Почувши запитання «Яка тварина захищає себе, обприскуючи своїх ворогів?», більшість людей згадає про скунсів. Але є й інша відповідь — жуки-бомбардири (жуки підродин Brachininae та Paussinae із родини Жужелиці).

У цих жуків в одній камері тіла зберігається розчин гідроген пероксиду, а в іншій — метилгідрохінону, які виробляються особливими залозами. Коли жук відчуває загрозу, він змішує обидві розчини у спеціальній камері, де містяться ферменти (каталаза та пероксидаза). Під дією ферментів гідроген пероксид миттєво розкладається на кисень і воду та відбувається окиснення метилгідрохінону. Обидві ці реакції екзотермічні, що спричиняє нагрівання суміші до 80–100 °C, а кисень додатково спінює утворену суміш, якою жуки-бомбардири вистрілюють через отвір на кінчику черевця. Так жук може зробити до десяти послідовних пострілів тривалістю близько 10 мс, а швидкість струменя може сягати 10 м/с.

Астрономи вперше змогли виявити в між зоряному просторі молекули гідроген пероксиду. Гідроген пероксид (H2O2) — це ключова молекула для астрономів і хі міків. Її формування пов’язане з двома іншими добре знайомими нам молекулами — киснем і воднем, наявність яких винятково важлива для виникнення й існування життя в нашому розумінні.

1. Визначаємо ступені окиснення:

Mn⁽⁺⁴⁾O₂^(–2) + K⁽⁺¹⁾Cl⁽⁺⁵⁾O₃^(–2) + K⁽⁺¹⁾O^(–2)H⁽⁺¹⁾ → K₂⁽⁺¹⁾Mn⁽⁺⁶⁾O₄^(–2) + K⁽⁺¹⁾Cl^(–1) + H₂⁽⁺¹⁾O^(–2)

2. Змінюють ступені окиснення Mn та Cl. Складаємо електронні схеми процесів окиснення та відновлення:

Mn⁽⁺⁴⁾ – 2e^–→ Mn⁽⁺⁶⁾ | відновник, процес окиснення

Cl⁽⁺⁵⁾ + 6e^– → Cl^(–1) | окисник, процес відновлення

3. Складаємо баланс електронів. Один атом Mn віддає два електрони, а один атом Cl приєднує 6 електронів. Щоб кількість електронів, які віддає відновник дорівнювала кількості електронів, які приєднує окисник домножимо електронну схему окиснення на 3:

3Mn⁽⁺⁴⁾ – 6e^–→ 3Mn⁽⁺⁶⁾

Cl⁽⁺⁵⁾ + 6e^– → Cl^(–1)

4. Коефіцієнти, які стоять в електронних схемах біля окисника та відновника переносимо у молекулярне рівняння. Таким чином урівнюємо речовини в яких елементи змінюють ступені окиснення:

3MnO₂ + KClO₃ + KOH → 3K₂MnO₄ + KCl + H₂O

5. Розставляємо коефіцієнти біля інших речовин методом підбору. Рекомендую урівнювати кількість атомів елементів в наступному порядку: металічні елементи → неметалічні елементи → Гідроген → Оксиген. За Оксигеном перевіряємо правильність складання рівняння реакції:

3MnO₂ + KClO₃ + 6KOH = 3K₂MnO₄ + KCl + 3H₂O

1. Зручно використовувати для найпростіших ОВР.

2. Порівняно з іншими методами є швидкий.

З катіонів першої групи лише NH₄⁺ та Mg²⁺ взаємодіють з розчином лугу. Реакція NH₄⁺ з лугом при нагріванні супроводжується виділенням аміаку:

NH₄Cl + NaOH = NH₃ ↑ + NaCl + H₂O.

Аміак можна виявити або за запахом, або з допомогою деяких реакцій (наприклад, змочений водою рожевий лакмусовий папірець синіє, а фільтрувальний папір, змочений Hg₂(NO₃)₂, чорніє). Ця реакція є специфічною для NH₄⁺ і дає змогу виявити його в присутності всіх катіонів.

При додаванні лугу до розчину солі магнію утворюється білий осад Mg(OH)₂, який добре розчиняється в кислотах, а також в надмірі солей амонію, які, гідролізуючи, утворюють доcтатню кількість іонів водню. Mg²⁺ - єдиний з катіонів першої та другої аналітичних груп, який при дії лугу утворює малорозчинну сполуку.

З катіонів першої аналітичної групи лише Mg2+ взаємодіє з аміаком, утворюючи малорозчинний Mg(OH)2 білого кольору. Проте осадження магнію не є повним, оскільки NH4OH – слабка основа, і тому концентрація ОН− в розчині недостатня. Якщо ж розчин містить надлишок солей амонію, осад Mg(OH)2 взагалі не утворюється, тому що рівновага

Mg²⁺ + 2 NH₄OH ↔ Mg(OH)₂ + 2 NH₄⁺.

порушується вліво. Крім того, суміш NH₄OH + NH₄Cl має буферні властивості і створює в розчині таку концентрацію іонів водню, за якої осад Mg(OH)₂ не утворюється (рН біля 9).

Реакція NH₄⁺ з реактивом Несслера дуже чутлива і придатна для виявлення навіть надзвичайно малих концентрацій аміаку в розчині. Тому вона виконується краплинним способом на скляній плативці.

При додаванні реактиву Несслера до розчину солі амонію утворюється червоно-бурий осад йодиду дийодиддимеркурамонію:

NH₄NO₃ + 2K₂[HgI₄] +2KOH =

+ 5KI + KNO₃ +

+ 2H₂O

Виявленню NH₄⁺ за цією реакцією не заважають катіони першої та другої аналітичних груп. Заважають катіони Fe³⁺, Cr³⁺, Co²⁺, Ni²⁺ і інші, що утворюють із лугом забарвлені нерозчинні гідроксиди. Щоб позбутись впливу перелічених вище іонів, до досліджуваного розчину спочатку додають 50%-ний розчин сегнетової солі KNaC₄H₄O₆, а вже потім – реактив Несслера. Тартрат-іони маскують ці іони, зв’язуючи їх в стійкі розчинні комплексні сполуки. Виявленню іонів амонію заважають також іоні Bi³⁺, Hg²⁺, Sb(III), Sn(II) та інших металів, які утворюють забарвлені йодиди та (або) руйнують реагент.

Винна кислота (H₂C₄H₄O₆) є двохосновною кислотою і здатна утворювати середні (K₂C₄H₄O₆, Na₂C₄H₄O₆) та кислі (KHC₄H₄O₆, NaHC₄H₄O₆) солі. Серед солей винної кислоти першої аналітичної групи важкорозчинні лише KHC₄H₄O₆, NH₄HC₄H₄O₆ та Mg(HC₄H₄O₆)₂. NaHC₄H₄O₆ є реагентом на іони K⁺ за відсутності іонів NH₄⁺ та Mg²⁺. Реакція відбувається при кімнатній температурі, оскільки розчинність осаду KHC₄H₄O₆ при нагріванні значно зростає.

K⁺ + HC₄H₄O₆⁻ = KHC₄H₄O₆.

Мінеральні кислоти та луги розчиняють осад KHC₄H₄O₆ , при цьому відбуваються такі реакції:

KHC₄H₄O₆ + HCl = H₂C₄H₄O₆ + KCl;

KHC₄H₄O₆ + KOH = K₂C₄H₄O₆ + H₂O.

В оцтовій кислоті осад KHC₄H₄O₆ нерозчинний.

Виявленню калію розглянутим способом заважають, крім іонів NH₄⁺ та Mg²⁺, катіони другої та інших аналітичних груп.

Na₃[Co(NO₂)₆] – це характерний реагент для K⁺. В нейтральному або оцтовокислому середовищі він утворює з солями калію жовтий осад K₂Na[Co(NO₂)₆].

2 K⁺ + Na₃[Co(NO₂)₆] = K₂Na[Co(NO₂)₆] + 2 Na⁺

Реакцію виконують краплинним способом. Луги заважають виявленню калію, оскільки реагент розкладається з утворенням темно-бурого осаду Co(OH)₃ згідно з реакцією:

[Co(NO₂)₃]³⁻ + 3 OH⁻ =Co(OH)₃ + 6 NO₂⁻.

Кислоти теж руйнують реагент:

[Co(NO₂)₃]³⁻ + 6 H⁺ = Co³⁺ + 6 HNO₂,

причому з часом темно-буре забарвлення розчину змінюється на рожеве:

[Co(NO₂)₃]³⁻ + 5H⁺ = Co²⁺ + NO₂ + 5 HNO₂.

(або: Co³⁺ + NO₂⁻ = Co²⁺ + NO₂ ).

Виявленню калію реакцією з гексанітрокобальтатом (ІІІ) натрію заважають іони NH₄⁺, тому що осад, що вони утворюють з реагентом, подібний як за складом, так і за зовнішніми характеристиками. Перешкоджають виявленню калію іони IV та V аналітичних груп - Hg₂²⁺, Pb²⁺, Sn²⁺, Sb³⁺, AsO₃³⁻. Іони Hg²⁺, Bi³⁺, Sn(IV), та AsO₄³⁻ з гексанітрокобальтатом (ІІІ) натрію також утворюють осади жовтого кольору, проте ці осади розчинні в оцтовій кислоті. Заважають також I⁻ та інші відновники. Для виявлення K⁺ в присутності I⁻ досліджуваний розчин випаровують з HNO₃ , сухий залишок розчиняють у воді, додавши оцтової кислоти, і в одержаному розчині проводять реакцію виявлення K⁺ з Na₃[Co(NO₂)₆].

K[Sb(OH)₆] є характерним реагентом для іонів натрію, з якими в нейтральних або слабколужних розчинах утворює білий кристалічний осад:

Na⁺ + [Sb(OH)₆]⁻ = Na[Sb(OH)₆].

Осад досить добре розчиняється у воді, особливо при нагріванні, тому реакцію проводять при кімнатній температурі і за достатньої концентрації іонів Na⁺ в розчині. Проводити реакцію в кислому середовищі неможливо, оскільки реагент під дією кислоти розкладається з утворенням білого аморфного осаду HSbO₃, який можна помилково прийняти за Na[Sb(OH)₆]:

H⁺ + [Sb(OH)₆]⁻ = HSbO₃ + 3 H₂O.

Виявленню натрію за допомогою гексагідроксостибіату (V) калію заважають з різних причин майже всі іони, в тому числі і катіони першої та другої груп. Іони NH₄⁺ зазнають гідролізу з утворенням іонів водню, що призводить до руйнування реагенту за наведеною вище реакцією. Mg²⁺ та катіони другої групи утворюють з реагентом осади солей білого кольору.

Реагент є специфічним для іонів натрію. В нейтральних або оцтовокислих розчинах він утворює з солями натрію кристалічний осад зеленкувато-жовтого кольору. Ця реакція виконується краплинним способом. Рівняння реакції можна записати так:

Na⁺ + Zn(UO₂)₃Ac₈ + HAc = NaZn(UO₂)₃Ac₉ + H⁺.

Виявленню іонів натрію цією реакцією не заважають іони K⁺, NH₄⁺, Mg²⁺, Ba²⁺, Sr²⁺, Ca²⁺ (у 20-кратному надлишку), а також деякі катіони третьої – п’ятої груп. Заважають іони Hg₂²⁺, Sb³⁺, PO₄³⁻, AsO₃³⁻, AsO₄³⁻, які утворюють з реактивом білі осади. При додаванні реагенту до розчину Fe³⁺ утворюється ацетатний комплекс заліза, тому розчин набуває червоного кольору, але осад не випадає, і тому Fe³⁺ практично не заважає виявленню натрію.

Якщо при дії реагенту на досліджуваний розчин випадають білі голчасті кристали (це може статися при високій концентрації іонів K⁺), до одержаного осаду додають декілька краплин дистильованої води; цей осад розчиняється, а осад NaZn(UO₂)₃Ac₉ залишається.

З катіонів першої групи лише сполуки калію та натрію забарвлюють полум’я в характерні кольори. Дослід виконують таким чином: вушко платинової дротинки, впаяної в скляну паличку, змочують концентрованою соляною кислотою і прожарюють у безбарвному полум’ї газового пальника. Операцію обробки дротинки соляною кислотою повторюють, поки полум’я пальника не стане безбарвним. Очищену дротинку вміщують у досліджуваний розчин (або суху досліджувану речовину), а потім у полум’я. За наявності натрію полум’я забарвлюється в жовтий колір, а за наявності калію – в блідо-фіолетовий. Дослід буде успішним, коли провести попереднє концентрування K⁺ на платиновій дротинці, застосувавши багаторазове змочування її досліджуваним розчином з наступним обережним висушуванням.

Якщо у розчині є обидва катіони, іон натрію заважає виявленню калію, тому що забарвлення його полум’я більш яскраве і воно забиває забарвлення солі калію.

Карбонат амонію в розчині реагує при нагріванні з солями магнію, утворюючи білий аморфний осад змінного складу (наприклад, Mg(OH)₂∙3MgCO₃ чи (MgOH)₂CO₃ та ін.) Проте, якщо розчин містить амонійні солі в достатній концентрації, іони Mg²⁺ карбонатом амонію не осаджуються. Це можна пояснити тим, що за наявності надлишку іонів NH₄⁺ концентрація аніонів CO₃²⁻ в розчині (NH₄)₂CO₃ значно зменшується в результаті реакції

NH₄⁺ + CO₃²⁻ + H₂O = NH₄OH + HCO₃⁻

і стає недостатньою, щоб досягти добутку розчинності MgCO₃ . Завдяки такому відношенню Mg²⁺ до карбонату амонію в розчинах солей амонію стало можливим віднесення Mg²⁺ до першої аналітичної групи катіонів, які, як і Mg²⁺, не осаджуються карбонатом амонію.

Якщо розчин містить NH₄OH та NH₄Cl, гідрофосфат натрію утворює з Mg²⁺ білий кристалічний осад фосфату магнію й амонію:

MgCl₂ + Na₂HPO₄ + NH₄OH = MgNH₄PO₄ + 2 NaCl + H₂O.

Введення хлориду амонію необхідне для того, щоб, по-перше, запобігти утворенню осаду Mg(OH)₂ при додаванні аміаку, і, по-друге, щоб збільшити концентрацію іонів NH₄⁺, необхідних для утворення осаду MgNH₄PO₄. Цей осад набагато менш розчинний, ніж середня (Mg₃(PO₄)₂) чи кисла (MgHPO₄) солі магнію.

Дана реакція є найбільш важливою для виявлення магнію в розчині. Виконують її таким чином: у пробірку наливають 0,5 – 1,0 мл розчину солі магнію і додають краплинами розчин аміаку весь час струшуючи пробірку для перемішування суміші. Після того як в пробірці з’явиться слабка каламуть, додають декілька краплин розчину (або суху сіль) NH₄Cl, поки каламуть не зникне. До прозорого розчину додають дві-три краплини розчину Na₂HPO₄. Утворюється білий кристалічний осад.

Цю реакцію можна виконати й іншим способом: у пробірку наливають ~0,5 мл розчину солі магнію, додають близько 1 мл розведеної соляної кислоти, дві-три краплини розчину Na₂HPO₄, розбавляють до ~5 мл водою, нагрівають до кипіння і обережно, по краплині, струшуючи пробірку для перемішування суміші, додають розчин гідроксиду амонію до слабколужного середовища. Спостерігають утворення білого кристалічного осаду. Необхідний для виконання реакції хлорид амонію утворюється при нейтралізації соляної кислоти гідроксидом амонію.

Катіони першої аналітичної групи не заважають виявленню магнію реакцією з гідрофосфатом натрію. Заважають катіони другої, а також інших груп, які утворюють малорозчинні фосфати.

Солі магнію взаємодіють з оксихіноліном в аміачному середовищі (рН 10-13), утворюючи зеленкувато-жовтий кристалічний осад.

Mg²⁺ + 2 C₉H₆NOH = Mg(C₉H₆NO)₂ + 2 H⁺.

Осад розчиняється в оцтовій та мінеральних кислотах. Виявленню Mg²⁺ цією реакцією не заважають лише катіони першої групи.

Деякі органічні барвники, адсорбуються на поверхні гідроксидів металів і при цьому змінюють своє забарвлення. Саме до таких барвників належить титановий жовтий. В лужному середовищі цей барвник жовто-бурого кольору. При осадженні гідроксиду магнію в присутності титанового жовтого утворюється твердий розчин барвника в осаді гідроксиду червоного кольору. Реакцію виконують так: до невеликого об’єму розчину солі магнію додають вдвічі більший об’єм лугу (добре перемішують) та три-чотири краплини титанового жовтого, знову добре перемішують. Утворюється осад червоного кольору.

Катіони першої та другої аналітичних груп не заважають виявленню Mg²⁺ цією реакцією. Заважають всі катіони, які за таких же умов утворюють малорозчинні гідроксиди.

До розчину йоду в йодистому калії додають краплинами розчин лугу, струшуючи пробірку після кожної доданої краплини, поки забарвлення розчину не стане солом’яно-жовтим і після цього ще одну-дві краплини лугу. Буре забарвлення йоду зникає в результаті реакції:

I₂ + 2 KOH = KI + KIO + H₂O

До одержаного безбарвного розчину додають розчин, що містить Mg²⁺. Буре забарвлення йоду виникає знову. Це пояснюється тим, що в присутності Mg²⁺ рівновага зсувається вліво внаслідок зв’язування гідроксильних іонів у гідроксид магнію.

Виявленню Mg²⁺ цією реакцією заважають всі катіони, які утворюють за таких само умов малорозчинні гідроксиди.

Катіони другої групи утворюють з сульфат-іонами білі дрібнокристалічні осади BaSO₄, SrSO₄ та CaSO₄. З них найменш розчинним є BaSO₄. Він лише частково розчиняється в концентрованій сірчаній кислоті, утворюючи гідросульфат. Сульфати стронцію та кальцію помітно розчинні (особливо CaSO₄) не тільки в концентрованій сірчаній кислоті, а в концентрованих HCl та HNO₃ з утворенням гідросульфатів металів.

Сульфати барію, стронцію та кальцію можна перевести в розчин, нагріваючи їх з насиченим розчином карбонату амонію та розчиняючи утворені при цьому карбонати металів в оцтовій кислоті або сплавляючи сульфати з сумішшю карбонатів калію та натрію.

На відміну від сульфатів барію та стронцію, сульфат кальцію розчиняється в надлишку сульфату амонію з утворенням розчинної комплексної сполуки:

CaSO₄ + (NH₄)₂SO₄ = (NH₄)₂[Ca(SO₄)₂].

Цю реакцію використовують в аналізі для відділення Ca²⁺ від Ba²⁺ та Sr²⁺.

Розчини лугу та аміаку не осаджують катіони другої групи, тому що їх гідроксиди є досить сильними основами, причому основні властивості зростають від кальцію до барію.

При взаємодії солей барію з гіпсовою водою осад BaSO₄ утворюється вже при кімнатній температурі; SrSO₄ осаджується лише при нагріванні та (або) з часом. Таку відмінність можна пояснити тим, що через обмежену розчинність сульфату кальцію концентрація сульфат-іонів в розчині незначна, проте достатня для осадження BaSO₄ (ДР = 9∙10^-11), і тому цей осад випадає одразу.

Осад SrSO₄ більш розчинний (ДР = 2,8∙10^-7), і тому він утворюється не одразу, а при нагріванні та з часом. Реакція з гіпсовою водою рекомендується для виявлення Sr²⁺ після відділення Ba²⁺ у вигляді хромату.

Іони Ba²⁺ та Sr²⁺ утворюють з хромат-іонами осади жовтого кольору (ДР = 1,6∙10^-10 та ДР = 3,6∙10^-5 відповідно). Обидва осади добре розчинні в HCl та HNO₃. Проте BaCrO₄ не розчиняється в оцтовій кислоті, а SrCrO₄ – розчиняється.

Сполука Ca²⁺ з CrO₄²⁻ досить добре розчинна у воді (ДР = 7,1∙10^-4), тому осад може утворитися лише в розчинах з високою концентрацією Ca²⁺.

Іони Mg²⁺ з CrO₄²⁻ осаду не утворюють.

Виявленню Ba²⁺ та Sr²⁺ заважають катіони, які утворюють забарвлені осади з CrO₄²⁻ - Fe²⁺, Ag⁺, Hg₂²⁺, Pb²⁺, Bi³⁺ та ін.

У розчині K₂Cr₂O₇, крім іонів Cr₂O₇²⁻, містяться також іони CrO₄²⁻, які утворюються внаслідок гідролізу:

Cr₂O₇²⁻ + H₂O = 2 CrO₄²⁻ + 2 H⁺.

Хромат барію менш розчинний, ніж дихромат, тому додавання розчину K₂Cr₂O₇ до розчину солі барію призводить до утворення осаду BaCrO₄, а не дихромату барію:

2 BaCl₂ + K₂Cr₂O₇ + H₂O = 2 BaCrO₄ + 2 HCl + 2 KCl.

Осад BaCrO₄ добре розчиняється в сильних кислотах (HCl, HNO₃), тому в цій реакції барій переходить в осад не повністю. Для повного осадження барію до суміші слід додати розчин NaAc, який буде взаємодіяти з кислотою, що утворюється в процесі реакції, і тим самим сприяти повному осадженню барію:

CH₃COONa + HCl = NaCl + CH₃COOH.

В оцтовій кислоті осад BaCrO₄ не розчиняється. Сумарне рівняння реакції можна записати так:

2 BaCl₂ + K₂Cr₂O₇ + H₂O + 2 NaAc = 2 BaCl₂ + 2 KCl + 2 NaCl + 2 HАc.

Хромати стронцію та кальцію розчинні в НАс, тому в таких умовах осадів не утворюють. Отже дихромат калію є характерним реагентом для барію, і його можна використати для виявлення барію за наявності в розчині Sr²⁺ та Ca²⁺. Цей реагент застосовується також для відділення Ba²⁺ від катіонів першої та другої груп.

Всі катіони другої аналітичної групи взаємодіють з гідрофосфатом натрію з утворенням білих аморфних осадів кислих солей, наприклад:

BaCl₂ + Na₂HPO₄ = BaHPO₄ + 2 NaCl.

Осади гідрофосфатів добре розчинні в HCl, HNO₃ та HAc.

У лужному або аміачному середовищі, де концентрація PO₄³⁻ в результаті реакції

HPO₄²⁻ + OH⁻ = PO₄³⁻ + H₂O

зростає, в осад випадають середні солі, наприклад, Ba₃(PO₄)₂. Такого ж складу осади утворюють Sr²⁺ та Ca²⁺. Всі осади білі, аморфні. Середні фосфати катіонів другої групи добре розчинні в сильних кислотах та оцтовій кислоті.

Всі катіони другої аналітичної групи утворюють з оксалат–іонами білі дрібнокристалічні осади, наприклад:

CaCl₂ + (NH₄)₂C₂O₄ = CaC₂O₄ + 2 NH₄Cl.

Частково розчиняються в оцтовій кислоті при кип’ятінні оксалати барію та стронцію, проте CaC₂O₄ не розчиняється. Це одна з важливих реакцій для кальцію, але виявленню його заважають Ba²⁺ та Sr²⁺. Ці іони перед виявленням кальцію треба відділити.

Mg²⁺ з оксалат-іоном утворює осад лише в дуже концентрованих розчинах. Осад MgC₂O₄ розчиняється в солях амонію.

Іони Ba²⁺ та Sr²⁺ утворюють з родизонатом натрію осади бурувато-червоного та світло-буруватого кольору відповідно, наприклад:

Відміна між ними полягає в тому, що родизонат барію в розчині HCl (2 моль/л) переходить в гідрородизонат яскраво-червоного кольору, в той час, як родизонат стронцію – розчиняється. Цю реакцію використовують для виявлення іонів барію (або стронцію за відсутності барію) в присутності кальцію та катіонів першої групи.

Леткі солі барію, стронцію та кальцію (хлориди, нітрати) забарвлюють безбарвне полум’я пальника в різні кольори: Ba²⁺ – в жовто-зелений, Sr²⁺ – в карміново-червоний, Ca²⁺ – в цегляно-червоний. Відповідні досліди проводять, використовуючи платинову дротинку, як це описано в дослідах по виявленню калію та натрію (1.8.).

Дія сульфіду амонію (NH₄)₂S.

При дії групового реагента – сульфіду амонію – на катіони третьої аналітичної групи в нейтральному або слабколужному середовищі утворюються сульфіди FeS, Fe₂S₃, NiS, CoS, ZnS, MnS та гідроксиди Al(OH)₃ та Cr(OH)₃.

Сульфіди катіонів третьої групи мають різне забарвлення: FeS, Fe₂S₃, NiS та CoS – чорного кольору, ZnS – білого, MnS – тілесного. Вони осаджуються при дії (NH₄)₂S на розчинні солі металів в нейтральному або слабколужному середовищі. Наприклад:

FeSO₄ + (NH₄)₂S = FeS + (NH₄)₂SO₄.

Al³⁺ та Cr³⁺, на відміну від інших катіонів цієї групи, при дії (NH₄)₂S утворюють не сульфіди, а гідроксиди: Al(OH)₃ – білого кольору та Cr(OH)₃ – сіро-зеленого або сіро-фіолетового кольору. Це пояснюється тим, що сульфіди алюмінію та хрому миттєво гідролізують.

AlCl₃ + 3 (NH₄)₂S + 3 H₂O = Al(OH)₃ + 3 NH₄HS + 3 NH₄Cl.

Як відомо, гідроксиди алюмінію та хрому мають амфотерні властивоті і розчиняються в кислотах та лугах.

Сульфіди катіонів третьої групи – FeS, Fe₂S₃, MnS, ZnS – розчиняються в розведених мінеральних кислотах та, за винятком ZnS, в оцтовій кислоті. Сульфід цинку, як найменш розчинний, осаджується навіть сірководнем. Ця реакція – одна з найбільш характерних для іона Zn²⁺.

Щойноосаджені сульфіди нікелю та кобальту розчиняються в розведеній HCl, проте досить швидко (приблизно через 30 хв) перетворюються на такі модифікації, які здатні розчинятися лише в азотній кислоті, царській водці або розведеній HCl (або H₂SO₄) за участі окисників, наприклад:

3 CoS + 8 HNO_{3 (}р₎ = 3 Co(NO₃)₂ + 2 NO +3 S + 4 H₂O;

CoS + 10 HNO_{3 (}к₎ = Co(NO₃)₂ + 8 NO₂ + H₂SO₄ + 4 H₂O;

3 CoS + 8HNO₃ + 6 HCl = 3 CoCl₂ + 8 NO + 3 H₂SO₄ + 4 H₂O;

або

3 CoS + 2 HNO₃ + 6 HCl = 3 CoCl₂ + 2 NO + 3 S + 4 H₂O;

NiS + H₂SO₄ + H₂O₂ = NiSO₄ + S + 2 H₂O.

Більшість з щойноосаджених сульфідів перебуває в колоїдному стані, що ускладнює їх відділення від розчину фільтруванням або центрифугуванням. Введення солей амонію та нагрівання розчинів сприяє коагуляції сульфідів.

Таким чином, щоб отримати легкокоагулюючі осади і досягти повного осадження катіонів третьої групи, до суміші катіонів третьої групи додають спочатку розчин аміаку до появи осаду, потім надлишок NH₄Cl. Розчин нагівають до кипіння, додають дво-трикратний надмір сульфіду амонію і кип’ятять суміш ще 2-3 хв. Після центрифугування або фільтрування розчин має бути прозорим та безбарвним.

При дії гідроксиду амонію на катіони третьої групи утворюються гідроксиди металів. Zn(OH)₂, Co(OH)₂ та Ni(OH)₂ легко розчиняються в гідроксиді амонію, утворюючи аміакати – безбарвний [Zn(NH₃)₄]²⁺, брудно-жовтий [Co(NH₃)₄]²⁺ та синій [Ni(NH₃)₄]²⁺. При збереженні на повітрі відбувається окислення Co(II) до Co(III) і утворення [Co(NH₃)₆]³⁺ червоного кольору.

Cr(OH)₃ розчиняється в надмірі гідроксиду амонію лише частково з утворенням аміакату бузкового кольору [Cr(NH₃)₅X]²⁺, де X – одновалентний аніон.

Fe(OH)₃ та Al(OH)₃ в надлишку аміаку не розчиняється.

У розчинах солей амонію не розчиняються Cr(OH)₃, Al(OH)₃ та Fe(OH)₃, частково розчиняються Fe(OH)₂, Mn(OH)₂ (по причині зменшення концентрації гідроксильних іонів у розчині); у зв’язку з цим, в розчинах амонійних солей іони Fe²⁺ та Mn²⁺ аміаком повністю не осаджуються.

Ni(OH)₂ та Co(OH)₂ розчиняються в розчинах солей амонію з утворенням комплексних аміакатів.

Mn(OH)₂ легко окислюється киснем повітря до Mn(OH)₃, який розчиняється в щавелевій кислоті з утворенням комплексної сполуки червоного кольору H[Mn(C₂O₄)₂]. Ця реакція дозволяє виявити маргагець в розчинах, що містять залізо.

При взаємодії Fe³⁺ з розчинами Na₂CO₃ чи (NH₄)₂CO₃ випадає осад основного кабонату Fe(OH)CO₃ червоно-бурого кольору, який при кип’ятінні претворюється на Fe(OH)₃. Іони Fe²⁺ утворюють білий осад FeCO₃, який на повітрі швидко буріє внаслідок окислення до Fe(OH)CO₃ за реакцією:

4 FeCO₃ + O₂ + 2 H₂O = 4 Fe(OH)CO₃.

Іон Mn²⁺ з карбонат-іоном утворює білий осад MnCO₃, а іони Co²⁺, Zn²⁺ та Ni²⁺ - карбонати змінного складу відповідно червоного, білого та зеленого кольорів. За умов надлишку карбонату амонію останні три осади розчиняються з утворенням аміакатів.

Взаємодія карбонатів лужних металів чи амонію з іонами Al³⁺ та Cr³⁺ відбувається з утворенням гідроксидів металів, наприклад:

AlCl₃ + 3 Na₂CO₃ + 3 H₂O = Al(OH)₃ + 3 NaCl + 3 NaHCO₃.

Причина полягає в тому, що карбонати лужних металів та амонію легко гідролізують, внаслідок чого в розчині створюється достатня концентрація іонів OH⁻ і в осад випадають менш розчинні сполуки – гідроксиди.

Іони Al³⁺ взаємодіють з ацетатом натрію з утворенням безбарвної сполуки Al(CH₃COO)₃, яка при кип’ятінні гідролізує, в результаті чого випадає білий осад основної солі:

Al(CH₃COO)₃ + H₂O = Al(OH)(CH₃COO)₂ + CH₃COOH.

З гарячого розчину солі алюмінію одразу випадає осад основної солі:

AlCl₃ + 3 CH₃COONa + H₂O = Al(OH)(CH₃COO)₂ + CH₃COOH + 3 NaCl.

Іон Fe³⁺ з ацетат-іонм утворює розчинну комплексну сполуку червоного кольору за реакцією:

3 FeCl₃ + 8 CH₃COONa + 2 H₂O=[Fe₃(OH)₂(CH₃COO)₆]Cl + 8 NaCl +

+ CH₃COOH.

Якщо розчин розвести водою та прокип’ятити, комплекс руйнується внаслідок гідролізу, і випадає осад основного оксиацетату заліза бурого кольору:

[Fe₃(OH)₂(CH₃COO)₆]Cl + 3 H₂O = Fe₃(OH)₂O₃(CH₃COO) + 5 CH₃COOH + + HCl.

Cr³⁺ не утворює осаду з ацетатом натрію ні при кімнатній температурі, ні при нагріванні, і цим він відрізняється від Fe³⁺ та Al³⁺; проте співосаджується в присутності алюмінію та (або) заліза.

Іони Fe²⁺, Mn²⁺, Ni²⁺, Co²⁺ та Zn²⁺ з ацетатом натрію не реагують.

Іони Al³⁺, Cr³⁺ та Fe³⁺ при дії Na₂HPO₄ утворюють осади AlPO₄ – білий, CrPO₄ – зеленуватий і FePO₄ – світло-жовтий, наприклад:

AlCl₃ + 2 Na₂HPO₄ = AlPO₄ + NaH₂PO₄ + 3 NaCl.

Осади розчиняються в мінеральних кислотах, проте не розчиняються в оцтовій кислоті.

На відміну від FePO₄, осади AlPO₄ та CrPO₄ розчиняються в лугах, наприклад:

AlPO₄ + 4 NaOH = Na[Al(OH)₄] + Na₃PO₄.

Іон Fe²⁺ з Na₂HPO₄ утворює білий осад FeHPO₄, розчинний як в мінеральних кислотах, так і в оцтовій кислоті.

Іони Mn²⁺, Zn²⁺, Co²⁺ та Ni²⁺ утворюють осади середніх солей: Mn₃(PO₄)₂ та Zn₃(PO₄)₂ – білі, Co₃(PO₄)₂ – фіалковий і Ni₃(PO₄)₂ – зелений. Всі ці осади розчинні і в мінеральних кислотах, і в оцтовій кислоті, а три останні – також і в надлишку аміаку.

Якщо на розчин, що містить Mn²⁺, діяти Na₂HPO₄ в присутності гідроксиду амонію та хлориду амонію, реакція проходить з утворенням кристалічного осаду подвійної солі (подібно до Mg²⁺):

MnCl₂ + Na₂HPO₄ + NH₄OH = MnNH₄PO₄ + 2 NaCl + H₂O.

Результатом взаємодії тіосульфату натрію з розчинами солей Al³⁺ та Cr³⁺ при кип’ятінні є утворення гідроксидів і вільної сірки, наприклад:

2 AlCl₃ + 3 Na₂S₂O₃ + 3 H₂O = 2 Al(OH)₃ + 3 S + 3 SO₂ + 6 NaCl.

З Fe³⁺ тіосульфат натрію спочатку утворює розчинну комплексну сполуку фіалково-червоного кольору:

FeCl₃ + 2 Na₂S₂O₃ = Na[Fe(S₂O₃)₂] + 3 NaCl.

Розчин швидко знебарвлюється внаслідок відновлення Fe³⁺ до Fe²⁺; продуктом окислення тіосульфату є тетратіонат-іон:

[Fe(S₂O₃)₂]⁻ + Fe³⁺ = 2 Fe²⁺ + S₄O₆²⁻;

2 Fe³⁺ + ē = Fe²⁺;

1 S₂O₃²⁻ − 2 ē = S₄O₆²⁻.

Fe²⁺, Mn²⁺, Zn²⁺, Co²⁺ та Ni²⁺ з тіосульфатом не взаємодіють.

K₄[Fe(CN)₆] є найхарактернішим реагентом для Fe³⁺. Взаємодія супроводжується утворенням темно-синього осаду фероціаніду заліза, відомого під назвою “берлинська лазур”. Осад настільки інтенсивно забарвлений, що цією реакцією можна виявити залізо (ІІІ) в присутності всіх катіонів першої, другої та третьої аналітичних груп. Раніше продукт реакції записували таким чином: Fe₄[Fe(CN)₆]₃. Проте, відомо, що Fe³⁺ є сильнішим окисником, ніж [Fe(CN)₆]⁴⁻ (Eo(Fe³⁺/Fe²⁺) = 0,76 B; Eo([Fe(CN)₆]³⁻/[Fe(CN)₆]⁴⁻) = 0,36 B), тому вважають, що спочатку йде окисно-відновна реакція:

Fe³⁺ + [Fe(CN)₆]⁴⁻ = Fe²⁺ + [Fe(CN)₆]³⁻.

Далі продукти реакції взаємодіють між собою:

Fe²⁺ + [Fe(CN₆)]³⁻ = Fe[Fe(CN)₆] ⁻.

Враховіючи все вище наведене реакцію записують так:

Fe(NO₃)₃ + K₄[Fe(CN)₆] = KFe[Fe(CN)₆] + 3 KNO₃.

Осад не розчиняється в розведених мінеральних кислотах.

Іони Fe²⁺ та Mn²⁺ також реагують з фероціанідом. Осади Fe₂[Fe(CN)₆] та Mn₂[Fe(CN)₆] мають біле забарвлення і тому не заважають виявленню Fe³⁺. Іони Co²⁺ та Ni²⁺ утворюють осади Co₂[Fe(CN)₆] зеленого та Nі₂[Fe(CN)₆] жовто-зеленого кольору, які не розчиняються в розведених кислотах, проте розчиняються в концентрованому розчині аміаку.

Zn²⁺ утворює з K₄[Fe(CN)₆] білий осад, який не розчиняється в кислотах, але розчиняється в лугах.

3 ZnCl₂ + 2 K₄[Fe(CN)₆] = K₂Zn₃[Fe(CN)₆]₂ + 6 KCl.

Ця реакція є характерною для іона цинку. Її застосовують для виявлення цинку лише після відділення заліза, марганцю, кобальту та нікелю.

Іони Al³⁺ та Cr³⁺ з фероціанідом не реагують.

К₃[Fe(CN)₆] є найхарактернішим реагентом для іона Fe²⁺. В результаті реакці утворюється інтенсивно забарвлений осад темно-синього кольору, так звана “турнбулєва синь” Раніше вважали, що це фериціанід заліза Fe₃[Fe(CN)₆]₂. Проте зараз реакцію записують так:

Fe²⁺ + K₃[Fe(CN)₆] = KFe[Fe(CN)₆] + 2K⁺.

Осад не розчиняється в розведених кислотах, проте руйнується лугами з утворенням гідроксидів заліза (ІІ) та (ІІІ).

Fe³⁺ реагує з K₃[Fe(CN)₆] утворюючи розчинну темно-коричневу сполуку Fe[Fe(CN)₆].

Іони Mn²⁺, Co²⁺, Zn²⁺ та Ni²⁺ з фериціанідом утворюють осади: бурий Mn₃[Fe(CN)₆]₂, бурувато-червоний Co₃[Fe(CN)₆]₂, коричнево-жовтий Zn₃[Fe(CN)₆]₂ та жовто-бурий Ni₃[Fe(CN)₆]₂. Всі ці осади помітно розчинні в HCl.

Для виявлення марганцю застосовують реакцію окислення Mn²⁺ до MnO₄⁻. В лужному середовищі як окисник беруть гіпоброміт натрію NaBrO, яий при наявності каталізатора (CuSO₄) та нагріванні окислює Mn²⁺ до MnO₄⁻ за реакцією:

2 MnSO₄ + 5 NaBrO + 6 NaOH = 2 NaMnO₄ + 2 Na₂SO₄ + 5 NaBr + 3H₂O;

2 Mn²⁺ − 5 ē + 8 OH⁻ = MnO₄⁻ + 4 H₂O;

5 BrO⁻ + 2 ē + H₂O = Br⁻ + 2 OH⁻.

Виявленню марганцю цією реакцією не заважають інші катіони. Реакцію проводять так: в пробірку вміщують одну-дві краплини (не більше!) досліджуваного розчину, дві краплини CuSO₄ і додають NaOH в значному надлишку, доки густа спочатку суміш не стане вільно перемішуватись. Після цього додають розчин гіпоброміту натрію (приблизно третину пробірки), суміш перемішують і обережно нагрівають до кипіння. За наявності марганцю розчин над осадом набуває малиново-фіалкового забарвлення, характерного для MnO₄⁻. З часом фіалкове забарвлення поступово змінюється на зелене, що належить манганат-іону MnO₄²⁻, який в лужному середовищі є досить стійким. Якщо в розчині немає каталізатора, тоді Mn²⁺ окислюється гіпобромітом до оксиду Mn(IV) (осад темнокоричневого кольору). Таким же чином діють в лужних розчинах хлорна та бромна вода.

Такий окисник як H₂O₂, в лужному середовищі окислює Mn²⁺ до MnO(OH)₂ за реакцією

MnSO₄ + H₂O₂ + 2 NaOH = MnO(OH)₂ + Na₂SO₄ + H₂O;

Mn²⁺ − 2 ē + 4 OH⁻ = MnO(OH)₂ + H₂O;

H₂O₂ + 2 ē + 2 H⁺ = 2 H₂O.

В кислому середовищі для виявлення марганцю застосовують такі окисники, як NaBiO₃, PbO₂ та (NH₄)₂S₂O₈.

Вісмутат натрію в азотнокислому середовищі при кімнатній температурі окислює Mn²⁺ до MnO₄⁻. Ця реакція забезпечує виявлення марганцю в розчинах, що містять всі інші катіони. Реакцію проводять так: в пробірку вміщують одну! краплину досліджуваного розчину, чотири-п’ять мл! HNO₃ і дрібочку сухого вісмутату натрію. За наявності марганцю розчин набуває малиново-фіалкового забарвлення.

2Mn(NO₃)₂ + 5NaBiO₃ + 16HNO₃ = 2HMnO₄ + 5Bi(NO₃)₃ + 5NaNO₃ +7H₂O ;

2 Mn²⁺ − 5 ē + 4 H₂O = MnO₄⁻ + 8 H⁺;

5 BiO₃⁻ + 2 ē + 6 H⁺ = Bi³⁺ + 3 H₂O.

Диоксид свинцю в азотнокислому середовищі окислює Mn²⁺ до MnO₄⁻ за реакцією:

2Mn(NO₃)₂+ 5 PbO₂ + 6 HNO₃ = 2 HMnO₄ + 5 Pb(NO₃)₂ + 2 H₂O ;

2 Mn²⁺ − 5 ē + 4 H₂O = MnO₄⁻ + 8 H⁺ ;

5 PbO₂ + 2 ē +4 H⁺ = Pb²⁺ + 2 H₂O .

Реакцію проводять так: в пробірку насипають трохи сухого PbO₂, наливають 1 мл концентрованої HNO₃ і суміш обережно нагрівають до кипіння. Потім додають 2-3 краплини досліджуваного розчину і знову нагрівають до кипіння, легко струшуючи при цьому пробірку. Після охолодження до суміші додають приблизно 0,5 мл води і проводять центрифугування (або дають відстоятись). За наявності марганцю розчин над осадом набуває малиново-фіалкового забарвлення.

Персульфат амонію в кислому розчині, що містить каталізатор (AgNO₃), окислює Mn²⁺ до MnO₄⁻ за рівнянням:

2 MnSO₄ + 5 (NH₄)₂S₂O₈ + 8 H₂O = 2 HMnO₄ + 5 (NH₄)₂SO₄ + 7 H₂SO₄;

2 Mn²⁺ − 5ē + 4 H₂O = MnO₄⁻ + 8 H⁺;

5 S₂O₈²⁻ + 2 ē = 2 SO₄²⁻.

Реакцію проводять так: в пробирку вміщують два-три кристалика персульфату амонію, 0,5 мл розчину HNO₃ (2 моль/л) і дві-три краплини розчину AgNO₃. Суміш нагрівають до 60-70^оС, додають одну краплину досліджуваного розчину і перемішують. За наявності марганцю розчин набуває малиново-фіалкового забарвлення. Якщо марганцю забагато, може випасти темний осад MnO(OH)₂. Якщо розчин містить багато каталізатора, суміш може набути жовтого забарвлення (пероксид срібла), і це не дозволяє зробити надійний висновок про наявність марганцю.

Роданід амонію утворює з іонами Fe³⁺ розчинні комплексні сполуки різного складу – від [Fe(SCN)]²⁺ до [Fe(SCN)₆)]³⁻, забарвлені в червоний колір, причому, чим більше груп роданіду координовано, тим інтенсивніше забарвлення. Це одна з найбільш чутливих і характерних реакцій для Fe³⁺. Її можна застосувати для виялення Fe³⁺ в розчині, що містить всі інші катіони першої-п’ятої аналітичних груп. Заважають аніони F⁻, PO₄³⁻, C₄H₄O₆²⁻ та інші, які зв’язують Fe³⁺ в більш стійкі безбарвні комплекси.

Роданід амонію є характерним реагентом також і для Co²⁺. Але реакцію треба проводити в середовищі ацетону або іншого органічного розчинника, тому що комплекс [Co(SCN)₄]²⁻, що утворюється, нестійкий у водному розчині і повністю розкладається на іони. У водно-ацетоновому середовищі взаємодія між Co²⁺ та роданідом відбувається за рівнянням:

CoSO₄ + 4 NH₄SCN = (NH₄)₂[Co(SCN)₄] + (NH₄)₂SO₄

Комплекс, що утворюється, має блакитно-синій колір. Він легко екстрагується з водного розчину аміловим спиртом.

Виявленню кобальту з катіонів третьої аналітичної групи заважає лише Fe³⁺, який можна замаскувати додаванням до розчину фторид- або пірофосфат-іонів, які утворюють з іонами Fe³⁺ стійкі безбарвні комплексні сполуки.

Інші катіони третьої групи з роданід-іоном не взаємодіють.

Алізарин є характерним реагентом для Al³⁺, утворюючи з ним комплексну сполуку червоного кольору (“алізариновий лак”), яка не розчиняється в розведеній оцтовій кислоті.

еакція проводиться в слабкокислому середовищі (рН ~ 5), де сам алізарин має жовтий колір. В розчинах з рН > 5 алізарин має червоно-фіолетовий колір і тому заважає виявленню Al³⁺.

Алізарин не є специфічним реагентом для виявлення алюмінію; з алізарином в подібних умовах реагують всі катіони, що утворюють малорозчинні гідроксиди; та і зовнішні характеристики осадів схожі (різняться лише відтінками). Тому, щоб уникнути помилок при визначенні алюмінію, необхідно створити спеціфічні умови проведення реакції: іони хрому (ІІІ) переводять в хромат-іони, а інші катіони – зв’язують з K₄[Fe(CN)₆].

При тренуванні реакцію виконують так: до невеликої кількості розчину солі алюмінію додають надлишок лугу до утворення алюмінату натрію. До отриманого розчину додають води та надмір сухого хлориду амонію. Суміш кип’ятять. Осад Al(OH)₃, який при цьому утворюється, відфільтровують і до осаду на фільтрі додають дві-три краплини розчину алізарину. Далі осад, що набув червоного кольору, промивають два-три рази холодною водою для видалення надміру алізарину. За наявності алізарату алюмінію осад після промивання повинен зберегти червоне забарвлення.

Або: на фільтр вміщують краплину розчину солі алюмінію. Після того, як розчин ввійде в папір, пляму обводять (“обмальовують”) капіляром з розчином алізарину. Потім цей фільтр тримають над отвором пляшки з концентрованим розчином аміаку (під тягою!) поки розчин алізарину (по краю) не стане червоно-фіалковим. Та ж зона, де зустрілись розчини солі алюмінію та алізарину, забарвлюється при цьому в червоний колір.

Сульфіди катіонів четвертої групи мають дуже малу розчинність у порівнянні з сульфідами катіонів третьої групи і тому випадають в осад навіть при дії H₂S, в розчині якого концентрація сульфід-іонів дуже мала. Осадження катіонів четвертої групи сірководнем провадиться в кислому середовищі, що забезпечує повне відділення четвертої групи від третьої групи катіонів, сульфіди яких легко розчинні в розведених кислотах.

При дії сірководню на розчини солей Ag⁺, Pb²⁺, Hg₂²⁺, Cu²⁺ та Hg²⁺ випадають сульфіди чорного кольору; іони Cd²⁺ утворюють осад CdS жовтого кольору, а Bi³⁺ – осад Bi₂S₃ темно-коричневого кольору.

При дії сірководню на розчин Hg₂(NO₃)₂ в осад випадає суміш HgS та Hg:

Hg₂(NO₃)₂ + H₂S = HgS + Hg + 2 HNO₃.

Жодний з сульфідів катіонів четвертої групи не розчиняється в оцтовій кислоті. В соляній та розведеній сірчаній кислотах не розчиняються сульфіди срібла, свинцю, ртуті та міді. Сульфід вісмуту розчиняється в гарячій концентрованій соляній кислоті:

Bi₂S₃ + 6 HCl = 2 BiCl₃ + 3 H₂S.

Легко розчиняється в гарячих розведених HCl та H₂SO₄ і сульфід кадмію:

CdS + H₂SO₄ = CdSO₄ + H₂S.

Сульфіди всіх катіонів четвертої групи, за винятком HgS, розчиняються в розведеній HNO₃ при нагріванні, наприклад:

3 Ag₂S + 8 HNO₃ = 6 AgNO₃ + 3 S + 2 NO + 4 H₂O.

HgS розчиняється тільки в концентрованій HNO₃, царській водці та в HCl у присутності окисників:

3 HgS + 2 HNO₃ + 6 HCl = 3 HgCl₂ + 3 S + 2 NO + 4 H₂O;

HgS + H₂O₂ + 2 HCl = HgCl₂ + S + 2 H₂O;

S^2– – 2 ē = S^o ;

H₂O₂ + 2 ē + 2 H⁺ = 2 H₂O.

Ag₂S не розчиняється в аміаку, ціаніді та тіосульфаті натрію.

PbS не розчиняється в лугах. При дії гарячої концентрованої HNO₃ сульфід свинцю окислюється до сульфату:

PbS + 8 HNO₃ = PbSO₄ + 8 NO₂ + 4 H₂O.

Сульфід міді помітно розчинний в надлишку ціаніду калію.

Сульфіди катіонів четвертої групи практично не розчиняються в сульфіді амонію; в сульфідах лужних металів розчиняються лише HgS та трохи Bi₂S₃ з утворенням комплексних солей Na₂HgS₂ та NaBiS₂. В полісульфіді амонію помітно розчинний лише CuS.

При дії HCl на катіони Ag⁺, Pb²⁺ та Hg₂²⁺ утворюються білі осади AgCl, PbCl₂ та Hg₂Cl₂. З них найбільш розчинний PbCl₂, тому при додаванні HСl до суміші катіонів четвертої групи з метою відділення підгрупи срібла, свинець не повністю переходить в осад, а частково залишається в розчині разом з катіонами підгрупи міді.

PbCl₂ добре розчинний в гарячій воді, що використовують для відділення Pb²⁺ від Ag⁺ та Hg₂²⁺. Осади AgCl, PbCl₂ та Hg₂Cl₂ не розчиняються в розведених HNO₃ та H₂SO₄. При дії концентрованої HCl осади хлоридів срібла та свинцю помітно розчиняються внаслідок утворення безбарвних комплексних іонів:

AgCl + Cl^– = [AgCl₂]^–;

PbCl₂ + 2 Cl^– = [PbCl₄]^2–.

Hg₂Cl₂ в концентрованій HCl не розчиняється, але розчиняється в азотній кислоті:

3 Hg₂Cl₂ + 8 HNO₃ = 3 Hg(NO₃)₂ + 3 HgCl₂ + 2 NO + 4 H₂O.

AgCl під дією світла легко розкладається з виділенням дрібнодисперсного металічного срібла, внаслідок чого білий осад AgCl досить швидко набуває сіро-фіалкового відтінку, а потім темніє.

AgCl легко розчиняється в аміаку і карбонаті амонію:

AgCl + 2 NH₄OH = [Ag(NH₃)₂]Cl + 2 H₂O.

При підкисленні розчину аміакату срібла азотною кислотою в осад випадає AgCl:

[Ag(NH₃)₂]Cl + 2 HNO₃ = AgCl + 2 NH₄NO₃.

Така послідовність перетворень – розчинення AgCl в аміаку та наступне підкислення розчину, в результаті якого знову випадає AgCl, використовується в аналізі для відділення Ag⁺ від Pb²⁺ та Hg₂²⁺, а також для виявлення Ag⁺ в розчині.

AgCl розчинний також в ціаніді калію, роданіді амонію та тіосульфаті натрію, при цьому утворюються комплексні іони [Ag(CN)₂]^–, [Ag(SCN)₂]^– [Ag(S₂O₃)₂]^3–.

Hg₂Cl₂ (каломель) при дії аміаку чорніє внаслідок виділення металічної ртуті. При цьому виділяється також осад хлориду меркурамонію NH₂HgCl білого кольору, але через ртуть, що виділяється, осад має чорний колір:

Hg₂Cl₂ + 2 NH₄OH = NH₂HgCl + Hg + NH₄Cl + 2 H₂O.

Ця реакція є однією із характерних на іон Hg₂²⁺.

Розчин NaOH або KOH з іоном Ag⁺ утворюють білий осад AgOH, який швидко розкладається з утворенням оксиду Ag₂O бурого кольору:

AgNO₃ + KOH = AgOH + KNO₃;

2 AgOH = Ag₂O + H₂O.

Осад Ag₂O легко розчиняється в азотній кислоті та аміаку.

Іон Pb²⁺ при дії невеликої кількості лугу утворює білий осад Pb(OH)₂, легко розчинний в надлишку лугу з утворенням гідроксоплюмбіту:

Pb(NO₃)₂ + 2 KOH = Pb(OH)₂ + 2 KNO₃;

Pb(OH)₂ + 2 KOH = K₂[Pb(OH)₄].

Pb(OH)₂ легко розчиняється в розведеній HNO₃.

Іон Hg₂²⁺ при дії лугу утворює чорний осад закису ртуті:

Hg₂(NO₃)₂ + 2 KOH = Hg₂O + 2 KNO₃ + H₂O.

Іон Hg²⁺ при дії лугу утворює оксид жовтого кольору:

Hg(NO₃)₂ + 2 KOH = HgO + 2 KNO₃ + H₂O.

При додаванні лугу до розчину солі Cu²⁺ виділяється блакитний гідроксид міді, що має слабкі амфотерні властивості і частково розчинний в надлишку концентрованого лугу з утворенням гідроксокупрату блакитного кольору:

Cu(OH)₂ + KOH = K[Cu(OH)₃].

Cu(OH)₂ розчиняється в деяких органічних кислотах – лимонній, винній (внаслідок утворення комплексних сполук), а також в аміаку з утворенням комплексного аміак ату міді [Cu(NH₃)₄]²⁺

Іони Cd²⁺ та Bi³⁺ при додаванні лугу утворюють білі осади гідроксидів – Cd(OH)₂ та Bi(OH)₃, які не розчиняються в надлишку лугу, але легко розчиняються в кислотах, а Cd(OH)₂ – ще й в аміаку з утворенням безбарвного аміакату [Cd(NH₃)₄]²⁺. Цією реакцією можна користуватись для відділення Bi³⁺ від Cd²⁺.

При дії гідроксиду амонію на катіони Ag⁺ утворюється бурий осад Ag₂O, що одразу ж розчиняється в надлишку NH₄OH з утворенням безбарвного комплексного аміакату срібла:

Ag₂O + 4 NH₄OH = 2 [Ag(NH₃)₂](OH) + 3 H₂O.

Іони Hg₂²⁺ з NH₄OH утворюють білий осад нітрату оксидимеркурамонію [OHg₂NH₂]NO₃, при цьому виділяється металічна ртуть чорного кольору. Таким чином, зовнішний ефект реакції – утворення осаду чорного кольору:

Іони Pb²⁺, Cd²⁺ та Bi³⁺ прни дії невеликої кількості аміаку утворюють відповідні гідроксиди, а іон Cu²⁺ - основну сіль, наприклад, Cu₂(OH)₂SO₄ блакитно-зеленого кольору. У надлишку NH₄OH розчиняються тільки сполуки міді та кадмію з утворенням аміакатів – синього [Cu(NH₃)₄]²⁺ та безбарвного [Cd(NH₃)₄]²⁺ :

Cu₂(OH)₂SO₄ + 10 NH₄OH = 2 [Cu(NH₃)₄](OH)₂ + (NH₄)₂SO₄ + 8 H₂O;

Cd(OH)₂ + 4 NH₄OH = [Cd(NH₃)₄](OH)₂ + 4 H₂O.

Таким чином, дією надлишку розчину аміаку на катіони четвертої групи відділяють іони Ag⁺, Cu²⁺ та Cd²⁺ від іонів Hg₂²⁺, Hg²⁺, Pb²⁺ та Bi³⁺. Реакція з аміаком є характерною на Cu²⁺. Виявленню Cu²⁺ за цією реакцією заважає лише іон Ni²⁺, який утворює аміакат схожого кольору. Аміакат міді досить стійкий, але сірководень розкладає його з виділенням сульфіду міді, а ціанід калію – з утворенням стійкого безбарвного комплексу тетраціанокуприту K₃[Cu(CN)₄]:

[Cu(NH₃)₄](OH)₂ + H₂S + 2 H₂O = CuS + 4 NH₄OH;

2 [Cu(NH₃)₄](OH)₂ + 9 KCN + 7 H₂O = 2 K₃[Cu(CN)₄] +KCNO + 2 KOH +

+8 NH₄OH.

Комплекс K₃[Cu(CN)₄] настільки стійкий, що не розкладається навіть при дії сірководню.

Аміакат кадмію руйнується ціанідом з утворенням безбарвного комплексу K₂[Cd(CN)₄], але останній менш стійкий за комплекс міді і при діі сірководню виділяє жовтий осад CdS:

K₂[Cd(CN)₄] + H₂S = CdS + 2 KCN + 2 HCN.

Цим користуються в аналізі для виявлення Cd²⁺ в присутності Cu²⁺.

Розчини Na₂CO₃, K₂CO₃ та (NН₄)₂CO₃ з іоном Ag⁺ утворюють білий осад карбонату срібла, а з іонами Pb²⁺, Cu²⁺, Cd²⁺ та Bi³⁺ – основні карбонати:

2 Ag⁺ + CO₃^2– = Ag₂CO₃;

2 Pb²⁺ + 3 CO₃^2– + 2H₂O = Pb₂(OH)₂CO₃ + 2 HCO₃^–;

2 Bi³⁺ + 4 CO₃^2– + 2 H₂O = 2 Bi(OH)CO₃ + 2 HCO₃^–.

З перелічених сполук забарвлений лише основний карбонат міді (Cu₂(OH)₂CO₃ – зеленого кольору), всі інші – білі.

Гідрокарбонат натрію осаджує Pb²⁺ у вигляді середнього карбонату PbCO₃ білого кольору:

Pb²⁺ + 2 HCO₃^– = PbCO₃ + CO₂ + H₂O.

Ag₂CO₃, а також основні карбонати міді та кадмію легко розчиняються в надлишку аміаку з утворенням відповідних аміакатів.

Ag₂CO₃ та Cu₂(OH)₂CO₃ легко розчиняються також в надлишку карбонату амонію, проте Cd₂(OH)₂CO₃ в (NH₄)₂CO₃ розчиняється важко.

При дії карбонат-іона на солі Hg₂²⁺ утворюється осад Hg₂CO₃ жовтого кольору, який нестійкий і легко розкладається з виділенням металічної ртуті та жовтого оксиду HgO:

Hg₂CO₃ = HgO + Hg + CO₂.

Іон Hg²⁺ з Na₂CO₃ утворює основну сіль червоно-бурого кольору відповідно до рівняння:

2 Hg(NO₃)₂ + 2 Na₂CO₃ = HgCO₃•HgO + CO₂ + 4 NaNO₃.

Гідрофосфат натрію з іонами Ag⁺ утворює жовтуватий осад фосфату срібла, який розчиняється в азотній кислоті та аміаку:

3 AgNO₃ + 2 Na₂HPO₄ = Ag₃PO₄ + NaH₂PO₄ + 3 NaNO₃.

З іоном Pb²⁺ гідрофосфат натрію утворює білий осад фосфату свинцю, розчинний в азотній кислоті та лугах:

3Pb(NO₃)₂ + 4 Na₂HPO₄ = Pb₃(PO₄)₂ +6 NaNO₃ + 2 NaH₂PO₄.

Іони Hg₂²⁺ та Hg²⁺ утворюють з гідро фосфатом білі осади відповідно Hg₂HPO₄ та Hg₃(PO₄)₂:

Hg₂(NO₃)₂ + Na₂HPO₄ = Hg₂HPO₄ + 2 NaNO₃;

3 Hg(NO₃)₂ + 4 Na₂HPO₄ = Hg₃(PO₄)₂ + 2 NaH₂PO₄ + 6 NaNO₃.

Hg₂HPO₄ розчинний в азотній кислоті, а Hg₃(PO₄)₂ – в соляній з утворенням малодисоційованої сполуки HgCl₂.

З іонами Cd²⁺ гідрофосфат утворює осад фосфату Cd₃(PO₄)₂ білого кольору:

3 Cd(NO₃)₂ + 4 Na₂HPO₄ = Cd₃(PO₄)₂ + 2 Na₂HPO₄ + 6 NaNO₃.

З іонами Cu²⁺ утворюється світло-блакитний осад змінного складу, який як і Cd₃(PO₄)₂ розчинний в мінеральних кислотах, оцтовій кислоті та аміаку.

Гідро фосфат натрію осаджує іон Bi³⁺ у вигляді білого осаду BiPO₄, який не розчиняється в розведеній HNO₃, але розчиняється в розведеній HCl:

Bi(NO₃)₃ + 2 Na₂HPO₄ = BiPO₄ + NaH₂PO₄ + 3 NaNO₃.