Сероводород – весьма ядовит. Работать с сероводородом необходимо только под тягой!

Классификация анионов

Номер группы	Анионы	Групповой реагент	Характеристика группы
I	SO42- (сульфат- ион) SO32- (сульфит -ион) S2O32- (тиосульфат-ион) CO32- (карбонат-ион) PO43- (фосфат-ион) BO2- (борат-ион)или B4O72- (тетраборат-ион) CrO4 2- (хромат-ион) или Cr2O72- (дихромат) C2O42- (оксалат-ион)	BaCl2 в нейтральном или слабощелочном растворе	Соли бария малорастворимые в воде
II	Cl- (хлорид-ион) Br- (бромид-ион) I- (йодид-ион) S2- (сульфид-ион)	AgNO 3 в присутствии 2моль/л HNO3	Соли серебра малорастворимы в воде и в разбаленной HNO3
III	NO3- (нитрат-ион) NO2- (нитрит-ион) CH3COO- (ацетат-ион)	Группового реагента нет	Соли бария и серебра растворимы в воде

Общепринятого систематического хода анализа анионов не имеется. В отличие от анализа катионов при анализе анионов наиболее целесообразно оказывается непосредственное обнаружение отдельных анионов без предварительного разделения. Эта возможность обусловлена тем, что анионы большей частью не мешают открытию друг друга. В соответствии с этим групповые реактивы применяются не для разделения групп, а для их обнаружения.

При выполнении частных реакций на анионы необходимо иметь в виду, что внешний вид осадков многих ионов, полученных с бариевыми или серебряными солями, одинаков. Поэтому особое внимание следует уделять характеру и степени растворимости тех или иных осадков в кислотах или других реактивах. Растворимым в данной кислоте мы считаем такой осадок, который, будучи полученным, из 2—3 капель раствора, растворяется при добавлении нескольких капель разбавленной кислоты без остатка или с очень незначительным остатком. Но если при добавлении примерно 10 капель кислоты или другого реактива растворения не наступает или не происходит заметного просветления раствора, осадок считается нерастворимым.

Частные реакции анионов первой аналитической группы

К первой группе анионов относятся анионы SO₄^2-, CO₃^2-, SO₃^2--, S₂O₃^2-, BO₂^-, B₄O₇^2- и C₂O₄^2-.

Групповым реагентом как было сказано выше иявляется ВаСl₂ в нейтральной или слабощелочной среде, так как труднорастворимые бариевые соли этих анионов, за исключением BaSO₄, растворимы в кислотах.

Ион Ag⁺ образует с анионами данной группы (кроме SO₄^2-) труднорастворимые в воде соли, легко растворяющиеся в разбавленной азотной кислоте. Все анионы данной группы бесцветны.

Для организма человека большое значение имеют фосфаты и карбонаты. Фосфатные и гидрокарбонатные буферные смеси поддерживают определенную величину рН внутренней среды живого организма.

Наличие карбонатов и сульфатов в питьевой воде определяет ее бытовые и вкусовые качества. Кроме того, присутствие сульфатов неминерального происхождения является показателем санитарного загрязнения воды (например, сточными водами).

В качестве лекарственных веществ используют сульфат магния (слабительное и гипотензивное средство), гидрокарбонат натрия (при желудочных заболеваниях), борную кислоту и тиосульфат натрия (антисептические средства).

Реакции сульфат-иона SO₄^2-

Сульфат-ион является анионом серной кислоты — сильного электролита. В водных растворах бесцветен, практически не гидролизуется, обладает окислительно-восстановительными свойствами.

1. Хлорид бария ВаС1₂ осаждает из разбавленных растворов сульфатов белый осадок сульфата бария:

ВаС1₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓+ 2Na₂SO₄

Ва²⁺ + SO₄^2- → BaSO₄↓

Осадок не растворяется в кислотах и гидроксидах щелочных металлов. За исключением концентрированной серной, в котрой он заметно растворяется с образованием гидросульфата бария:

BaSO₄ + H₂SO₄ → Ba(НSO₄)₂

Реакция является фармакопейной.

2. Ацетат и нитрат свинца (II) осаждают из растворов сульфатов белый осадок сульфата свинца (II):

Pb(NO₃)₂ + Na₂SO₄ → PbSO₄↓ + 2NaNO₃

Pb²⁺ + SO₄ ^2-→ PbSO₄ ↓

Осадок не растворяется в азотной кислоте и с трудом растворяется при нагревании в растворах щелочей (в отличие от осадков сульфатов кальция, стронция и бария), а также в концентрированном 30 % растворе ацетата аммония:

РbSО₄+ 4КОН → К₂[Pb (ОН)₄] + K₂SO₄

Растворяется также в концентрированной серной кислоте:

РbSО₄+ H₂SO₄ → Pb(ОНSO₄)₂

Реакции фосфат-иона PO₄^3-

Фосфат-ион PO₄^3- является анионом ортофосфорной кислоты НзРO₄ - кислоты средней силы.

1. Хлорид бария ВаС1₂ выделяет из нейтральных растворов белый аморфный осадок гидрофосфата бария:

Na₂HPO₄ + ВаС1₂ → ВаНРО₄↓+ 2NaCl

НРО₃^2-+ Ва²⁺ → ВаНРО₄↓

Свежеосажденный садок растворим в минеральных кислотах (кроме серной) и в уксусной кислоте.

Если проводить реакцию в слабощелочной среде или с раствором соли BазРО₄, выделяется осадок Ва₃(РО₄)₂:

ЗВа²⁺ + 2РО₄^3- → Ba₃(PО₄)₂↓

2. Магнезиальная смесь (водный раствор аммиака, хлорида аммония и хлорида магния) выделяет даже из разбавленных растворов белый кристаллический осадок фосфата магния-аммония:

Na₂HPO₄ + MgCl₂ + NH₄OH → NH₄MgPO₄↓ + 2NaCl + H₂O

HPO₄^2- + Mg²⁺ + NH₄OH → NH₄MgPO₄↓ + H₂O.

Осадок легко растворим даже в очень слабых кислотах. Эта реакция является характерной для PO₄^3- и применяется для обнаружения фосфатов в моче. Реакция является фармакопейной.

3. Нитрат серебра AgNO₃ дает с фосфатом-ионом желтый осадок фосфата серебра, легко растворимый в азотной кислоте и в растворе аммиака. Полное осаждение возможно только в нейтральной или щелочной среде:

Na₃PO₄ + 3AgNO₃ → Ag₃PO₄↓+ 3NaNO₃

PO₄^3- + 3Ag⁺ → Ag₃PO₄↓

Реакция является фармакопейной.

4. Молнбдат аммония (NH₄)₂MoO₄, прибавленный в избытке, осаждает из азотнокислого раствора гидрофосфата желтый кристаллический осадок:

Na₂HPO₄ + 12(NH₄)₂MoO₄ + 23HNO₃ → (NH₄)₃H₄[P(Mo₂O₇)₆]↓

+ 21NH₄NO₃ + 2NaNO₃ + 10H₂O

HPO₄^2- + 3NH₄⁺ + 12MoO₄^2- + 23H⁺ →(NH₄)₃H₄[P(Mo₂O₇)₆]↓+ 10H₂O

Осадок легко растворим в щелочах и в растворе аммиака, азотной кислоте. Кроме того, осадок растворяется в избытке фосфата щелочного металла. Ионы SO₃^2- и S₂O₃^2- (и другие ионы-восстановители) мешают реакции, так как они восстанавливают MoO₄^2- до молибденовой сини. Реакция очень чувствительна и характерна для иона РО₄^3-; применяется для обнаружения фосфатов в моче. Данная реакция является фармакопейной.

Реакции карбонат-иона СО₃^2-

Карбонат-ион является анионом угольной кислоты. Эта кислота в свободном состоянии не встречается, так как почти полностью распадается на СO₂ и воду. Н₂СО₃ - очень слабая кислота и ее аммонийные соли и соли щелочных металлов в значительной степени подвергаются гидролизу.

1. Хлорид бария ВаСl₂ из растворов карбонатов осаждает на холоду белый осадок карбоната бария:

ВаСl₂ + Na₂CO₃ → ВаСО₃↓+ NaCl

Ва²⁺ + СО₃^2-→ ВаСО₃↓

Осадок легко растворим в разбавленных кислотах: хлороводородной, азотной и в уксусной. При кипячении или при стоянии он становится кристаллическим и более плотным.

2. Кислоты разлагают все карбонаты с бурным выделением оксида углерода (IV):

Na₂CO₃ + 2HC1 → 2NaCl + CO₂↑

CO₃^2-+ 2H⁺ → H₂O + CO₂↑

Эта реакция очень характерна для карбонатов, так как выделение SO₂ при разложении сульфитов кислотами протекает не так бурно. Реакция является фармакопейной. Выдающийся углекислый газ обнаруживают по помутнению баритовой или известковой воды в приборе для обнаружения газов.

3. Нитрат серебра AgNO₃ из растворов карбонатов осаждает карбонат серебра — осадок белого цвета:

2AgNO₃ + Na₂CO₃ → Ag₂ CO₃↓ + 2NaNO₃

2Ag⁺ + CO₃ ^2- → Ag₂ CO₃↓

Карбонат серебра легко растворим в разбавленной азотной кислоте и растворе аммиака. При растворении в кислоте наблюдается интенсивное выделение оксида углерода (IV). При нагревании происходит почти полный гидролиз карбоната серебра. В осадке остается оксид серебра грязно-коричневого цвета.

4. Реакция с сульфатом магния. Реакция является фармакопейной. Карбонат – ион с сульфатом магния образует белый осадок:

Мg²⁺ + CO₃ ^{2 -}→ МgCO₃↓

Осадок растворим в кислотах.

Гидрокарбонат – ион с сульфатом магния образует белый осадок только при кипячении:

Мg²⁺ + 2НCO₃ ^2-→ МgCO₃↓ + CO₂+ H₂O

Реакции на сульфит – ион SO₃^2-

Сульфит – ион – анион сернистой кислоты. Сернистая кислота является нестойкой кислотой и в свободном состоянии она частично разлагается на SO₂ и воду. В водных растворах сульфиты постепенно окисляются в сульфаты.

1 Хлорид бария В аС1₂ из нейтральных растворов сульфитов выделяет белый осадок сульфита бария:

ВаС1₂ + Na₂SO₃ → BaSO₃↓+ 2NaCl

Ва²⁺ + SO₃^2- → BaSO₃↓

Осадок растворим в разбавленных хлороводородной и азотной кислотах:

BaSO₃+ 2 HCl → SO₂+ BaCl₂+ H₂O

Реакция является фармакопейной.

2. Нитрат серебра AgNO₃ выделяет из нейтральных растворов сульфитов белый кристаллический осадок сульфита серебра:

Na₂SO₃ -+ 2AgNO₃ → Ag₂SO₃↓+ 2NaNO₃

SO₃^2-+ 2Ag+ → Ag₂SO₃↓.

Осадок растворим в разбавленной азотной кислоте и в растворе аммиака. В избытке раствора сульфита щелочного металла он растворяется с образованием комплексной соли:

Ag₂SO₃ + 3Na₂SО₃ → 2Na₃[Ag(SO₃)₂]

3. Раствор иода I₂ при действии на сернистую кислоту (а) или подкисленные растворы сульфитов (б) обесцвечивается:

H₂SO₃ + I₂ + Н₂О → 2HI + H₂SO₄ (a)

или

Na₂SO₃ + 2НС1 + I ₂ + Н₂О → 2HI + H₂SO₄ + 2NaCl (б)

Реакцию следует проводить в слабокислой среде, так как в щелочном растворе иод обесцвечивается и в отсутствие сульфитов. Реакция очень чувствительна. Реакция является фармакопейной.

4. Реакция разложения минеральными кислотами. Реакция является фармакопейной. Все сульфиты разлагаются минеральными кислотами с выделением газообразного диоксида серы:

Na₂SO₃ + 2НС1 → SO₂↑ + Н₂О + 2NaCl

SO₃^2- + 2Н⁺ → SO₂↑ + Н₂О

Выделившийся газ обнаруживают по характерному запаху, а также по обесцвечиванию водного раствора йода или перманганата калия.

5. Нитропруссид натрия Na₂[Fe(CN)₅NO] окрашивает нейтральные растворы сульфитов в розово-красный цвет. При действии избытка сульфата цинка окраска становится ярко-красной. Чувствительность реакции повысится, если добавить немного гексацианоферрата (II) калия K₄[Fe(CN)₆] — образуется красный осадок.

Реакции тиосульфат-иона S₂O₃^2-

Тиосульфат-ион S₂O₃^2- - анион тиосерной кислоты H₂S₂Оз. Тиосерная кислота неустойчива и в свободном виде не существует. Соли щелочных металлов этой кислоты устойчивы, однако в водных растворах подвергаются гидролизу. Тиосульфаты являются сильными восстановителями.

1. Хлорид бария ВаС1₂ с тиосульфат-ионом образует белый осадок тиосульфата бария:

Na₂S₂O₃ + BaCl₂ → ВаS₂Оз↓ + 2NaCl

S₂O₃^2- + Ba²⁺→ ВаS₂Оз↓

Осадок растворяется в кипящей воде и в разбавленных минеральных кислотах (кроме серной). ВаS₂Оз легко образует пересыщенный раствор. Для ускорения выпадения осадка можно потереть внутреннюю стенку пробирки стеклянной палочкой.

2. Минеральные кислоты вытесняют тиосерную кислоту из ее солей:

Na₂S₂O₃ + 2HC1 → H₂S₂O₃ + 2NaCl.

Тиосерная кислота в момент образования разлагается:

H₂S₂O₃ → S↓ + SO₂↑+ Н₂О

Образовавшаяся сера вызывает помутнение раствора. Эта реакция позволяет обнаружить тиосульфаты в присутствии сульфитов, так как сернистая кислота при разложении выделяет только SO₂, а серы не образуется. Реакция является фармакопейной.

3. Нитрат серебра AgNO₃ образует с растворимыми тиосульфатами белый осадок, который быстро становится желтым, затем бурым и, наконец, черным вследствие перехода в сульфид серебра:

Na₂S₂O₃ + 2AgNO₃ → Ag₂S₂O₃↓+ 2NaNO₃

Ag₂S₂O₃ + H₂O → Ag₂S↓ + H₂SO₄.

Осадок тиосульфата серебра Ag₂S₂O₃ растворим в избытке тиосульфата натрия с образованием комплексных ионов [Ag(S₂O₃)₂]^3-. Поэтому при проведении этой реакции необходимо добавлять избыток AgNO₃. Реакция характерна для тиосульфат-иона и является фармакопейной.

4.Реакция с йодом. Тиосульфат – ион обесцвечавает нейтральные или слабощелочные растворы йода, восстанавливая йод до йодид – ионов с одновременным образованием тетратионат – иона:

2Na₂S₂O₃ + I₂ → 2NaI +Na₂S₄O₆

Реакции борат-ионов ВО₂^- и В₄О₇^2-

Ортоборная кислота НзВО₃ — бесцветное, твердое кристаллическое вещество, относится к очень слабым электролитам. Соли борной кислоты отвечают по составу не ортоборной кислоте НзВОз, а метаборной кислоте НВO₂ или тетраборной кислоте Н₂В₄О₇.

1. Хлорид бария ВаС1₂ с концентрированными растворами буры дает белый осадок метабората бария, который растворяется в уксусной, хлороводородной и азотной кислотах.

Na₂B₄O₇ + ВаС1₂ + ЗН₂О → Ba(BO₂)₂↓ + 2НзВО₃ + 2NaCl

В₄О₇^2- + Ва²⁺ + ЗН₂О → Ba(BО₂)₂ + 2НзВО₃.

2. Этиловый спирт и концентрированная серная кислота при взаимодействии с сухой борной кислотой или сухим тетраборатом образуют борноэтиловый эфир, который пи горении дает пламя с ярко- зеленой окраской.

Na₂B₄O₇ + Н₂ SО₄ 5 H₂O → 4НзВО₃ + Na₂SO₄

H₃BO₃ + 3C₂H₅OH → B(C₂H₅O)₃ + 3H₂O

Является фармакопейной.

3. Куркумовая бумага, смоченная подкисленным раствором бората или борной кислоты, после высыхания дает буровато – розовое окрашивание. После смачивания бумаги раствором аммиака или щелочи наблюдается появление зеленовато- черного окрашивания. Реакция очень характерна и является фармакопейной

Реакции оксалат-иона С₂O₄^2-

Оксалат-ион является анионом щавелевой кислоты Н₂C₂O_4. – кислоты средней силы. Это твердая, хорошо растворимая в воде кислота, слабый электролит.

1. Хлорид бария ВаСl₂ с анионом образует белый осадок оксалата бария:

(NH₄)₂C₂O₄ + BaCI₂ → ВаС₂O₄↓ + 2NH₄C1

C₂O₄^2- + Ba²⁺ → ВаС₂O₄↓

Осадок растворим в хлороводородной и азотной кислотах и в уксусной при нагревании.

2. Хлорид кальция CaCl₂ образует с оксалат-ионами белый кристаллический осадок оксалата кальция, который растворяется в минеральных кислотах и не растворяется в уксусной кислоте.

(NH₄)₂C₂O₄ + CaCI₂ → CаС₂O₄↓ + 2NH₄C1

C₂O₄^2- + Ca²⁺ → CаС₂O₄↓

Реакция характерна для оксалат-иона.

3. Реакция с нитратом серебра. Оксалат – ион при взаимодействии с катионом серебра образует белый творожистый осадок:

C₂O₄^2- + 2 Ag⁺ → Ag₂С₂O₄↓

Осадок растворим в азотной кислоте, концентрированном растворе аммиака.

4. Перманганат калия КМnО₄ окисляет в кислой среде оксалат-ион до оксида углерода (IV). При этом ионы МпО₄^- восстанавливаются до бесцветных ионов Мn²⁺ и раствор обесцвечивается:

5(NH₄)₂C₂O₄ + 2КМnО₄ + 8H₂SO₄ → 10CO₂↑+ 2MnSO₄ + K₂ SO₄ + 5(NH₄)₂SO₄ + 8H₂O

2МnO₄^- + 16Н⁺ + 5C₂O₄^2- → 2Mn²⁺+ 8H₂O + 10CO₂

Выполнение реакции. К 4 каплям оксалата аммония прибавляют 5 капель серной кислоты, смесь нагревают до 70 — 80 °С. К полученному горячему раствору по каплям добавляют разбавленный раствор перманаганата калия и наблюдают обесцвечивание раствора.

Частные реакции анионов второй аналитической группы

Ко второй группе анионов относятся анионы С1^-, Вг^-, I^-, S^2-. Эти анионы образуют с ионами серебра труднорастворимые в воде и нерастворимые в разбавленной азотной кислоте соли. Групповым реагентом является AgNO₃ в присутствии разбавленной азотной кислоты. В этих условиях AgNO₃ не образует осадка с анионами первой группы. Бариевые соли анионов второй группы растворимы в воде.

Для организма большое значение имеют хлориды. Хлориды натрия и калия поддерживают осмотическое давление в клетках. Хлориды определяют вкусовые качества воды. Недостаток иода в организме приводит к нарушению деятельности щитовидной железы. Длительное употребление питьевой воды с избытком или недостатком иодидов может служить причиной эндокринных заболеваний.

Хлориды натрия, калия и кальция широко применяются как инъекционные растворы. Бромиды калия и натрия применяются в составе микстур в качестве успокаивающих средств, хлорид калия — при нарушении сердечного ритма. Свободный иод применяется в растворах как антисептическое средство, а также при атеросклерозе и заболеваниях щитовидной железы.

Реакции хлорид-иона Сl^-

Хлорид-ион С1^- является анионом хлороводородной кислоты. Это одна из самых сильных кислот: ее соли, образованные катионом сильного основания, не подвергаются гидролизу. Большинство хлоридов хорошо растворимы в воде, труднорастворимы хлориды серебра, ртути (I) и свинца (II).

1. Нитрат серебра AgNO₃ с ионом Сl^- дает белый творожистый осадок хлорида серебра:

NaCl + AgNO₃ → AgCl↓+ NaNO₃

Ag⁺ + Cl^- →AgCl↓

Осадок нерастворим в азотной кислоте, но легко растворяется в аммиаке с образованием комплексного соединения:

AgCl + 2NH₃ → [Ag(NH₃)₂]Cl

При прибавлении к раствору хлорида диамминсеребра концентрированной азотной кислоты осадок снова выделяется:

[Ag(NH₃)₂]Cl + 2HNO₃ → 2NH₄ NO₃ + AgCl↓

Осадок хлорида серебра легко растворим также в тиосульфате натрия Na₂S₂O₃ (см. реакции тиосульфат-иона). Реакция является фармакопейной.

Осадок при стоянии на свету темнеет вследствие выделения тонкодисперсного металлического серебра за счет фотохимического разложения хлорида серебра.

Реакции бромид-иона Вг^-

Ион Вг^- является анионом бромоводородной кислоты НВг, По своим свойствам и растворимости бромиды близки к хлоридам.

1. Нитрат серебра АgNОз с ионами Вг^- дает желтовато-белый осадок бромида серебра:

NaBr + AgNO₃ → AgBr↓+ NaNO₃

Ag⁺+ Br^- → AgBr↓

Осадок не растворяется в азотной кислоте, плохо растворим в аммиаке, в отличие от хлорида серебра и хорошо растворяется в растворе тиосульфата натрия:

AgBr + 2Na₂S₂O₃ → NaBr + Na₃[Ag (S₂O₃)₂]

Реакция является фармакопейной.

2. Хлорная вода, прибавленная к раствору бромида, выделяет из него свободный бром, который растворяется в сероуглероде или хлороформе, окрашивая слой растворителя в оранжевый цвет:

Сl₂ + 2NaBr → 2NaCl+ Вг₂.

Эта реакция наиболее характерна для иона Вг^- и является фармакопейной.

В качестве окислителей можно использовать KMnO₄, MnO₂, RBrO₃, NaClO и другие.

10Br^- + 2MnO₄^- + 16Н⁺→5Br₂ + 2Mn²⁺ + 8Н₂О

5Br^- + BrO₃^- + 6Н⁺ → 3Br₂ + 3Н₂О

Реакции иодид -иона I^-

Ион I^- является анионом иодоводородной кислоты. Эта кислота такая же сильная, как НСl и НВг. Из иодидов труднорастворимы в воде соли серебра, ртути, свинца (IV) и меди (I).

1. Нитрат серебра АgNОз выделяет из иодидов светло-желтый творожистый осадок иодида серебра:

KI + AgNО₃ → AgI↓+ KNO₃

I^- + Ag⁺ → AgI↓

Осадок не растворяется в азотной кислоте и растворе аммиака и плохо растворяется в растворе тиосульфата натрия. Реакция является фармакопейной.

2. Нитрат или ацетат свинца (II) из растворов иодидов осаждает желтый иодид свинца (II), растворимый в горячей воде и вновь выделяющийся при охлаждении раствора в виде золотистых чешуек:

2KI + Рb(NОз)₂ → РbI₂↓ + 2KNO₃

2I^- + Рb²⁺ → РbI₂↓

3. Хлорная вода выделяет из растворов иодидов свободный иод, который окрашивает сероуглерод или хлороформ в красновато-фиолетовый цвет, а раствор крахмала — в синий:

2KI + С1₂ → 2КС1 + I₂.

Реакция характерна для иона I^- и чаще всего применяется для его обнаружения.

4. Хлорид железа (III), концентрированная H₂SO₄ и некоторые другие окислители окисляют ион I^- до свободного иода:

а) 2FеСl₃ + 2КI → 2FeCI₂ + 2КС1 + I₂

б) 8HI + H₂SO₄ → 4Н₂О + H₂S + 4I₂

Реакции являются фармакопейными.

Выполнение реакции: а) на фильтровальную бумагу в одном месте последовательно по 1 капле наносят растворы KI₂ HC1 и FеС1₃. Наблюдают появление бурого пятна, синеющего от капли крахмала; б) в пробирку в вытяжном шкафу помещают несколько крупинок иодида, добавляют 3 капли концентрированной H₂SO₄, нагревают и наблюдают выделение фиолетовых паров иода.

Реакции сульфид-иона S^2-

Ион S^2- является анионом сероводородной кислоты, представляющей собой раствор сероводорода в воде. Это одна из самых слабых кислот. Ион S^2- легко окисляется.

1. Нитрат серебра AgNO₃ взаимодействует с ионом S^2-, образуя черный осадок сульфида серебра:

Na₂S + 2AgNO₃ → Ag₂S↓+ 2NaNO₃

S^2- + 2Ag⁺ → Ag₂S↓

Сульфид серебра не растворяется в разбавленной азотной кислоте на холоду, но растворяется в ней при кипячении. В растворе аммиака не растворяется.

2. Хлороводородная кислота, прибавленная к раствору сульфида натрия, выделяет из него сероводород, легко обнаруживаемый по запаху тухлых яиц:

Na₂S + 2HC1 → H₂S↑+ 2NaCl.

S^2- + 2H⁺ → H₂S↑

Фильтровальная бумага, смоченная раствором ацетата свинца (II) РЬ(СН₃СОО) ₂, в присутствии сероводорода чернеет.(поднести к горлышку пробирки). Работать только под тягой!

3. Растворимые соли кадмия образуют с сульфидами ярко-желтый осадок сульфида кадмия:

Na₂S + Cd(NO₃)₂ → CdS↓ + 2NaNO₃.

Если на осадок подействовать раствором CuSO₄, осадок почернеет вследствие образования CuS:

CdS + CuSO₄ → CdSO₄ + CuS↓

Реакция характерна для сульфид-иона.

Выполнение реакции. К З каплям раствора сульфида натрия добавляют 3 капли раствора соли кадмия. Центрифугируют и центрифугат сливают. К осадку добавляют 2—3 капли раствора сульфата меди (II). Наблюдают изменение ярко-желтой окраски раствора в черную.

Частные реакции анионов третьей аналитической группы

К третьей аналитической группе анионов относятся нитрит-ион NO₂^-, нитрат ион NO₃^- и ацетат-ион СН₃СОО^-. Серебряные и бариевые соли этих анионов растворимы в воде, вследствие чего ни AgNO₃, ни ВаСl₂ не осаждают анионы третьей группы. Группового реагента у этой группы нет.

Определение нитритов и нитратов имеет большое значение для исследования питьевой воды. Наличие большого количества нитритов и нитратов является показателем загрязнения и непригодности воды для питья.

Присутствие больших количеств нитритов и нитратов в овощах и фруктах является небезразличным для живых организмов, оно не должно превышать 40 мг/кг.

Органические производные азотной кислоты, например, нитроглицерин, используются как сердечно-сосудистые средства. Нитрит натрия и некоторые производные азотистой кислоты применяют при стенокардии. Определенные соли уксусной кислоты входят в состав различных лекарственных препаратов реакции нитрит-иона.

Реакции не нитрит – ион NO₂^-

Ион NO₂^- является анионом азотистой кислоты HNO₂. Азотистая кислота нестойкая и слабая кислота. Нитриты устойчивее азотистой кислоты. Все они хорошо растворимы в воде. Менее других растворим нитрит серебра, но он легко растворяется при нагревании. Нитриты токсичны!

1. Разбавленная серная кислота разлагает все нитриты на холоду с выделением бурого газа — оксида азота (IV):

NaNO₂ + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HNO₂

2HNO₂ → NO₂↑+ NO↑ + H₂O

2NO + O₂ → 2NO₂↑

Концентрированная серная кислота реагирует точно так же, как и разбавленная, но более энергично. Даже небольшое нагревание усиливает разложение азотистой кислоты. Реакция является фармакопейной.

2. Иодид калия KI в кислой среде окисляется нитритами до свободного иода (нитрит – ион- окислитель):

2KNO₂ + 2KI + 2H₂SO₄ → I₂ + 2NO↑ + 2K₂SO₄ + 2Н₂O

2NO₂^- + 2I^- + 4H⁺ → I₂ + 2NO↑ + 2Н₂O

Реакцию нельзя проводить в присутствии других окислителей. Образовавшийся йод обнаруживают реакцией с крахмалом (по посинению раствора) или экстрагируя его органическим растворителем (органический слой окрашивается в фиолетовый цвет).

3. Перманганат калия КМnO₄ в сернокислой среде при нагревании до 50 — 60°С окисляет нитриты до нитратов:

5NaNO₂ + 2КМnО₄ + 3H₂SO₄ → 5NaNO₃ + 2MnSO₄ + К₂SО₄ + ЗН₂О

5NO₂^- + 2МnО₄ ^-+ 6H⁺ → 5NO₃^- + 2Mn²⁺ + ЗН₂О

Реакция сопровождается обесцвечиванием раствора перманганата калия. При помощи этой реакции легко отличить нитриты от нитратов. Последние в реакцию с КМnО₄ не вступают.

4. Соли железа (II) восстанавливают нитриты в кислом растворе до оксида азота (II):

2KNO₂ + 2FeSO₄ + 2H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 2NO↑+ К₂SО₄ + 2H₂O

Оксид азота (II) образует с FeSO₄ непрочное комплексное соединение бурого цвета:

FeSO₄ + NO → [Fe(NO)]SO₄.

Выполнение реакции. В пробирку помещают 2 капли свежеприготовленного насыщенного раствора сульфата железа (II) FeSO₄, подкисляют 1 каплей разбавленной серной кислоты и затем осторожно, по стенке пробирки, приливают раствор нитрита так, чтобы жидкость не смешивалась. В месте соприкосновения обеих жидкостей появляется темно-бурое окрашивание.

6. Антипирин образует с нитритами в кислой среде раствор изумрудно- зеленого цвета. Реакция является фармакопейной.

Реакции на нитрат – ион NO₃^-

Реакции не нитрат – ион NO₃^-

Ион является анионом азотной кислоты, одной из самых сильных минеральных кислот. Азотная кислота является довольно сильным окислителем. Все нитраты растворимы в воде.

1. Сульфат железа (II) окисляется азотной кислотой и ее солями с выделением оксида (II) NO реакция проходит в присутствии концентрированной серной кислоты

2NaNO₃ + 6FeSO₄ + 4H₂SO₄ → 3Fe₂(SO₄)₃ + Na₂SO₄ + 2NO↑ 4H₂O

Оксид азота(2) образует с бурое соединение

FeSO₄ + NO↑ → [Fe(NO)]SO₄

Несмотря на то, что вследствие реакции образуется то же самое соединение, что и при реакции на ион NO₂^-, мы можем различить эти ионы по тому, как протекает данная реакция. Если неизвестно, нитрат или нитрит находятся в растворе, необходимо сначала провести реакцию с разбавленной серной кислотой. Образующееся бурое соединение докажет наличие присутствие иона NO₂^-.

Если же реакция не пошла, что доказывает отсутствие ион NO₂^-, поэтому, необходимо повторить реакцию уже с концентрированной серной кислотой. Появление бурого кольца докажет присутствие ион NO₃^-

2.Дифениламин. В кислой среде окисляется азотной кислотой, что сопровождается появлением, интенсивно синей окраски.

Реакцию поводят на предметном стекле.

Эта общая реакция для нитрит - иона и нитрат – иона и проводится одинаково. Поэтому данной реакцией нельзя открыть нитраты в присутствии нитритов.

3.Реакция с металлической медью. Реакция фармакопейная. Нитрат – ион взаимодействует в среде концентрированной серной кислоты при нагревании ты с металлической медью с образованием буро-желтых паров оксида азота:

2NO₃^- + 8H⁺+ Cu → 3Cu²⁺+ 2NO + 4H₂O

2NO + O₂ → 2NO₂↑