4.Реакция с тиосульфатом натрия.

2Си²⁺ + 2 8₂О₃²Хиз6ыток) + 2 Н₂О -- Cu₂S |(темно-бурый) + §j +4 H⁺+~2SO₄²~ Выпадает темный осадок, содержащий смесь Cu_:S и S.

5. Реакция с купроном (1-бензоиноксимом).

С₆Н₅ - СН - ОН

I СМ, - С = NOH

Cu²⁺ + H₂L + 2 Н₂О -- СиЦН₂О)₂1(зеленый хлопьевидный ) + 2 Н⁺

Реакцию проводят в аммиачной среде. Осадок не растворяется в избытке аммиака.

6.Реакция восстановления меди (II) металлами до металлической меди (фармакопейная).Реакцию дают металлы, расположенные в ряду напряжений металлов левее меди.

Cu²⁺ + Zn -- Си + Zn²⁺

Си²⁺ + Fe -> Си + Fe²⁺

3 Си²⁺ +2 А1 -> 3 Си +2 А1³⁺

Соли меди окрашивают пламя газовой горелки в изумрудно-зеленый цвет.

Реакция с тиоцианат - ионами.

Си²⁺ + 2 SCN- -- Cu(SCN)₂J-+ CuSCN| + SCN- Образуется черный осадок Cu(SCN)₂, постепенно переходящий в белый CuSCN.

9.Другие реакции меди (II).

Катионы Си ⁺ с сульфид -ионами дают черный осадок сульфида меди CuS; с фосфатами - голубой осадок Си₃(РО₄)₂. Известны реакции комплексообразования меди (II) с различными органическими реагентами - купроином, купфероном, дитиоксамидом и др.

Аналитические реакции катиона кадмия Cd² . Акво ионы кадмия [Cd(H₂O),,]-⁺ в водных растворах бесцветны.

1.Реакция с щелочами и аммиаком.

Cd²⁺ + 2 ОН- -> Cd(OH)₂i(6enbrii)

Осадок Cd(OH)₂ нерастворим в избытке щелочи, но растворяется в избытке аммиака с образованием бесцветного аммиачного комплекса [Cd(NH₃)4]²⁺: Cd(OH)₂ + 4 NH₃ --[Cd(NH₃)₄]²⁺ + 2 ОН- Осадок Cd(OH)₂ растворяется в кислотах:

Cd(OH)₂ + 2 Н₃О⁺ -- [Cd(H₂O)₄]²⁺

2.Реакция с сульфид - ионами.

Cd²⁺ + S²- -> CdS |(желтый)

Осадок CdS не растворим в щелочах и в растворе сульфида натрия, частично растворяется в насыщенном растворе хлорида натрия с образованием хлоридного комплекса кадмия [CdCl₄]--:

CdS + 4 Cl- -> [CdCl₄]²- + S²-

CdS нерастворим в кислотах, за исключением НС1, в которой он растворяется с образованием хлоридного комплекса кадмия:

CdS + НС1 -> H₂[CdCl₄] +H₂S

3.Реакция с тетраиодовисмутатом (III) калия.

Cd²⁺+ 2 [Bil₄]- -> Cdl, + 3BiI₃ |(черный)

4.Реакция с тетрароданомеркуратом (II) аммония.

Cd²⁺-+ [Hg(SCN)₄]²- -> Cd[Hg(SCN)₄] ()бразование бесцветных продолговатых кристаллов тетрароданомеркурата кадмия

Аналитически реакции катионов VI аналитической группы по кислотно-основной классификации: Cu²⁺, Hg²⁺, Cd²⁺, Co²⁺, Ni²⁺

Групповой реагент - NH₄OH в избытке

Хотя элементы расположены в разных груупах периодической системы Д.Ию Менделеева, все эти катионы характеризуются способностью комплексообразованию. Их гидроксиды растворяются в избытке аммиака с образованием комплексов различного состава. Растворы солей меди, кобальта и никеля окрашены; кадмия и ртути (II) бесцветны.

Аналитические реакции катиона меди (II) Си^2+.

Акво - ионы меди (II) [Си(Н₂О)_п]²⁺ окрашены в голубой цвет, поэтому растворы солей меди (II) имеют голубую окраску с разными оттенками (от голубой до сине-зеленой). В водных растворах акво - ионы меди (II) частично гидролизуются с образованием растворимых гидроксо-аквокомплексов состава [Cu(H₂O)_n._m(OH)_m]²-^m по схеме:

[Cu(H₂O)]²⁺ + mH₂O = [Cu(H₂O)_n._m(OH)_m] ^m + тН₃О⁺

1.Реакция с щелочами.

Си²⁺+ 2 ОН--- Си(ОН)₂ (сине-зеленый)

Смесь осторожно нагревают до кипения и кипятят до потемнения осадка. Си(ОН)₂ разлагается, теряя воду и образуется черный осадок оксида меди (II) СuО: Сu (ОН)₂ -- СuО (черный) + Н₂О

Осадок Сu (ОН)₂ растворяется в кислотах, в растворах аммиака (с образованием комплекса [Cu(NH₃)₄] ⁺ синего цвета), комплексообразующих органических кислот (лимонная, винная), частично растворим в концентрированных щелочах с образованием гидроксокомплексов меди (II).

2.Реакция с аммиаком (фармакопейная).

СuСЬ + NH_rH₂O -- Си(ОН)С1 |(сине-зеленый) В избытке аммиака осадок растворяется с образованием ярко синего раствора:

Сu (ОН)С1 + 4 NH₃-H₂O -- [Cu(NH₃)₄]²⁺ + ОН- + СГ + 4 Н₂О В кислой среде комплексный тетрамминмедь (II) - катион разрушается:

[Си(Ш₃)₄]²⁺(ярко - синий) + 4 Н₃О⁺ -- [Сu (Н₂О)₄]²⁺(голубой) + 4 NH₄⁺ и окраска раствора из ярко-синей переходит в голубую (цвет аквокомплекса меди (II)). К аммиачному комплексу меди (II) прибавляют по каплям разбавленный раствор одной из кислот - НС1, HNO₃ или H₂SO₄. Окраска раствора из ярко - синей переходит в голубую. Мешают катионы Со²⁺, Ni²⁺, олово (II).

3.Реакция с гексацианоферратом (II) калия.

2Cu²⁺ + [Fe(CN)₆]⁴- -- Си₂[Ре(СЫ)₆]|(красно-коричневый).

Капельный метод на фильтровальной бумаге: на лист фильтровальной бумаги, пропитанной раствором ферроцианида калия, наносят каплю раствора соли меди (II). На бумаге образуется красно-коричневое пятно.

Осадок не растворяется в разбавленных кислотах, но растворяется в 25%-м водном аммиаке:

Cu,[Fe(CN)₆] + 12 NH₃+ 4 Н₂О -- ( NH₄)₄[Fe(CN)₆] + 2 [Cu(NH₃)₄](OH)₂ Проведению реакции мешают катионы, также образующие окрашенные осадки .и ферроцианидов (Fe³⁺, Со^2т, Ni²⁺).

4.Реакция с тиосульфатом натрия.

2Си²⁺ + 2 8₂О₃²Хиз6ыток) + 2 Н₂О -- Cu₂S |(темно-бурый) + §j +4 H⁺+~2SO₄²~

Выпадает темный осадок, содержащий смесь Cu_:S и S.

5. Реакция с купроном (1-бензоиноксимом).

Реакцию проводят в аммиачной среде. Осадок не растворяется в избытке аммиака.

6. Реакция восстановления меди (II) металлами до металлической меди (фармакопейная).Реакцию дают металлы, расположенные в ряду напряжений металлов левее меди.

Cu²⁺ + Zn -- Си + Zn²⁺

Си²⁺ + Fe -> Си + Fe²⁺

3 Си²⁺ +2 А1 -> 3 Си +2 А1³⁺

8. Соли меди окрашивают пламя газовой горелки в изумрудно-зеленый цвет. Реакция с тиоцианат - ионами.

Си²⁺ + 2 SCN- -- Cu(SCN)₂J-+ CuSCN| + SCN- Образуется черный осадок Cu(SCN)₂, постепенно переходящий в белый CuSCN.

Другие реакции меди (II).

Катионы Си ⁺ с сульфид -ионами дают черный осадок сульфида меди CuS; с фосфатами - голубой осадок Си₃(РО₄)₂. Известны реакции комплексообразования меди (II) с различными органическими реагентами - купроином, купфероном, дитиоксамидом и др.

Аналитические реакции катиона кадмия Cd²⁺

Акво-ионы кадмия [Cd(H₂O),,]-⁺ в водных растворах бесцветны.

1.Реакция с щелочами и аммиаком.

Cd²⁺ + 2 ОН- -> Cd(OH)₂ (белый)

Осадок Cd(OH)₂ нерастворим в избытке щелочи, но растворяется в избытке аммиака с образованием бесцветного аммиачного комплекса [Cd(NH₃)4]²⁺: Cd(OH)₂ + 4 NH₃ --[Cd(NH₃)₄]²⁺ + 2 ОН- Осадок Cd(OH)₂ растворяется в кислотах:

Cd(OH)₂ + 2 Н₃О⁺ -- [Cd(H₂O)₄]²⁺

2.Реакция с сульфид - ионами.

Cd²⁺ + S²- -> CdS (желтый)

Осадок CdS не растворим в щелочах и в растворе сульфида натрия, частично растворяется в насыщенном растворе хлорида натрия с образованием хлоридного комплекса кадмия [CdCl₄]²⁺:

CdS + 4 Cl^- -> [CdCl₄]^2- + S²⁺

CdS нерастворим в кислотах, за исключением НС1, в которой он растворяется с образованием хлоридного комплекса кадмия:

CdS + НС1 -> H₂[CdCl₄] +H₂S

3.Реакция с тетраиодовисмутатом (III) калия.

Cd²⁺+ 2 [Bil₄]^- -> Cd²⁺, + 3BiI₃ |(черный)

4.Реакция с тетрароданомеркуратом (II) аммония.

Cd²⁺+ [Hg(SCN)₄]^2- -> Cd[Hg(SCN)₄]

Образование бесцветных продолговатых кристаллов тетрароданомеркурата кадмия Cd[Hg(SCN)₄]

Другие реакции Cd²⁺

Cd²⁺ реагирует с комплексоорганическими реагентами: дитизоном, кадионом, в-нафтохинолином, меркаптобензимидазолом, меркаптобензтиазолом и т.д.

Аналитические реакции катиона кобальта (II) Со²⁺

Акво - ионы кобальта (II) октаэдрической структуры [Со(Н₂О)₆]~ окрашены в розовый цвет, поэтому разбавленные водные растворы солей кобальта (II) также имеют розовую окраску. Однако при выпаривании водных растворов Со² их окраска меняется на синюю, характерную для комплексов кобальта (II) тетраэдрической структуры. Соединения Со(П) легко окисляется до соединений Со (III), причем в ряде случаев - уже кислородом воздуха (растворенным в воде), что необходимо ;учитывать при проведении качественных реакций на кобальт (II). В водных растворах кобальт (II) и кобальт (III) присутствуют исключительно в форме комплексных соединений. Комплексы Со(Ш) устойчивее комплексов Со (II).

1.Реакция с щелочами.

СоС1₂ + ОН' -- СоОНСЦ(синий) + СГ

CoOHCl + ОН- -> Со(ОН)₂|(розовый) + СГ

2 Со(ОН)₂ + 0,5 О₂ + Н₂О -- 2 Со(ОН)4(черно-бурый)

Если к розовому осадку Со(ОН)₂ прибавить Н₂О₂, то реакция окисления Со(ОН)₂ в черно-бурый Со(ОН)з протекает практически мгновенно:

2 Со(ОН)₂ + Н₂О₂ -> 2 Со(ОН)₃.

Действие смеси Н₂О₂ со щелочью на раствор соли кобальта (II) сразу приводит к образованию черно-бурого осадка Со(ОН)₃:

2 СоС1₂ + 4 ОН- + Н₂О₂ -- 2 Со(ОН)₃ + 4 СГ

2.Реакция с аммиаком.

СоС1₂ + NH₃H₂O -> СоОНСЦ(синий) + NH₄C1 CoOHCl + 5 NH₃ + NH₄C1 -> [Co(NH₃)₆]CI₂ (желтый) + H₂O

При стоянии на воздухе, раствор постепенно меняет окраску на вишнево - красную, за счет окисления кобальта (II) до кобальта (III) с образованием хлоропентамминкобальт (III) - анионов [Co(NH₃)₅Cl]²- вишнево - красного цвета:

2 [Co(NH₃)₆]CI₂ + О₂ + 2 Н₂О -- 2 [Co(NH₃)₅Cl](OH)₂ + 2 NH₃ В присутствии Н₂О₂ и солей аммония реакция окисления [Co(NH₃)₆]²⁺ до [Co(NH₃)₅Cl]-⁺ протекает практически мгновенно:

2 [Co(NH₃)₆]Cl₂ + 2 Н₂О₂+ 2 NH4CI -> 2 [Co(NH₃)₅Cl]Cl₂ +4 NH₃ + 2 Н₂О

3.Реакция с тетратиоцианатомеркуратом (II) аммония (тетрароданомеркуратом (II) аммония).

Со²⁺+ [Hg(SCN)₄]²' -- Co[Hg(SCN)₄]i(TeMHO-CHHHe кристаллы) Из разбавленных растворов кристаллы выделяются медленно. Выпадает голубой осадок смешанного тиоцианатного комплекса цинка и кобальта (II):

XZn²⁺ + Yco²⁺ + (X+Y) [Hg(SCN)₄]²- -+ Zn_xCo_y[Hg(SCN)₄]_x+5, Прибавление даже небольших количеств соли цинка приводит к почти полному осаждению кобальта (II). Проведению реакции мешают катионы Cd², Cu²⁺, Fe³⁺, Ni²⁺.

4.Реакция с тиоцианат - ионами.

Со²⁺+ 4 NCS- <-> [Co(NCS)₄]² (синий) Реакцию проводят в слабо кислой среде.

Комплекс в водных растворах неустойчив и равновесие комплексообразования смещено влево в сторону образования розового аквокомплекса кобальта (II). Поэтому реакцию проводят при избытке тиоцианат - ионов, чтобы сместить равновесие вправо. Равновесие смещается вправо также в водно - ацетоновых растворах, в силу чего реакцию иногда проводят в водно - ацетоновой среде (ацетон хорошо смешивается с водой).

В растворах органических раств'орителей (изоамиловый спирт, эфир) устойчивость комплекса повышается, поэтому при проведении данной реакции водный раствор, содержащий катионы Со²⁺, смешивают с небольшим количеством органического растворителя (смесь изоамилового спирта и диэтилового эфира). При этом [Co(NCS)₄] ⁺ переходит в органическую фазу и окрашивает ее в синий цвет. Проведению реакции мешают катионы Fe³⁺; Cu²⁺, также образующие окрашенные ¦ соединения с тиоцианат - ионами - желто-бурый комплекс меди (II) и красные комплексы железа (III). Мешающее действие катионов Fe³⁺ устраняют связывая их в устойчивые бесцветные комплексы такими маскирующими агентами, как фторид - и тартрат -анионы, прибавляя NaF и NaKC₄H₄O6 соответственно.

5.Реакция с сульфид - ионами.

Со²⁺ + S^2- = CoS (черный)

Осадок CoS растворяется в минеральных кислотах, однако при стоянии он превращается в форму, трудно растворимую в разбавленной НС1, но растворимую в кислотах в присутствии окислителей.

6.Реакция с солями цинка - образование -зелени Ринмана-.

Zn(NO₃)₂ + Co(NO₃)₂ -> CoZnO, + 4 NO, + O₂

Образуется зола зеленого цвета.

7.Реакция с реактивом Ильинского (1-нитрозо-2-нафтол).

Реакцию проводят в нейтральной или слабо кислой среде. 1-нитрозо-2-нафтол в растворе может существовать в двух таутомерных формах, условно обозначаемых через HL:

В этой реакции вначале кобальт (II) окисляется до кобальт (III), который с 1-нитрозо-2-нафтолом образует внутрикомплексное соединение, выделяющееся в виде пурпурно-красного осадка:

Co³⁺+3HL->CoL₃ + 3H⁺

Реакцию проводят в кислой среде при нагревании. В кислой среде кобальт (II) окисляется до кобальта (III), а проследний взаимодействует с НL и образует внутрикомплексное соединение состава СоL₃

Со³⁺ + 3 НL^- = СоL₃ (красный) + 3 Н⁺

9. Другие реакции катионов кобальта (II)

Катионы кобальта Со²⁺ с нитритом калия KNO₂ в уксуснокислой среде образуют (после окисления до Со³⁺) желтый кристаллический осадок гексанитрокобальтата (III) калия K₃[Co(NO₂)₆]; по этой реакции катионы кобальта можно открыть в присутствии катионов никеля.

Соединение Со²⁺ с бурой Na₂B₄O710H2O образуют перлы синего цвета, с рубеановодородной кислотой NH₂CSCSNHj - желто-бурый осадок комплексного соединения.

Аналитические реакции катиона никеля (II) Ni²⁺

Аквокомплексы никеля (II)[Ni(H₂O)₆]²⁺ окрашены в зеленый цвет, поэтому водные растворы солей никеля (II) имеют зеленую окраску. В растворе никель (II) присутствует только в форме комплексных соединений.

1.Реакция с щелочами.

Ni²⁺ + 2 ОН- -> Ni (ОН)₂(зеленый)

Проба на растворимость. Осадок Ni(OH)₂ растворяется в растворах кислот и аммиака: Ni(OH)₂ + 2 Н⁺ -* №²⁺ + 2 Н₂О

Ni(OH)₂ +6 NH₃ -- [Ni(NH₃)₆]²⁺ + 3 ОН-

2.Реакция с аммиаком.

Ni(NO₃)₂ + NH₃H₂O -- NiOHNO₃ + NH₄NO₃,

NiCl₂ + NH₃H₂O -- NiOHCl + NH₄C1 2NiSO₄ + 2 NH₃H₂O -- Ni(OH)₂SO₄ + (NH₄)SO₄,

Методика. В пробирку вносят 2-3 капли раствора соли хлорида никеля (II) Добавляют концентрированный (25%-й) раствор аммиака до полного растворения осадка и образования раствора синего цвета:

NiOHCl + 6 NH₃ -> [Ni(NH₃)₆]²⁺ + ОН- + CY

Оксисоль Ni(II)гексамминникель (II) катион

Прибавляют к ней по каплям концентрированный раствор КВг до выпадения фиолетового осадка [Ni(NH₃)₆]Br₂.

Комплексы [Ni(NH₃)₆]Ck [Ni(NH₃)₆](NO₂)₂, [Ni(NH₃)₆]SO₄ хорошо растворяются в воде, а остальные мало растворимы в воде.

3.Реакция с реактивом Чугаева (диметилглиоксимом).

Розово-красный Бис-диметилглиоксиматоникель (II)

Реакцию проводят в среде аммиака.

Осадок растворяется в сильных кислотах и щелочах, нерастворим в растворах аммиака. Проведению реакции мешают катионы Cu²⁺, Pb²⁺, Fe²⁺, Fe³⁺.

Чувствительность реакции повышается в присутствии небольших количеств окислителей (бром, йод и др.), переводящих Ni (II) в Ni (III), комплекс которого имеет еще более интенсивную окраску.

4.Реакция с сульфид - ионами. -

Ni²⁺ + S²- -> NiS (черный)

5.Другие реакции катионов Ni (II).

Катионы Ni²⁺ с тиоцианатом калия KNCS и пиридином (Ру) образуют голубой осадок-комплекса состава [NiPy](NCS)₂; со смесью щелочи и хлорной воды - черно-бурый осадок гидроксида Ni (III) Ni(OH)₃; с рубеановодородной кислотой -сине-фиолетовый осадок рубеаната никеля малорастворимый в кислотах и аммиаке.

Аналитические реакции катиона ртути (II) Hg2+

Ионы ртути (II) [Hg(H₂O)²⁺ в водных растворах бесцветны. Все соединения ртути (II) сильно ядовиты, поэтому при работе с ними следует принимать меры предосторожности!

1.Реакция с щелочами (фармакопейная).

Hg²⁺ + 2 ОН- -> Hg О|(желтый) + Н₂О

Осадок HgO растворяется в азотной кислоте, в растворах хлоридов и иодидов щелочных металлов с образованием соответственно Hg(NO₃)₂. HgCl₂ и комплекса [Hgl₄f:

HgO + 2 HNO₃ -- Hg(NO₃)₂ + H₂O

HgO +2 Cl- + H₂O - HgCl, + 2 OH-

HgO +4 Г + H₂O - [Hgl₄]²- + 2 OH-

2.Реакция с аммиаком.

HgCl₂ + 2 NH₃ -- HgNH₂CL6елый) + NH₄C1 2 Hg(NO₃)₂ + 4 NH₃ + H₂O --[OHg₂NH₂]NO₃ (белый) + 3 NH₄NO₃

Осадки растворяются (лучше - при нагревании) в избытке аммиака; но только в присутствии солей аммония, с образованием бесцветного комплексного катиона гетрамминртути (II) [Hg(NH₃)₄]²⁺.

1 После выпадения осадков в пробирки добавляют по 3-4 капли водного раствора соли аммония (NH₄C1 или NH₄NO₃) и по каплям - водный раствор аммиака при перемешивании до полного растворения осадков:

HgNH₂Cl + 2 NH₃ + NH₄⁺ -+ [Hg(NH₃)₄]²⁺ + СГ |OHg₂NH,]NO₂ + 4 NH₃ +3 NH₄⁺ -- 2 [Hg(NH₃)₄]²⁺ +NO₃- + H₂O

3.Реакция с иодидом калия (фармакопейная).

Hg²⁺ + 2 Г ¦-- Hgbi(KpacHufi) Hgl₂ + 21-^ [Hgl₄]²- (бесцветный)

Доведению реакции мешают катионы Pb²⁺, Cu²⁺, Ag⁺, Bi(III), а также окислители. Капельный метод рекомендуется для открытия Hg²⁺ даже в присутствии мешающих катионов.

4.Реакция с сульфид - ионами (фармакопейная).

Реакция протекает в несколько стадий. Вначале образуется белый осадок, постепенно изменяющий окраску через желто - красную и бурую на коричнево-черную при избытке сульфид - ионов.

3 HgCl, + 2 H₂S -- 2 HgSHgCl₂ + 4 НС1

2 HgS-HgCl₂ + H₂S *-- 3 HgS (коричнево-черный) + 2 HC1

Аналогично протекают реакции HgCl₂ с сульфидом натрия Na₂S.

Выпадает белый осадок, чернеющий при дальнейшем прибавлении Na₂S или HgS, H₂S не растворяется в разбавленной азотной кислоте, но растворим в царской водке (смесь НС1 + НNО₃)

3 HgS +6 HC1 + 2 HNO₃ -- 3 HgCl₂ + 2 NO + 3S + 4 H₂O

5.Реакция с хлоридом олова (II).

Катионы Hg²⁺ восстанавливается олово (II) вначале до Hg₂²⁺, а затем - до металлической ртути Hg°.

2 Hg²⁺ + [SnCl₄]²- + 4 СГ -- Н_ё2С1₂|(белый) + [SnCl₆f - Hg₂Cl₂ + [SnCl₄f -- 2 Hg° (темный) + [SnCl₆f Выпадает белый осадок Hg₂Cl₂, который постепенно'темнеет.- Проведению реакции мешают катионы Ag²⁺, Hg₂², Sb(III), Bi(III). _t

6.Реакция с металлической медью.

Катионы Hg²⁺ восстанавливаются металлической медью до металлической ртути. Hg²⁺ + Си⁰ -> Hg° (темный) + Си²⁺

Методика. На медную поверхность наносят каплю раствора соли ртути (II). На поверхности возникает темное пятно, которое при протирании фильтровальной бумагой становится серебристо-блестящим.

7.Реакция с хромат - ионами.

Hg²⁺ + СгО₄²' -->СгО₄(желтый)

8.Другие реакции катионов ртути (II).

Катионы Hg²⁺ с ортофосфат - ионами образуют белый осадок Hg₃(PO₄)₂; с дифенилкарбазидом и дифенилкарбазоном - комплекс сине-фиолетового цвета; с дитизоном - желто-оранжевый или красный комплекс, в зависимости от условий проведения реакции.

Аналитические реакции анионов первой аналитической группы: SO₄^2-, SO₃^2-, S₂O₃^2-, С₂О₄^2-, СО₃^2-, В₄О₇^2-(ВО₂), РО₄^3-, AsO₄^3-, АsО_з^3-, F^-

Групповой реагент - водный раствор ВаС1₂. Реакции с групповым реагентом проводят в нейтральной или слабо щелочной среде, так как осадки соответствующих бариевых солей малорастворимы в данных условиях. Осадки бариевых солей анионов I группы растворяются в минеральных кислотах, за исключением BaSO₄.

Карбонат ВаСО₃, тетраборат ВаВ₄О₇, ортофосфат Ва(РО₄)₂ и арсенат Ba₃(As0₄)₂ растворимы и в уксусной кислоте.

Катионы Ag⁺ дают осадки солей серебра с анионами I группы, за исключением фторид - аниона F, поскольку AgF растворим в воде. Эти осадки растворяются в азотнокислом растворе, в отличие от солей серебра анионов второй аналитической группы.

Соли свинца анионов I группы также нерастворимы в воде, за исключением тетрабората (В₄О₇²-) и периодата.

Анионы I группы в водных растворах бесцветны. Анионы - окислители - AsO₄³-, иногда СгО₄²~. Сг₂О₇²\ Анионы - восстановители - AsO₄³-, S₂O₃²-, SO₃²-, C₂O₄²\

Под действием минеральных кислот анионы -летучих- кислот (СО₃²\ SO₃²- и S₂O₃²-) разрушаются с выделением газообразных СО₂ или SO₂

Аналитические реакции сульфат-иона SO₄^2-

Сульфаты аммония и многих металлов хорошо растворяются в Н₂О. Сульфаты кальция, стронция, бария, свинца (II) малорастворимы в воде, что широко используется в химическом анализе.

1.Реакция с катионами бария (фармакопейная).

Ва²⁺ + SO₄^2- --> BaSO₄ (белый мелкокристаллический)

Выпадает белый осадок сульфата бария. Если в растворе присутствует перманганат калия КМО₄, то осадок BaSO₄ окрашивается в фиолетово - красный цвет за счет адсорбции МпО₄' - ионов на осадке.

BaSO₄ не растворяется в минеральных кислотах, за исключением концентрированной H₂SO₄, в которой он частично растворим с образованием Ba(HSO₄)₂:

BaSO₄ + H₂SO₄->Ba(HSO₄)₂

2.Реакция с катионами свинца.

РЬ^2т + SO₄²- -> PbSO₄J. (белый кристаллический)

Осадок PbSO₄ частично растворяется в минеральных кислотах; растворяется в щелочах и в водных растворах ацетатов натрия CH₃COONa или аммония CH₃COONH₄ с образованием комплексных соединений:

PbSO₄ + 4 NaOH -- Na₂[Pb(OH)₄] + Na₂SO₄

3. Реакция с родизонатом бария.

Методика. На листок фильтровальной бумаги наносят каплю раствора ВаС1₂ и 1 каплю раствора родизоната натрия Na₂C₆Oe или родизоновый кислоты Н₂Сб0₆. На бумаге возникает красное пятно родизоната бария. На это пятно наносят 1-2 капли раствора, содержащего сульфат - ионы (Na₂SO₄, K₂~SO₄ или H₂SO₄ разбавленной). Пятно обесцвечивается.

Аналитические реакции сульфит- иона SО₃^2-

В водных растворах сульфит- ионы бесцветны, подвергаются гидролизу, являются сильными восстановителями (уже в водных растворах они медленно окисляются кислородом воздуха до сульфатов). Сульфит - ион обладает довольно эффективными комплексообразующими свойствами как лиганд.

Средние сульфиты натрия и калия хорошо растворяются в воде, средние сульфиты других металлов, как правило, малорастворимы в воде.

При действии кислот на сульфиты они разлагаются.

1. Реакция с хлоридом бария (фармакопейная).

Ва²⁺+ SO₃²- --> ВаSО₃|(белый кристаллический)

Аналогично протекает реакция сульфит- ионов и с хлоридом стронция SrCl₂. Осадок растворяется в разбавленных НС1 и HNO₃ с выделением газообразного диоксида серы SO₂:

ВаSО₃ + 2 НС1 = SO₂ + ВаC1₂ + Н₂О

2. Реакции с нитратом серебра

2 Ag⁺ + SO₃²- = Ag₂SO₃

Осадок растворяется при избытке сульфит-ионов с образованием комплексных дисульфитоаргентат (I) - ионов 2-[Ag(SO₃)₂]³-

Ag₂SO₃ + 3 SO₃²--- 2-[Ag(SO₃)₂]³- В другой пробирке аналогично получают белый осадок сульфита серебра и кипятят смесь осадка с раствором. Осадок постепенно темнеет, за счет выделения оксида серебра Ag₂O:

Ag₂SO₃ -> Ag₂O + SO₂

3.Реакция разложения сульфитов кислотами (фармакопейная).

SQj²' + 2H⁺-+SO₂T + H₂O

Выделяющийся диоксид серы SO₂ обнаруживают по характерному залаху, а также по обесцвечиванию водного раствора йода или перманганата калия:

SO₂ + h + 2 Н₂О -- H₂SO₄ + 2 HI

5 SO₂ + 2 KMnO₄ + 2 H₂O -> K₂SO₄ + 2 MnSO₄ + 2 H₂SO₄

Разложение сульфитов под действием кислот ускоряется при нагревании и при понижении рН среды.

4.Реакция с перманганатом калия.

5 SO₃²- + 2 МпО₄- + 6 Н⁺ ->* 2 Мп²⁺ + 5 SO₄²' + 3 Н₂О

В кислой среде сульфит - ионы окисляются до сульфат - ионов, при этом розовый раствор перманганата калия обесцвечивается.

В нейтральной среде сульфит - ион при реакции с МпО₄' - ионом также окисляется до сульфат - иона, при этом кроме обесцвечивания образуется темный хлопьевидный осадок МпО(ОН)<

3 SO₃²- + 2 МпО₄- + 3 Н₂О -- 2 МпО(ОН)₂ + 3 SO₄²- + 2 ОН-

5.Реакция с раствором йода (фармакопейная).

SO₃²- +I₂ (желто-бурый) + Н₂О -> SO₄²' + 2 Г (бесцветный) + 2 Н⁺ Реакцию проводят в нейтральных или слабо кислых растворах.

6.Реакция восстановления сульфит - иона металлическим цинком в кислой среде.

SO₃²- + 2 НГ ->¦ SO₂ + Н₂О SO₂ + 3 Zn + 6Н⁺ -** H₂S + 3 Zn²⁺ + 2 Н₂О

полоску фильтровальной бумаги, смоченной раствором соли свинца. Бумага чернеет:

H₂S + Pb²⁺ -- PbS + 2 Н⁺

7.Другие реакции сульфит - иона.

Сульфит - ион в растворах можно открыть также другими реакциями: с красителями (фуксин, малахитовый зеленый) - обесцвечивание красителя; С дихроматом калия - обесцвечивание раствора; с нитропруссидом натрия Na₂[Fe(CN)₅NO] - розово - красное окрашивание и др.

Аналитические реакции тиосульфат- иона S₂O₃²-.

Тиосульфат - ион S₂O₃²- - анион неустойчивой двухосновной тиосерной кислоты H₂S₂O₃ средней силы, которая в водных растворах разлагается с выделением элементной серы:

H₂S₂O₃ -> S + SO₂ + Н₂О

В водных растворах S₂O₃²- - ион бесцветен, практически не гидролизуется, является сильным восстановителем и достаточно эффективным лигандом -комплексообразователем.

Тиосульфаты щелочных металлов, стронция, цинка, кадмия, железа (II), кобальта (II), никеля (II), марганца (II) растворимы в воде, а остальных металлов малорастворимы в воде.

1.Реакция с хлоридом бария.

_ Ва²⁺+ S₂O₃²- --¦ Ва S ₂О₃ (белый мелкокристаллический) Осадок растворяется в кислотах с разложением:

BaS₂O₃ + 2 Н⁺ -> Ва²⁺ + S + S0₂ + Н₂0

2.Реакция разложения тиосульфатов кислотами (фармакопейная).

При действии минеральных кислот на тиосульфаты вначале образуется нестабильная тиосерная (серноватистая) кислота H?S₂O₃, быстро разлагающаяся с выделением газообразного диоксида серы S0₂ и элементной серы S, которая вызывает помутнение 'раствора:

SO₃²- + 2 Н⁺ <-> H,S,O₃ H₂S₂O₃ -- SI + SO₂T + H₂0

Выделяющийся SO₂ обнаруживают либо по характерному запаху, либо по обесцвечиванию им растворов КМпО₄ или йода. Раствор в первой пробирке мутнеет вследствие выделения серы. Раствор в пробирке - приемнике обесцвечивается.

3.Реакция с йодом.

2 S₂O₃²- + I₂ = S₄O₆²- + 2 I^-

Эта реакция имеет большое значение в количественном титриметричееком анализе. Разбавленный раствор йода, имеющей желтую окраску, и прибавляют по каплям раствор Na₂S₂O₃ до обесцвечивания раствора йода.

4.Реакция с нитратом серебра (фармакопейная).

2 Ag⁺ + S₂O₃²- -> Ag₂S₂O₃ (белый)

Осадок Ag₂S₂O₃ быстро разлагаются до черного Ag₂S. Цвет осадка последовательно изменяется на желтый, бурый и под конец - на черный:

Ag₂S₂O₃ + Н₂0 -> Ag₂S + H₂SO₄

При избытке S₂O₃²- - ионов осадок Ag₂S₂O₃ растворяется с образованием комплексных дитиосульфатоаргентат (I) - ионов [Ag(S₂O₃)₂]³-:

Ag,S₂O₃ + 3 S₂O₃²- -- 2 [Ag(S₂O₃)₂]³-

5.Реакция с сульфатом меди (II).

2Си²⁺ + 3 S₂O₃²' -- Cu₂S₂O₃ + S₄O₆²- Cu₂S₂O₃ + H₂0 -> Cu₂SКчерный) + H₂SO₄

6.Другие реакции S₂O₃²- - иона.

С FeCI₃ образует тиосульфатный комплекс [Fe(S₂O₃)₂]^- - фиолетового цвета (постепенно разлагающийся в водном растворе), с солями ртути (II) - черный осадок сульфида ртути (II) HgS; легко окисляется различными окислителями (Н₂О₂, К₂Сг₂0₇ и другие).

Аналитические реакции оксалат- иона С₂О₄

Оксалат- ион С₂О₄^2-- анион двухосновной щавелевой кислоты Н₂С₂О₄ средней силы, сравнительно хорошо растворимой в воде. Оксалат- ион в водных растворах бесцветен, частично гидролизуется, сильный восстановитель, эффективный лиганд -образует устойчивые оксалатные комплексы с катионами многих металлов. Оксалаты щелочных металлов, магния и аммония растворяются в воде, а других металлов мало растворимы в воде.

1. Реакция с хлоридом бария

Ва²⁺ + С₂О₄^2- = ВаС₂О₄ (белый)

Осадок растворяется в минеральных кислотах и в уксусной кислоте (при кипячении).

2. Реакция с хлоридом кальция (фармакопейная):

Са²⁺ + С₂О₄²- = СаС₂О₄ (белый)

Осадок растворяется в минеральных кислотах, но не растворяется в уксусной кислоте.

3. Реакция с нитратом серебра.

2 Ag⁺ + С₂О₄²- --> Ag2C2O₄.|.( творожистый)

Проба на растворимость. Осадок делят на 3 части:

а). В первую пробирку с осадком прибавляют по каплям при перемешивании раствор HNO₃ до растворения осадка;

б). Во вторую пробирку с осадком прибавляют по каплям при перемешивании концентрированный раствор аммиака до растворения осадка; в). В третью пробирку с осадком прибавляют 4-5 капель раствора НС1; в пробирке остается белый осадок хлорида серебра:

Ag₂C₂O₄ + 2 НС1 -> 2 АС1 (белый) + Н₂С₂О₄

4.Реакция с перманганатом калия.

Оксалат ионы с КМпО₄ в кислой среде окисляются с выделением СО₂; раствор КМпО₄ при этом обесцвечивается вследствие восстановления марганца (VII) до марганца (II):

5 С₂О₄²- + 2 МпО₄' + 16 Н⁺ ->* 10 СО₂ + 2 Мп²⁺ + 8 Н₂О

Разбавленный раствор КМпО₄. Последний обесцвечивается; наблюдается выделение пузырьков газа - СО₂.

Аналитические реакции карбонат - иона СО₃^2-

Карбонаты - соли нестабильной, очень слабой угольной кислоты Н₂СО₃, которая в свободном состоянии в водных растворах неустойчива и разлагается с выделением СО₂:

Н₂СО₃ -- СО₂ + Н₂О

Карбонаты аммония, натрия, рубидия, цезия растворимы в воде. Карбонат лития в воде мало растворим. Карбонаты остальных металлов мало растворимы в воде. Гидрокарбонаты растворяются в воде. Карбонат - ионы в водных растворах бесцветны, подвергаются гидролизу. Водные растворы гидрокарбонатов щелочных металлов не окрашиваются при прибавлении к ним капли раствора фенолфталеина, что позволяет отличить растворы карбонатов от растворов гидрокарбонатов (фармакопейный тест).

1.Реакция с хлоридом бария.

Ва²⁺ + СОз²- --> ВаСО₃ (белый мелкокристаллический)

Аналогичные осадки карбонатов дают катионы кальция (СаСО₃) и стронция (SrCO₃). Осадок растворяется в минеральных кислотах и в уксусной кислоте. В растворе H₂SO₄ образуется белый осадок BaSO₄.

К осадку медленно, по каплям прибавляют раствор НС1 до полного растворения осадка:

ВаСОз + 2 НС1 ->* ВаС1₂+ СО₂ + Н₂О

2.Реакция с сульфатом магния (фармакопейная).

Mg²⁺ + СОз²- ->MgCO₃ (белый)

Гидрокарбонат - ион НСО₃- образует с сульфатом магния осадок MgCO₃ только при кипячении:

Mg²⁺ + 2 НСОз- -> MgCO₃ + СО₂ + Н₂О

Осадок MgCO₃ растворяется в кислотах.

3. Реакция с минеральными кислотами (фармакопейная).

СО₃^2- + 2 Н₃О = Н₂СО₃ + 2Н₂О

НСО₃^- + Н₃О⁺ = Н₂СО₃ + 2Н₂О

Н₂СО₃ -- СО₂ + Н₂О

Выделяющийся газообразный СО₂ обнаруживают по помутнению баритоновой или известковой воды в приборе для обнаружения газов, пузырьков газа (СО₂), в пробирке - приемнике - помутнение раствора.

4.Реакция с гексацианоферратом (II) уранила.

2СО₃²- + (UО₂)₂[Fe(СN)₆](коричневы)-> 2 UO₂CO₃ (бесцветный) + [Fe(CN)₆]⁴-

Коричневый раствор гексацианоферрата (II) уранила получают, смешивая раствор ацетата уранила (CH₃COO)₂UO₂ с раствором гексацианоферрата (II) калия:

2(СН₃СОО)₂ГО₂ + K₄[Fe(CN)₆]-> (UO₂)₂[Fe(CN)₆] + 4 СН₃СООК

К полученному раствору прибавляют по каплям раствор Na₂CO₃ или К₂СО₃ при перемешивании до исчезновения коричневой окраски.

5.Раздельное открытие карбонат - ионов и гидрокарбонат - ионов реакциями с катионами кальция и с аммиаком.

Если в растворе одновременно присутствуют карбонат - ионы и гидрокарбонат - ионы, то каждый из них можно открыть раздельно.

Для этого вначале к анализируемому раствору прибавляют избыток раствора СаС1₂. При этом СОз²- осаждаются в виде СаСО₃:

СОз²- + Са²⁺ = СаСО₃

Гидрокарбонат - ионы остаются в растворе, так как Са(НСО₃)₂ растворами в воде. Осадок отделяют от раствора и к последнему добавляют раствор аммиака. НСО₂- -анионы с аммиаком и катионами кальция дают снова осадок СаСО₃:

НСО_з^- + Са²⁺ + NH₃ -> СаСОз + NH₄⁺

6. Другие реакции карбонат - иона.

Карбонат - ионы при реакции с хлоридом железа (III) FeCl₃ образуют бурый осадок Fe(OH)CO₃, с нитратом серебра - белый осадок карбоната серебра Ag₂CO3, растворимый в НЪТОз и разлагающийся при кипячении в воде до темного осадка Ag₂O иСО₂:

Ag₂CO₃ -> Ag₂O + СО₂

Аналитические реакции борат -- ионов B₄O₇^2- и ВО₂^-

Тетраборат - ион В₄О₇ - анион слабой двухосновной тетраборной кислоты Н₂В₄О7, которая в свободном состоянии неизвестна, но может существовать в растворах. В водных растворах бесцветен, подвергается глубокому гидролизу. Метаборат - ион ВО₂- (борат -- ион) - анион не существующей в растворах метаборной кислоты НВО₂. Метаборат - ион в водных растворах бесцветен, подвергается гидролизу. Метаборат -ион как и тетраборат - ион не обладает окислительно -восстановительными свойствами, обладает умеренной комплексообразующей способностью как лиганд.

Применяемая на практике борная кислота - это трехосновная ортоборная кислота Н₃ВО₃(или В(ОН)_з). Борная кислота хорошо растворяется в воде и в водных растворах, является очень слабой кислотой. В водных растворах тетра -, орто- и метаборная кислоты находятся в равновесии:

Н₂В₄О₇ + 5 Н₂О 4Н₃РО₃ 4 НВО₂ + 4 Н₂О

Бораты аммония и щелочных металлов растворимы в Н₂О. Бораты других металлов малорастворимы в воде. Из боратов наибольшее практическое значение имеет декагидрат тетрабората натрия Na₂B₄O₇-10 Н₂О - белое кристаллическое вещество называемое бурой. Бура применяется в качественном анализе для открытия металлов по образованию окрашенных плавов - -перлов- буры, а также в количественном титриметричееком анализе как первичный стандарт.

1.Реакция с хлоридом бария.

В₄О₇^2- + Ва²⁺ + 3 Н₂О -> Ва(ВО₂)₂ + 2 Н₃ВО₃

Осадок растворяется в азотной и уксусной кислотах.

2.Окрашивание пламени горелки сложными эфирами борной кислоты (фармакопейный тест). Борат- ионы или борная кислота образуют с этанолом С₂Н₅ОН в присутствии H₂SO₄ сложный этиловый эфир борной кислоты (С₂Н₅О)зВ, который окрашивает пламя в зеленый цвет.

В₄О₇²- + 2 Н⁺ + 5 Н₂О = 4 Н₃ВО₃' Н₃ВО₃ т 3 С₂Н₅ОН = (С₂Н₅О)₃В +3 Н₂О

Пламя окрашивается в зеленый цвет.

3.Реакция с куркумином (фармакопейная).

Краситель куркумин (желтого цвета) в растворах может существовать в двух таутомерных формах - кетонной и енольной, находящихся в равновесии:



Щелочные растворы куркумина имеют красно-коричневый цвет, кислые - светло-желтый.

Реакцию проводят обычно с помощью куркумовой бумаги. Ее готовят, пропитывая белую плотную фильтровальную бумагу спиртовым раствором куркумина и затем высушивая ее в защищенном от света месте в атмосфере, не содержащей паров кислот и аммиака.

4. Другие реакции борат - ионов.

В качественном анализе используют реакцию получения перлов буры: при плавлении буры образуется прозрачная стекловидная масса--перлы буры-. Если плавить смесь буры с солями металлов, то образуются окрашенные перлы, цвет которых зависит от природы катиона металла.

Аналитические реакции фторид - иона F^-

Фторид - ион F - анион одноосновной фтороводородной кислоты HF средней силы. Водные растворы HF называют плавиковой кислотой.

HF взаимодействует с обычным силикатным стеклом, образуя растворимые в воде продукты, поэтому растворы HF нельзя хранить в стеклянной посуде. Фторид - ион в водных растворах бесцветен, гидролизуется, способен к образованию многочисленных устойчивых фторидных комплексов различных металлов, не окисляется в обычных условиях.. Большинство фторидов растворяется в воде, включая AgF Малорастворимы в воде LiF. щелочно - земельных металлов, меди, цинка, алюминия, свинца.

1. Реакция с ВаС1₂

2 F^- + 2 Ва²⁺ = ВаF₂

Осадок растворяется при нагревании в НС1 и НNО₃, а также в присутствии катионов аммония.

2. Реакция с тиоцианатными комплексами железа (III).

6 F⁺ + [Fe(NCS)n (H₂O)6-n]^3-n = [FeF₆]³- + nNCS^-

красный бесцветный

Если в растворе имеются катионы натрия, то может образоваться белый осадок малорастворимой комплексной соли Na₃[FeF₆].

3. Другие реакции фторид - иона.

Фторид - ионы при реакции с катионами кальция дают белый осадок CaF₂, малорастворимый в кислотах; при реакциях с солями циркония (IV) образуют осадок тетрафторида циркония SrF₄, растворимый в присутствии избытка фторид - ионов с образованием гексафтороцирконат (IV) - ионов [SrF₆]^2-.

В присутствии фторид - ионов в кислой среде красный раствор комплекса циркония (IV) с ализарином изменяет окраску на желтую. Эту реакцию можно проводить капельным методом на фильтровальной бумаге.

Аналитические реакции ортофосфат - ионов

Фосфат - ион РО₄^3-, гидрофосфат - ион НРО₄^2- дигидрофосфат - ион Н₂РО₄- - анионы трехосновной ортофосфорной кислоты Н₃РО₄, которая по первой стадии диссоциации является кислотой средней силы (pKi=2,15), а по второй и третьей - очень слабой кислотой (рК₂= 7,21, рК₃= 12,30).

Обычно к фосфатам относятся соли ортофосфорной кислоты Н₃РО₄, пирофосфорной кислоты Н₄Р₂Оу, а также многочисленные конденсированные полифосфаты различного состава и строения (метафосфат калия КРО₃, триполифосфаты). В фармацевтическом анализе чаще других встречаются анионы ортофосфорной кислоты - средний ортофосфат - ион РО₄³-, гидрофосфат - ион НРО₄²- и дигидрофосфат - ион Н₂РО₄-. Ортофосфаты аммония и щелочных металлов, а также дигидрофосфаты щелочно -земельных металлов растворимы в воде. Ортофосфаты других металлов, как правило, малорастворимы в воде, но обычно растворяются в минеральных кислотах и в уксусной кислоте (кроме FePO₄. А1РО₄. СгРО₄. РЬ₃(РО₄)₂, которые в уксусной кислоте не растворяются). Фосфат висмута (III) BiPO₄ малорастворим в разбавленной азотной кислоте.

1.Реакция с ВаС1₂.

2 РО₄^3- + 3 Ва²⁺ -= Ва₃(РО₄)₂ (белый)

НРО₄²- + Ва²⁺ -+ ВаНРО₄ (белый)

В аммиачной среде реакция гидрофосфат- ионов с катионами бария приводит к образованию осадка среднего ортофосфата бария Ва₃(РО₄)₂:

2 НРО₄^2- + 3 Ва²⁺ + 2 NH₃ -> Ва₃(РО₄)₂ + 2 NH₄⁺

Свежеосажденный осадок Ва₃(РО₄)₂ растворяется в FfNO₃, HC1, СН₃СООН.

2.Реакция с нитратом серебра (фармакопейная).

Реакцию проводят в нейтральной среде:

РО₄³- + 3 Ag⁺ -> Ag₃PO₄ (желтый)

НРО₄²- + 3 Ag⁺ -> Ag₃PO₄ + Н⁺

Осадок растворяется в азотной кислоте, в концентрированном аммиаке.

3.Реакция с магнезиальной смесью (фармакопейная)

Гидрофосфат - ион НРО₄²~ при взаимодействии с магнезиальной смесью (MgCI₂ + NH4CI + NH₃) образует белый мелкокристаллический осадок магнийаммонийфосфата NH₄MgPO₄:

НРО₄^2- + Mg²⁺ + NH₃= NH₄MgPO₄

4. Реакция с молибдатом аммония (фармакопейная). Реакцию проводят в азотнокислой среде при нагревании:

РО₄^3- + 3 NH₄⁺+ 12 МоО₄^2- + 24 Н⁺ -> (NH₄)₃[PO₄(MoO₃)₁₂] + 12 Н₂0

Выпадает желтый осадок фосфоромолибдата аммония.

Чувствительность реакции повышается при добавлении в раствор бензидина или кристаллического нитрата аммония NH₄NO₃

Проведению реакции мешают арсенат - ионы, которые дают аналогичный эффект, а также анионы - восстановители SO₃²-, S2O3²-, S²- и др., восстанавливающие комплексный гетерополианион до молибденовой сини состава МоО₅Мо₂О₃6 Н₂О.

Аналитические реакции арсенит - иона AsO₃^3-

Арсенит - ион AsО₃^3- - анион слабой трёхосновной ортомышьяковистой (мышьяковистой) кислоты H₃As0₃, которая в свободном состоянии неизвестна и может существовать только в растворах. В водных растворах, как полагают, устанавливается равновесие:

H₃As0₃=HAs0₂+H₂0

Смещенное в обычных условиях вправо - в сторону образования слабой одноосновной метамышьяковистой кислоты HAsO₂. Поэтому арсенит - ионом можно считать как анион AsO₃³-, так и анион AsO₂-.

Арсенит - ионы в водных растворах бесцветны, гидролизуются, обладают восстановительными свойствами. Большинство арсенитов малорастворимы в воде. Арсениты аммония, щелочных металлов и магния - растворяются в воде. Соединения мышьяка токсичны! При работе с ними необходимо проявлять особую осторожность!

1.Реакция с хлоридом бария.

Реакцию проводят в аммиачной среде:

2 AsO₃^3-+ 3 Ва²⁺ -> Ва₃(Аз0₃)₂ (белый)

2.Реакция с сульфид - ионами в кислой среде (фармакопейная).

Реакцию проводят только в сильнокислой среде. Из нейтральных или щелочных растворов осадок не выпадает.