.

 

Strona 20 

 

 

Pomimo, że wspomniane reakcje wystarczą do wykrycia kationów grupy IIIA, warto  

(i trzeba!) znać kilka innych, pożytecznych reakcji charakterystycznych dla 

poszczególnych jonów.

 

 

 

RTĘĆ(II) 

– pomimo, że nie otrzymujecie do analizy jonów rtęci, to obowiązuje Was znajomość reakcji, jakim ulegają.  

 
Siarkowodór lub AKT w środowisku kwaśnym, wytrąca czarny siarczek rtęci(II) – HgS. Nie roztwarza się on w 

kwasach:  solnym,  azotowym(V),  ani  siarkowym(VI),  za  to  roztwarza  się  w  wodzie  królewskiej  (mieszaninie 

składającej  się  ze  stężonych  kwasów:  solnego  i  azotowego(V),  w  stosunku  objętościowym  3:1)  przy  czym 

powstaje jon tetrachlorortęcianowy(II) - HgCl

42-

 

 

HgS + 4Cl

-

  2HgCl

42-

 + S + 2e                     x3      

4H

+

 + NO

3-

 + 3e  →  NO + 2H

2

O                    x2 

3HgS + 12Cl

-

 + 8H

+

 + 2NO

3-

  3HgCl

42-

 + 3S + 2NO↑ + 4H

2

O 

 

Roztwory mocnych zasad wytrącają z roztworów zawierających jony rtęci(II), żółty osad tlenku rtęci(II): 

 

Hg

2+

 + 2OH

-

  HgO↓ + H

2

O

 – osad tlenku rtęci(II) nie rozpuszcza się w nadmiarze odczynnika; nie jest to   

                                                       bowiem tlenek amfoteryczny.  

 
Roztwór wodny amoniaku daje różne produkty reakcji, w zależności od występującej w rozworze badanym soli 

rtęci: 

 

HgCl

2 

 (jest dość słabo zdysocjowany w wodzie): 

HgCl

2 

+ 2NH

3

•H

2

O  HgNH

2

Cl↓ + 2NH

4+

 + Cl

-

 + 2H

2

O

                   biały osad chlorku aminortęci(II)

 

 

 

Hg(NO

3

)

2 

(jest dobrze zdysocjowany w wodzie): 

2Hg

2+ 

+ NO

3- 

+ 4NH

3

•H

2

O [ Hg

2

(NH

2

)O]NO

3

↓ + 3NH

4+

 + 3H

2

O 

    biały azotanu aminooksortęci(II) 

 

Jony jodkowe: 
 
Ilość stechiometryczna: 

Hg

2+

 + 2I

-

  HgI

2

↓ 

       czerwony osad jodku rtęci(II) 

 

Nadmiar

:                        

HgI

2

↓ + 2I

-

  HgI

42-

      

bezbarwny roztwór tetrajodortęcianu(II) 

 

 

MIEDŹ(II) 

Uwodnione sole i roztwory wodne soli miedzi(II) mają kolor niebieski lub zielononiebieski.  

 

Jony jodkowe: 

 

2Cu

2+ 

+  4I

-

                   2CuI

2

↓                                  Cu

2

I

2

↓  + I

2 

                       Czarny  osad jodku miedzi(II)          biały osad jodku miedzi(I) 
 

UWAGA: mamy tu do czynienia z reakcją typu redoks! Zachodzi ona dlatego, że jony jodkowe są silnymi 

reduktorami, a jony miedzi(II), stosunkowo dobrymi utleniaczami. 

 

 

Dr Maria Kasprzak: Ćwiczenia z analizy jakościowej  dla studentów I r. farmacji. Na podstawie: T.Lipiec, Z.Szmal, „Chemia analityczna 
elementami analizy instrumentalnej”.

 

Strona 21 

 

 

Sole miedzi(II) (i innych metali nie-alkalicznych), zakwaszają roztwory, w których się znajdują. Dzieje się 
tak dzięki reakcji hydrolizy akwakompleksów jonów metali: 

 

Cu(NO

3

)

2

  Cu

2+ 

+ 2NO

3-               

jon

 

azotanowy(V) nie ulega hydrolizie, ponieważ pochodzi od mocnego kwasu 

Cu

2+ 

+ 6H

2

O  [Cu(H

2

O)

6

]

2+

                                                                  

tworzy

 

się jon heksaakwamiedzi(II) 

[Cu(H

2

O)

6

]

2+

 + H

2

O    [Cu(OH)(H

2

O)

5

]

+

   + H

3

O

+

          

jon heksaakwamiedzi(II) ulega hydrolizie kwasowej 

 

 

 

BIZMUT(III) 

Roztwory wodne jego soli są bezbarwne. 

 

Hydroliza.  Sole  bizmutu(III)  –  zwłaszcza  chlorek  i  azotan(V),  po  rozcieńczeniu  wodą,  ulegają  hydrolizie  z 

wytrąceniem białych osadów tlenosoli: 
 

BiCl

3

 + H

2

O   BiOCl↓ + 2Cl

-

 + 2H

+

  

      biały osad tlenochlorku bizmutu; w wyniku reakcji roztwór ulega   

                                                                        zakwaszeniu! 
 

Taki osad nie przeszkadza w wytrącaniu siarczku bizmutu(III).  

 

Jony jodkowe: 

 
Ilość stechiometryczna:      

Bi

3+

 +  3I

-

  BiI

3

↓

  czarny osad jodku bizmutu(III) 

Nadmiar:                             

BiI

3

↓ + I

-

  BiI

4- 

      

pomarańczowy roztwór tetrajodobizmutanu(III) 

 

 

Trihydroksocynian(II) w środowisku zasadowym redukuje bizmut(III) do bizmutu metalicznego: 

 

Bi(OH)

3

↓ + 3e  Bi + 3OH

-

                                x2 

Sn(OH)

3-

 + 3OH

- 



 Sn(OH)

62-

 + 2e                    x3 

2Bi(OH)

3

↓ + 3Sn(OH)

3-

 + 3OH

- 



 3Sn(OH)

62-

 + 2Bi↓    

heksahydroksocynian(IV) i metaliczny bizmut w   

                                                                                                 postaci czarnego osadu       

 

 

 

 
 

 

 

 

 
 

 

 

 

 

 
 

 

 

 

Dr Maria Kasprzak: Ćwiczenia z analizy jakościowej  dla studentów I r. farmacji. Na podstawie: T.Lipiec, Z.Szmal, „Chemia analityczna 
elementami analizy instrumentalnej”.

 

Strona 22 

 

 

Wracamy teraz do roztworu, który otrzymaliśmy przez potraktowanie osadu siarczków III grupy 
roztworem KOH z dodatkiem nadtlenku wodoru. Roztwór ten zawiera jony grupy IIIB, ale – jak już 
wspomniano –  nie  w  formie kationowej!  Przyjrzymy  się więc  temu,  co  takiego  zaszło  podczas 
rozpuszczania  amfoterycznych  siarczków  w  roztworze  mocnej  zasady,  w  warunkach 
utleniających. 

Zanim wykonacie te czynności, zwróćcie proszę uwagę na to, dlaczego trzeba tu użyć KOH, a nie NaOH: otóż w 

roztworze  mogą  występować  jony  antymonu(V).  W  silnie  zasadowym  środowisku  przechodzą  one  w 

heksahydroksoantymonian(V),  który  wytrąca  osad  z  kationami  sodu:  Na

+

  +  Sb(OH)

6-

    Na[Sb(OH)

6

]↓,  a  to 

przeszkadzałoby nam w wykryciu antymonu(V). 

 
UWAGA:  Dodatek  nadtlenku  wodoru  ma  umożliwić  utlenienie  cyny(II)  do  cyny(IV),  której  związki  łatwiej 

rozpuszczają  się  w  roztworach  mocnych  zasad.  Jednak  w  warunkach  utleniających,  czyli  po  dodaniu  H

2

O

2

, 

wszystkie  jony  grupy  IIIB,  będące  na  niższych  stopniach utlenienia,  przechodzą  na  wyższe  stopnie  utlenienia. 

Dlatego przy rozpuszczaniu ich siarczków w KOH i H

2

O

2

 zachodzą następujące reakcje: 

 

As

2

S

5  

+ 6OH

-

  AsS

43-

 + AsO

3

S

3-

 + 3H

2

O 

 
As

2

S

3  

+ 40 OH

-

  2AsO

43-

 + 3SO

42-

 + 28e + 20H

2

O 

H

2

O

2

 + 2e  2OH

-

                                                        x14 

As

2

S

3  

+ 14H

2

O

2

 + 12OH

-

  2AsO

43-

 + 3SO

42-

  + 20H

2

O 

 
3SnS + 12OH

-

  SnS

32-

 + 2SnO

32-

 + 6e + 6H

2

O 

H

2

O

2

 + 2e  2OH

-

                                                        x3 

3SnS + 3H

2

O

2

 + 6OH

-

  SnS

32-

 + 2SnO

32-

 +  6H

2

O 

 
3SnS

2

 + 6OH

-

  2SnS

32-

 + Sn(OH)

62-

  

 
Sb

2

S

5

 + 6OH

-

  SbS

43-

 + SbO

3

S

3-

 + 3H

2

O 

 

 

W warunkach nieutleniających (KOH bez nadtlenku wodoru), siarczki kationów grupy IIIB na niższych stopniach 
utlenienia roztwarzają się następująco: 

 

As

2

S

3  

+ 6OH

-

  AsS

33-

 + AsO

33-

 + 3H

2

O 

2As

2

S

3  

+ 4OH

-

  AsS

2-

 + AsO

2-

 + 2H

2

O 

Sb

2

S

3

 + 2OH

-

  SbS

2-

 + SbOS

-

 + H

2

O 

 
 

Pogrubieniem  zaznaczono  te  pochodne  jonów  grupy  IIIB,  które  obecnie  mamy  w  roztworze.  Są  to  aniony 

tlenosoli,  siarkosoli  i  tlenosiarkosoli.  W  silnie  zasadowym  roztworze,  te  amfoteryczne  jony  zachowują  się  jak 

cząstki kwasotwórcze: stają się atomami centralnymi anionów, czyli reszt kwasowych! 

 
Oczywiście nie chcemy, aby tak już zostało, więc roztwór ten zaraz należy zakwasić za pomocą 3 mol/l HCl. 

 

 

 

 

 
 

 

 

Dr Maria Kasprzak: Ćwiczenia z analizy jakościowej  dla studentów I r. farmacji. Na podstawie: T.Lipiec, Z.Szmal, „Chemia analityczna 
elementami analizy instrumentalnej”.

 

Strona 23 

 

 

 
 

 

Silnie  alkaliczny  roztwór  (KOH!),  należy zakwasić  3  mol/l HCl  do  pH ok.2  i dodać  równą  objętość  roztworu 
AKT;  ogrzewać  przez  5-10  min.  W  tych  warunkach  wytrącą  się  siarczki.  Osad  odwirować  lub  odsączyć  i 

zachować do dalszej analizy. 

Oczywiście, jeśli osadu nie będzie, wykluczamy obecność kationów grupy IIIB. 

 

UWAGA:  przy  ogrzewaniu  AKT  zawsze  wytrąca  się  pewna  ilość  siarki  elementarnej,  która  ma  postać 
żółtawego  zmętnienia  lub  zawiesiny.  Łatwo  ją  pomylić  z  osadem  żółtych  siarczków,  dlatego  trzeba:  

(a)  wykonać  próbę  kontrolną,  aby  porównać  osady  i  (b)  wykonać  reakcje  potwierdzające  obecność 
poszczególnych jonów. 

Osad, który zawiera As

2

S

5

,  As

2

S

3

 i S, należy podzielić na dwie części: 

 

1)  Do  pierwszej  części  dodać  1  ml  6  mol/l  HNO

3

,  [wtedy  ewentualny  As(III) 

zostanie utleniony do As(V)!], ogrzewać przez 3 min.  Siarczki arsenu rozpuszczą 

się. Ewentualny osad – siarkę – należy odsączyć i odrzucić. Do roztworu należy 

dodać  roztworu  molibdenianu(VI)  amonu.  Żółty  osad  wskazuje  na  obecność 

jonów  arsenianowych(V),  a  pośrednio:  na  obecność  jonów  arsenu(III)  lub 

arsenu(V)  
w wyjściowej analizie. 

 

AsO

43-

 + 3NH

4+

 + 12MoO

42-

 + 24H

+

  →  (NH

4

)

3

As(Mo

3

O

10

)

4

↓ + 12H

2

O

 

 

2)Do  drugiej  części  osadu  dodać  roztwór  węglanu  amonu.  Siarczek  arsenu(V) 

rozpuszcza się w nim:  

 

As

2

S

5

   + 3CO

32-  



 AsS

43-

 + AsO

3

S

3-

 + 3CO

2

↑ 

  

Roztwór  należy  oczyścić  od  ewentualnych  osadów  stałych  (sączenie)  i  dodać 
roztworu  mieszaniny  magnezowej  (MgCl

2

  +  NH

4

Cl  +  2NH

3

•H

2

O).  Biały  osad 

świadczy o obecności jonów arsenianowych(V), a pośrednio: o obecności jonów 

arsenu(III) lub arsenu(V) w wyjściowej analizie. 

 

AsO

43-

 + NH

4+

 + Mg

2+

    MgNH

4

AsO

4

↓

  biały osad arsenianu magnezowo- 

                                                                         amonowego 
 

Roztwór – analiza 
opisana poniżej. 

Do osadu należy dodać ok. 3-5 ml (w zależności od ilości osadu) 6 mol/l HCl, wymieszać bagietką i ogrzewać 

przez 5-10 min w łaźni wodnej. W tych warunkach nastąpi roztworzenie siarczków cyny(IV) i antymonu(III) i 

(V), natomiast siarczki arsenu pozostaną w osadzie (podobnie jak ewentualne pozostałości siarki): 

 

As

2

S

5

   + H

+

 + Cl

-

  nie rozpuszcza się    

As

2

S

3

   + H

+

 + Cl

-

  nie rozpuszcza się (

As

2

S

3 

mógł powstać przez redukcję As(V) w obecności siarczków)

 

Sb

2

S

3

   + 6H

+

   2Sb

3+ 

+ 3H

2

S↑ (

Sb

2

S

3 

mógł powstać przez redukcję Sb(V) w obecności siarczków)

 

Sb

2

S

5

   + 10H

+

   2Sb

5+ 

+ 5H

2

S↑ 

Sb

2

S

5

  + 6H

+

  2Sb

3+ 

+ 2S↓ +3H

2

S↑ (

zachodzi tu redukcja Sb(V) do Sb(III) w obecności siarczków

) 

SnS

2 

+ 4H

+

 + 6Cl

-

  SnCl

62- 

+ 2H

2

S↑   

heksachlorocynian(IV) 

SnS 

+ 2H

+

  Sn

2+

 + H

2

S↑   

 

 

Dr Maria Kasprzak: Ćwiczenia z analizy jakościowej  dla studentów I r. farmacji. Na podstawie: T.Lipiec, Z.Szmal, „Chemia analityczna 
elementami analizy instrumentalnej”.

 

Strona 24 

 

 

 

 

Roztwór może zawierać jony Sb

3+

, Sb

5+

,SnCl

62-

. Trzeba podzielić go na 3 części (w tym 1 na „wszelki wypadek”).  

W jednej części wykrywamy jony cyny (bez 

rozróżnienia stopnia utlenienia). 

Do 

roztworu 

dodać 

„szczyptę” 

sproszko- 

wanego  żelaza,  które  redukuje  Sn(IV)Sn(II)  i 

Sb(III)/Sb(V)Sb(0). Ogrzewać. Część żelaza może 
się rozpuścić w kwaśnym roztworze, zaobserwujemy 

wtedy  wydzielanie  gazu  (wodoru).  Roztwór  należy 

odsączyć  od  metalicznego  osadu  i  do  klarownego 

płynu  dodać  kilka  kropli  roztworu  HgCl

2

.  Biały, 

stopniowo  szarzejący  osad  świadczy  o  obecności 
jonów cyny(II), która redukuje rtęć(II) do rtęci(I) i  do 

rtęci metalicznej. 

 

Sn

2+

 + 6Cl

-

  SnCl

62-

 + 2e 

2Hg

2+

 + 8Cl

-

 + 2e  Hg

2

Cl

2

 

Sn

2+

 + 2Hg

2+

 + 14Cl

-

   SnCl

62-

 + Hg

2

Cl

2

↓             

 

                          biały osad chlorku rtęci(I) „kalomelu”  

 

Sn

2+

 + 6Cl

-

  SnCl

62-

 + 2e 

Hg

2

Cl

2

 + 2e  2Hg + 2Cl

-

     

Sn

2+

 + 6Cl

-

 + Hg

2

Cl

2

    SnCl

62-

 +  2Hg↓ + 2Cl

-

  

         

                  metaliczna rtęć w postaci czarnego osadu 

 
UWAGA: czasem może pojawić biały osad, nawet w 

nieobecności jonów cyny. Dzieje się tak wtedy, gdy za 

krótko ogrzewano roztwór w obecności kwasu i 

niecałkowicie wyparto siarkowodór. Wtedy może 

wytrącić się biały siarczek rtęci(II), który wytrącany na 
zimno jest biały lub lekko szary. 

 

W drugiej części wykrywamy jony antymonu (bez 

rozróżnienia stopnia utlenienia). 

 

Jeśli  wykryto  jony  cyny,  należy  je  zamaskować,  aby 

nie  przeszkadzały.  W  tym  celu  zobojętnić  roztwór 
stężonym roztworem amoniaku i dodać stałego kwasu 

szczawiowego.  Dzięki  temu  jony  cyny(IV)  będą 

związane w trwały kompleks:  

Sn

4+

 + 4C

2

O

42-

    [Sn(C

2

O

4

)

4

(H

2

O)

2

]

4-

 + 2H

2

O 

Następnie dodać roztworu AKT. Pomarańczowy osad 
może być tylko siarczkiem antymonu, więc świadczy o 

obecności jonów antymonu. 

 

Jeśli  nie  wykryto  jonów  cyny,  można  pominąć 

dodawanie  kwasu  szczawiowego.  Od  razu  można 

dodać  ok.  1  ml  rozcieńczonej  wodnego  roztworu 
amoniaku i AKT. Pomarańczowy osad może być tylko 

siarczkiem  antymonu,  więc  świadczy  o  obecności 

jonów antymonu. 
 

Dr Maria Kasprzak: Ćwiczenia z analizy jakościowej  dla studentów I r. farmacji. Na podstawie: T.Lipiec, Z.Szmal, „Chemia analityczna 
elementami analizy instrumentalnej”.

 

Strona 25 

 

 

Pomimo, że wspomniane reakcje wystarczą do wykrycia kationów grupy IIIB, warto  

(i trzeba!) znać kilka innych, pożytecznych reakcji charakterystycznych dla 

poszczególnych jonów.

 

 

 

 

ANTYMON(III) i (V) 

 
Hydroliza: pod wpływem rozcieńczania wodą, z roztworów soli antymonu(III), wytrącają się białe osady tlenosoli: 

 

SbCl

3

 + H

2

O   SbOCl↓ + 2Cl

-

 + 2H

+

        biały osad tlenochlorku antymonu; w wyniku reakcji roztwór                      

                                                                           ulega  zakwaszeniu! 

 

W  środowisku  stężonego  kwasu  solnego,  antymon(V)  występuje  w  postaci  jonów  heksachloroantymonia-

nowych(V), a reakcja hydrolizy ma następujący przebieg: 
 

SbCl

6- 

+ 2H

2

O   SbO

2

Cl↓ + 5Cl

-

 + 4H

+

 

 

UWAGA: w wytrącaniu tych osadów przeszkadza obecność winianów, ponieważ w ich obecności jony antymonu 

tworzą  rozpuszczalne  związki  kompleksowe.  Osady  tlenosoli  antymonu  rozpuszczają  się  w  roztworach  kwasu 

winowego lub winianów. 

 

Redukcja metalicznym żelazem – żelazo redukuje antymon(III) i antymon(V) do formy pierwiastkowej: 
 

SbCl

6- 

+ 5e  Sb + 6Cl

- 

                    x2 

Fe  Fe

2+

 + 2e                                  x5 

2SbCl

6- 

+ 5Fe  2Sb↓ + 12Cl

- 

 + 5Fe

2+

    

metaliczny antymon 

 

Reakcja z udziałem jonów antymonu(III) ma analogiczny przebieg. 
 

CYNA(II) i CYNA(IV) 

 

Siarczki: siarczek cyny(IV) jest żółty,  jednak pod wpływem nadmiaru redukujących jonów siarczkowych, może 

redukować się do siarczku cyny(II), który jest brązowy. Obserwuje się wtedy ciemnienie osadu.  

 

Wodorotlenki  cyny(II)  i  cyny(IV)  mają  własności  amfoteryczne,  jednak  Sn(OH)

2

  ma  znaczną  przewagę 

charakteru  zasadowego  nad  kwasowym  (podobnie  jak  SnS,  stąd  potrzeba  utlenienia  go  przy  rozpuszczaniu 

siarczków grupy IIIB w roztworze KOH!). Właściwości amfoteryczne oznaczają, że związki te reagują z kwasami 

oraz z nadmiarem mocnych zasad: 

 

Sn(OH)

2

↓ + 2H

+

  Sn

2+

 + 2H

2

O 

Sn(OH)

2

↓ + 2OH

-

  Sn(OH)

3-

  

                               trihydroksocynian(II) 

 

Sn(OH)

4

↓ + 6H

+

 + 6Cl

-

  H

2

(SnCl

6

) + 4H

2

O       

kwas heksachlorocynowy(IV) 

Sn(OH)

4

↓ + 2OH

-

  Sn(OH)

62

- 

                              heksahydroksocynian(IV) 

 

Proszę zauważyć, że w roztworach jony cyny(IV) występują przeważnie w postaci Sn(OH)

62- 

i SnCl

62-

.

 

                    

 

 

 
 

Dr Maria Kasprzak: Ćwiczenia z analizy jakościowej  dla studentów I r. farmacji. Na podstawie: T.Lipiec, Z.Szmal, „Chemia analityczna 
elementami analizy instrumentalnej”.

 

Strona 26 

 

 

Wróćmy teraz do zagadnienia selektywnego wytrącania siarczków metali  

za pomocą roztworu AKT, dzięki regulacji pH. Dla przypomnienia przytaczamy 

rzecz o dysocjacji siarkowodoru: 

 

Przyjrzyjmy  się  najpierw  samemu  odczynnikowi.  Używamy  AKT  –  amidu  kwasu  tiooctowego,  inaczej 

tioacetamidu. Używamy go jako źródła siarkowodoru, ponieważ w procesie hydrolizy, w wysokiej temperaturze 
z  AKT  wydziela  się  właśnie  siarkowodór.  Rozpuszczony  w  wodzie,  siarkowodór  zachowuje  się  jak  słaby 

kwas, czyli ulega dysocjacji odwracalnej, w niewielkim stopniu. To znaczy, że ustala się równowaga tej reakcji, 

której przesunięcie w stronę produktów lub substratów – zgodnie z prawem działania mas – zależy od stosunku 

stężeń jednych i drugich. Oto zapis reakcji dysocjacji siarkowodoru w wodzie: 

 

H

2

S + 2H

2

O  S

2-

 + 2H

3

O

+ 

 

 

Jednym  z  produktów  reakcji  jest  jon  oksoniowy,  który  w  uproszczeniu  nazywamy  jonem  wodorowym,  ten 
sam,  od  którego  zależy  pH  roztworu.  Zgodnie  z  prawem  działania  mas,  stan  równowagi  reakcji,  można 

przesuwać, manipulując stężeniem jednego z reagentów. W tym  przypadku najłatwiej jest regulować pH. Jeśli 

zwiększymy zasadowość roztworu (czyli zwiększymy pH!), to równowaga reakcji przesunie się w prawo – czyli w 

stronę  formy  zdysocjowanej.  Przez  to  podwyższy  się  stężenie  interesujących  nas  produktów  –  jonów 

siarczkowych. Im wyższe pH, tym wyższe stężenie jonów siarczkowych.  
Podwyższenie  pH  osiągamy,  dodając  do  roztworu  stężonej  wodnego  roztworu  amoniaku  i  roztworu  chlorku 

amonu.  

Można zadać sobie jednak pytanie: dlaczego „bawić się” z tak słabą zasadą, jak amoniak, skoro użycie mocnego 

wodorotlenku podwyższyłoby pH o wiele efektywniej? 

 
Sprawa nie jest taka oczywista. Przyjrzyjmy się jonom, jakie zostały nam w roztworze. Są to jony IV i V grupy 

analitycznej: 

IV  Fe

3+  

Fe

2+  

Co

2+  

Ni

2+  

Cr

3+  

Al

3+  

Zn

2+  

Mn

2+ 

 

V   NH

4+

  Mg

2+

  K

+

  Na

+

  

 
Pierwszy powód: proszę zauważyć, że w IV grupie znajdują się jony trzech amfoterycznych metali: Cr

3+ 

Al

3+ 

Zn

2+

.

  

 

Gdybyśmy dodali do roztworu mocnej zasady, jony te przyjęłyby formę rozpuszczalnych jonów kompleksowych:  

Al

3+

 + 4OH

-

  Al(OH)

4-

           tetrahydroksoglinian(III) 

Zn

2+

 + 4OH

-

  Zn(OH)

42-

        tetrahydroksocynkan(II) 

Cr

3+

 + 4OH

-

  Cr(OH)

4-

          tetrahydroksochromian(III) 

 

Nie dałoby się ich więc wydzielić w postaci osadu.  

 

Drugi powód: w V grupie mamy jony Mg

2+

. W silnie zasadowym środowisku od razu wytrąciłyby się w postaci 

wodorotlenku magnezu i nie wykrylibyśmy ich już w grupie V.  
 

Mieszanina roztworów amoniaku i chlorku amonu (bufor amonowy) ma pH dość wysokie (ok. 9), aby zwiększyć 

dysocjację kwasu siarkowodorowego, a jednocześnie nie pozwala na zbyt gwałtowny wzrost pH (bufor!), wiążąc 

nadmiar jonów OH

-

. 

NH

3

 + H

2

O  NH

4+

 + OH

-

 

NH

4+

 + OH

- 



 NH

3

 + H

2

O 

 

A oto równanie rekcji hydrolizy AKT w środowisku zasadowym. Proszę zwrócić uwagę, że wszystkie słabe 

elektrolity występują w tych warunkach w postaci zasadowej!: 
 

S

N

H

2

CH

3

+

CH

3

COO

-

S

2-

+

+

3OH

-

NH

3

+

O

H

2

 

 

Dr Maria Kasprzak: Ćwiczenia z analizy jakościowej  dla studentów I r. farmacji. Na podstawie: T.Lipiec, Z.Szmal, „Chemia analityczna 
elementami analizy instrumentalnej”.

 

Strona 27 

 

 

Przejdźmy teraz do roztworu C, który - jak pamiętamy - zawiera kationy grup IV i V.  

 

Najpierw należy wziąć dwie małe próbki otrzymanego do analizy roztworu i wykonać próby na obecność i 
stopień utlenienia jonów żelaza: 
UWAGA:  Reakcje  te  wykonujemy  w  tym  miejscu  tylko  wtedy,  kiedy  dostajemy  do  analizy  roztwór 
kationów  t y l k o  grupy IV. Jeśli mamy do czynienia z analizą wielu grup, reakcje te wykonuje się na 
samym początku, przed przystąpieniem do systematycznej analizy! 
 

Do jednej próbki dodać roztwór heksacyjanożelazianu(II) potasu lub tiocyjanianu potasu (potcznie: rodanku 
potasu). Odpowiednio granatowy osad lub krwistoczerwony roztwór świadczy o obecności jonów żelaza(III): 

 

4Fe

3+

 + 3 Fe(CN)

64-

  Fe

4

[Fe(CN)

6

]

3

↓   

granatowy osad heksacyjanożelazianu(II) żelaza(III) „błękitu   

                                                                       pruskiego” 

Fe

3+

 + 6SCN

-

  [Fe(NCS)

6

]

3-

                 

krwistoczerwony roztwór heksaizotiocyjanianożelazianu(III) 

 

Do drugiej próbki dodać roztwór heksacyjanożelazianu(III). Granatowy osad świadczy o obecności jonów 

żelaza(II): 

 

3Fe

2+

 + 2Fe(CN)

63-

  Fe

3

[Fe(CN)

6

]

2

↓ 

    granatowy osad heksacyjanożelazianu(III) żelaza(II) „błękit 

                                                                        Turnbulla” 

2Fe

2+

 + Fe(CN)

64-  



 Fe

2

[Fe(CN)

6

]↓

        jasnoniebieski osad heksacyjanożelazianu(II) żelaza(II) – ta      

                                                                                                                   reakcja nie jest charakterystyczna 

 
 

Następnie wykonać systematyczną analizę całej grupy: 

        

 

 
 

 

 

 

 
 

 

 

 

 

 
 

 

Do roztworu C dodać stężonego wodnego 

roztworu amoniaku do odczynu 

zasadowego, 1 ml NH

4

Cl i 2-3 ml AKT. 

Ogrzewać przez ok. 10 min. 

Oddzielić  osad  od  roztworu  (brak  osadu 
wyklucza obecność kationów z grupy IV) 

Roztwór D – zawiera 
kationy V grupy 

Osad zawiera siarczki lub wodorotlenki kationów grupy IV:  

 

F

F

e

e

2

2

S

S

3

3

,

,

 

 

 

 

F

F

e

e

S

S

,

,

 

 

 

 

C

C

o

o

S

S

,

,

 

 

 

 

N

N

i

i

S

S

 

 

–

–

 

 

c

c

z

z

a

a

r

r

n

n

e

e

,

,

 

 

 

 

 

 

ZnS – biały, 

 

 

 

M

M

n

n

S

S

 

 

–

–

 

 

b

b

e

e

ż

ż

o

o

w

w

y

y

,

,

 

 

 

 

 

 Al(OH)

3

 – biały,

   

Cr(OH)

3

 – szarozielonkawy.

 

 

Kationy chromu i glinu wytrącają się w postaci wodorotlenków, ponieważ ich siarczki są bardzo nietrwałe w 

środowisku wodnym. 

 
Przykładowe równania reakcji:     

Ni

2

+ + S

2-

  NiS↓ 

                                                 2Al

3+

 + 3S

2-

 + 6H

2

O  2Al(OH)

3

↓ + 3H

2

S↑  

 

Inne kationy niż glin(III) i chrom(III) tworzą w tych warunkach siarczki, pomimo, ze przecież ich wodorotlenki są 

również trudno rozpuszczalne. Dzieje się tak dlatego, że siarczki są mimo wszystko trudniej rozpuszczalne, niż 
odpowiednie  wodorotlenki, dlatego ich wytrącanie jest preferowane jako pierwsze.  

Dr Maria Kasprzak: Ćwiczenia z analizy jakościowej  dla studentów I r. farmacji. Na podstawie: T.Lipiec, Z.Szmal, „Chemia analityczna 
elementami analizy instrumentalnej”.

 

Strona 28 

 

 

 
 

 

Roztwór może zawierać następujące jony: 

Fe

3+  

Fe

2+    

Cr

3+  

Al

3+  

Zn

2+  

Mn

2+

.  

Oto  niektóre  przykłady  reakcji,  jakie  zachodzą  podczas 

rozpuszczania  osadów  w  kwasie  solnym  (inne  zachodzą 
analogicznie do trzech pierwszych równań):  

 

Al(OH)

3

 + 3H

+

   Al

3+ 

+ 3H

2

O 

FeS+ 2H

+

   Fe

2+ 

+ H

2

S↑ 

ZnS+ 2H

+

   Zn

2+ 

+ H

2

S↑ 

 
2Fe

2

S

3

 + 12H

+

  + 4e   4Fe

2+ 

+ 6H

2

S 

Fe

2

S

3

   2Fe

2+ 

+ 3S + 4e                         . 

3Fe

2

S

3

 + 12H

+

  + 4e   6Fe

2+ 

+ 6H

2

S + 3S 

 
Jak  widzimy,  może  wydzielać  się  podczas  tego  procesu  pewna 

ilość siarki elementarnej. Należy ją odsączyć lub odwirować.  

Czarny  osad  może  zawierać  siarczki  NiS  

i  CoS.  Aby  przeprowadzić  kationy  do 

roztworu,  trzeba  dodać  1-3  ml  (w  zależ-

ności od ilości osadu) 6 mol/l HCl i 0,5-1 ml 

3%  H

2

O

2

.  Dokładnie  mieszać  bagietką 

przez  kilka  minut.  Siarczki  powinny 

rozpuścić  się,  wg  reakcji,  zachodzącej  z 

utlenieniem siarczku do siarki: 

 

CoS  Co

2+ 

+ S + 2e 

H

2

O

2

 + 2H

+

 + 2e  2H

2

O                  . 

CoS + H

2

O

2

 + 2H

+

  Co

2+ 

+ S + 2H

2

O 

 

NiS rozpuszcza się analogicznie.  

Ewentualny  osad  siarki  należy  odsączyć  i 
wyrzucić. 

Do osadu siarczków i wodorotlenków należy dodać 2-3 ml (w zależności od ilości osadu) roztworu 1 mol/l 

HCl. Mieszać bagietką przez co najmniej 5 min, można trochę ogrzać. Jeśli pozostanie część osadu, to 

należy go oddzielić od roztworu i analizować osobno. W osadzie pozostaną ewentualnie czarne siarczki: 
NiS i CoS. Reszta siarczków i wodorotlenków rozpuści się w roztworze kwasu. 

Po  odsączeniu  wydzielonej  siarki,  roztwór 

zawiera jony Co

2+  

i Ni

2+

.

  

Należy podzielić go na 3 

części: 

 

1) Do pierwszej części dodać stężonej wodnego 

roztworu amoniaku, aż do odczynu zasadowego i 
kilka kropli roztworu dimetyloglioksymu. Różowy 

osad świadczy o obecności jonów niklu(II).  

 

2) Reakcja Vogla: Do drugiej części dodać 0,5 ml 

roztworu 5 mol/l KSCN.  

[Jeśli  pojawi  się  krwistoczerwone  zabarwienie, 

świadczy  to  o  zanieczyszczeniu  jonami  Fe

3+

. 

Przeszkadzają  one  w  reakcji,  więc  należy  je 

zamaskować  za  pomocą  fluorków,  wiążąc  w  bardzo 
trwały kompleks:  

Fe

3+

  +  6F

-

  +  3Na

+

    Na

3

[Fe(F)

6

]  ↓

 

 

biały  osad 

heksafluorożelazianu(III)  sodu,  bardzo  trwały 

kompleks – wiąże jony  żelaza(III).] 

Następnie  dodać  1  ml  alkoholu  amylowego  (n-

pentylowego)  i  mocno  wstrząsnąć  probówką. 

Niebieskie  zabarwienie  warstwy  alkoholowej 
(górnej) świadczy o obecności jonów kobaltu(II), 

a  pochodzi  od  rozpuszczonego  w  alkoholu 

tetraizotiocyjanianokobaltanu(II): 

 

Co

2+

 + 4SCN

-

  [Co(NCS)

4

]

2-

 

 

Do  roztworu  należy  dodać  0,5-1  ml  6  mol/l  HNO

3

  i 

ogrzewać  w  łaźni  wodnej,  w  celu  usunięcia  nadmiaru 

H

2

S, przez utlenienie go do siarki, którą następnie należy 

oddzielić przez sączenie lub wirowanie: 

 

H

2

S  S + 2H

+

 + 2e                                  x3           

4H

+

 + NO

3-

 + 3e  →  NO + 2H

2

O                x2 

3H

2

S + 2H

+

 + 2NO

3-

  3S↓ + 2NO↑ + 2H

2

O

 

 

Następnie  do  roztworu  należy  dodać  6  mol/l  NaOH,  do 

zobojętnienia  odczynu  i  kilka  kropli  nadmiaru,  następnie  

1 ml H

2

O

2

. Pozwoli to uzyskać dwie rzeczy: 

 
Po pierwsze - wytrącić następujące osady: 

 

Fe

3+

 + 3OH

-

  Fe(OH)

3

↓ 

 
 Fe

2+

 + 2OH

-

  Fe(OH)

2

↓ 

 
 Fe(OH)

2

↓ + OH

-

  Fe(OH)

3

↓ + 1e     x2 

 H

2

O

2

 + 2e  2OH

-

                                    .                                                      

 2Fe(OH)

2

↓ + H

2

O

2

   2Fe(OH)

3

↓ 

 

2Mn

2+

 + 2OH

-

  MnO·MnO

2 

+ 2e + 3H

2

O 

H

2

O

2

 + 2e  2OH

-

                                      .                                            

2Mn

2+

 + H

2

O

2

 +  4OH

-

  MnO·MnO

2

↓ +  3H

2

O 

Dr Maria Kasprzak: Ćwiczenia z analizy jakościowej  dla studentów I r. farmacji. Na podstawie: T.Lipiec, Z.Szmal, „Chemia analityczna 
elementami analizy instrumentalnej”.

 

Strona 29 

 

 

 
 

 

 

 

 
 

 

 

 

 

 
 

 

 

 

 
 

 

 

 

 

 
 

 

 

 

 
 

 

 

 

 

 
 

 

 

 

 
 

 

 

 

 
 

 

 

 

 

 
 

 

 

 

 

 

3)  Do  trzeciej  części  dodać  po  5  kropli 

roztworów:  kwasu  octowego  i  octanu  sodu, 

oraz  „szczyptę”  stałego  KNO

2

.  Powstanie 

żółtego  osadu  świadczy  o  obecności  jonów 
kobaltu(II): 

 

Co

2+

  +  6NO

2-

  +  3K

+

    K

3

[Co(NO

2

)

6

]↓

 

żółty  osad  heksaazotano(III)kobaltanu(II) 
potasu 

Po  drugie  –  przeprowadzić  do  roztworu  jony  metali 

amfoterycznych i utlenić chrom(III) do chromianu(VI):  

 

Al

3+

 + 4OH

-

  Al(OH)

4-

                

tetrahydroksoglinian(III) 

Zn

2+

 + 4OH

-

  Zn(OH)

42-

             

tetrahydroksocynkan(II) 

 

  Cr

3+

 + 4OH

-

  Cr(OH)

4-

         

tetrahydroksochromian(III) 

 

  Cr(OH)

4-

 + 4OH

-

  CrO

42-

 + 3e + 2H

2

O                  x2 

  H

2

O

2

 + 2e  2OH

-

                                                   x3   

  2Cr(OH)

4-

 + H

2

O

2

 + 2OH

-

  2CrO

42-

 + 8H

2

O 

 

Proszę  zauważyć,  że  pod  wpływem  „wody  utlenionej” 

ulegają  utlenieniu  związki,  zawierające  trzy  z  jonów  IV 

grupy: 

 

Fe

2+

 /Fe(OH)

2

↓  2Fe(OH)

3

↓       

z wytrąceniem osadów

 

Mn

2+

  MnO·MnO

2

↓ 

 
Cr

3+

/ Cr(OH)

4-

  CrO

42-

 

Osad  należy  oddzielić  od  roztworu  (oczywiście,  jeśli  osadu  nie  ma,  to  możemy  wykluczyć  te  jony,  które  w  tych 
warunkach dałyby osady), a więc jony żelaza i manganu. 

Jeśli roztwór jest żółty – co wskazuje na 

obecność  jonów  chromianowych(VI) 

(proszę  zauważyć,  że  na  początku 

roztwór  musiał  wówczas  mieć  kolor 

ciemnozielony, 

od 

jonów 

Cr

3+

). 

Następnie  dodawać  kroplami  kwas 

octowy,  do  zmiany  zabarwienia  na 

pomarańczowe  (chromian  przejdzie  w 

dichromian):  

 

2 CrO

42-

   +  2H

+

     Cr

2

O

72-

 + H

2

O 

Należy  usunąć  je,  wytrącając  jonami 
baru: 

 
2Ba

2+

 + Cr

2

O

72-

 + H

2

O 



 2BaCrO

4

 

+2H

+

    

 

Osad  należy  oddzielić,  a  roztwór 

przeznaczyć do dalszej analizy. 
 

UWAGA: jeśli nie stwierdzimy w analizie 
obecności  jonów  Cr

3+

/  CrO

42

-

  ,  należy 

pominąć  etap  ich  usuwania  –  to 

oczywiste. Wtedy należy od razu przejść 
do wykrywania jonów Al

3+

 i Zn

2+

. 

Osad zawierający Fe(OH)

3

 i MnO·MnO

2

 badamy w kierunku 

obecności jonów manganu(II). Jony żelaza wykrywano już 

wcześniej, za pomocą heksacyjanożelazianów. 

 

W tym celu wykonuje się tzw. reakcję Cruma. Osad należy 
przełożyć do parowniczki i dodać do niego 5-10 kropli stężonego 

H

2

SO

4

. Należy parowniczkę ogrzewać (Uwaga! Chronić oczy i 

skórę rąk przed rozpryskami!) nad palnikiem, w celu wyparcia i 

usunięcia chlorków przez odparowanie chlorowodoru, ponieważ 

stężony kwas siarkowy wypiera z roztworu kwas solny.  

H

+

 + Cl

-

  HCl↑ 

 

Do pozostałej „papki” należy dodać porcję stałego PbO

2

, i 

ogrzewać przez 2-3 min. Jeśli obecne są jony Mn

2+

, zostaną 

utlenione do MnO

4-

. Jeśli mieszaninę rozprowadzi się wodą, 

zostanie ona zabarwiona na różowo lub fioletowo od jonów MnO

4-

. 

 

Mn

2+

 + 4H

2

O   MnO

4- 

+ 5e + 8H

+                           

x2 

PbO

2

 + 2e + 4H

+

  Pb

2+

 + 6H

2

O                    x5 

2Mn

2+

 + 5PbO

2

 + 4H

+

  2MnO

4- 

+ 5Pb

2+

 + 2H

2

O 

 

Chlorki należało wcześniej usunąć, bo są reduktorami i mogłyby 
zredukować MnO

4-

 z powrotem do  Mn

2+

: 

 

2Cl

-

  Cl

2

 + 2e                                             x5 

MnO

4- 

+ 5e + 8H

+

  Mn

2+

 + 4H

2

O                x2

 

10Cl

-

 + 2MnO

4- 

+ 16H

+

  5Cl

2

 + 2Mn

2+

 + 8H

2

O 

 

Dr Maria Kasprzak: Ćwiczenia z analizy jakościowej  dla studentów I r. farmacji. Na podstawie: T.Lipiec, Z.Szmal, „Chemia analityczna 
elementami analizy instrumentalnej”.

 

Strona 30 

 

 

 
 

 

 

 

 
 

 

 

 

 

 
 

 

 

 

 
 

 

 

 

 

 
 

 

 

 

 
 

 

 

 

 

 
 

 

 

 

 
 

 

 

 

 
 

 

 

 

 

 
 

 

 

 

 

Jeżeli wcześniej usuwano chromiany, to roztwór jest zakwaszony, należy więc zalkalizować go stężonym wodnym 
roztworem  amoniaku,  do  pH  ok.  9-10.  [Jeśli  roztworu  w  toku  analizy  „zrobiło  się  dużo”  i  tym  samym  został 

znacznie rozcieńczony, można odparować go, ogrzewając w parowniczce]. 

Jeśli  nie,  to  roztwór  jest  alkaliczny,  od  NaOH.  Nasze  jony  pływają  sobie  swobodnie  w  postaci 

hydroksokompleksów, a żeby je od siebie oddzielić i oznaczyć każdy z osobna, dobrze byłoby jeden z nich mieć 

w  osadzie.  Jak  to  zrobić?  Trzeba  zneutralizować  odczyn  do  obojętnego-lekko  kwaśnego,  a  następnie  dodać 

stężonego  amoniaku.  Wytrącenie  białego  osadu  świadczy  o  obecności  jonów  Al

3+

,  ponieważ  Al(OH)

3

  nie 

rozpuszcza się w nadmiarze amoniaku: 

 

Al

3+

 + 3NH

3

·H

2

O  Al(OH)

3

↓ + 3NH

4+

                                     biały osad wodorotlenku glinu(III) 

Al(OH)

3

↓ + NH

3

·H

2

O  nie roztwarza się 

 

UWAGA: przy małym stężeniu jonów Al

3+

, osadu może być bardzo niewiele. Należy go oddzielić bardzo ostrożnie,  

(roztwór  zachować  do  wykrycia  jonów  cynku)  rozpuścić  w  kilku  kroplach  roztworu  kwasu  octowego  i  węglanu 

amonu, dodać 0,5-1 ml „aluminonu” i ogrzewać w łaźni wodnej przez ok. 5 min. Czerwono-różowy osad świadczy 

o obecności jonów Al

3+

. Kolor osadu może budzić wątpliwości; najlepiej przeprowadzić w drugiej probówce próbę 

kontrolną! 
 

Jony Zn

2+

 z kolei tworzą amina kompleksy, i przechodzą do roztworu: 

 

Zn

2+

 +  2NH

3

·H

2

O  Zn(OH)

2

↓ + 2NH

4+

                             

biały osad wodorotlenku cynku(II) 

Zn(OH)

2

↓ + 6NH

3

·H

2

O  Zn(NH

3

)

62+

 + 2OH

-

 + 6H

2

O          

bezbarwny roztwór heksaaminacynku(II) 

   

W celu wykrycia jonów cynku(II) należy przygotować następującą mieszaninę: 1 kroplę 0,02% roztworu CoCl

2

 i 

0,5-1  ml  roztworu  Hg(SCN)

42-

,czyli  tetratiocyjanianortęcianu(II).  Należy  uważać,  żeby  roztwór  był  całkowicie 

klarowny – bez żadnego osadu. 
 

Do naszego roztworu, po ewentualnym oddzieleniu osadu wodorotlenku glinu, należy dodać roztworu 3 mol/l HCl 

do zakwaszenia i przygotowaną przed chwilą mieszaninę. Jeśli w roztworze są jony cynku, to po kilku minutach 

pojawi się jasnobłękitny osad. Gdyby w mieszaninie nie było niewielkiego dodatku jonów Co

2+

, pochodzącego z 

CoCl

2

, osad miałby biały kolor i wytrącałby się trudniej. 

 

Zn

2+

 +  Hg(SCN)

42-

  Zn[Hg(SCN)

4

]↓  

tetratiocyjanianortęcian(II) cynku(II) 

 
 

Dr Maria Kasprzak: Ćwiczenia z analizy jakościowej  dla studentów I r. farmacji. Na podstawie: T.Lipiec, Z.Szmal, „Chemia analityczna 
elementami analizy instrumentalnej”.

 

Strona 31 

 

 

Pomimo, że wspomniane reakcje wystarczą do wykrycia kationów grupy IV, warto  

(i trzeba!) znać kilka innych, pożytecznych reakcji charakterystycznych dla 

poszczególnych jonów.

 

 

 

GLIN(III) 

Sole glinu(III) są bezbarwne.  

 
Roztwór Na

2

HPO

4

: 

 

Al

3+

 + HPO

42-

  AlPO

4

↓ + H

+

   

 

Biały  osad  fosforanu(V)  glinu(III)  jest  nierozpuszczalny  w  kwasie  octowym,  ale  rozpuszczalny  w  kwasach 

nieorganicznych i stężonych roztworach mocnych wodorotlenków. 

 
 

CHROM(III) 

Sole  chromu(III)  w  roztworach  mają  zabarwienie  ciemne:  ciemnoniebiesko-zielone,  fioletowe  do  szarego,  a 

czasem pośrednie.  

Wodorotlenek chromu(III) rozpuszcza się w roztworze amoniaku, tworząc aminakompleks chromu(III):  

  

Cr

3+

 +  3NH

3

·H

2

O  Cr(OH)

3

↓ + 3NH

4+

                              osad wodorotlenku chromu(III) 

Cr(OH)

3

↓ + 6NH

3

·H

2

O  Cr(NH

3

)

63+

 + 3OH

-

 + 6H

2

O       

roztwór heksaaminachromu(III) 

 

Chlorany(V)  w  środowisku  kwaśnym  utleniają  Cr

3+ 

do  Cr

2

O

72-

,  przy  czym  barwa  roztworu  zmienia  się  z 

ciemnozielonej na pomarańczową: 

 

2Cr

3+

 +  7H

2

O     Cr

2

O

72-

 + 6e + 14H

+

 

ClO

3-

 + 6e + 6H

+

  Cl

-

 + 3H

2

O                       . 

2Cr

3+

 +  4H

2

O +  ClO

3-

   Cr

2

O

72-

 + Cl

-

 + 8H

+

 

 

Nadtlenek wodoru w środowisku zasadowym utlenia Cr

3+ 

do CrO

42-

, ale w środowisku kwaśnym redukuje Cr

2

O

72-

 

do Cr

3+

. Barwa roztworu zmienia się wtedy z pomarańczowej na ciemnozielononiebieską:  

 

H

2

O

2

  O

2

 + 2H

+

 + 2e                   x3 

Cr

2

O

72-

 + 6e + 14H

+ 



 2Cr

3+

 +  7H

2

O   

Cr

2

O

72-

 + H

2

O

2

 + 8H

+ 



 O

2

↑ + 2Cr

3+

 +  7H

2

O    

 

 

ŻELAZO(II) I ŻELAZO(III) 

Roztwory soli żelaza(II) mają kolor żółto-bladozielonkawy, a żelaza(III) – od żółtego do brązowego, w zależności 
od stężenia.  

 

Związki żelaza(II) bardzo łatwo utleniają się do żelaza(III), zwłaszcza w środowisku zasadowym. Pod wpływem 

silniejszych  utleniaczy  reakcje  te  zachodzą  także  w  środowisku  kwaśnym  [poniższy  przykład  dotyczy  kwasu 

azotowego (V)]:  

 

Fe

2+

  Fe

3+

 + 1e                                         x3 

4H

+

 + NO

3-

 + 3e  →  NO + 2H

2

O                    .                       

3Fe

2+

 + 4H

+

 + NO

3-

   3Fe

3+

 + NO↑ + 2H

2

O 

 

 

Dr Maria Kasprzak: Ćwiczenia z analizy jakościowej  dla studentów I r. farmacji. Na podstawie: T.Lipiec, Z.Szmal, „Chemia analityczna 
elementami analizy instrumentalnej”.

 

Strona 32 

 

 

Wodorotlenki  lub  wodny  roztwór  amoniaku  powodują  wytrącanie  osadu  wodorotlenków  żelaza, 
nierozpuszczalnych w nadmiarze odczynnika: 

 

Fe

2+

 + 2OH

-

  Fe(OH)

2

↓             

- bardzo łatwo utlenia się do Fe(OH)

3

 

Fe

3+

 + 3OH

-

  Fe(OH)

3

↓               

- brązowy osad 

 

 

NIKIEL(II) 

Roztwory soli niklu(II) są jasnozielone. 

 

Wodny  roztwór  amoniaku:  wodorotlenek  niklu(II)  rozpuszcza  się  w  nadmiarze  amoniaku,  tworząc  niebieski 

roztwór aminakompleksu:  

 

Ni

2+

 +  2NH

3

·H

2

O  Ni(OH)

2

↓ + 2NH

4+

                             

jasnozielony osad wodorotlenku niklu(II) 

Ni(OH)

2

↓ + 6NH

3

·H

2

O  Ni(NH

3

)

62+

 + 2OH

-

 + 6H

2

O         

niebieski roztwór heksaaminaniklu(II) 

 

 

Roztwór Na

2

HPO

4

: 

 

3Ni

2+

 + 2HPO

42-

   Ni

2

(PO

4

)

3

↓ + 2H

+

 

 
Osad fosforanu(V) niklu(II) jest rozpuszczalny w kwasie octowym i w kwasach nieorganicznych. 

 

 

KOBALT(II) 

Roztwory soli kobaltu(II) są różowe. 

 

Wodny roztwór amoniaku: wodorotlenek niklu(II) rozpuszcza się w nadmiarze amoniaku, tworząc różowy roztwór 
aminakompleksu:  

 

Co

2+

 +  2NH

3

·H

2

O  Co(OH)

2

↓ + 2NH

4+

                           

niebiesko-różowy osad wodorotlenku kobaltu(II) 

Co(OH)

2

↓ + 6NH

3

·H

2

O  Co(NH

3

)

62+

 + 2OH

-

 + 6H

2

O       

beżowo-brązowy roztwór heksaaminkobaltu(II) 

 

Roztwór Na

2

HPO

4

: 

 

3Co

2+

 + 2HPO

42-

  Co

2

(PO

4

)

3

↓ + 2H

+

 

 

Osad fosforanu(V) kobaltu(II) jest rozpuszczalny w kwasie octowym i w kwasach nieorganicznych. 

 

 

 

MANGAN(II) 

Roztwory soli manganu są bezbarwne lub lekko różowe (tylko w bardzo stężonych roztworach). 
 

Mn(OH)

2

  nie  rozpuszcza  się w  nadmiarze  wodorotlenku  ani  w  amoniaku.  Na  powietrzu  utlenia się  do  Mn

2

O

3

 i 

ciemnieje. 

 

Roztwór Na

2

HPO

4

: 

 

3Mn

2+

 + 2HPO

42-

   Mn

2

(PO

4

)

3

↓ + 2H

+

 

 
Osad fosforanu(V) manganu(II) jest rozpuszczalny w kwasie octowym i w kwasach nieorganicznych. 

 

Dr Maria Kasprzak: Ćwiczenia z analizy jakościowej  dla studentów I r. farmacji. Na podstawie: T.Lipiec, Z.Szmal, „Chemia analityczna 
elementami analizy instrumentalnej”.

 

Strona 33 

 

 

CYNK(II) 

Roztwory soli cynku są bezbarwne. 

 
Roztwór Na

2

HPO

4

: 

 

3Zn

2+

 + 2HPO

42-

  Zn

2

(PO

4

)

3

↓ + 2H

+

 

 

Osad fosforanu(V) cynku(II) jest rozpuszczalny w kwasie octowym i w kwasach nieorganicznych. 

 

 
 

 

 

 

 

 
 

 

 

 

 
 

 

 

 

 

 
 

 

 

 

 
 

 

 

 

 
 

 

 

 

 

 
 

 

 

 

 
 

 

 

 

 

 

Dr Maria Kasprzak: Ćwiczenia z analizy jakościowej  dla studentów I r. farmacji. Na podstawie: T.Lipiec, Z.Szmal, „Chemia analityczna 
elementami analizy instrumentalnej”.

 

Strona 34 

 

 

 

Przejdźmy teraz do roztworu D, który - jak pamiętamy - zawiera kationy grupy V, 

czyli

: 

NH

4+

  Mg

2+

  K

+

  Na

+

 

 
 

UWAGA:  przy  analizie  zawierającej  więcej,  niż  jedną  grupę  kationów,  należy  czynności  rozpocząć  od 

wykrywania  jonów  amonowych.  W  toku  analizy  dodajemy odczynniki zawierające  sole  amonowe,  więc  po  tym 

wszystkim wykrylibyśmy te dodane przez nas jony. 

 
Część pierwsza: analiza w kierunku wykrywania jonów potasu.  

Do probówki  zawierającej ok. 2 ml roztworu, dodać 0,5-1ml 6 mol/l roztworu NaOH.  

 

Zapach  amoniaku,  lub  zaniebieszczenie  zmoczonego  papierka  wskaźnikowego  (umieszczonego  w  oparach  z 

probówki), świadczy o obecności jonów amonowych w analizie: 

 

NH

4+

 + OH

-

  NH

3

↑ + H

2

O 

 
Biały osad świadczy o obecności jonów magnezu – jest to wodorotlenek magnezu: 

 

Mg

2+

 + 2OH

-

  Mg(OH)

2

↓ 

  

Sposób  dalszego  postępowania,  w  zależności  od  wykrytych  jonów  (  UWAGA:  jeśli  analiza  przebiega  po 

oddzieleniu poprzednich grup, to proszę pamiętać, że zawsze zawiera jony amonowe!): 

 
 

 

 

 

 

 
 

 

 

 

 
 

 

 

 

 

 
 

 

 

 

 
 

 

 

 

 

 

NH

4+ 

Mg(OH)

2

 

NH

4+ 

Mg(OH)

2

 

 

NH

4+ 

Mg(OH)

2

 

 

NH

4+ 

Mg(OH)

2

 

 

Ogrzewać  do 

odparowania 
amoniaku 

Oddzielić i 
odrzucić osad 

Odparować roztwór do połowy 

objętości,  ochłodzić  i  do 

roztworu dodać HClO

4

 

Potrzeć  bagietką,  bo  osad 
wytrąca się powoli i trudno 

Jeżeli jest osad 

Brak osadu – 

świadczy o braku 
jonów K

+

 

Biały osad –  

świadczy o obecności jonów K

+

 

  

K

+

 + ClO

4-

  KClO

4

↓ 

Chloran(VII) potasu 

Dr Maria Kasprzak: Ćwiczenia z analizy jakościowej  dla studentów I r. farmacji. Na podstawie: T.Lipiec, Z.Szmal, „Chemia analityczna 
elementami analizy instrumentalnej”.

 

Strona 35 

 

 

Część druga: analiza w kierunku wykrywania jonów sodu.  
Do probówki  zawierającej ok. 2 ml roztworu, dodać 1-2 ml 1 mol/l roztworu KOH.  

 

Zapach  amoniaku,  lub  zaniebieszczenie  zmoczonego  papierka  wskaźnikowego  (umieszczonego  w  oparach  z 

probówki), świadczy o obecności jonów amonowych w analizie: 

 

NH

4+

 + OH

-

  NH

3

↑ + H

2

O 

 

Biały osad świadczy o obecności jonów magnezu – jest to wodorotlenek magnezu: 
 

Mg

2+

 + 2OH

-

  Mg(OH)

2

↓ 

  

Sposób  dalszego  postępowania,  w  zależności  od  wykrytych  jonów  (  UWAGA:  jeśli  analiza  przebiega  po 

oddzieleniu poprzednich grup, to proszę pamiętać, że zawsze zawiera jony amonowe!): 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

NH

4+ 

Mg(OH)

2

 

NH

4+ 

Mg(OH)

2

 

 

NH

4+ 

Mg(OH)

2

 

 

NH

4+ 

Mg(OH)

2

 

 

Ogrzewać do 

odparowania 
amoniaku 

Oddzielić i 
odrzucić osad 

Odparować roztwór do połowy 

objętości,  ochłodzić  i  do 

roztworu dodać K[Sb(OH)

6

]. 

Potrzeć  bagietką,  bo  osad 
wytrąca się powoli i trudno 

Jeżeli jest osad 

Brak osadu – 
świadczy o braku 
jonów Na

+

 

Biały osad –  

świadczy o obecności jonów Na

+

 

  

Na

+

 + Sb(OH)

6-

  Na[Sb(OH)

6

]↓ 

heksahydroksoantymonian(V) sodu 
 

UWAGA: podobnej reakcji ulega jon 

magnezu(II), dlatego wcześniej trzeba 
go oddzielić! 

Dr Maria Kasprzak: Ćwiczenia z analizy jakościowej  dla studentów I r. farmacji. Na podstawie: T.Lipiec, Z.Szmal, „Chemia analityczna 
elementami analizy instrumentalnej”.

 

Strona 36 

 

 

Kilka innych, pożytecznych reakcji charakterystycznych dla poszczególnych jonów  

V grupy : 

 

 

MAGNEZ(II) 

Roztwór Na

2

HPO

4

: 

1)  Z obojętnych roztworów, przy braku jonów amonowych, wytraca się biały wodorofosforan magnezu: 

 

Mg

2+

 + HPO

42-

  MgHPO

4

↓  

 

2)  W  obecności  buforu  amonowego  wytrąca  się  biały  fosforan  magnezowo-amonowy,  rozpuszczlany  w 

kwasach: 

 

Mg

2+

 + NH

4+

 + HPO

42-

  Mg NH

4

PO

4

↓ 

 

Roztwór K[Sb(OH)

6

] – jony magnezu wytrącają osad, podobnie jak jony sodu: 

 

Mg

2+

 + 2Sb(OH)

6-

  Mg[Sb(OH)

6

]

2

↓ 

 

POTAS(I) 

 

Kwas  winowy  lub  wodorowiniany,  wytrącają  –  z  obojętnych  lub  słabo  kwaśnych  roztworów  –  osad 

wodorowinianu  potasu.  UWAGA:  osad  wytrąca  się  trudno,  ze  zbyt  rozcieńczonych  roztworów  może  się  nie 

wytrącać. Podobnym rekcjom ulegają jony amonowe! 

 

Kwas winowy:        K

+

 + H

2

C

4

H

4

O

6

  KH C

4

H

4

O

6

↓  +  H

+

            

Wodorowinian:       K

+

 + HC

4

H

4

O

6-

  KH C

4

H

4

O

6

↓     

 

 

Roztwór  Na

3

[Co(NO

2

)

6

]:  ze  słabo  kwaśnych  roztworów  (bufor  octanowy!)  wytrąca  żółty  osad 

heksaazotao(III)kobaltanu(III) potasu (potocznie: „azotynokobaltan potasu”): 

 

3K

+ 

+ Co(NO

2

)

 63-

   K

3

[Co(NO

2

)

6

]↓    

żółty osad heksaazotano(III)kobaltanu(II) potasu 

 
UWAGA: jony amonowe i reduktory przeszkadzają  w tej reakcji! 

 

 

JONY AMONOWE 

Odczynnik  Nesslera  -  zasadowy  roztwór  tetrajodortęcianu(II)  potasu.  Wytrąca  z  zasadowych  lub  obojętnych 

roztworów soli amonowych/amoniaku, czerwonobrunatny osad. Przy małych stężeniach soli amonowych,  może 

nie być osadu, tylko żółte zabarwienie roztworu: 

 

NH

4+

 + 2[HgI

4

]

2-

 + 4OH

-

  [OHg

2

NH

2

]I↓ + 7I

-

 + 3H

2

O 

 

Jony amonowe przeszkadzają w następujących reakcjach:  

 
K

+

 + HC

4

H

4

O

6-

  KH C

4

H

4

O

6

↓                        

3K

+ 

+ Co(NO

2

)

 63-

   K

3

[Co(NO

2

)

6

]↓     

Na

+

 + Sb(OH)

6-

  Na[Sb(OH)

6

]↓        - powodują nadmierne zakwaszenie roztworu i wytrącenie H[Sb(OH)

6

] 

Mg

2+

 + 2OH

-

  Mg(OH)

2

↓              - powodują nadmierne zakwaszenie roztworu i niewytrącenie osadu Mg(OH)

2 

ulegają podobnym reakcjom 
 

Dr Maria Kasprzak: Ćwiczenia z analizy jakościowej  dla studentów I r. farmacji. Na podstawie: T.Lipiec, Z.Szmal, „Chemia analityczna 
elementami analizy instrumentalnej”.

 

Strona 37 

 

 

Jakościowa analiza anionów.

 

 

 
Aniony występują w roztworach ZAWSZE razem z kationami (nawet, jeśli jest to kation oksoniowy/wodorowy). 

Jeśli macie za zadanie wykryć tylko aniony w danym roztworze, to nie znaczy, że nie ma w nim kationów, a tylko 

tyle, że one Was chwilowo nie interesują. Nie da się zgromadzić w jednej probówce mnóstwa ładunków jednego 

rodzaju.  Gdyby  się  nawet  udało…  wyobraźcie  sobie  super-naelektryzowane  włosy  i  pomnóżcie  to  przez… 

bardzo, bardzo dużo. Ładunki elektryczne naprawdę muszą się zobojętniać. 
Aniony umownie dzielimy na 7 grup, według tego, czy dają osady z solami srebra i baru, oraz czy osady 

te są rozpuszczalne w 3 mol/l kwasie azotowym(V) [aniony, które przekreślono, nie występują w Waszych 

analizach]:  

 

Grupa  Reakcja z jonami Ag

+

 (AgNO

3

) 

Reakcja z jonami Ba

2+

 

(Ba(NO

3

)

2 

lub BaCl

2

) 

Aniony 

1 

Białe lub barwne osady, 
NIErozpuszczalne w HNO

3

 

Nie wytrącają osadów 

Cl

-

, Br

-

,I

-

, CN

-

, SCN

-

, 

Fe(CN)

63-

, Fe(CN)

64-

 

2 

Białe osady, rozpuszczalne w 
HNO

3

 

Nie wytrącają osadów 

S

2-

, NO

2-

, CH

3

COO

-

. 

3 

Białe osady, rozpuszczalne w 
HNO

3

 

Białe osady, rozpuszczalne 
w HNO

3

 

SO

32-

, CO

32-

, C

2

O

42-

, BO

2-

, 

C

4

H

4

O

62-

. 

4 

Barwne osady, rozpuszczalne w 
HNO

3

 

Białe lub barwne osady, 
rozpuszczalne w HNO

3

 

PO

43-

, AsO

43-

, AsO

33-

, 

S

2

O

32-

, CrO

42-

 Cr

2

O

72-

 

5 

Nie wytrącają osadów 

Nie wytrącają osadów 

NO

3-

, MnO

4-

, ClO

3-

, ClO

4-

 

6 

Nie wytrącają osadów 

Białe osady, 
nierozpuszczalne w HNO

3

 

SO

42-

, F

-

, SiF

62-

 

7 

Żółty osad, rozpuszczalny w 
HNO

3

 

Biały osad, rozpuszczalny w 
HNO

3

 

SiO

32-

 

 
 

Jak postępować po otrzymaniu probówki z roztworem do analizy? 

 

1.  Wymieszać zawartość probówki! 
2.  Zanotować barwę  roztworu  i  jego  pH  (pamiętajcie:  aniony  słabych  kwasów  mają  właściwości 

zasadowe!). 

3.  W  małych  porcjach  roztworu  należy  przeprowadzić  reakcje  grupowe  z  solami  srebra  i  baru. 

Sprawdzić  rozpuszczalność  osadu  (po  odsączeniu  z  nadmiaru  roztworu!)  w  rozcieńczonym 
HNO

3

. Zanotować wyniki.  

4.  Wykonać testy (reakcje) w kierunku obecności reduktorów i utleniaczy i zanotować wyniki (patrz 

schematy poniżej) 

5.  Potwierdzić  lub  wykluczyć  obecność  poszczególnych  anionów  na  podstawie  reakcji 

charakterystycznych.