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 - “!Ø HNO3 Cl , Br , I , CN , SCN ,
BaCl2  osadu nie wytrÄ…ca [Fe(CN)6]4 , [Fe(CN)6]3
II AgNO3 - “!O HNO3 S2 , CH3COO , NO2
BaCl2 - osadu nie wytrÄ…ca
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 wytrÄ…ca NO3 , ClO3 , MnO4
BaCl2  osadu nie wytrÄ…ca
VI AgNO3  osadu nie wytrÄ…ca SO42 , F
BaCl2 - “!Ø HNO3
VII AgNO3 - “! żółty O HNO3 SiO32
BaCl2 - “! biaÅ‚y O HNO3
Pogrubioną czcionką, zaznaczono jony, które będą analizowane przez studentów.
“!Ø  osad nieroztwarzalny
“!O  osad roztwarzalny
I GRUPA ANIONÓW
JON CHLORKOWY  Cl-
Jony chlorkowe sÄ… 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; należy do 17 grupy układu okresowego; Z=17; masa
molowa 35,45 g/mol; stopienie utlenienia -I, I, III, V i VII; rozpuszcza siÄ™ w wodzie.
Jony chlorkowe 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 masie 70 kg znajduje się około 95 g chloru.
Chlor i jego zwiÄ…zki uwalniajÄ…ce 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, 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 chlorkowe występują w formie soli kamiennej, morskiej i oceanicznej
wodzie oraz w mineraÅ‚ach np. sylwin (KCl), halit (NaCl), karnalit (KCl·MgCl2·6H2O).
Wykrywanie jonów chlorkowych  Cl
1. AgNO3 + Cl “!AgCl + NO3
“!AgCl - chlorek srebra(I), biaÅ‚y, roztwarzalny w NH3·H2O
2. Pb(NO3)2 + 2Cl “!PbCl2 + 2NO3
“!PbCl2  chlorek oÅ‚owiu(II), biaÅ‚y, roztwarzalny w gorÄ…cej wodzie, po oziÄ™bieniu
krystalizuje w postaci igieł
3. Hg2(NO3)2 + 2Cl “!Hg2Cl2 + 2NO3
“!Hg2Cl2 - chlorek rtÄ™ci(I), biaÅ‚y, czernieje pod wpÅ‚ywem NH3"H2O
4. KMnO4, PbO2, MnO2, KClO3, stężony HNO3 w środowisku kwasowym (H2SO4)
utleniajÄ… jony Cl> do wolnego chloru.
10 NaCl + 2 KMnO4 + 8 H2SO4 Ä™!5 Cl2 + 2 MnSO4 + 5 Na2SO4 + K2SO4 + 8 H2O
Roztwór KMnO4 utlenia chlorki w środowisku kwasowym na gorąco do wolnego chloru,
ulegajÄ…c podczas reakcji odbarwieniu.
Wolny chlor identyfikuje się po charakterystycznym zapachu oraz po fiołkowieniu
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 Ä™!2 CrO2Cl2 + 2 KHSO4 + 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 (mieszanina 10% H2O2, rozc. H2SO4 i eter w stosunku
objętościowym 1:1:1) 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) bÄ…dz
mało zdysocjowane (np. HgCl2) mogą nie
utworzyć dichlorku ditlenku chromu(VI)  CrO2Cl2.
JON BROMKOWY  Br>
Jony bromkowe są anionami kwasu bromowodorowego i jego soli - bromków. 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; należy do 17 grupy układu okresowego; Z=35; masa molowa
79,90 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 trÄ…dzik 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 osteoporozÄ…. 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 siÄ™: 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, zieleniejÄ…cy na Å›wietle, roztwarzalny
w stęż. NH3"H2O, Na2S2O3, nieroztwarzalny w kwasach
2. Pb/NO3/2 + 2 Br “!PbBr2 + 2NO3
“!PbBr2  bromek oÅ‚owiu(II), biaÅ‚y, rozpuszczalny w gorÄ…cej wodzie
3. Właściwości redukujące jonów Br
a. Cl2 aq. w obecności rozpuszczalnika organicznego np. CHCl3, CCl4
NaBr + Cl2o 2NaCl + Ä™!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 mieszajÄ…c wodÄ™ chlorowÄ… (lub chloraminÄ™ T). Rozpuszczalnik organiczny zabarwi siÄ™ na
kolor brunatnożółty. Nadmiar wody chlorowej utlenia wydzielony brom do bezbarwnego
kwasu bromowego.
Ä™!Br2 + 5Cl2 + 6H2O 2HBrO3 + 10HCl
b. K2Cr2O7 (stały) w obecności stęż. H2SO4
K2Cr2O7 + 6HBr + 4H2SO4 Ä™!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 I-
Jony jodkowe sÄ… anionami mocnego kwasu jodowodorowego i jego soli. Jodki majÄ…
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, słabo rozpuszcza się w wodzie, dobrze
rozpuszcza siÄ™ w etanolu, eterze i benzenie; Z=53; masa molowa 126,90 g/mol; 17 grupa
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 wodÄ…
I2 + H2O HI + HIO
HIO HI + Ä™!O
W organizmie 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 chorobÄ™ 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 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, utrata masy ciała, 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 potasu
oraz jodan(V) sodu.
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, roztwarzalny w Na2S2O3, KCN,
nieroztwarzalny w roz. NH3"H2O, HNO3
2. Pb(NO3)2 + 2I “!PbI2 + 2NO3
“!PbI2 - jodek oÅ‚owiu(II), jasnożółty, rozpuszczalny w gorÄ…cej wodzie, KI
PbI2 + KI K[PbI3] trijodoołowian(II) potasu
3. HgCl2 + 2I “!HgI2 + 2Cl
“!HgI2 - jodek rtÄ™ci(II), żółty, przechodzÄ…cy w jasno-czerwony, roztwarzalny w KI
HgI2 + 2KI K2[HgI4] tetrajodortęcian(II) potasu
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 siÄ™ 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 sÄ… 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 zapisujemy HSCN lub HNCS.
H%S% C P% N lub H % N P% C P% S
Jon SCN> lub izomeryczny NCS> , tworząc sole może łączyć się z metalami (M) przez atom
siarki M-SCN lub przez atom azotu M-NCS. Pierwiastki I okresu przejściowego (Zn, Cd,
Co, Ni, Cu(II), Cr, Fe, K, Na) wiążą się zwykle przez atom azotu, a II i III okresu przez atom
siarki (Cu(I), Ag, Au, Hg, Pd, Pt, Tl).
Rodanki, sole kwasu tiocyjanowego (rodanowodorowego) sÄ… substancjami
krystalicznymi, stosunkowo łatwo rozpuszczalnymi w wodzie, oprócz AgSCN, CuSCN,
Pb(SCN)2, Hg2(SCN)2, Hg(SCN)2, TlSCN. Jony SCN- sÄ… amfoterami redoks.
Jony tiocyjanianowe są jednym ze składników śliny obok K+, Na+, Cl-, HCO3- i PO43-.
Rodanki znajdują zastosowanie w analizie chemicznej, fotografii, produkcji barwników,
przemyśle włókienniczym. Są trujące.
Wykrywanie jonów tiocyjanianowych (rodankowych)  SCN>
1. Ag NO3 + SCN> “!AgSCN + NO3>
AgSCN  tiocyjanian srebra(I), biały
roztwarzalny w nadmiarze tiocyjanianów, Na2S2O3, KCN, częściowo w NH3"H2O
“!AgSCN + 2 SCN> [Ag(SCN)3]2-
“!AgSCN + 2 CN> [Ag(CN)2]> + SCN>
“!AgSCN + 2 NH3·H2O [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  SCN> z jonami Co2+ tworzÄ… jony tetratiocyjanianokobaltu(II) 
[Co(SCN)4)]2-, które roztwarzają się w alkoholu amylowym lub acetonie tworząc niebieską
warstwÄ™
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-, 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 sÄ… rozpuszczalne w wodzie a sole 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).
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 NO3É
“!Ag4[Fe(CN)6]  heksacyjanożelazian(II) srebra(I), biaÅ‚y
roztwarzalny w KCN i Na2S2O3, nie roztwarzalny w HNO3 i NH3"H2O
2. 4 FeCl3 + 3 [Fe(CN)6]4- “!Fe4[Fe(CN)6]3 + 12 ClÉ
“!Fe4[Fe(CN)6]3  heksacyjanożelazian(II) żelaza(III), ciemnoniebieski osad (bÅ‚Ä™kit
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 reakcję wykonać na bibule.
Wykonanie:
Na bibułę nanieść 3-4 krople roztworu FeCl3, następnie 2-3 krople rozcieńczonego
H2SO4, wysuszyć i nanieść kroplę badanego roztworu. Na środku pojawia się
niebieska plama “!Fe4[Fe(CN)6]3 a na brzegach bibuÅ‚y czerwone zabarwienie zwiÄ…zku
kompleksowego jonów Fe3+ z jonami SCN> .
3. 2 Fe2+ + [Fe(CN)6]4- “!Fe2[Fe(CN)6]
“!Fe2[Fe(CN)6]  biaÅ‚y osad, który po wpÅ‚ywem tlenu z powietrza przechodzi w
niebieski w wyniku tworzenia siÄ™ tzw. bÅ‚Ä™kitu 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 roztwarzalny w CH3COOH, roztwarza 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 substancjÄ…
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 NO3É
“!Ag3[Fe(CN)6]  heksacyjanożelazian(III) srebra(I), pomaraÅ„czowoczerwony
roztwarzalny w NH3"H2O i KCN
2. 3 FeCl2 + 2 [Fe(CN)6]3- “!Fe3[Fe(CN)6]2 + 6 ClÉ
“!Fe3[Fe(CN)6]2  heksacyjanożelazian(III) żelaza(II) (bÅ‚Ä™kit Turnbulla)
3. Jony Fe3+ nie tworzÄ… 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 roztworem skrobi (zabarwienie niebieskie) lub
chloroformem (zabarwia siÄ™ 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 ClÉ w obecnoÅ›ci jonów BrÉ
Do roztworu zawierającego jony Cl- i Br- dodać 10% AgNO3. Odwirować osad od
roztworu. Do otrzymanego osadu zawierającego AgCl, AgBr, dodać 10% roztworu (NH4)
CO3 i wytrząsać. W wyniku hydrolizy (NH4)2CO3 w roztworze powstaje pewna ilość
2
amoniaku. Ilość ta jest wystarczająca do roztworzenia AgCl. W osadzie pozostanie AgBr.
NastÄ™pnie oddzielić roztwór od osadu. Roztwór zawierajÄ…cy jony ClÉ zakwasić HNO3 
powstajÄ…cy biaÅ‚y osad Å›wiadczy o obecnoÅ›ci jonów ClÉ. Osad AgBr roztworzyć w amoniaku,
następnie zakwasić rozcieńczonym H2SO4, dodać wody chlorowej (lub chloraminy T) i
chloroformu, wytrząsać. Żółte do brązowego zabarwienie warstwy organicznej wskazuje na
obecność jonów BrÉ.
2 AgBr + Cl2 Ä™!Br2+ “! 2 AgCl
Wykrywanie jonów IÉ i BrÉ
A) Do ok. 2 cm3 badanego roztworu dodać 3-5 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
Å›wiadczy o obecnoÅ›ci jonów IÉ. Zmiana zabarwienia na żółtobrunatnÄ… wskazuje również na
obecność jonów BrÉ.
Schemat zachodzÄ…cych reakcji: 2IÉ I2 2 HIO3 i nastÄ™pnie 2BrÉ Br2 2 HBrO3
B) 1 cm3 badanego roztworu odparować do sucha, dodać stałego K2Cr2O7
(dwukrotnie więcej w porównaniu z suchą pozostałością) oraz 6 kropli stężonego H2SO4.
Wylot probówki zakryć bibułą nasyconą odczynnikiem a) Schiffa - fiołkowa barwa wskazuje
na obecność BrÉ lub b) roztworem skrobi, niebieskie zabarwienie Å›wiadczy o obecnoÅ›ci jonu
IÉ
Wykrywanie jonów SCNÉ i IÉ
Do mieszaniny jonów SCNÉ i IÉ dodać roztworu AgNO3. Do wytrÄ…conego osadu
(AgSCN i AgI) dodać NH3·H2O. AgI nie roztwarza siÄ™. Odwirować osad od roztworu.
W roztworze (po usunięciu jonu Ag+ za pomocą AKT  wytrąca się czarny osad Ag2S,
należy go odwirować) wykonać reakcjÄ™ identyfikacji na obecność SCNÉ.
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 + Ä™! 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 redukujące i utleniające, są
amfoterami redoks.
Azotany(III) sÄ… rozpuszczalne w wodzie, z wyjÄ…tkiem azotanu(III) srebra(I)  AgNO2.
Wodne roztwory azotanów(III) są bezbarwne.
Azotan(III) sodu stosuje się w przemyśle spożywczym jako barwnik mięs i ryb oznaczony
symbolem E250. Zapobiega rozwojowi bakterii powodujÄ…cych botulizm, Clostridium
botulinum. Dzienne spożycie nie powinno przekroczyć 0,06 mg na kg masy ciała, a w
diecie niemowląt nie do 6 miesiąca życia nie powinien znalez
ć się 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. Azotan(III) potasu (dodatek o symbolu E 252) stosuje się również do
konserwowania mięsa.
Wykrywanie jonów azotanowych(III)- NO2>
1. AgNO3 + NO2> “! AgNO2 + NO3É
“! AgNO2  azotan(III) srebra(I), biaÅ‚y
rozpuszcza siÄ™ w gorÄ…cej wodzie, roztwarza w nadmiarze azotanu(III), i
rozcieńczonym HNO3
2. Rozcieńczony H2SO4 rozkłada azotany(III) na zimno z wydzieleniem brunatnego gazu
NO2> + H2SO4 HSO4> + HNO2
3 HNO2 HNO3 + Ä™! 2 NO + H2O
2 NO + O2 Ä™! 2 NO2 (brunatny)
3. W wielu reakcjach identyfikacji jonu azotowego(III) wykorzystuje siÄ™ 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
a) 2 MnO4> + 5 NO2> + 6 H+ 2 Mn2+ + 5 NO3> + 3 H2O
b) 2 I> + 2 NO2> + 4 H+ I2 + “! 2 NO + 2 H2O
c) NO2- + NH4+ Ä™! N2 + 2 H2O
d) NO2- + 2 Al0 + OH- + 5 H2O Ä™! NH3 + 2 Al(OH)4-
5. Reakcja obrÄ…czkowa
NO2> + Fe2+ + 2 H+ Fe3+ + Ä™! 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 dodać ok. 1 cm3 rozcieńczonego H2SO4
i ostrożnie po ściankach probówki nawarstwić kilka kropli badanego roztworu. W miejscu
zetknięcia się roztworów pojawia się brunatna  obrączka . Reakcji tej przeszkadzają jony
SCN> , należy zamaskować je dodając jony F> , oraz jony I-, które utleniają się do wolnego I2
należy je zredukować dodając  Na2S2O3.
Podobną reakcję tzw.  obrączkową można wykonać dla jonu 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 węglanów. 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/HCO3-, których zadaniem jest utrzymanie stałego pH krwi. Buforujący
układ H2CO3/HCO3- 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 kwas
węglowy jest łatwo wydalany przez płuca w postaci CO2 i H2O. Bufor węglanowy to
najważniejszy bufor krwi: odpowiada za ok. trzy czwarte pojemności buforowej krwi.
Niektóre sole węglanowe są stosowane jako leki np. (NH4)2CO3  działa wykrztuśnie.
Węglany pomocniczo mogą być wykorzystywane również jako leki zobojętniające kwas
solny w żołądku np. wodorowęglan(IV) sodu NaHCO3, CaCO3 strącony, węglan(IV)
magnezu MgCO3.
Wykrywanie jonów węglanowych(IV) - CO32
1. 2 AgNO3 + CO32 “!Ag2CO3 + 2 NO3
“!Ag2CO3  wÄ™glan(IV) srebra(I), biaÅ‚y (po czasie żółknie), rozpuszczalny w HNO3,
NH3"H2O
Po ogrzaniu wydziela siÄ™ brunatny Ag2O
Ag2CO3 “!Ag2O + Ä™!2 CO2
“!Ag2O - tlenek srebra(I), brunatny, nieroztwarzalny w nadmiarze odczynnika
2. BaCl2 + CO32 “!BaCO3 + 2Cl
“!BaCO3 - wÄ™glan(IV) baru, biaÅ‚y, roztwarzalny w HNO3
3. Kwasy (HCl, H2SO4) rozkładają węglany z wydzieleniem CO2 powodując tzw.
perlenie roztworu.
2 HCl + CO32 H2CO3 + 2Cl
H2CO3 H2O + Ä™!CO2
Wydzielający się CO2 powoduje zmętnienie wody wapiennej (roztwór Ca(OH)2) lub
wody barytowej (roztwór Ba(OH)2) na skutek wytrącania osadów:
Ä™!CO2 + Ca(OH)2 “!CaCO3 + H2O
JON SIARCZANOWY(IV)  SO32-
Jon SO32- jest anionem kwasu siarkowego(IV)  H2SO3, nietrwałego, rozpada się z
wydzieleniem SO2, istnieje tylko w roztworach wodnych. Jego sole  siarczany(IV) sÄ… trudno
rozpuszczalne w wodzie, oprócz siarczanów(IV) litowców i amonu. W roztworach wodnych
siarczany(IV) litowców hydrolizują wykazując odczyn zasadowy. 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 NO3É
“!Ag2SO3  siarczan(IV) srebra(I) biaÅ‚y
roztwarzalny w HNO3, CH3COOH, NH3"H2O
Ag2SO3 ogrzany z wodą na ściankach probówki tworzy tzw. lustro srebrowe
Ag2SO3 + H2O 2 “!Ag0 + H2SO4
PowstajÄ…cy H2SO4 rozkÅ‚ada nadmiar “!Ag2SO3
“!Ag2SO3 + H2SO4 “!Ag2SO4 + H2O Ä™! SO2
+
2. BaCl2 + SO32- “! BaSO3
“! BaSO3- siarczan(IV) baru, biaÅ‚y, roztwarzalny na zimno w HNO3 ,
HNO3 po zagotowaniu z BaSO3 utlenia do trudno rozpuszczalnego osadu “! BaSO4.
“!SrSO3  biaÅ‚y nierozpuszczalny w CH3COOH; rozpuszczalny w HCl i rozc. HNO3
Reakcja powyższa odróżnia siarczany(IV) od tio(II)siarczanów(VI), które nie strącają się pod
wpływem jonów Sr2+.
4. Pb(CH3COO)2 + SO32- “! PbSO3 + 2 CH3COONa
“! PbSO3  biaÅ‚y osad, roztwarzalny w HNO3 na zimno
5. ZnCl2 + SO32- “!ZnSO3 + 2 ClÉ
“!ZnSO3  biaÅ‚y, roztwarzalny w kwasach i NH3· H2O
6. Kwasy: H2SO4, HNO3 wydzielają z siarczanów(IV) gazowy SO2
SO32- + 2 H+ Ä™! SO2 + H2O
Wydzielający się SO2 powoduje słabe perlenie w roztworze, odbarwia papierek zwilżony
roztworem jodu, nadmanganian(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 jodu 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
inentyfikuje się po zapachu i czernieniu bibuły nasyconej Pb(CH3COO)2
Na2SO3 + Zn + 4 H2SO4 Ä™! H2S + Na2SO4 + 3 ZnSO4 + 3 H2O
SnCl2 w środowisku silnie kwasowym i po podgrzaniu redukuje jony SO32- do H2S,
jednocześnie Sn2+ utlenia 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 tlenowych kwasów boru 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 ulega reakcji hydrolizy:
B4O72- + 3 H2O "! 2 BO2- + 2 H3BO3
BO2- + 2 H2O "! OHÉ + H3BO3
Tetraboran sodu Na2B4O7 (boraks) stosowany jest w farmacji jako środek konserwujący
krople do oczu  Natrii tetraboras (FP).
Wykrywanie jonów boranowych- BO2É (i B4O72-)
1. AgNO3+ BO2É “! AgBO2 + NO3-
“! AgBO2- metaboran srebra(I), biaÅ‚y,
roztwarzalny w HNO3, NH3·H2O
Po ogrzaniu w wyniku hydrolizy powstaje brunatny osad Ag2O.
2 AgBO2 + 3 H2O “! Ag2O + 2 H3BO3
2. BaCl2 + 2 BO2É “! Ba(BO2)2
“! Ba(BO2)2- metaboran baru, biaÅ‚y, roztwarzalny 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) sÄ… anionami triprotonowego kwasu fosforowego(V). W stanie
wolnym jest substancjÄ… staÅ‚Ä… o temp. topnienia 40 °C. H3PO4 jako kwas triprotonowy
tworzy sole obojętne i wodorosole. Najłatwiej zachodzi dysocjacja pierwszego rzędu;
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. W fosfor bogata jest tkanka
mózgowa oraz nerwowa. Bufor fosforanowy występuje we krwi. W jego skład wchodzą
aniony wodorofosforanowe(V) i diwodorofosforanowe(V) H2PO4- i HPO42-.
Fosforany(V) sodu (mono-, di- i trisodu) stosowane są do zmiękczania wody w solach
kąpielowych i środkach piorących. Sole te z kationami wapnia wytrącają trudno
rozpuszczalne osady a alkaliczny odczyn roztworu prowadzi do zmydlenia tłuszczy.
W lecznictwie stosuje siÄ™: Codeine phosphate (fosforan(V) 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
roztwarzalny w roz. HNO3, CH3COOH, NH3"H2O
Ag3PO4 + 3 HNO3 3 AgNO3 + H3PO4
Ag3PO4 + 9 NH3·H2O 3 [Ag(NH3)2]OH + (NH4)3PO4 + 6 H2O
2. Ba/NO3/2 + HPO42 “!BaHPO4 + 2NO3
“!BaHPO4 - wodorofosforan(V) baru, biaÅ‚y osad
roztwarzalny w roz. HNO3, HCl, CH3COOH.
W obecnoÅ›ci NH3·H2O powstaje biaÅ‚y, bezpostaciowy osad fosforanu(V) baru - Ba3(PO4)2.
roztwarzalny 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  biaÅ‚y, krystaliczny, roztwarzalny 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
roztwarza siÄ™ w nadmiarze fosforanu(V)-przy wytrÄ…caniu
należy stosować nadmiar odczynnika, wodorotlenkach i
NH3"H2O
5. FeCl3 + Na2HPO4 + CH3COONa “! FePO4 + CH3COOH + 3 NaCl
“! FePO4  fosforan(V) żelaza(III), żółty, roztwarzalny w rozc. HCl
6. Bi(NO3)3 + Na2HPO4 “! Bi PO4 + 2 NaNO3 + HNO3
“! BiPO4- fosforan(V) bizmutu(III), biaÅ‚y, krystaliczny, nieroztwarzalny w rozc. HNO3
JON ARSENIANOWY(V)  AsO43-
Jon arsenianowy(V) jest jonem kwasu arsenowego(V)  H3AsO4. Kwas ten jest
substancją stałą, krystaliczną, dobrze rozpuszczalną w wodzie. Sole arsenianów(V) metali
alkalicznych 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 NO3É
“! Ag3AsO4  arsenian(V) srebra(I), czekoladowobrunatny, roztwarzalny w HNO3,
CH3COOH, NH3·H2O
2. 3 BaCl2 + AsO43- “! Ba3AsO4
“! Ba3AsO4  arsenian(V) baru, biaÅ‚y 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+ “!MgNH4 AsO4
“!MgNH4 AsO4  arsenian(V) amonu magnezu, biaÅ‚y krystaliczny, roztwarzalny 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, roztwarzalny w zasadach i NH3·H2O
5. H2S lub AKT w środowisku mocno kwasowym wytrąca z roztworów żółty osad
mieszaniny As2S5, As2S3 i S, roztwarzalny 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 dodać mieszaniny magnezowej. Wytrącony osad  MgNH4PO4
i MgNH4AsO4 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
(roztwarzalnego w KOH) świadczy o obecności jonu AsO43-.
JON ARSENIANOWY(III)  AsO33-
Jon arsenianowy(III) jest jonem kwasu arsenowego(III)  H3AsO3, który w stanie
wolnym nie występuje. W roztworze wodnym obok kwasu H3AsO3 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, roztwarzalny w HNO3, CH3COOH, NH3·H2O
2. Jony Ba2+ wytracają z amoniakalnych roztworów osad arsenianu(III) baru
3 BaCl2 + 2 Na3AsO3 “! Ba3(AsO3)2 + 6 NaCl
“! Ba3(AsO3)2  arsenian(III) baru, biaÅ‚y, roztwarzalny w rozc. kwasach mineralnych
3. 2 Na3AsO3 + 3 H2S + 6 HCl “! As2S3 + 6 NaCl + 6 H2O
“! As2S3  siarczek arsenu(III), żółty, roztwarzalny w KOH, NaOH, stęż. HNO3
4. Mieszanina magnezowa (MgCl2+ NH3"H2O + NH4Cl) wytrÄ…ca 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 wytrÄ…ca osadu
6. 2 Na3AsO3 + 3 CuSO4 “!Cu3(AsO3)2 + 3 Na2SO4
“!Cu3(AsO3)2  arsenian(III) miedzi(II), tzw. zieleÅ„ Scheelego (zieleÅ„ szwedzka)
7. Na3AsO3 + H2O2 Na3AsO4 + H2O
8. 5 Na3AsO3 + 2 KMnO4 +3 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 jest
nierozpuszczalna w wodzie. Do rozpuszczalnych w wodzie soli chromianów(VI) i
dichromianów(VI) 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, obserwuje się zmianę barwy
pomarańczowej na żółtą:
Cr2O72- + 2 OHÉ 2 CrO42- + H2O
Chromiany(VI) i dichromiany(VI) należą do silnych utleniaczy.
Wykrywanie jonów CrO42- i Cr2O72-
1. 2 AgNO3 + CrO42- “! Ag2CrO4 + 2 NO3É
“! Ag2CrO4- chromian(VI) srebra(I), brunatnoczerwony
roztwarzalny w HNO3, NH3·H2O
nieroztwarzalny w CH3COOH
2 AgNO3 + Cr2O72- “! Ag2Cr2O7
“! Ag2Cr2O7  dichromian(VI) srebra(I), czerwonobrunatny
“! Ag2Cr2O7 szybko zmienia siÄ™ w “! Ag2CrO4
“! Ag2Cr2O7 + H2O “! Ag2CrO4 + H2CrO4
2. BaCl2 + CrO42- “! BaCrO4
2 BaCl2 + Cr2O72- + H2O “! 2 BaCrO4 + 2 HCl + 2 ClÉ
“! BaCrO4  chromian(VI) baru, żółty
roztwarzalny w rozc. HNO3, HCl
nieroztwarzalny w CH3COOH
Podczas wytrącania osadu z roztworu dichromianu(VI) należy dodać CH3COONa w
celu zwiÄ…zania powstajÄ…cego HCl.
3. Pb2+ + CrO42- “! PbCrO4
2 Pb2+ + Cr2O72- + H2O “!2 PbCrO4 + 2 H+
“! PbCrO4  chromian(VI) oÅ‚owiu(II), żółty, Å‚atwo roztwarza siÄ™ w HNO3 i w
mocnych zasadach:
“! 2 PbCrO4 + 4 H+ 2 Pb2+ + H2Cr2O7
“! PbCrO4 + 4 OHÉ Pb(OH)42- + CrO42-
4. Hg22+ + CrO42- “! Hg2CrO4
“! Hg2CrO4  chromian(VI) dirtÄ™ci(I), brunatny, bezpostaciowy, podczas
ogrzewania zmienia barwÄ™ na jaskrawoczerwonÄ…, 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
zielonÄ….
Schemat zachodzących reakcji przedstawia się następująco:
H2O2 O2
HNO2 HNO3
H2SO3 H2SO4
K2Cr2O7 + + H2SO4 K2SO4+ Cr2(SO4)3 + + H2O
H3PO3 H3PO4
FeSO4 Fe2(SO4)3
H2S S0
JON TIO(II)SIARCZANOWY(VI)  S2O32-
Jon tio(II)siarczanowy(VI) jest anionem kwasu tio(II)siarkowego(VI)- H2S2O3, który
nie występuje w stanie wolnym, ponieważ jest bardzo nietrwały:
H2S2O3 H2O + SO2 + S
Sole tego kwasu  tio(II)siarczany(VI)- są trwałe. Większość z nich jest dobrze
rozpuszczalna w wodzie. Do nierozpuszczalnych należą tio(II)siarczan(VI) baru, miedzi(II),
ołowiu(II) i srebra(I).
Jon tio(II)siarczanowy(VI) ma właściwości redukujące wskutek obecności jednego
atomu siarki na -2 stopniu utlenienia.
  
2-
O
Ä™! +6 -2
-O  S - S-
 “!
O
Jon S2O32- utlenia siÄ™ wobec silnych utleniaczy do jonu siarczanowego(VI)- SO42-, a wobec
słabych do tetrationianowego- S4O62-.
2-
O O
Ä™! -1 -1 Ä™!
-O-S - S - S - S - O-
 “! “!
O O
Wykrywanie jonów tio(II)siarczanowych(VI)  S2O32-
1. Odczynnik grupowy AgNO3 wytrąca biały osad tio(II)siarczanu(VI) srebra(I) 
Ag2S2O3, który łatwo roztwarza się w nadmiarze tio(II)siarczanu(VI):
2 AgNO3 + S2O32- “! Ag2 S2O3
Ag2 S2O3 + 3 S2O32- 2[Ag(S2O3)2]3-
Ag2S2O3 pod wpływem wody szybko żółknie i czernieje tworząc Ag2S:
Ag2S2O3 + H2O “!Ag2S + H2SO4
2. BaCl2 + S2O32- “! BaS2O3 + 2 ClÉ
“! BaS2O3  tio(II)siarczan(VI) baru, biaÅ‚y, krystaliczny, rozpuszczalny w gorÄ…cej wodzie,
roztwarzalny w rozc. HCl, HNO3
Podczas roztwarzania w kwasach wydziela siÄ™ 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 + 2 Na2S2O3 Na [Fe(S2O3)2] + 3 NaCl
FeCl3 tworzy z tio(II)siarczanami(VI) nietrwały kompleks o fioletowej barwie, która po
chwili zanika w wyniku redukcji Fe3+ do Fe2+ i utworzeniu tetrationianu.
[Fe(S2O3)2]É + Fe3+ 2 Fe2+ + S4O62-
6. Hg2(NO3)2 + 2 Na2S2O3 “!2 Hg + Na2S4O6 + 2 NaNO3
7. 2 CuSO4 + 3 Na2S2O3 Cu2S2O3 + Na2S4O6 + 2 Na2SO4
Cu2S2O3 + H2O “! Cu2S + H2SO4
8. Właściwości utleniające tio(II)siarczanu(VI):
- wolne metale (Zn, Fe, Al., Mg) redukują, w środowisku kwasowym, tio(II)
siarczany(VI) do H2S, który identyfikuje się po zapachu i czernieniu bibuły nasączonej
Pb(CH3COO)2.
4Zn + Na2S2O3 + 5 H2SO4 Ä™! 2 H2S + 4 ZnSO4 + Na2SO4 + 3 H2O
- SnCl2 ogrzewany z tio(II)siarczanem(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) sÄ… anionami mocnego kwasu azotowego(V) i jego soli. Kwas
azotowy(V) i azotany(V) sÄ… silnymi utleniaczami. Wszystkie azotany(V), z wyjÄ…tkiem
niektórych tlenosoli np. BiONO3 (azotan(V) bizmutynu(III)) 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 ostrym
zapachu:
H2SO4 + 2 NaNO3 2 HNO3 + Na2SO4
4 HNO3 Ä™! 4 NO2 + Ä™! O2 + 2 H2O
Wykonanie:
Próbkę badanego roztworu odparować prawie do sucha i dodać 3-4 kropele stężonego H2SO4.
W reakcji przeszkadzajÄ… jony NO2É ( też siÄ™ rozkÅ‚adajÄ…) oraz BrÉ i IÉ utleniajÄ…ce siÄ™ do Br2, I2.
Reakcję należy wykonać pod wyciągiem.
2. Właściwości utleniające azotanów(V)  reakcja  obrączkowa
2 NaNO3 + 6FeSO4 + 4H2SO4 Ä™!2NO + 3Fe2(SO4)3 + Na2SO4 + 4 H2O
PowstajÄ…cy tlenek azotu(II) Å‚Ä…czy siÄ™ z nadmiarem FeSO4
Ä™!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 zidentyfikować po zapachu lub zabarwieniu
zwilżonego papierka uniwersalnego na niebiesko.
NaNO3 + 4 Zn + 7 NaOH Ä™! 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 cm3 roztworu zakwasić 6 mol/l CH3COOH i dodać szczyptę sproszkowanego
Zn lub Mg. Jon NO2É można wykryć np. reakcjÄ… z KI; azotany(V) w odróżnieniu od
azotanów(III), nie utleniajÄ… IÉ 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)
majÄ… barwÄ™ fioletowÄ…. Najbardziej znanÄ… solÄ… kwasu manganowego(VII) jest manganian(VII)
potasu, 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 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 ditlenek manganu(IV). Powstający tlen
atomowy działa słabo odkażająco i higroskopijnie. Ditlenek manganu(IV) 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 od 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 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 + Ä™!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 siÄ™ tlen.
4 KMnO4 + 4 KOH 2 K2MnO4 + 2 H2O + Ä™!O2
4. Ogrzewanie stałego KMnO4 w probówce powoduje wydzielenie tlenu i powstanie
K2MnO4 i MnO2. Po dodaniu do probówki małej ilości wody i przesączeniu otrzymuje się
zielono zabarwiony roztwór.
çÅ‚T
çÅ‚ K2MnO4 + MnO2 + Ä™! O2
2 KMnO4
VI GRUPA ANIONÓW
JON SIARCZANOWY(VI)- SO42-
Jon SO42- jest anionem mocnego, diprotonowego 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 siÄ™ jako kontrast w rentgenodiagnostyce.
Siarczan(VI) magnezu i sodu mają właściwości higroskopijne i są stosowane jako środki
suszące. Siarczan(VI) miedzi(II) wykazuje działanie bakteriobójcze, ściągające oraz silnie
grzybobójcze. W większych stężeniach działa drażniąco i żrąco. Podany doustnie (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 środek wymiotny (emeticum) w zatruciach, zwłaszcza związkami
fosoforu. W lecznictwie stosuje siÄ™: Atropinum sulfuricum (siarczan(VI) atropiny),
Chinidinum sulfuricum (siarczan(VI) 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, biaÅ‚y, krystaliczny
nieroztwarzalny w HCl, HNO3
roztwarzalny w H2SO4 na gorÄ…co
2. Pb(CH3COOH)2 + Na2SO4 “! PbSO4 + 2 CH3COONa
“!PbSO4  siarczan(VI) oÅ‚owiu(II), biaÅ‚y, krystaliczny, nieroztwarzalny w HNO3,
roztwarzalny 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 + Ä™! 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 Ä™! SO2 + CuSO4 + 2 H2O
H2S + H2SO4 Ä™! SO2 + S + 2 H2O
2 HBr + H2SO4 Ä™! SO2 + Br2 + 2 H2O
2 HI + H2SO4 Ä™! SO2 + I2 + 2 H2O
6. Zn, Fe, HI mogą redukować stężony kwas siarkowy(VI) do H2S
4 Zn + 5 H2SO4 Ä™! H2S + ZnSO4 + 4 H2O
8 Fe + 15 H2SO4 Ä™! 3 H2S + 4 Fe2SO4 + 12 H2O
8 HI + H2SO4 Ä™! H2S + 4 I2 + 4 H2O
Wydzielający się H2S czerni bibułę zwilżoną Pb(CH3COOH)2  powstaje PbS.
JON FLUORKOWY - FÉ
Jon FÉ jest anionem sÅ‚abego kwasu (najsÅ‚abszego wÅ›ród 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
dysocjujÄ…:
H2F2 H+ + HF2É
HF2É H+ + F22É
Czysty kwas fluorowodorowy jest bezbarwnÄ…, Å‚atwo lotnÄ… cieczÄ… (temp. wrzenia
19,4 °C); Z=9; masa molowa 18,99 g/mol; stopnie utlenienia  I. Pary fluorowodoru majÄ…
ostry zapach i są silnie trujące. HF łatwo reaguje z SiO2 ( trawi szkło) z tego względu jest
przechowywany w naczyniach z tworzyw sztucznych np. polietylenowych lub szklanych
pokrytych wewnÄ…trz parafinÄ…. W wodzie rozpuszczalne sÄ… fluorki amonu, glinu,
chromu(III), żelaza(III), rtęci(II), srebra(I), bizmutu(III), cyny(II) oraz cyny(IV), trudno
rozpuszczalne są fluorki berylowców, cynku, manganu(II), niklu(II), kobaltu(II), żelaza(II),
ołowiu(II), miedzi(I) oraz kadmu(II). Rozpuszczalne fluorki mają silne działanie toksyczne.
Dzienna dawka spożywanego fluoru nie powinna przekraczać 3 mg. Niektóre związki
fluoru znajdujÄ… zastosowanie w lecznictwie. Fluorek sodu (Natrii fluoridum FP) stosuje siÄ™
w zapobieganiu próchnicy i osteoporozie. Fluorek cyny(II) wykazuje działanie
antybakteryjne oraz powstrzymuje powstawanie i rozwój płytki nazębnej. Jest jednak
nietrwały 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. Antybakteryjne właściwości obu fluorków są
wzmocnione dzięki efektowi synergii.
Wykrywanie jonów fluorkowych- FÉ
AgNO3 nie wytrÄ…ca osadów z roztworów zawierajÄ…cych jony FÉ
1. BaCl2 + Na2F2 “!BaF2 + 2 NaCl
“!BaF2  fluorek baru, biaÅ‚y, galaretowaty, trudno roztwarzalny w kwasach mineralnych,
roztwarzalny na gorąco w stęż. HCl, HNO3, nieroztwarzalny w CH3COOH
2. Jony Ca2+ i Sr2+ wytrącają białe śluzowate osady, roztwarzalne 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 Ä™! H2F2 + CaSO4
3 H2F2 + SiO2 H2SiF6 + 2 H2O
H2SiF6 Ä™! SiF2 + Ä™! H2F2
W reakcji tej przeszkadza obecność boranów i krzemianów.
4. Reakcja Feigla
Wykonanie:
Do probówki dodać 4-6 kropli 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 FÉ odbarwiajÄ… czerwony kompleks Fe(SCN)63- (tzw. smocza krew)
Fe(SCN)63- + 6 FÉ FeF63- + 6 SCNÉ
IDENTYFIKACJA WYBRANYCH FARMAKOPEALNYCH ZWI
ZKÓW
NIEORGANICZNYCH
W Farmakopei Polskiej VI wymienionych jest wiele związków nieorganicznych
majÄ…cych zastosowanie jako substancje lecznicze, diagnostyczne lub pomocnicze. SÄ… to
głównie takie związki jak sole, wodorotlenki, kwasy i tlenki.
W celu identyfikacji badanego związku najpierw określić jego barwę i zapach oraz
postać, czy jest krystaliczny lub bezpostaciowy. Zgodnie z farmakopeą substancja jest
krystaliczna, gdy nieuzbrojonym okiem lub pod lupą przy powiększeniu 6 razy widoczne są
kryształy a substancja drobnokrystaliczna gdy kryształy są widoczne pod mikroskopem przy
powiększeniu 200-krotnym a substancja jest bezpostaciowa gdy kryształy nie są widoczne
nawet pod mikroskopem przy powiększeniu 200-krotnym.
Zabarwienie substancji stałych określa się po ich sproszkowaniu, oglądając w
rozproszonym świetle dziennym na matowym białym tle.
Następnie sprawdzić 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  1część rozpuszcza się w mniej niż 1 części
rozpuszczalnika
f&  łatwo rozpuszczalny - 1 część rozpuszcza się w 1 do 10 części rozpuszczalnika
f&  rozpuszczalny - 1 część rozpuszcza się w 10 do 30 części rozpuszczalnika
f&  dość trudno rozpuszczalny - 1 część rozpuszcza się w 30 do 100 części rozpuszczalnika
f&  trudno rozpuszczalny - 1 część rozpuszcza się w 100 do 1000 części rozpuszczalnika
f&  bardzo trudno rozpuszczalny - 1 część rozpuszcza się w 1000 do 10000 części
rozpuszczalnika
f&  praktycznie nierozpuszczalny - 1 część rozpuszcza się w więcej niż 10000 części
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 obecnoÅ›ciÄ… min. takich jonów jak: Cl , BrÉ, IÉ, SCNÉ, [Fe(CN)6]4-, NO2É, SO32-,
AsO33-.
Wykrywanie utleniaczy roztworem KI
Do ok. 1 cm3 badanego roztworu po zakwaszeniu rozcieńczonym HCl, dodać 1-2 cm3
roztworu KI i ok. 0,5 cm3 roztworu skrobi. Otrzymanie niebieskiego zabarwienia roztworu
świadczy o obecności min.: MnO4 , NO3 , CrO42-, Cr2O72-, [Fe(CN)6]3-, AsO43-(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 identyfikacji anionu przystąpić 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 zwiÄ…zki.
Analizę kationów prowadzi się w sposób systematyczny, ustalając grupę do której kation
należy. Na początku 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
przystąpić 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 zobojÄ™tnić 3 mol/dm3 roztworem NH3·OH, gdy zasadowy
3 mol/dm3 HCl) oraz 1 cm3 5% roztworu BaCl2. Zmętnienie nie powinno być
intensywniejsze niż wzorzec (badanie na obecność jonów siarczanowych).