SYSTEMATYCZNA ANALIZA ANIONÓW
Podział anionów wg Bunsena, na 7 grup analitycznych, oparty jest na reakcjach
anionów z jonami Ag+ i Ba2+ (0,1 mol/dm3 AgNO3; 0,5 mol/dm3 BaCl2). Biorąc pod uwagę
rozpuszczalność soli srebrowych i barowych, możemy zaliczyć dany anion do jednej z 7 grup
analitycznych (Tab. 2).
Tabela 2. Podział anionów na grupy wg Bunsena
Grupa Odczynnik grupowy Jony wykrywane
I AgNO3 - �!� HNO3 Cl , Br , I , CN , SCN ,
BaCl2  osadu nie wytrąca [Fe(CN)6]4 , [Fe(CN)6]3
II AgNO3 - �!O HNO3 S2 , CH3COO , NO2
BaCl2 - osadu nie wytrąca
III AgNO3 - �!O HNO3 SO32 , CO32 , C2O42 ,
BaCl2 - �!O HNO3 C4H4O62 , BO2
IV AgNO3 - �!barwne O HNO3 S2O32 , CrO42 , Cr2O72 ,
BaCl2 - �!barwne OHNO3 AsO43 , AsO33 , PO43
V AgNO3  osadu nie wytrąca NO3 , ClO3 , MnO4
BaCl2  osadu nie wytrąca
VI AgNO3  osadu nie wytrąca SO42 , F
BaCl2 - �!� HNO3
VII AgNO3 - �! żółty O HNO3 SiO32
BaCl2 - �! biały O HNO3
Pogrubioną czcionką, zaznaczono jony, które będą analizowane przez studentów.
�!�  osad nie rozpuszczalny
�!O  osad rozpuszczalny
I GRUPA ANIONÓW
JON CLORKOWY  Cl-
Jony chlorkowe są anionami kwasu chlorowodorowego (solnego) i jego soli, zwanych
chlorkami. Kwas solny powstaje przez rozpuszczenie gazowego chlorowodoru w wodzie,
należy do mocnych kwasów. Do nierozpuszczalnych soli tego kwasu należą: AgCl, Hg2Cl2,
PbCl2, CuCl.
Chlor jest żółtozielonym gazem, o duszącym zapachu i drażniącym działaniu;
występuje w formie cząsteczkowej Cl2; leży w 17 grupie układu okresowego; Z=17; masa
molowa 35,5 g/mol; stopienie utlenienia -I, I, III, V i VII; rozpuszcza się w wodzie.
Jony chloru są jednymi z głównych anionów występujących w płynach organizmu
m.in. plazmie krwi, płynie mózgowordzeniowym i mięśniach a kwas solny wchodzi w skład
soku żołądkowego, aktywuje enzymy trawienne. Anion Cl- wraz z kationami Na+ i K+
utrzymuje prawidłowe ciśnienie osmotyczne płynów ustrojowych oraz reguluje gospodarkę
kwasowo-zasadową. W organizmie człowieka o wadze 70 kg znajduje się około 95 g chloru.
Chlor i jego związki uwalniające w roztworach wodnych gazowy pierwiastek,
wykorzystuje się jako środki odkażające. Chlor gazowy, będący silnym środkiem
utleniającym, działa odkażająco już w stężeniach 2�10-4 mol/dm3. Chlor stosowany jest do
odkażania wody. W większych dawkach jest trujący. Wodne roztwory soli kwasu
chlorowego(I): chloran(I) sodu(I), NaOCl oraz chloran(I) wapnia(II), CaOCl2, tzw. wapno
chlorowane stosuje się do dezynfekcji pomieszczeń.
Wiele substancji leczniczych występuje w postaci chlorków i chlorowodorków ze względu na
poprawę rozpuszczalności w wodzie np. Ephedrinum hydrochloricum, Oxymetazoline
hydrochloride, Cetirizine dihydrochloride, Tramadol hydrochloride, Ambroxol hydrochloride,
Benzalconium chloride,
W przyrodzie jony chlorku występują w formie soli kamiennej, morskiej i oceanicznej wodzie
oraz w minerałach np. sylwin (KCl), halit (NaCl), karnalit (KCl�MgCl2�6H2O).
Wykrywanie jonów chlorkowych  Cl
1. AgNO3 + Cl �!AgCl + NO3
�!AgCl - chlorek srebra(I), biały, rozpuszczalny w NH3�H2O
2. Pb(NO3)2 + 2Cl �!PbCl2 + 2NO3
�!PbCl2  chlorek ołowiu(II), biały, rozpuszczalny w gorącej wodzie, po oziębieniu
krystalizuje w postaci igieł
3. Hg2(NO3)2 + 2Cl �!Hg2Cl2 + 2NO3
�!Hg2Cl2 - chlorek rtęci(I), biały, czernieje pod wpływem NH3�H2O
4. KMnO4, PbO2, MnO2, KClO3, stężony HNO3 w środowisku kwasowym (H2SO4)
utleniają jony Cl> do wolnego chloru.
10 NaCl + 2 KMnO4 + 8 H2SO4 ę!5 Cl2 + 2 MnSO4 + 5 Na2SO4 + K2SO4 + 8 H2O
Roztwór KMnO4 utlenia chlorki w środowisku kwaśnym na gorąco do wolnego chloru,
ulegając podczas reakcji odbarwieniu.
Wolny chlor identyfikuje się po charakterystycznym zapachu oraz po fioletowieniu
papierka jodoskrobiowego (bibuła nasycona KI i skrobią).
Cl2 + 2 KI 2 KCl + I2
5. Reakcja chromylowa  chlorki w postaci stałej ogrzewane ze stężonym H2SO4 i
stałym K2Cr2O7 tworzą dichlorek ditlenku chromu (VI)  CrO2Cl2 (brunatny gaz), który w
NaOH ulega hydrolizie z utworzeniem jonu chromianu (VI)  CrO42-, ten z kolei pod
wpływem H2O2 z mieszaniny Lehnera w środowisku kwasowym (mieszanina równych
objętości rozcieńczonego H2SO4, H2O2 i eteru) przechodzi w pentatlenek chromu - CrO5,
który rozpuszcza się eterze zabarwiając roztwór na niebiesko.
K2Cr2O7 + 4 NaCl + 6H2SO4 ę!2 CrO2Cl2 + 2KHSO4 + 4 NaHSO4 + 3 H2O
CrO2Cl2 + 4 NaOH Na2CrO4 + 2 NaCl + 2 H2O
Na2CrO4 + 2 H2O2 + H2SO4 �!CrO5 + Na2SO4 + 3 H2O
Wykonanie:
1 cm3 badanej próby odparować ostrożnie w szerokiej probówce do sucha, wsypać na
dno probówki K2Cr2O7 (dwukrotnie więcej w porównaniu z suchą pozostałością) i dodać 5
kropli stężonego H2SO4. Następnie, pipetkę umieszczoną w korku, w której znajduje się
kropla rozcieńczonego NaOH włożyć ostrożnie do probówki zwracając uwagę, by nie
dotknąć nią ścianki lub dna i zamknąć probówkę. Całość ostrożnie ogrzać do ukazania się
brunatnych dymów CrO2Cl2. Zawartość pipetki przenieść do uprzednio przygotowanej
probówki z mieszaniną Lehnera i szybko wstrząsnąć. Zabarwienie się warstwy eterowej na
kolor niebieski świadczy o obecności jonów Cl> w badanej próbie. Reakcja ta pozwala na
wykrycie jonów chlorków obok bromków i jodków.
Uwaga!
- próba chromylowa mimo braku w analizie jonów Cl> może być pozytywna w przypadku
dotknięcia kryształów K2Cr2O7 pipetką zawierającą NaOH
- utleniacze MnO4> , NO3> , ClO3> przeszkadzają tej reakcji, gdyż mogą utlenić Cl> do wolnego
chloru Cl2
- reduktory NO2> , S> , SO3> , SCN> redukują Cr+6 do Cr+3, w przypadku ich obecności należy
dodać nadmiaru K2Cr2O7
- nierozpuszczalne chlorki (np. AgCl, Hg2Cl2) bądz
mało zdysocjowane (np. HgCl2) mogą nie
utworzyć dichlorku ditlenku chromu (VI)  CrO2Cl2.
JON BROMKOWY  Br>
Jony bromkowe są anionami kwasu bromowodorowego i jego soli zwanych
bromkami. Kwas bromowodorowy jest wodnym roztworem gazowego bromowodoru. Do
nierozpuszczalnych soli tego kwasu należą: AgBr, Hg2Br2, PbBr2 i Cu2Br2. Bromki są
silniejszymi reduktorami od chlorków.
Brom ciężka, ciemnobrunatna ciecz, dymiąca na powietrzu, o przenikliwym,
charakterystycznym zapachu; leży w 17 (VII) grupie układu okresowego; Z=35; masa
molowa 80 g/mol; stopnie utlenienia -I, I, III, V i VII.
Jony bromkowe działają depresyjnie na czynności ośrodkowego układu nerwowego. Po
podaniu większych dawek bromków metali alkalicznych następuje osłabienie i zwolnienie
procesów myślowych, zanik pamięci i ogólne zmęczenie psychiczne. Bromki sodu oraz
potasu posiadają mocno negatywny wpływ na popęd płciowy mężczyzn, ponieważ
uniemożliwiają produkcję testosteronu. Jony bromkowe nie wywierają działania nasennego,
lecz tylko ułatwiają zasypianie. Związki bromu stosuje się jako środki uspokajające w
przypadku niektórych schorzeń nerwowych. Przedawkowanie bromków (np. w lekach)
powoduje trądzik bromowy, spadek hemoglobiny, problemy z trawieniem, zaburzenia nerek.
Najbardziej narażony na działanie bromu jest centralny układ nerwowy, układ pokarmowy,
błony śluzowe oraz skóra. Korzystny wpływ bromków związany jest ze zmniejszeniem utraty
wapnia przez kobiety w okresie po klimakterium i chroni przed osteoporozą. Dawka lecznicza
(ok. 1 mg/cm3 krwi) jest bardzo zbliżona do dawki niebezpiecznej dla życia (3 mg/cm3). W
dużych ilościach czysty brom jest bardzo toksyczny, może spowodować uszkodzenie
narządów wewnętrznych, albo nawet śmierć. Jego dawka śmiertelna wynosi 35 g.
W lecznictwie stosuje się: Ammonii bromidum (NH4Br), Kalii bromidum (KBr), Natrii
bromidum (NaBr), Calcii bromidum (CaBr2), Homatropinum hydrobromicum, Pyridostigmine
Bromide
W przyrodzie występuje w pokładach solnych, w minerałach: bromokarnalicie
(KCl�Mg(Cl,Br)2�6H2O) i bromosylwinicie (K(Cl,Br)), a także w wodzie morskiej w formie
NaBr.
Wykrywanie jonów bromkowych - Br
1. AgNO3 + Br �!AgBr + NO3
�!AgBr  bromek srebra(I), jasnożółty, serowaty, zieleniejący na świetle,
rozpuszczalny w stęż. NH3�H2O, Na2S2O3, nierozpuszczalny w kwasach
2. Pb/NO3/2 + Br �!PbBr2 + 2NO3
�!PbBr2  bromek ołowiu(II), biały, rozpuszczalny w gorącej wodzie
3. Właściwości redukujące jonów Br
a. Cl2 aq. w obecności rozpuszczalnika organicznego np. CHCl3, CCl4
NaBr + Cl2o 2NaCl + ę!Br2o
Reakcja ta polega na wypieraniu bromu z roztworu jego soli przez silniejszy utleniacz
jakim jest chlor.
Wykonanie:
Do badanego roztworu w probówce dodać CHCl3 lub CCl4 a następnie kroplami 
stale mieszając wodę chlorową. Rozpuszczalnik organiczny zabarwi się na kolor brunatno-
czerwony. Nadmiar wody chlorowej utlenia wydzielony brom do bezbarwnego kwasu
bromowego.
ę!Br2 + 5Cl2 + 6H2O 2HBrO3 + 10HCl
b. K2Cr2O7 (stały) w obecności stęż. H2SO4
K2Cr2O7 + 6HBr + 4H2SO4 ę!3Br2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
Wydzielający się brom utlenia bezbarwny odczynnik Schiffa do fiołkowej fuksyny.
Wykonanie:
Do probówki zawierającej suchą pozostałość po odparowaniu badanego roztworu
dodać stałego K2Cr2O7 oraz kilka kropli stęż. H2SO4. Wylot probówki nakryć bibułą zwilżoną
odczynnikiem Schiffa. Całość ostrożnie ogrzać.
Pojawienie się fiołkowej barwy bibuły nad wylotem probówki świadczy o obecności
jonów Br .
JON JODKOWY  J>
Jony jodkowe są anionami mocnego kwasu jodowodorowego i jego soli zwanych
jodkami. Jodki mają silniejsze właściwości redukujące od bromków. Do trudno
rozpuszczalnych soli jodkowych należą: AgI, Hg2I2, HgI2, PbI2, Cu2I2 i BiI3.
Jod ciało stałe, barwy szarej z metalicznym połyskiem, nie rozpuszcza się w wodzie, dobrze
rozpuszcza się w alkoholu, eterze i benzenie; Z=53; masa molowa 127 g/mol; leży w 17
grupie układu okresowego; stopnie utlenienia -I, I, III, V i VII.
Jod jest antyseptykiem a jego działanie oparte jest na wyzwalaniu tlenu /in statu nascendi/ w
reakcji z wodą
I2 + H2O HI + HIO
HIO HI + ę!O
Jod ciele człowieka znajduje się od 15 do 30 miligramów jodu. Większość jodu znajduje się
w gruczole tarczycy gdzie jest niezbędny do wytwarzania hormonów tarczycy, tyroksyny i
trójjodotyroniny. Hormony te regulują przemiany energetyczne, wzrost, rozmnażanie, syntezę
białek, regenerację skóry, wzrost włosów, rozwój i pracę mózgu oraz układu nerwowego.
Tyroksyna, wraz z insuliną i chromem regulują intensywność przemian energetycznych w
komórkach, powodując syntezę ATP w mitochondriach komórkowych. Niedoczynność
tarczycy powoduje zmęczenie i brak energii, zaburzenia pamięci i sprawności intelektualnej,
depresję, dreszcze, bóle stawów, upośledzenie słuchu, wypadanie włosów, podatność na
przeziębienia i infekcje dróg oddechowych, objawy przyspieszonego starzenia się.
Niskie spożycie jodu prowadzi do niedoczynności tarczycy i powstania na szyi wola
endemicznego oraz chorobę Parkinsona, raka tarczycy, nadmierne wytwarzanie estrogenu,
apatię, chroniczne zmęczenie, bezsenność drżenie kończyn, łamliwość włosów, marznięcie.
Niedobór jodu w okresie ciąży prowadzi do niedorozwoju płodu, bardzo silnego
niedorozwoju umysłowego i fizycznego, zwanego kretynizmem. Jeszcze kilkadziesiąt lat
temu przypadki takie były częste w rejonach górskich i podgórskich gdzie jod, bardzo dobrze
rozpuszczalny w wodzie, jest wypłukiwany przez wody opadowe. Zarówno woda jak i
żywność wyprodukowana na tych terenach nie posiada dostatecznej ilości jodu. Zalecane
dawki dzienne spożycia jodu wynoszą; niemowlęta do 6 miesiąca  40 mikrogramów, od 7
miesiąca do roku 50 mikrogramów, dzieci 2 do 6 lat  70 do 90 mikrogramów, 7 do 10 lat 
120 mikrogramów, młodzież i dorośli  150 mikrogramów, kobiety w ciąży  175
mikrogramów, matki karmiące  200 mikrogramów, chorzy na tarczycę  do 400
mikrogramów. Nadmiar powoduje nadczynność tarczycy i powstawanie wola, podobnego jak
przy niedoczynności. Efektem rozregulowania działania hormonów tarczycy jest
nadpobudliwość, przyspieszona akcja serca, przyspieszony metabolizm, nieodporność na
podwyższoną temperaturę, chudnięcie, niepokój i wytrzeszcz oczu.
Jodki powodują także zwiększenie przenikliwości naczyń włosowatych, a tym samym
ułatwiają wchłanianie uszkodzonych tkanek  zastosowanie w leczeniu gruz
licy kostnej i kiły.
Oprócz tych właściwości jodki i jodany obniżają lepkość, a tym samym zmniejszają ciśnienie
krwi. W nadciśnieniu, szczególnie połączonym z miażdżycą stosuje się: jodek sodu(I) i
potasu(I) oraz jodan(V) sodu(I).
Jodki podaje się zwykle doustnie, jodany  podskórnie.
W lecznictwie stosowane są takie związki jodu jak: jodyna (3% roztwór jodu w etanolu o
stężeniu ok. 90� (90 % obj.) z dodatkiem jodku potasu), jodoform(CHI3), jodopowidon
(Povidone iodine), Narii iodidum (NaI).
W przyrodzie związki jodu występują jako domieszka w saletrze chilijskiej (NaNO3), wodzie
morskiej i wodorostach.
Wykrywanie jonów jodkowych - I
1. AgNO3 + I �!AgI + NO3
�!AgI - jodek srebra(I), żółty, serowaty, rozpuszczalny w Na2S2O3, KCN,
nierozpuszczalny w roz. NH3�H2O, HNO3
2. Pb(NO3)2 + 2I �!PbI2 + 2NO3
�!PbI2 - jodek ołowiu(II), jasnożółty, rozpuszczalny w gorącej wodzie, KI
PbI2 + KI K[PbI3] trijodoołowian(II) potasu(I)
3. HgCl2 + 2I �!HgI2 + 2Cl
�!HgI2 - jodek rtęci(II), żółty, przechodzący w jasno-czerwony, rozpuszczalny w KI
HgI2 + 2KI K2[HgI4] tetrajodortęcian(II) potasu(I)
4. Właściwości redukujące jonów I
a. Cl2aq. lub Br2aq. w obecności CHCl3, CCl4
2I + Cl2 I2 + 2Cl
Wykonanie:
Próbę wykonać analogicznie jak przy wykrywaniu jonów Br . Warstwa organiczna
zabarwia się na kolor fioletowy od wydzielonego jodu.
Nadmiar wody chlorowej utlenia I2o do kwasu jodowego
I2 + 5Cl2 + 6H2O 2HIO3 + 10HCl
b. K2Cr2O7 (stały) w obecności stęż. H2SO4
K2Cr2O7 + 6HI + 4H2SO4 3I2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
Wydzielony jod zabarwia roztwór skrobi na kolor fioletowy.
JON TIOCYJANIANOWY (RODANKOWY) - SCN>
Jony tiocyjanianowe są anionami mocnego kwasu tiocyjanowego
(rodanowodorowego), trwałego w rozcieńczonych roztworach wodnych i alkoholowych.
Wolny kwas jest cieczą o ostrym zapachu. Wzór tego kwasu ze względu na następujące
powiązania atomów w cząsteczce piszemy HSCN lub HNCS.
H%S% C P% N lub H % N P% C P% S
Jon SCN> lub izomeryczny NCS> może koordynować z metalami przez siarkę M-SCN lub
przez azot M-NCS. Jest to przykład tzw. izomerii wiązania. Pierwiastki I okresu
przejściowego (Zn, Cd, Co, Ni, Cu(II), Cr, Fe, K, Na) wiążą się zwykle przez azot a II i III
okresu przez siarkę (Cu(I), Ag, Au, Hg, Pd, Pt, Tl).
W podręczniku dla uproszczenia określa się te jony symbolem SCN> .
Rodanki, sole kwasu tiocyjanowego (rodanowodorowego) są substancjami
krystalicznymi, stosunkowo łatwo rozpuszczalnymi w wodzie, oprócz AgSCN, CuSCN,
Pb(SCN)2, Hg2(SCN)2, Hg(SCN)2, TlSCN. Jony SCN- są amfoterami redoks.
Jony tiocyjanianowe są jednym z głównych składników śliny obok K+, Na+, Cl-,
HCO3- i PO43-. Rodanki znajdują zastosowanie w analizie chemicznej, fotografii, produkcji
barwników, przemyśle włókienniczym. Są trujące.
Wykrywanie jonów tiocyjanianiwych (rodankowych)  SCN>
1. Ag NO3 + SCN> �!AgSCN + NO3>
AgSCN  tiocyjanian srebra(I), biały
rozpuszczalny w nadmiarze tiocyjanianów, Na2S2O3, KCN, częściowo w NH3�H2O
�!AgSCN + 2 SCN> [Ag(SCN)3]2-
�!AgSCN + 2 CN> [Ag(CN)]> + SCN>
�!AgSCN + 2 NH4OH [Ag(NH3)2]> + SCN> + 2 H2O
2. Fe3+ + SCN> Fe(SCN)2+
Fe3+ + 6 SCN> Fe(SCN)63-
w środowisku kwasowym lub obojętnym tworzą się krwistoczerwone kompleksy (tzw.
smocza krew); po dodaniu eteru zabarwienie przechodzi do warstwy eterowej.
3. Reakcja Vogla  dodanie do roztworu o dużym stężeniu SCN> jonów Co2+ tworzą
się jony tetratiocyjanianokobaltu(II)  [Co(SCN)4)]2-, które rozpuszczają się w alkoholu
amylowym lub acetonie tworząc niebieską warstwę
Wykonanie:
Do 0,5 cm3 badanego roztworu dodać 3 krople Co(NO)3, 0,5 cm3 alkoholu
amylowego lub acetonu, wytrząsać. Niebieskie zabarwienie warstwy organicznej świadczy
o obecności jonów SCN> .
4. CuSO4 + 2 SCN> �!Cu(SCN)2 + SO42-
�!Cu(SCN)2  tiocyjanian miedzi (II), czarny
Uwaga! Początkowo powstaje szmaragdowe zabarwienie, a następnie wytrąca się czarny
osad.
5. Jon SCN> wobec MnO4> , Cr2O72-, NO2> , H2O2 w środowisku kwasowym jest
reduktorem
10 KSCN + 2 KMnO4 + 8 H2SO4 5 (SCN)2 + 2 MnSO4 + 6 K2SO4 + 8 H2O
6 KSCN + 16 HNO3 + 4 H2O 3 (NH4)SO4 + 3 K2SO4 + 6 CO2 + 16 NO
6. W obecności silnych reduktorów (Zn, Al, Mg) w środowisku kwasowym jon SCN>
jest utleniaczem
3 KSCN + 4 Al + 18 HCl 3 KCl + 4 AlCl3 + 3 NH4Cl + 3 H2S + 3 C
JON HEKSACYJANOŻELAZIANOWY(II)  [Fe(CN)6]4-
Jon [Fe(CN)6]4- jest anionem mocnego kwasu heksacyjanożelazowego(II)
H4[Fe(CN)6]. Kwas jest białą substancją, dobrze rozpuszczalną w wodzie, nietrwałą. Jego
sole z metalami alkalicznymi, wapniowcami i amonem są rozpuszczalne w wodzie a z
metalami ciężkimi praktycznie nie rozpuszczają się.
Heksacyjanożelazian (II) żelaza (III) tzw. błękit pruski, może być wykorzystywany jako
czynnik kompleksujący w zatruciach metalami ciężkimi, szczególnie radioaktywnym
cezem i talem (również talem nieradioaktywnym).
Często błękitowi pruskiemu przypisuje się wzór Fe4[Fe(CN)6]3. Jest to pewne uproszczenie,
gdyż substancja ta zawiera w swojej strukturze krystalicznej jony metali alkalicznych oraz
cząsteczki wody.
Zarówno kwas jak i jego sole wykazują właściwości redukujące.
Jon [Fe(CN)6]4- ma zabarwienie żółte.
Wykrywanie jonów heksacyjanożelazianowych(II )- [Fe(CN)6]4-
1. 4 AgNO3 + [Fe(CN)6]4- �!Ag4[Fe(CN)6] + 4 NO3Ż
�!Ag4[Fe(CN)6]  heksacyjanożelazian(II) srebra(I), biały
rozpuszczalny w KCN i Na2S2O3, nierozpuszczalny w HNO3 i NH3�H2O
2. 4 FeCl3 + 3 [Fe(CN)6]4- �!Fe4[Fe(CN)6]3 + 12 ClŻ
�!Fe4[Fe(CN)6]3  heksacyjanożelazian (II) żelaza(III) tzw.  błękit pruski
rozkłada się pod wpływem zasad
Fe4[Fe(CN)6]3 + 12 KOH 3 K4[Fe(CN)6] + 4�! Fe(OH)3 (brunatny osad)
W reakcji przeszkadzają jony SCN> . W ich obecności reakcje wykonujemy na bibule.
Wykonanie:
Na bibułę nakropić 3-4 krople roztworu FeCl3, następnie 2-3 krople H2SO4,
wysuszyć i nanieść krople badanego roztworu. Na środku pojawia się niebieska plama
�!Fe4[Fe(CN)6]3 a na brzegach bibuły czerwone zabarwienie związku kompleksowego
jonów Fe3+ z jonami SCN> .
3. 2 Fe2+ + [Fe(CN)6]4- �!Fe2[Fe(CN)6]
�!Fe2[Fe(CN)6]  biały osad, który po wpływem tlenu z powietrza przechodzi w
niebieski w wyniku tworzenia się tzw. błękitu pruskiego �!Fe4[Fe(CN)6]3
4. 2 Cu2+ + [Fe(CN)6]4- �!Cu2[Fe(CN)6]
 �!Cu2[Fe(CN)6]  czerwonobrunatny osad heksacyjanożelazianu(II) miedzi(II)
trudno rozpuszczalny w CH3COOH, rozpuszcza się w NH3�H2O barwiąc roztwór na
niebiesko
5. 3 HgCl2 + [Fe(CN)6]4- 3 Hg(CN)2 + Fe2+ + 6 Cl>
6. 5 [Fe(CN)6]4- + MnO4- + 8 H+ 5 [Fe(CN)6]3- + Mn2+ + 4 H2O
JON HEKSACYJANOŻELAZIANOWY(III)  [Fe(CN)6]3-
Jon [Fe(CN)6]3- jest anionem mocnego kwasu H3[Fe(CN)6]. Wolny kwas jest substancją
stałą, barwy brunatnej, dobrze rozpuszczalną w wodzie, trwalszą od H4[Fe(CN)6]. Jego sole
litowców i berylowców mają kolor brunatnożółty i są dobrze rozpuszczalne w wodzie,
natomiast sole pozostałych metali praktycznie są nierozpuszczalne.
Kwas heksacyjanożelazianowy (III) i jego sole są utleniaczami.
Jon [Fe(CN)6]3- ma zabarwienie żółtozielonkawe.
Wykrywanie jonów heksacyjanożelazianowych(III )- [Fe(CN)6]3-
1. 3AgNO3 + [Fe(CN)6]3- �!Ag3[Fe(CN)6] + 3 NO3Ż
�!Ag3[Fe(CN)6]  heksacyjanożelazian(III) srebra(I), pomarańczowoczerwony
rozpuszczalny w NH3�H2O i KCN
2. 3 FeCl2 + 2 [Fe(CN)6]3- �!Fe3[Fe(CN)6]2 + 6 ClŻ
�!Fe3[Fe(CN)6]2  heksacyjanożelazian (III) żelaza (II) tzw.  błękit Turnbulla
3. Jony Fe3+ nie tworzą osadu z jonami [Fe(CN)6]3-; powstaje brunatne zabarwienie
roztworu.
Fe3+ + [Fe(CN)6]3- Fe[Fe(CN)6]
4. 2 I> + 2 [Fe(CN)6]3- I2 + 2 [Fe(CN)6]4-
obecność wolnego jodu można wykryć kleikiem skrobiowym (zabarwienie niebieskie)
lub chloroformem (zabarwia się na fioletowo)
5. 3 Cu2+ + 2 [Fe(CN)6]3- �!Cu3[Fe(CN)6]2
�!Cu3[Fe(CN)6]2  heksacyjanożelazian (III) miedzi (II), zielony
Wykrywanie jonów ClŻ w obecności jonów BrŻ
Do osadu zawierającego AgCl, AgBr dodać 10 % roztworu (NH4)2CO3 i wytrząsać. W
wyniku hydrolizy (NH4)2CO3 w roztworze znajduje się pewna ilość amoniaku. Ilość ta jest
wystarczająca do rozpuszczenia AgCl. Następnie zawartość probówki odwirować. Roztwór
zawierający jony ClŻ zakwasić HNO3  powstający biały, osad świadczy o obecności jonów
ClŻ. Do osadu AgBr dodać wody chlorowej (lub chloraminy T) i chloroformu i wytrząsać.
Żółte do brązowego zabarwienie warstwy organicznej wskazuje na obecność jonów BrŻ.
2 AgBr + Cl2 ę!Br2+ �! 2 AgCl
Wykrywanie obok siebie jonów IŻ i BrŻ
A) Do ok. 2 cm3 badanego roztworu dodać parę kropli H2SO4 i 1-2 cm3
chloroformu oraz ok. 2 cm3 roztworu chloraminy T (lub wody chlorowej). Mieszać delikatnie
roztwór i obserwować zabarwienie warstwy chloroformowej. Zabarwienie jej na fioletowo
świadczy o obecności jonów IŻ, gdy po czasie barwa zmieni się na brunatną wskazuje na
obecność jonów BrŻ.
Schemat zachodzących reakcji: 2IŻ I2 2 HIO3 i następnie 2BrŻ Br2 2 HBrO3
B) 1 ml badanego roztworu odparować do sucha, dodać stałego K2Cr2O7
(dwukrotnie więcej w porównaniu z suchą pozostałością)oraz 6 kropli H2SO4. Wylot
probówki zakryć bibułą nasyconą odczynnikiem a) Schiffa - fiołkowa barwa wskazuje na
obecność BrŻ lub b) roztworem skrobi  zniebieszczenie świadczy o obecności jonu IŻ, i
całość ogrzewać.
Wykrywanie anionów SCNŻ i IŻ
Do mieszaniny jonów SCNŻ i IŻ dodać roztworu AgNO3. Do wytrąconego osadu
(AgSCN i AgI) dodać NH3�H2O. AgI nie rozpuszcza się a jony SCNŻ przejdą do roztworu.
W przesączu usuwa się jony Ag+ za pomocą AKT  wytrąca się czarny osad Ag2S, po
odwirowaniu przesącz badać na obecność SCNŻ.
II GRUPA ANIONÓW
JON AZOTANOWY (III)- NO2>
Jon NO2> jest anionem słabego kwasu azotowego (III)  HNO2. Kwas ten może
występować jedynie w wodnych, rozcieńczonych roztworach. Przy zatężaniu ulega reakcji
dysproporcjonowania.
3 HNO2 HNO3 + ę! 2 NO + H2O
W stanie wolnym jest nietrwały, na powietrzu utlenia się do kwasu azotowego (V)- HNO3.
Kwas azotowy (III) i jego sole wykazują właściwości utleniające i redukujące, są
amfoterami redoks.
Azotany (III) są rozpuszczalne w wodzie, z wyjątkiem azotanu (III) srebra (I)  AgNO2.
Wodne roztwory azotanów (III) wykazują odczyn zasadowy.
Azotan (III) sodu stosuje się w przemyśle spożywczym jako barwnik mięs i ryb oznaczony
symbolem E250. Zapobiega rozwojowi bakterii powodujących botulizm, Clostridium
botulinum. Dzienne spożycie nie powinno przekroczyć 0,06 mg na kg masy ciała,
niemowlęciom do 6 miesiąca życia nie powinien być podawany w ogóle. Przekroczenie tej
dawki może spowodować hiperaktywność i inne efekty uboczne. E250 jest potencjalnie
rakotwórczy, a w połączeniu z innymi związkami chemicznymi w warunkach panujących w
żołądku tworzy rakotwórcze nitrozaminy. W wielu krajach dodawanie go do żywności jest
zabronione. Azotanu (III) potasu (dodatek o symbolu E 252) stosuje się również do
konserwowania mięsa.
Wykrywanie jonów azotanowych (III)- NO2>
1. AgNO3 + NO2> �! AgNO2 + NO3Ż
�! AgNO2  Azotan(III) srebra (I), biały
rozpuszcza się w nadmiarze azotanu (III), gorącej wodzie i rozcieńczonym HNO3
2. NO2> + H2SO4 HSO4> + HNO2
3 HNO2 HNO3 + ę! 2 NO + H2O
2 NO + O2 ę! 2 NO2 (brunatny)
W wielu reakcjach identyfikacji jonu azotowego (III) wykorzystuje się jego
właściwości redukujące i utleniające:
NO2>
NO3> NO N2 NH3
w reakcji z KMnO4 w reakcji z I> lub Fe2+ w reakcji z NH4+ w reakcji z Al, Zn
3. 2 MnO4> + 5 NO2> 6 H+ 2 Mn2+ + 5 NO3> + 3 H2O
4. 2 I> + 2 NO2> + 4 H+ I2 + �! 2 NO + 2 H2O
5. NO2> + Fe2+ + 2 H+ Fe3+ + ę! NO + H2O
nadmiar jonów Fe2+ reaguje z NO, tworząc jon Fe(NO)2+ o brunatnym zabarwieniu
Fe2+ + NO Fe(NO)2+
Wykonanie:
Do nasyconego na zimno roztworu FeSO4 dodajemy parę kropel rozcieńczonego
H2SO4 i ostrożnie po ściankach probówki nawarstwiamy kilka kropel badanego roztworu. W
miejscu zetknięcia się roztworów pojawia się brunatna  obrączka . Reakcji tej przeszkadzają
jony SCN> , należy zamaskować je dodając jony F> , przeszkadzające jony J> , które utleniają
się do wolnego jodu J2, należy go zredukować dodając tiosiarczanu (VI) sodu  Na2S2O3.
Podobną reakcję tzw.  obrączkową daje jon NO3> , lecz w obecności stężonego H2SO4.
III GRUPA ANIONÓW
JON W
GLANOWY- CO32-
Jony węglanowe(IV) są anionami słabego, diprotonowego kwasu węglowego(IV) i
jego soli, zwanych węglanami(IV). Kwas węglowy(IV) jest słaby i nietrwały, łatwo rozpada
się na CO2 i H2O. Istnieje tylko w rozcieńczonych roztworach. Jako kwas diprotonowy
tworzy sole obojętne i wodorosole. Wodorowęglany i węglany obojętne metali alkalicznych
są rozpuszczalne w wodzie. Węglany berylowców i metali ciężkich są z reguły
nierozpuszczalne. Węglany występujące w organizmie ludzkim wchodzą w skład układów
buforowych H2CO3/NaHCO3, których zadaniem jest utrzymanie stałego pH krwi. Buforujący
układ węglanowy H2CO3 / NaHCO3 występujący we krwi przy pH = 7,4, posiada stosunek
kwasu węglowego do wodorowęglanów jak 1:20. Rola buforu węglanowego w utrzymaniu
równowagi kwasowo-zasadowej jest ściśle związana z czynnością narządu oddychania, a
powstający w wyniku reakcji kwas węglowy jest łatwo wydalany przez płuca w postaci CO2 i
H2O. Bufor węglanowy to najważniejszy bufor krwi: odpowiada za mniej więcej trzy czwarte
pojemności buforowej krwi.
Niektóre sole węglanowe są stosowane jako leki np. (NH4)2CO3  działa wykrztuśnie.
Węglany mogą być wykorzystywane również jako leki zobojętniające kwas solny w żołądku
(Antacida) np. wodorowęglan(IV) sodu(I) NaHCO3, CaCO3 strącony, węglan(IV)
magnezu(II) MgCO3.
Wykrywanie jonów węglanowych(IV) - CO32
1. 2 AgNO3 + CO32 �!Ag2CO3 + 2 NO3
�!Ag2CO3  węglan(IV) srebra(I), biały (po czasie żółknie), rozpuszczalny w HNO3,
NH3�H2O
Po ogrzaniu wydziela się brunatny Ag2O
Ag2CO3 �!Ag2O + ę!2 CO2
�!Ag2O - tlenek srebra(I), brunatny, nierozpuszczalny w nadmiarze odczynnika
2. BaCl2 + CO32 �!BaCO3 + 2Cl
�!BaCO3 - węglan(IV) baru(II), biały, rozpuszczalny w HNO3
3. Kwasy /HCl, H2SO4/ rozkładają węglany z wydzieleniem CO2 powodując tzw.
perlenie roztworu.
2 HCl + CO32 H2CO3 + 2Cl
H2CO3 H2O + ę!CO2
Wydzielający się CO2 powoduje zmętnienie wody wapiennej (roztwór Ca(OH)2) lub
wody barytowej (roztwór Ba(OH)2) na skutek wytrącania osadów:
ę!CO2 + Ca(OH)2 �!CaCO3 + H2O
JON SIARCZANOWY(IV)  SO32-
Jon SO32- jest anionem kwasu siarkowego (IV)  H2SO3 o średniej mocy, nietrwałego,
rozpada się z wydzieleniem SO2, istnieje tylko w roztworach wodnych. Jego sole  siarczany
(IV) są trudno rozpuszczalne w wodzie, oprócz siarczanów (IV) litowców i amonu. W
roztworach wodnych siarczany (IV) litowców hydrolizują wykazując odczyn zasadowy
(hydroliza anionowa). Kwas siarkowy (IV) i jego sole są reduktorami, a wobec silnych
reduktorów utleniaczami. Związki kwasu siarkowego (IV) znajdują zastosowanie w
przemyśle tekstylnym, garbarskim, winiarskim oraz spożywczym: siarczan(IV) sodu  E 221,
wodorosiarczan(IV) sodu  E 222, pirosiarczan(IV) sodu  E 223, pirosiarczan(IV) potasu  E
224, siarczan(IV) wapnia  E 226, wodorosiarczan(IV) wapnia  E 227, wodorosiarczan(IV)
potasu  E 228.
Wykrywanie jonów siarczanowych(IV) - SO32
1. 2 AgNO3 + SO32- �!Ag2SO3 + 2 NO3Ż
�!Ag2SO3  siarczan (IV) srebra (I) biały
rozpuszczalny w HNO3, CH3COOH, NH3�H2O
Ag2SO3 ogrzane z wodą na ściankach probówki tworzy tzw. lustro srebrowe
Ag2SO3 + H2O 2 �!Ag0 + H2SO4
Powstający �!H2SO3 rozkłada nadmiar �!Ag2SO3
�!Ag2SO3 + H2SO3 �!Ag2SO4 + H2O + ę! SO2
2. BaCl2 + SO32- �! BaSO3
�! BaSO3- siarczan(IV) baru, biały, rozpuszczalny na zimno w HNO3
HNO3 po zagotowaniu z BaSO3 utlenia go do trudno rozpuszczalnego osadu �! BaSO4.
3. SrCl2 + SO32- �!SrSO3 + 2 Cl�%
ż
�!SrSO3  biały nierozpuszczalny w CH3COOH; rozpuszczalny w HCl i rozc. HNO3
Reakcja powyższa odróżnia siarczany (IV) od tiosiarczanów (VI), które nie strącają się pod
wpływem jonów Sr2+.
4. Pb(CH3COO)2 + SO32- �! PbSO3 + 2 CH3COONa
�! PbSO3  biały osad, rozpuszczalny w HNO3 na zimno
5. ZnCl2 + SO32- �!ZnSO3 + 2 ClŻ
�!ZnSO3  biały, rozpuszczalny w kwasach i NH3� H2O
6. Kwasy: H2SO4, HNO3 wydzielają z siarczanów (IV) gazowy SO2
SO32- + 2 H+ ę! SO2 + H2O
Wydzielający się SO2 powoduje słabe perlenie w roztworze, odbarwia papierek zwilżony
roztworem jodu, nadmanganianu (VII) potasu lub fuksyny.
7. Właściwości redukujące SO32-
KMnO4 w środowisku kwasowym ulega odbarwieniu w obecności jonów SO32-
2 KMnO4 + 5 Na2SO3 + 3 H2SO4 K2SO4 + 2 MnSO4 + 5 Na2SO4 + 3 H2O
K2Cr2O7 w środowisku kwasowym i w obecności jonów SO32- zmienia barwę z
pomarańczowej na zieloną
K2Cr2O7 + 3 Na2SO3 + 4 H2SO4 K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 3 Na2SO4 + 4 H2O
W obecności halogenów (Cl2, Br2, I2) siarczany IV utleniają się do siarczanów VI , w wyniku
reakcji następuje zakwaszenie środowiska.
Na2SO3 + Cl2 + H2O 2 HCl + Na2SO4
Na2SO3 + Br2 + H2O 2 HBr + Na2SO4
Na2SO3 + I2 + H2O 2 HI + Na2SO4
Hg2(NO3)2 w obecności jonów SO32- redukuje się do metalicznej rtęci, która wydziela się w
postaci czarnego osadu.
Hg2(NO3)2 + Na2SO3 + H2O �! Hg + Na2SO4 + 2 HNO3
Roztwór KI3 (I2+ KI) w obecności jonów SO32- ulega odbarwieniu.
8. Właściwości utleniające SO32-
Wolne metale (Zn, Fe, Al., Mg) redukują w środowisku kwasowym jony SO32- do H2S, który
poznaje się po zapachu i sczernieniu bibuły nasyconej Pb(CH3COO)2
Na2SO3 + Zn + 4 H2SO4 ę! H2S + Na2SO4 + 3 ZnSO4 + 3 H2O
SnCl2 w środowisku silnie kwasowym i po podgrzaniu redukuje jony SO32- do H2S,
jednocześnie Sn2+ redukuje się do Sn4+ i tworzy się żółty osad SnS2.
2 Na2SO3 + 6 SnCl2 + 12 HCl �! SnS2 + 5 SnCl4 + 4 NaCl + 6 H2O
JON BORANOWY BO2-
Z kwasów borowych w stanie wolnym najbardziej znany jest kwas ortoborowy
H3BO3, potocznie zwany kwasem bornym. Jest to biała, krystaliczna (tworzy błyszczące
blaszki) substancja, słabo rozpuszczalna w zimnej wodzie a dobrze w gorącej. Kwas ten
należy do słabych kwasów, jego sole nie są znane. Natomiast znane są sole pochodzące od
kwasu metaborowego HBO2 i tetraborowego H2B4O7.
Borany są trudno rozpuszczalne w wodzie, oprócz boranów litowców i amonu. W roztworach
wodnych borany litowców hydrolizują (hydroliza anionowa) wykazując odczyn zasadowy.
Kwas ortoborowy H3BO3 ma działanie przeciwbakteryjne, znajduje zastosowanie w
lecznictwie w postaci roztworów (1%-3%), maści (1%-3%), maści do oczu (3%) i zasypek
(1%-10%). Stosowany jest tylko zewnętrznie (FP -Acidum boricum).
Sól sodowa kwasu tetraborowego Na2B4O7 tzw. boraks w wodzie hydrolizuje i zachowuje się
jak roztwór metaboranu, kwasu ortoborowego i NaOH.:
B4O72- + 3 H2O "! 2 BO2- + 2 H3BO3
BO2- + 2 H2O "! OHŻ + H3BO3
Czteroboran sodu Na2B4O7 (boraks) stosowany jest w farmacji jako środek konserwujący
krople do oczu  Natrii tetraboras (FP).
Wykrywanie jonów boranowych- BO2Ż (i B4O72-)
1. AgNO3+ BO2Ż �! AgBO2 + NO3-
�! AgBO2- metaboran srebra (I), biały,
rozpuszczalny w HNO3, NH3�H2O
Po ogrzaniu w wyniku hydrolizy powstaje brunatny osad Ag2O.
2 AgBO2 + 3 H2O �! Ag2O + 3 H3BO3
2. BaCl2 + 2 BO2Ż �! Ba(BO2)2
�! Ba(BO2)2- metaboran baru, biały, rozpuszczalny w HNO3, HCl i CH3COOH
3. Barwienie płomienia
Lotne sole boru zabarwiają płomień na kolor zielony. W przypadku soli nielotnych
należy przeprowadzić je w kwas ortoborowy, a następnie w ester metylowy lub etylowy.
Wykonanie:
W parownicy odparować do sucha ok. 2 cm3 analizy. Po ochłodzeniu do suchej
pozostałości dodać kilka kropel stężonego H2SO4 i ok. 1 cm3 alkoholu metylowego lub
etylowego. Zawartość parownicy zamieszać i podpalić. Powstały ester metylowy lub etylowy
kwasu ortoborowego pali się zabarwiając płomień na zielono.
Na2B4O7 + H2SO4 + 5 H2O 4 H3BO3 + Na2SO4
OH HOCH3 OCH3
/ /
B  OH + HOCH3 B  OCH3 + 3 H2O
\ \
OH HOCH3 OCH3
IV GRUPA ANIONÓW
JON FOSFORANOWY (V)  PO43-
Jony fosforanowe (V) są anionami triprotonowego kwasu fosforowego(V). W stanie
wolnym jest substancją stałą o temp. topnienia 40�C. H3PO4 jako kwas triprotonowy tworzy
sole obojętne i wodorosole. Najłatwiej zachodzi dysocjacja pierwszego etapu; kwas
fosforowy(V) w roztworach wodnych zachowuje się jak kwas średniej mocy. Sole
rozpuszczalne w wodzie: fosforany (V) potasowców oraz diwodorofosforany (V)
berylowców. Pozostałe fosforany (V) są nierozpuszczalne w wodzie.
Fosfor jest składnikiem organizmów żywych, zwierzęcych i roślinnych. Wchodzi w skład
białka i kości. W kościach występuje fosforan (V) wapnia (II). W fosfor bogata jest tkanka
mózgowa oraz nerwowa. Fosforanowy roztwór buforowy występuje we krwi. Składa się z
dwóch soli fosforanowych, a mianowicie NaH2PO4 i Na2HPO4. W omawianym układzie
fosforanowym decydującą rolę odgrywa stosunek diwodorofosforanów do
monowodorofosforanów. Jeśli wez
miemy ten układ jako bufor krwi, stosunek obydwu soli
układa się według równania;
NaH2PO4/Na2HPO4=1/4
NaH2PO4<=>Na++H2PO4-
Na2HPO4 <=> 2Na+ + HPO42-
Fosforany (V) sodu (mono-, di- i trisodu) stosowane są substancje zmiękczające wodę w
solach kąpielowych i środkach piorących. Sole te z kationami wapnia dają trudno
rozpuszczalne osady a alkaliczny odczyn roztworu prowadzi do zmydlenia tłuszczy.
W lecznictwie stosuje się: Codeine phosphate (fosforan kodeiny), Sodium dihydrophosphate
(NaH2PO4�2H2O), Sodium hydrophosphate (Na2HPO4�12 H2O), Aluminium phosphate
(Al3PO4), Calcium phosphate (Ca3(PO4)2)
Wykrywanie jonów fosforanowych(V) - PO43
1. 3AgNO3 + HPO42 �!Ag3PO4 + H+ + 3NO3
�!Ag3PO4 - fosforan (V) srebra (I) żółty osad
rozpuszczalny w roz. HNO3, CH3COOH, NH3�H2O
Ag3PO4 + 3 HNO3 3 AgNO3 + H3PO4
Ag3PO4 + 9 NH4OH 3 [Ag(NH3)2]OH + (NH4)3PO4 + 6 H2O
2. Ba/NO3/2 + HPO42 �!BaHPO4 + 2NO3
�!BaHPO4 - wodorofosforan (V) baru, biały osad
rozpuszczalny w roz. HNO3, HCl, CH3COOH.
W obecności NH3�H2O powstaje biały, bezpostaciowy osad fosforanu (V) baru - Ba3(PO4)2.
rozpuszczalny w HNO3, HCl i CH3COOH.
HPO42 + NH3�H2O PO43- + NH4+ + H2O
2 PO43- + 3 Ba2+ �! Ba3(PO4)2
3. Mieszanina magnezowa (MgCl2+ NH3�H2O + NH4Cl) wytrąca z roztworów biały,
krystaliczny osad
PO43 + Mg2+ + NH4+ �!MgNH4PO4
�!MgNH4PO4 - fosforan(V) amonu magnezu(II)  biały, krystaliczny, rozpuszczalny w
kwasach
4. Molibdenian (VI) amonu (NH4)2MoO4 w obecności stęż. HNO3 wytrąca na zimno
żółty, drobnokrystaliczny osad
Na2HPO4 + 12(NH4)2MoO4+23HNO3 �!(NH4)3[P(Mo3O10)4]+21NH4NO3+2NaNO3+12H2O
�!(NH4)3[P(Mo3O10)4]  tetrakis[trimolibdeniano(VI)] fosforan(V) triamonu, jasnożółty
rozpuszcza się w nadmiarze fosforanu (V)-przy wytrącaniu
należy stosować nadmiar odczynnika, wodorotlenkach i
NH3�H2O
5. FeCl3 + Na2HPO4 + CH3COONa �! FePO4 + CH3COOH + 3 NaCl
�! FePO4  fosforan (V) żelaza (III), żółty, rozpuszczalny w rozc. HCl
6. Bi(NO3)3 + Na2HPO4 �! Bi PO4 + 2 NaNO3 + HNO3
�! Bi PO4- fosforan (V) bizmutu (III), biały, krystaliczny, nierozpuszczalny w rozc.
HNO3
JON ARSENIANOWY (V)  AsO43-
Jon arsenianowi (V) jest jonem średniej mocy kwasu arsenowego  H3AsO4. Kwas ten
jest substancja stałą, krystaliczną, dobrze rozpuszczalną w wodzie. Sole arsenianów (V)
litowców i amonu dobrze rozpuszczają się w wodzie. Zarówno kwas jak i sole mają
właściwości utleniające.
Wykrywanie jonów arsenianowych(V) - AsO43
1. 3 AgNO3 + AsO43- �! Ag3AsO4 + 3 NO3Ż
�! Ag3AsO4  arsenian (V) srebra (I), czekoladowobrunatny, rozpuszczalny w HNO3,
CH3COOH, NH3�H2O
2. 3 BaCl2 + AsO43- �! Ba3AsO4
�! Ba3AsO4  arsenian (V) baru, biały bezpostaciowy
W reakcji tej powstaje również wodoroarsenian (V) baru  BaHAsO4, biały.
3. Mieszanina magnezowa (MgCl2+ NH3�H2O + NH4Cl) wytrąca z roztworów biały,
krystaliczny osad
AsO43- + Mg2+ + NH4+ �!Mg NH4 AsO4
�!Mg NH4 AsO4  arsenian (V) amonu magnezu, biały krystaliczny, rozpuszczalny w kwasach
4. Molibdenian (VI) amonu - (NH4)2MoO4 w obecności stęż. HNO3 wytrąca na gorąco
żółty, drobnokrystaliczny osad:
12(NH4)2MoO4+24 HNO3+Na3AsO4�!(NH4)3[As(Mo3O10)4]+21NH4NO3+3NaNO3+12 H2O
�!(NH4)3[As(Mo3O10)4] - tetrakis[trimolibdeniano(VI)arsenian (V) triamonu,
jasnożółty, rozpuszczalny w ługach i NH3�H2O
5. H2S lub AKT w środowisku mocno kwasowym wytrąca z roztworów żółty osad
mieszaniny As2S5, As2S3 i S, rozpuszczalny w HNO3, KOH, NaOH, (NH4)2S I (NH4)2CO3
(reakcje przy II grupie kationów).
6. 2 KI + H2SO4 + Na3AsO4 I2 + Na3AsO3 + K2SO4 + H2O
Reakcji towarzyszy zmiana zabarwienia roztworu na brunatne wskutek wydzielania I2.
Wykrywanie obok siebie jonów AsO43- i PO43-
Do badanego roztworu dodajemy mieszaniny magnezowej. Wytrącony osad 
MgNH3PO4 i MgNH3AsO4 odwirować i rozpuścić w ok. 2 ml rozcieńczonego HCl.
Otrzymany roztwór podzielić na dwie części. Do jednej dodać w nadmiarze roztwór
(NH4)2MoO4 i parę kropli stężonego HNO3. Wytrącenie się żółtego osadu świadczy o
obecności jonu PO43-. Do drugiej części dodać kilka kropel stężonego HCl i AKT. Wytrącenie
się żółtego osadu ( rozpuszczalnego w KOH) świadczy o obecności jonu AsO43-.
JON ARSENIANOWY (III)  AsO33-
Jon arsenianowy (III) pochodzi od kwasu arsenowego (III)  H3AsO3 , który w stanie
wolnym nie występuje. W roztworze wodnym obok kwasu H3AsO3 tzw. ortoarsenowego (III)
występuje też kwas metaarsenowy (III)  HAsO2.
H3AsO3 "! H2O + HAsO2
Kwas arsenowy (III) i jego sole mają właściwości redukujące.
Wykrywanie jonów arsenianowych(III) - AsO33
1. 3 AgNO3 + Na3AsO3 �! Ag3AsO3 + 3 NaNO3
�! Ag3AsO3- arsenian (III) srebra (I), żółty, rozpuszczalny w HNO3, CH3COOH, NH3�H2O
2. Jony Ba2+ wytracają z amoniakalnych roztworów osad z arsenianem (III)
3 BaCl2 + 2 Na3AsO3 �! Ba3(AsO3)2 + 6 NaCl
�! Ba3(AsO3)2  arsenian (III) baru, biały, rozpuszczalny w rozc. kwasach mineralnych
3. 2 Na3AsO3 + 3 H2S 6 HCl �! As2S3 + 6 NaCl + 6 H2O
�! As2S3  siarczek arsenu (III), żółty, rozpuszczalny w KOH, NaOH, stęż. HNO3
4. Mieszanina magnezowa (MgCl2+ NH3�H2O + NH4Cl) wytrąca osad jedynie z
roztworów bardzo stężonych. Reakcja ta pozwala na odróżnienie arsenianów (III) od
arsenianów (V) i fosforanów (V).
5. Molibdenian (VI) amonu - (NH4)2MoO4 nie wytrąca osadu z arsenianem (III)
6. 2 Na3AsO3 +3 CuSO4 �!Cu3(AsO3)2 + 3 Na2SO4
�!Cu3(AsO3)2  arsenian (III) miedzi (II), tzw. zieleń Scheelego (zieleń szwedzka)
7. Na3AsO3 + H2O2 Na3AsO4 + H2O
8. 5 Na3AsO3 + KMnO4 + H2SO4 5 Na3AsO4 + 2 MnSO4 + K2SO4 + 3 H2O
9. 3 Na3AsO3 + 2 HNO3 3 Na3AsO4 + 2 NO + H2O
JON CHROMIANOWY (VI)  CrO42-
JON DICHROMIANOWY (VI)  Cr2O72-
Są to aniony kwasów istniejących tylko w roztworach wodnych. Większość soli
chromianów (VI) i dichromianów (VI) jest nierozpuszczalna w wodzie. Do rozpuszczalnych
należą sole litowców, wapnia magnezu i amonu.
W środowisku kwasowym chromiany (VI) przechodzą w dichromiany (VI), czemu
towarzyszy zmiana barwy roztworu z żółtej na pomarańczową:
2 CrO42- + 2 H+ Cr2O72- + H2O
W środowisku zasadowym zachodzi proces odwrotny, obserwujemy zmianę barwy
pomarańczowej na żółtą:
Cr2O72- + 2 OHŻ 2 CrO42- + H2O
Chromiany (VI) i dichromiany (VI) należą do silnych utleniaczy.
Wykrywanie jonów CrO42- i Cr2O72-
1. 2 AgNO + CrO42- �! Ag2CrO4 + 2 NO3Ż
�! Ag2CrO4- chromian(VI) srebra(I), brunatnoczerwony
rozpuszczalny w HNO3, NH3�H2O
nierozpuszczalny w CH3COOH
2 AgNO + Cr2O72- �! Ag2Cr2O7
�! Ag2CrO7  dichromian (VI) srebra (I), czerwonobrunatny
�! Ag2CrO7 szybko przechodzi w �! Ag2CrO4
�! Ag2CrO7 + H2O �! Ag2CrO4 + H2CrO4
2. BaCl2 + CrO42- �! BaCrO4
2 BaCl2 + Cr2O72- + H2O �! 2 BaCrO4 + 2 HCl + 2 ClŻ
�! BaCrO4  chromian (VI) baru, żółty
rozpuszczalny w rozc. HNO3, HCl
nierozpuszczalny w CH3COOH
Podczas wytrącania osadu z roztworu dichromianu (VI) należy dodać CH3COONa w
celu związania powstającego HCl.
3. Pb2+ + CrO42- �! PbCrO4
2 Pb2+ + Cr2O72- + H2O �!2 PbCrO4 + 2 H+
�! PbCrO4  chromian (VI) ołowiu (II), żółty
Osad ma charakter amfoteryczny, łatwo rozpuszcza się w HNO3 i w mocnych zasadach:
�! 2 PbCrO4 + 4 H+ 2 Pb2+ + H2Cr2O7
�! PbCrO4 + 4 OHŻ Pb(OH)42- + CrO42-
4. Hg22+ + CrO42- �! Hg2CrO4
�! Hg2CrO4  chromian (VI) dirtęci (I), brunatny, bezpostaciowy, podczas
ogrzewania przechodzi w jaskrawoczerwony, krystaliczny.
5. Reduktory w środowisku kwasowym redukują jony CrO42- i Cr2O72- do jonów Cr3+,
czemu towarzyszy zmiana barwy roztworu z żółtej lub pomarańczowej na fioletową lub
zieloną.
Schemat zachodzących reakcji przedstawia się następująco:
 H2O2 O2
HNO2 HNO3
H2SO4 H2SO4
K2Cr2O7 + + H2SO4 K2SO4+ Cr2(SO4)3 + + H2O
H3PO3 H3PO4
FeSO4 Fe2(SO4)3
H2S S0
Cr6+ + 3 e Cr3+
reduktor  e reduktor utleniony
JON TIOSIARCZANOWY (VI)  S2O32-
Jon tiosiarczanowi (VI) jest anionem mocnego kwasu tiosiarkowego (VI)- H2S2O3,
który nie występuje w stanie wolnym, ponieważ jest bardzo nietrwały:
H2S2O3 H2O + SO2 + S
Sole tego kwasu - tiosiarczany (VI)- są trwałe. Większość z nich jest dobrze
rozpuszczalna w wodzie. Do nierozpuszczalnych należą tiosiarczan (VI) baru, miedzi (II),
ołowiu (II) i srebra (I).
Jon tiosiarczanowi (VI) ma właściwości redukujące wskutek obecności jednego atomu
siarki na -2 stopniu utlenienia.
2-
O
ę! 6+ 2-
O  S S
|
O
Jon S2O32- utlenia się wobec silnych utleniaczy do jonu siarczanowego (VI)- SO42-, a wobec
słabych do tetrationianowego- S4O62-.
2-
O O
ę! 1- 1- ę!
O �!S S - S - S O
| |
O O
Wykrywanie jonów tiosiarczanowych(VI)  S2O32-
1. Odczynnik grupowy AgNO3 wytrąca biały osad tiosiarczanu (VI) srebra (I)  Ag2S2O3,
który łatwo rozpuszcza się w nadmiarze tiosiarczanu (VI):
2 AgNO3 + S2O32- �! Ag2 S2O3
Ag2 S2O3 + 3 S2O32- 2[Ag(S2O32-)2]3-
Ag2S2O3 pod wpływem wody szybko żółknie i czernieje tworząc ostatecznie Ag2S:
Ag2S2O3 + H2O �!Ag2S + H2SO4
2. BaCl2 + S2O32- �! BaS2O3 + ClŻ
�! BaS2O3 - tiosiarczan (VI) baru, biały, krystaliczny, rozpuszczalny w gorącej wodzie, rozc.
HCl, HNO3
Podczas rozpuszczania w kwasach wydziela się siarka.
3. KMnO4 w środowisku kwasowym utlenia jon S2O32- do jonu SO42-, a w środowisku
zasadowym do jonu S4O62- :
5 Na2S2O3 + 8 KMnO4 +12H2SO4 10 NaHSO4 + 8 MnSO4 + 4 K2SO4 + 7 H2O
6 Na2S2O3 + 2 KMnO4 + 4 H2O 3 Na2S4O6 + 2 MnO2 + 2 KOH + 6 NaOH
4. I2 + 2 Na2S2O3 2 NaI + Na2S4O6
5. FeCl3 + Na2S2O3 Na [Fe(S2O3)2] + 3 NaCl
FeCl3 tworzy z tiosiarczanami (VI) nietrwały kompleks o fioletowej barwie, która po chwili
zanika skutek redukcji Fe3+ do Fe2+ i utworzenia tetrationianu.
[Fe(S2O3)2]Ż + Fe3+ 2 Fe2+ + S4O62-
6. Hg2(NO3)2 + 2 Na2S2O3 �!2 Hg + Na2S4O6 + 2 NaNO3
7. 2 CuSO4 + 3 Na2S2O3 Cu2S2O3 + Na2S4O6 + 2 NaSO4
Cu2S2O3 + H2O �! Cu2S + H2SO4
8. Właściwości utleniające tiosiarczanu (VI):
- wolne metale (Zn, Fe, Al., Mg) redukują w środowisku kwasowym tiosiarczany
(VI) do H2S, który poznaje się po zapachu i sczernieniu bibuły nasączonej Pb(CH3COO)2.
4Zn + Na2S2O3 + 5 H2SO4 ę! 2 H2S + 4 ZnSO4 + Na2SO4 + 3 H2O
- SnCl2 ogrzewany z tiosiarczanami (VI) w środowisku silnie kwasowym redukuje je
do H2S; Sn2+ utlenia się w tej reakcji do Sn4+ i tworzy żółty osad SnS2.
6 SnCl2 + 2 Na2S2O3 + 12 HCl �! SnS2 + 2 S + 5 SnCl4 + 4 NaCl + 6 H2O
V GRUPA ANIONÓW
JON AZOTANOWY (V)- NO3>
Jony azotanowe(V) są anionami mocnego kwasu azotowego(V) i jego soli. Kwas
azotowy(V) i azotany(V) są silnymi utleniaczami. Wszystkie azotany(V), z wyjątkiem
niektórych tlenosoli np. BiONO3 (azotan(V) bizmutynu) są dobrze rozpuszczalne w wodzie.
Niektóre azotany(V) znalazły zastosowanie w lecznictwie np. nitrogliceryna 
bezpośrednio rozszerza naczynia krwionośne i jest wykorzystywana w leczeniu choroby
wieńcowej. Azotan(V) srebra (I)- AgNO3 (Argenti nitri FP) tzw. lapis, posiada właściwości
utleniające i bakteriobójcze. W lecznictwie stosuje się wiele substancji leczniczych w postaci
soli azotowych(V): Isosorbide dinitrate i mononitrate, Naphazoline nitrate, Econazole
nitrate, Fentoconazole nitrate, Glyceryl trinitrate Azotan(V) sodu NaNO3 (saletra chilijska)
stosowany jest jako konserwant żywności - symbol E 251. Azotan(V) wapnia Ca(NO3)2
(saletra norweska) jest stosowany jako nawóz sztuczny.
Wykrywanie jonów azotanowych(V) - NO3
AgNO3 oraz BaCl2 nie wytrącają osadów z roztworów zawierających jony azotanowe(V)
1. H2SO4 stężony rozkłada azotany (V) z wydzieleniem brunatnego gazu NO2 o
gryzącym zapachu:
H2SO4 + 2 NaNO3 2 HNO3 + Na2SO4
4 HNO3 ę! 4 NO2 + ę! O2 + 2 H2O
Wykonanie:
Próbkę badanego roztworu odparować prawie do sucha i dodać parę kropel stężonego H2SO4.
W reakcji przeszkadzają jony NO2Ż ( też się rozkładają) oraz BrŻ i IŻ utleniające się do Br2, I2
 brunatne dymy.
Reakcję należy wykonać pod wyciągiem.
2. Właściwości utleniające azotanów (V) reakcja  obrączkowa
2 NaNO3 + 6FeSO4 + 4H2SO4 ę!2NO + 3Fe2(SO4)3 + Na2SO4 + 4 H2O
Powstający tlenek azotu(II) łączy się z nadmiarem FeSO4
ę!NO + FeSO4 Fe(NO)SO4
brunatny siarczan nitrozylożelaza(II)
Wykonanie:
Przygotować nasycony roztwór soli żelaza(II) przez rozpuszczenie stałego FeSO4 w
niewielkiej ilości wody. Ok. 0,5 cm3 tak przygotowanego roztworu przenieść do probówki i
ostrożnie nawarstwić po ściance stęż. H2SO4 do uzyskania dwóch warstw. Następnie pipetką
na granicę warstw wkroplić badany roztwór.
Powstanie brunatnej  obrączki świadczy o obecności jonów NO3 (przy niskim
stężeniu NO3  obrączka ma barwę fioletową).
Reakcja  obrączkowa zachodzi również z jonami NO2 . Do wykonania próby należy jednak
użyć kwasu siarkowego o stęż. 1 mol/dm3.
3. Zn, Al lub stop Dewarda (50% Cu, 45% Al, 5% Zn) w środowisku zasadowym
redukują azotany (V) do amoniaku, który można wykryć po zapachu lub zabarwieniu
zwilżonego papierka uniwersalnego na niebiesko.
NaNO3 + 4 Zn + 7 NaOH ę! NH3 + 4 Na2ZnO2 + 2 H2O
4. Mg, Zn i inne metale w środowisku kwasowym redukują azotany(V) do azotanów (III)
NaNO3 + Zn + 3 CH3COOH HNO2 + Zn(CH3COO)2 + CH3COONa + H2O
Wykonanie:
Ok. 1 ml roztworu zakwasić 6 mol/l CH3COOH i dodać szczyptę sproszkowanego Zn
lub Mg. Jon NO2Ż możemy wykryć reakcjami podanymi uprzednio np. z KI (azotany (V) w
odróżnieniu od azotanów (III), nie utleniają IŻ do I2).
JON MANGANIANOWY (VII)- MnO4>
 Jony manganianowe(VII) są anionami mocnego kwasu manganowego(VII), który nie
występuje w stanie wolnym (tylko jako roztwór wodny). Znane są natomiast jego sole, które
dobrze rozpuszczają się w wodzie  manganiany(VII). Wodne roztwory manganianów(VII)
mają barwę fioletową. Najbardziej znaną solą kwasu manganowego(VII) jest manganian(VII)
potasu(I), KMnO4 posiada silne własności bakterio- i grzybobójcze. Stosowany często jako
środek odkażający. Pastylki lub kryształki tego związku (Kalii permanganas FP) są m.in.
stosowane do odkażania wody do mycia, w maściach skuteczny w grzybicy powierzchownej
stóp, do odkażania gardła oraz w preparatach do odkażania ran, owrzodzeń. Po zetknięciu się
z substancją organiczną rozkłada się uwalniając tlen i dwutlenek manganowy. Powstający tlen
atomowy działa słabo odkażająco i odwadniająco. Dwutlenek manganowy działa ściągająco
na tkanki. Powoduje brązowe zabarwienie skóry. Zewnętrznie stosowane są roztwory od 0,02
do 0,1%, w dermatologii do 1%. W niższych stężeniach może być używany do płukania
żołądka przy zatruciach cyjankami, fosforem lub alkaloidami.
Manganian (VII) jest bardzo silnym utleniaczem. KMnO4 działa utleniająco w środowisku
kwasowym, obojętnym i zasadowym w stężeniach 1:1000 do 1:5000.
Wykrywanie jonów manganianowych(VII) - MnO4
AgNO3 oraz BaCl2 nie wytrącają osadów z roztworów zawierających jony MnO4
1. Zanik fioletowej barwy, pod wpływem reduktorów i w środowisku kwasowym
(H2SO4) jest główną reakcją analityczną do identyfikacji jonów manganianowych (VII).
Następujące reduktory:
aniony: Cl , Br , I , SCN , [Fe/(CN)6]4 , NO2 , S2 , SO32 , C2O42 , C4H4O62 , S2O32 oraz
kationy: Hg22+, Sn2+, Fe2+ a także H2O2 redukują jony MnO4 do Mn2+, powodując
odbarwienie roztworu.
KMnO4 + reduktor + H2SO4 K2SO4 + MnSO4 + utleniony reduktor + H2O
2. Stężony HCl ogrzewany z roztworem manganianu (VII) wydziela Cl2
2KMnO4 + 16HCl 2KCl + 2MnCl2 + ę!5Cl2o + 8H2O
Wykonanie:
Badany roztwór odparować w probówce do sucha i ochłodzić. Następnie dodać 1-2
krople stężonego HCl. Wydziela się żółto-zielony gaz (Cl2)o nieprzyjemnym zapachu.
3. Roztwór KOH ogrzewany z roztworem manganianu (VII) tworzy zielony roztwór
manganianu (VI) i wydziela się tlen.
4 KMnO4 + 2 KOH 2 K2MnO4 + 2 H2O + ę!O2
4. Ogrzewanie stałego KMnO4 w probówce powoduje wydzielenie tlenu a pozostaje
K2MnO4 i MnO2. Po dodaniu małej ilości wody i przesączeniu otrzymuje się zielono
zabarwiony roztwór.
2 KMnO4 Ż#T K2MnO4 + MnO2 + ę! O2
Ż#
VI GRUPA ANIONÓW
JON SIARCZANOWY (VI)- SO42-
Jon SO42- jest anionem mocnego, dwuprotonowego kwasu. Czysty stężony H2SO4
(98%) jest oleistą, higroskopijną cieczą o silnych utleniających właściwościach (w
odróżnieniu od kwasu rozcieńczonego i jego soli). Jest to kwas trudno lotny, dlatego może
wypierać podczas ogrzewania również mocne ale lotne kwasy  HCl, HNO3. Siarczany (VI)
są na ogół dobrze rozpuszczalne w wodzie oprócz siarczanu (VI) wapnia, strontu, baru,
ołowiu(II), srebra (I) i rtęci(I). Siarczan (VI) magnezu tzw. sól gorzka ma zastosowanie w
lecznictwie (Magnesii sulfas FP) jako środek przeczyszczający, podobne zastosowanie ma
siarczan (VI) sodu tzw. sól glauberska (Natrii sulfas i Natrii sulfas anhydricum FP). Siarczan
(VI) baru (Barii sulfas FP) stosuje się jako kontrast w rentgenodiagnostyce. Siarczan (VI)
magnezu i sodu maja właściwości higroskopijne i są stosowane jako środki suszące. Siarczan
miedzi wykazuje działanie bakteriobójcze, ściągające oraz silnie grzybobójcze. W większych
stężeniach działa drażniąco i żrąco. Podany per os wywołuje efekt wymiotny wskutek
drażniącego oddziaływania na błonę śluzową żołądka. Dawniej stosowany bardzo
powszechnie jako środek wywołujący wymioty (obok apomorfiny, apokodeiny, emetyny
czyli metylocefaliny i in.). Znalazł obecnie zastosowanie w dermatologii jako antimycoticum
localium (m.in. grzybice skóry, niekiedy grzybicze zapalenie jamy ustnej, grzybice oczu i
paznokciowe), adstringens i antisepticum. Również do przyżegania, np. grudek jaglicowych,
bujań naskórka, z
le gojących się ran. Może być wykorzystany jako emeticum w zatruciach,
zwłaszcza związkami fosoforu. W lecznictwie stosuje się: Atropinum sulfuricum (siarczan
atropiny), Chinidinum sulfuricum (siarczan chinidyny). CuSO4 poza lecznictwem znajduje
zastosowanie m.in. w ogrodnictwie i weterynarii. Stosuje się jako substancję owadobójczą i
grzybobójczą oraz do zwalczania chwastów.
Wykrywanie jonów siarczanowych (VI)- SO42-
AgNO3 nie wytrąca osadów z roztworów zawierających jony SO42-
1. BaCl2 + Na2SO4 �! BaSO4 + 2 NaCl
�! BaSO4  siarczan (VI) baru, biały, krystaliczny
nierozpuszczalny w HCl, HNO3
rozpuszczalny w H2SO4 na gorąco
2. Pb(CH3COOH)2 + Na2SO4 �! PbSO4 + 2 CH3COONa
�! PbSO4  siarczan (VI) ołowiu (II), biały, krystaliczny, nierozpuszczalny w HNO3,
rozpuszczalny w stęż. HCl, stęż. H2SO4, stęż. KOH, CH3COONH4
3. Reakcja heparowa  redukcja siarczanów do siarczków. Prażenie suchej
(odparowanej) próbki zawierającej siarczany (VI) z węglanem sodu i węglem prowadzi do
powstania siarczków:
BaSO4 + Na2CO3 + 4 C BaCO3 + ę! 4CO + Na2S
Otrzymany stop zwilżony wodą zabarwia srebrną blaszkę na czarno w wyniku powstania
Ag2S
2 Na2S + 4 Ag + 2 H2O + O2 2 Ag2S + 4 NaOH
4. Wykrywanie jonu SO42- w nierozpuszczalnych solach (np. BaSO4, SrSO4, PbSO4,
CaSO4, Hg2SO4). W tym celu nierozpuszczalną sól należy gotować ze stężonym Na2CO3 lub
stapiać ze stałym Na2CO3:
BaSO4 + Na2CO3 �! BaCO3 + Na2SO4
W ten sposób anion SO42- zostaje przeprowadzony do roztworu a kation pozostaje w osadzie.
5. Cu, H2S, HI, HBr redukują stężony kwas siarkowy (VI) do SO2:
Cu + 2 H2SO4 ę! SO2 + CuSO4 + 2 H2O
H2S + H2SO4 ę! SO2 + S + 2 H2O
2 HBr + H2SO4 ę! SO2 + Br2 + 2 H2O
2 HI + H2SO4 ę! SO2 + I2 + 2 H2O
6. Zn, Fe, HI redukują stężony kwas siarkowy (VI) do H2S
4 Zn + 5 H2SO4 ę! H2S + ZnSO4 + 4 H2O
8 Fe + 15 H2SO4 ę! 3 H2S + 4 Fe2(SO4) + 12 H2O
8 HI + H2SO4 ę! H2S + 4 I2 + 4 H2O
Wydzielający się H2S czerni bibułę zwilżoną Pb(CH3COOH)2  powstaje PbS.
JON FLUORKOWY - FŻ
Jon FŻ jest anionem słabego kwasu (najsłabszego wśród beztlenowych kwasów
fluorowców) fluorowodorowego HF. W wodnych rozcieńczonych roztworach występuje
jako monomer i dysocjuje w małym stopniu. Ze zwiększeniem stężenia wzrasta moc kwasu,
ponieważ cząsteczki HF ulegają asocjacji tworząc dimery H2F2, które łatwo dysocjują:
H2F2 H+ + HF2Ż
HF2Ż H+ + F22Ż
Czysty kwas fluorowodorowy jest bezbarwną, łatwo lotną cieczą (temp. wrzenia
19,4�C); Z=9; masa molowa 18,99 g/mol; stopnie utlenienia  I, I, III, V, VII. Pary
fluorowodoru maja ostry zapach i są silnie trujące. HF łatwo reaguje z SiO2 ( trawi szkło)
z tego względu przechowuje się go w naczyniach z tworzyw sztucznych np.
polietylenowych lub szklanych pokrytych wewnątrz parafiną. W wodzie rozpuszczalne są
fluorki amonu, glinu, chromu (III), żelaza (III), rtęci (II), srebra, bizmutu (III), cyny (II i
IV) oraz cyny(IV). Do trudno rozpuszczalnych zaliczamy fluorki: berylowców, cynku,
manganu (II), niklu (II), kobaltu (II), żelaza (II), ołowiu (II), miedzi (I) oraz kadmu (II).
Rozpuszczalne fluorki mają silne działanie toksyczne.
Niektóre związki fluoru znajdują zastosowanie w lecznictwie. Fluorek sodu (Natrii
Fluoridum FP) stosuje się w zapobieganiu próchnicy i osteoporozie. Nieorganiczny fluorek
cyny (II) jest od wielu lat znany ze swojego działania antybakteryjnego oraz
powstrzymywania powstawania i rozwoju płytki nazębnej. Znany jest jednak również fakt
jego niestabilności w roztworach wodnych. Dzięki połączeniu fluorku cyny (II)
z aminofluorkiem dochodzi do jego stabilizacji. Jest on uwalniany przez aminofluorek
dopiero w jamie ustnej, gdzie zaczyna działać antybakteryjnie. Związek aminofluorku
i fluorku cyny (II) jest związkiem półtrwałym. Antybakteryjne właściwości obu fluorków
są w nim wzmocnione dzięki efektowi synergii.
Wykrywanie jonów fluorkowych- FŻ
AgNO3 nie wytrąca osadów z roztworów zawierających jony FŻ
1. BaCl2 + Na2F2 �!BaF2 + 2 NaCl
�!BaF2  fluorek baru, biały, galaretowaty, trudno rozpuszczalny w kwasach mineralnych,
rozpuszczalny na gorąco w stęż. HCl, HNO3, nierozpuszczalny w CH3COOH
2. Jony Ca2+ i Sr2+ wytrącają białe śluzowate osady, rozpuszczalne w kwasach
mineralnych:
CaCl2 + Na2F2 �! CaF2 + 2 NaCl
3. Reakcja  trawienia szkła:
Wykonanie:
Kilka kropel badanego roztworu odparować do sucha na szkiełku zegarkowym. Do
suchej pozostałości dodać 1 kroplę stężonego H2SO4. Po upływie 15-20 min w kropli kwasu
można zauważyć pęcherzyki gazu (SiF4). Po następnych 15 min zmyć kwas i płytkę wytrzeć.
W miejscu obserwowanej reakcji szkło matowieje lub pozostają ślady po wytrawieniu.
CaF2+ H2SO4 ę! H2F2 + CaSO4
3 H2F2 + SiO2 H2SiF6 + 2 H2O
H2SiF6 ę! SiF2 + ę! H2F2
W reakcji tej przeszkadza obecność boranów i krzemianów.
4. Reakcja Feigla
Wykonanie:
Do probówki dodać kilka kropel stężonego H2SO4 i parę kryształków K2Cr2O7, ogrzać
i gorący roztwór wylać nad płytką szklaną. Na równomiernie zwilżoną płytkę dodać 1 kroplę
badanego roztworu. W przypadku obecności fluorków cienka warstwa roztworu skupia się w
kroplę, podobnie jak kropla wody na tłustej powierzchni. W reakcji tej tworzy się warstewka
fluorowodoru.
5. Jony FŻ odbarwiają czerwony kompleks Fe(SCN)63- (tzw. smocza krew)
Fe(SCN)63- + 6 FŻ FeF62- + 6 SCNŻ
IDENTYFIKACJA WYBRANYCH FARMAKOPEALNYCH ZWI
ZKÓW
NIEORGANICZNYCH
W Farmakopei Polskiej VI wymienionych jest wiele związków nieorganicznych
mających zastosowanie jako substancje lecznicze, diagnostyczne lub pomocnicze. Są to
głównie takie związki jak sole, wodorotlenki, kwasy i tlenki.
W celu identyfikacji badanego związku najpierw określamy jego barwę i zapach oraz
postać, czy jest krystaliczny lub bezpostaciowy. Zgodnie z farmakopeom substancja jest
krystaliczna, gdy nieuzbrojonym okiem lub pod lupą przy powiększeniu 6 razy widoczne są
kryształy. Substancja drobnokrystaliczna to taka, której kryształy są widoczne pod
mikroskopem przy powiększeniu 200-krotnym. W przypadku, gdy kryształy nie są widoczne
nawet pod mikroskopem przy powiększeniu 200-krotnym mówimy o substancji
bezpostaciowej.
Zabarwienie substancji stałych określa się po ich sproszkowaniu, oglądając w
rozproszonym świetle dziennym na matowym białym tle.
Następnie sprawdzamy rozpuszczalność. Najpierw w wodzie o temperaturze
pokojowej, po podgrzaniu a następnie w rozcieńczonych kwasach HCl, HNO3, CH3COOH i
H2SO4 i stężonych oraz w wodzie królewskiej i w zasadach. Jeżeli badany związek
rozpuszcza się w HCl i HNO3 to korzystniej jest zastosować kwas azotowy V, bowiem
chlorki są bardziej lotne od azotanów. Następnie przez odparowanie usuwa się nadmiar
rozpuszczalnika i rozcieńcza wodą destylowaną. Po rozpuszczeniu związku w wodzie należy
zbadać pH roztworu.
W farmakopei pojęcia dotyczące rozpuszczalności mają charakter orientacyjny. Stosuje się
następujące pojęcia:
f&  bardzo łatwo rozpuszczalny  1cz. rozpuszcza się w mniej niż 1 cz. rozpuszczalnika
f&  łatwo rozpuszczalny - 1cz. rozpuszcza się w 1 do 10 cz. rozpuszczalnika
f&  rozpuszczalny - 1cz. rozpuszcza się w 10 do 30 cz. rozpuszczalnika
f&  dość trudno rozpuszczalny - 1cz. rozpuszcza się w 30 do 100 cz. rozpuszczalnika
f&  trudno rozpuszczalny - 1cz. rozpuszcza się w 100 do 1000 cz. rozpuszczalnika
f&  bardzo trudno rozpuszczalny - 1cz. rozpuszcza się w 1000 do 10000 cz. rozpuszczalnika
f&  praktycznie nierozpuszczalny - 1cz. rozpuszcza się w więcej niż 10000 cz.
rozpuszczalnika
Po przeprowadzeniu badanej substancji do roztworu należy podjąć próbę identyfikacji
jonów wchodzących w jej skład. Analizę anionów należy rozpocząć od określenia obecności
reduktorów bądz
utleniaczy.
Wykrywanie reduktorów roztworem KMnO4
Do ok. 1 cm3 badanego roztworu dodać kroplami rozcieńczony H2SO4 do zakwaszenia i
następnie dodać ok. 0,5 cm3 rozcieńczonego roztworu KMnO4. Jeżeli na zimno nie następuje
odbarwienie, roztwór ogrzewa się do wrzenia. Odbarwienie roztworu KMnO4 jest
spowodowane obecnością min. takich jonów jak: Cl , BrŻ, IŻ, SCNŻ, [Fe(CN)6]4-, NO2Ż, SO32-,
AsO33-.
Wykrywanie utleniaczy roztworem KI
Do ok. 1 cm3 badanego roztworu po zakwaszeniu rozcieńczonym HCl, dodać 1-2 cm3
roztworu KJ i ok. 0,5 cm3 roztworu skrobi. Otrzymanie niebieskiego zabarwienia roztworu
świadczy o obecności min.: MnO4 , NO3 , CrO42-, Cr2O72-, [Fe(CN)6]3-, AsO44-(przy silnym
zakwaszeniu).
Reakcja odczynnikiem grupowym - AgNO3
Analizowany roztwór zakwasza się rozcieńczonym HNO3 i dodaje nadmiaru AgNO3.
Analizuje się barwę i rozpuszczalność wytrąconego osadu.
Próba na wydzielanie gazów
Do ok. 1 cm3 badanego roztworu (lub krystalicznej soli) dodaje się rozcieńczony HCl i lekko
wstrząsa zawartość probówki. Wydzielanie się pęcherzyków gazu (perlenie) wskazuje na
obecność anionu CO32 (CO2).
Wyniki powyższych prób pozwalają na sformułowanie wniosków odnośnie
występowania niektórych anionów w roztworze. Po stwierdzeniu nieobecności niektórych
anionów, przystępuje się do wykrywania pozostałych, wykonując reakcje charakterystyczne,
podane przy identyfikacji poszczególnych jonów.
Po ustaleniu anionu przystępujemy do analizy kationów, uprzednio należy zapoznać się z
tablicą rozpuszczalności soli i wyciągnąć odpowiednie wnioski odnośnie obecności kationu.
W przypadku, gdy sól rozpuszcza się w wodzie i zawiera anion SO42 , to próby na
obecność jonów Ba2+ i Ca2+ są zbyteczne. Kationy te nie mogą być obecne, ponieważ tworzą
z tym anionem trudno rozpuszczalne w wodzie związki.
Analizę kationów prowadzi się w sposób systematyczny, ustalając grupę do której kation
należy. Na wstępie wykrywa się kation NH4+. Następnie przeprowadza się reakcje z
odczynnikami grupowymi, co umożliwia ustalenie przynależności kationu do określonej
grupy. Korzystając z reakcji charakterystycznych wykrywa się kation wchodzący w skład
soli. Po ustaleniu tożsamości badanego związku w przypadku substancji farmakopealnej
przystępujemy do badania jego czystości zgodnie z monografią farmakopealną. Poniżej
zamieszczono przykład monografii.
Amonowy bromek
Ammonium bromatum
Ammonii bromidum
NH4Br m.cz. 97,94
Postać i właściwości. Bezbarwne kryształy lub biały, higroskopijny, krystaliczny proszek.
Rozpuszczalność. Substancja łatwo rozpuszcza się w wodzie.
Ustalenie tożsamości.
Substancję znajdującą się w fiolce A rozpuścić w 10 cm3 wody i przebadać na
zawartość kationów i anionów. Stwierdzono, że:
1. Roztwór wykazuje reakcje charakterystyczne na kationy amonowe
2. Roztwór wykazuje reakcje charakterystyczne na aniony bromkowe.
Badanie czystości.
Substancję znajdującą się w fiolce B rozpuścić w 15 cm3 wody (roztwór podstawowy).
1. Do 5 cm3 roztworu podstawowego dodać 10 kropli roztworu FeCl3 i 10
kropli roztworu skrobi. W czasie 10 min nie powinno powstać niebieskie
zabarwienie (badanie na obecność jonów jodkowych).
2. Do 5 cm3 roztworu podstawowego dodać 0,5 cm3 1,5 mol/dm3 roztworu
H2SO4, roztwór powinien być przez
roczysty (badanie na obecność jonów
wapnia) i nie powinien wydzielać pęcherzyków gazu (badanie na obecność
jonów węglanowych).
3. Do 4 cm3 roztworu podstawowego dodać 3 cm3 wody (jeżeli roztwór wykazuje
odczyn kwasowy zobojętnić 3 mol/dm3 roztworem NH4OH, gdy zasadowy 3
mol/dm3 HCl) oraz 1 cm3 5% roztworu BaCl2. Zmętnienie nie powinno być
intensywniejsze niż wzorzec (badanie na obecność jonów siarczanowych).