1.6. Дія гексагідроксостибіату (V) калію.

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.

1.7. Дія цинкуранілацетату (Zn(uo2)3(Ac)8 або ZnAc2∙3uo2Ac2, де Ac− − іони ch3coo− ).

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.

1.8. Забарвлення полум’я.

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.

1.9. Дія карбонату амонію ((NH₄)₂CO₃).

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.

1.10. Дія гідрофосфату натрію (Na₂HPO₄).  

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.

1.11. Дія оксихіноліну (C₉H₆NOH).

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.

1.12. Дія барвників.

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.

1.13. Дія розчину йоду.

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.

РОЗДІЛ 2. КАТІОНИ ДРУГОЇ АНАЛІТИЧНОЇ ГРУПИ

До другої аналітичної групи належать катіони лужноземельних металів – Ba²⁺, Mg²⁺ та Ca²⁺. Груповий реагент цієї групи – карбонат амонію в нейтральному або слабколужному середовищі.

 На відміну від катіонів першої групи, катіони другої групи утворюють важкорозчинні у воді карбонати.

Сульфіди катіонів другої групи добре розчинні у воді. Цим друга група відрізняється від катіонів третьої – п’ятої аналітичних груп, які утворюють малорозчинні у воді сульфіди.

Добре розчиняються у воді також нітрати, хлориди та ацетати катіонів другої групи.

Малорозчинними є сполуки з сульфатом, фосфатом, хроматом, оксалатом, фторидом та силікатом.