prof. Viktor Kanický, Analytická chemie I 1
DŮKAZY ANIONTŮ
prof. Viktor Kanický, Analytická chemie I 2
Důkazy aniontů
 není zde systém postupného dělení
 důkazy jsou dostatečně selektivní
 provedení reakcí:
 neutrální roztok × kyselé prostředí  únik plynů: CO3
2-,
SO3
2-, S2-, HS-, NO3
-, NO2

odstranění těžkých kovů:
 varem s 1M Na2CO3  nerozpustné uhličitany, vznikají však
nežádoucí změny a ztráty:
 oxidace SO3
2-, S2-, NO2

adsorpce na sraženiny karbonátů: SO4
2-, PO4
2
únik těkavých kyselin po neutralizaci HNO3
 pomocí iontoměničů – výměna za Na+
 povařením s MgO: nelze požít pro důkazy PO4
2-, AsO4
2-, CO3
2-
prof. Viktor Kanický, Analytická chemie I 3
Skupinové reakce aniontů
A. srážecí: Ba2+, Ag+ ; rozpustnost = f(podmínek)
 I. srážecí reakce Ba2+
 Ba soli nerozpustné v silně kyselém prostředí
2M HCl, 2M HNO3 : SO4
2
Ba soli nerozpustné ve slabě kyselém prostředí
2M HAc : F-, CrO4
2-, SO3
2-, S2O3
2
Ba soli nerozpustné v neutrálním prostředí (voda)
PO4
3- , AsO4
3-, CO3
2-, BO2
-
prof. Viktor Kanický, Analytická chemie I 4
Skupinové reakce aniontů
 II. srážecí reakce Ag+ (z neutrálního prostředí)
 Ag soli nerozpustné ve 2M HNO3
Cl-, Br-, I-, SCN-, CN-, [Fe(CN)6]4-, [Fe(CN)6]3-, S2
Ag soli stálé jen v neutrálním prostředí, rozpustné v
HNO3 CrO4
2-, SO3
2-, S2O3
2-, PO4
3-, AsO3
3-, AsO4
3-, CO3
2,
BO2

Ag soli nerozpustné ve 2M NH3
Br-, SCN-, [Fe(CN)6]4-, I-, S2-
prof. Viktor Kanický, Analytická chemie I 5
Skupinové reakce aniontů
B. oxidačně-redukční: MnO4
-, I-, I2 ; barevné přechody
 I. oxidační reakce manganistanu
 odbarvení MnO4
- v kys. prostředí (1M H2SO4) působením iontů s
redukčními vlastnostmi
SO3
2-, S2O3
2-, AsO3
3-, S2-, [Fe(CN)6]4-, Br-, I-, CN-, SCN-, NO2

    
  OHMnXHMnOXXenidyHa
OHMnNOHMnONO
OHMnCNFeHMnOCNFe
OHMnSHMnOS
OHMnAsOHMnOAsO
OHMnSOHMnOOS
OHMnSOMnOSO
OHMneHMnO
2
2
24
2
2
342
2
23
64
4
6
2
2
4
2
2
23
44
3
3
2
22
44
2
32
2
22
44
2
3
2
2
4
82516210:log
325625
4585
8251625
325625
78101485
32525
58
















prof. Viktor Kanický, Analytická chemie I 6
Skupinové reakce aniontů
 II. oxidační reakce jodu
 odbarvení I2 v neutrálním nebo slabě alkalickém (pH < 9)
prostředí, vratná reakce (NaHCO3 pevný)
SO3
2-, S2O3
2-, AsO3
3-, S2-, [Fe(CN)6]4-, CN-, SCN

   







4
4
6
23
3
2
3
2
2
642
2
32
2
,,,
22
22
MnOsjakoCNFeSAsOSO
IICNICN
antetrathionIOSIOS
IeI
prof. Viktor Kanický, Analytická chemie I 7
Skupinové reakce aniontů
 III. redukční reakce jodidu
 anionty s oxidačními vlastnostmi oxidují v kyselém prostředí jodid
na jod → žluté, červenohnědé zbarvení roztoku, modré zbarvení
škrobového roztoku
CrO4
2-, Cr2O7
2-, AsO4
3-, S2-, [Fe(CN)6]3-, NO2

    
OHINOHINO
ICNFeICNFe
OHIAsOHIAsO
OHICrHIOCr
OHICrHICrO
222
2
4
6
3
6
22
3
3
3
4
22
32
72
22
32
4
22422
222
22
732146
8321662










prof. Viktor Kanický, Analytická chemie I 8
Selektivní reakce aniontů
 I. skupina málo rozpustných Ba solí
BaSO4 nerozpust. X BaS2O3 (rozklad → SO2, S – zákal)
dělění: SrCl2
BaSO4, SrSO4 – důkaz SO4
2- heparovou reakcí
prof. Viktor Kanický, Analytická chemie I 9
Skupina málo rozpustných Ba solí
 SO4
2
sraženina za žáru s Mg → redukce
 S2- - důkaz: PbAc (octan olovnatý)
Na2Fe(CN)5NO (nitroprussid sodný)
      .
4
5
22
5 prostřalkalickémvfialovéNOSCNFeSNOCNFe IIIIII 

prof. Viktor Kanický, Analytická chemie I 10
Skupina málo rozpustných Ba solí
 SO3
2
1) s malachitovou zelení a fuchsinem (činidlo dle Votočka)
malachitová zeleň fuchsin
odbarvení roztoku (pH 7-12) za vzniku sulfonanů
 ruší: S2- a nadbytek (OH-) pH > 12
S2- se odstraní pomocí CdCO3, ZnCO3
prof. Viktor Kanický, Analytická chemie I 11
Skupina málo rozpustných Ba solí
 2) s nitroprussidem zinečnatým – důkaz v plynné fázi
sulfitonitroprussid zinečnatý
(červený, málo rozpustný)
 ruší:
 maskování: HgCl2
 provedení: na filtračním papíře napojeném činidlem – nad
kelímkem v parách. Nezreagovaný nitroprussid se odbarví
v parách amoniaku → barva jen u produktu
       3525
2232
2
3 2
SONOCNFeZnNOCNFeZn
OHSOSOHHSO

 



2
2
2
32 SSOOS H
prof. Viktor Kanický, Analytická chemie I 12
Skupina málo rozpustných Ba solí
 S2O3
2
1) v kyselém prostředí rozklad:
 2) s chloridem zinečnatým
přechodné zbarvení neboť redukce FeIII → FeII
 ruší: SCN-, SO3
2
3) jodozidová reakce – katalýza; v přítomnosti S2(obsažena
v S2O3
2-) rychle probíhá:
 ruší: SCN-, S2- (oddělení jako CdS, ZnS)
 
2232
32322
SOOHSOH
sírakoloidníSSOHOSH


   komplexufialovéhoroztokOSFeOSFe

 32
2
32
3

 2
64
22
32
3
222 OSFeOSFe
  odbarvíseroztokčervenýINIazidsodnýN 
 232 223
prof. Viktor Kanický, Analytická chemie I 13
Skupina málo rozpustných Ba solí
 F
se ZrIV-chelátem s xylenovou oranží
 stabilnější komplex Zr s ligandy F- → chelát se
rozkládá → červeno fialový chelát → žluté uvolněné
činidlo
 obecně: využití F- jako silně komplex. ligandu
prof. Viktor Kanický, Analytická chemie I 14
Skupina málo rozpustných Ba solí
 SiO3
2
s molybdenanem amonným → molybdáto-křemičitá
kyselina H4[Si(Mo3O10)4]
 vznik v kyselém prostředí – žlutý roztok
 vzorek však nejdříve zalkalizovat, aby byl dostatek
monomerní kys. Si(OH)4
 redukcí SnCl2, S2O3
2- → molybdenová modř – lze ji
zoxidovat HNO3 na žlutou H4[Si(Mo3O10)4]
 ruší: AsO4
3-, PO4
3- → molybdátofosforečná
molybdátoarseničná
prof. Viktor Kanický, Analytická chemie I 15
Skupina málo rozpustných Ag solí
Rozpustných v 2 M HNO3
 zbarvení solí: charakteristické
 Ag2CrO4 – červenohnědý
 Ag3AsO4 – čokoládově hnědý
 Ag3PO4, AgAsO2 – žluté
 AgBO2 – bílý
 Ag2CO3 – nažloutlý
neutrální, alkal., žlutý roz. kyselý, oranž.roz.
interference (rušení): AsO4
3- x PO4
3- molybdenanem NH4
+
AsO2
- (HNO3 konc.) → AsO4
3- rovněž
OHOCrHCrO 2
2
72
2
4 22  
 alkalickékyseléOHCrOOHOCr  
2
2
4
2
72 22
prof. Viktor Kanický, Analytická chemie I 16
Skupina rozpustných Ag solí
v 2 M HNO3
 CrO4
2-, Cr2O7
2
1) peroxidem vodíku (viz Cr3+), kyselé prostředí
 2) s benzidinem → semichinon benzidinové modři
 ruší: VO2
+, MoO4
2- a oxidační činidlo vůbec, kys. prostředí
 3) s difenylkarbazidem → červenofialový chelát s CrIII,
kyselé prostředí; extrakce do amylalkoholu
 ruší: Hg2+, Fe3+, MoO4
2-, VO4
3
4) s kyselinou chromotropovou → fial.červený roztok v
kyselém prostředí
prof. Viktor Kanický, Analytická chemie I 17
Skupina rozpustných Ag solí
v 2 M HNO3
 PO4
3
1) s molybdenanem amonným → žlutá sraženina
 x SiO3
2- (žlutý roztok)
tetrakis-trimolybdátofosforečnan amonný
 srážení za horka, kys. prostředí
 ruší: AsO4
3
odstranění AsO4
3- redukcí Zn prachem na AsO3
3- a
vysrážení H2S na As2S3
    410334 OMoAsNH
OHZnAsOHZnAsO 2
23
3
3
4 2  
prof. Viktor Kanický, Analytická chemie I 18
Skupina rozpustných Ag solí
v 2 M HNO3
 AsIIIO2
- (AsIIIO3
3-)
 1) redukcí SnCl2 – společná reakce s AsO4
3(Bettendorfova
zkouška)
 2) se sulfanem → As2S3 žlutý, AsV nereaguje!
 AsVO4
3
1) redukcí SnCl2 – jako AsIII →hnědočerný elementární As
 2) s molybdenanem amonným → žlutá sraženina
v kys. prostředí HNO3
 ruší: PO4
3-

 ClOHSnClAsHClSnClAsO 2432832 2
2
6
02
42

 ClOHSnClAsHClSnClAsO 68521652 2
2
6
02
4
3
4
    410334 OMoAsNH
prof. Viktor Kanický, Analytická chemie I 19
Skupina rozpustných Ag solí
v 2 M HNO3
Rozlišení AsIIIO2
- x AsVO4
3- AgNO3
AsIIIO2
- : žlutá sraženina Ag3AsO3 rozpuštěné v HNO3 a NH3
AsVO4
3- : čokoládově hnědá sraženina Ag3AsO4 rozpuštěné v
HNO3 a NH3
prof. Viktor Kanický, Analytická chemie I 20
As – toxicita, jedy, kriminalistika
Společné reakce sloučenin arsenu – redukce
na arsenovodík (arsin, arsan) AsH3
 1) Marshova – Liebigova zkouška – oficiální důkaz
   plynAsHZnZnAsAsAs SOHHIIIV
3
2,0 42
,,   
prof. Viktor Kanický, Analytická chemie I 21
As – toxicita, jedy, kriminalistika
 2) Gutzeitova zkouška – AsH3
 AsH3 barví papírek s AgNO3 žlutě (arsenid Ag3As) a
posléze černá rozkladem
33333 36 HNOAsOHAgAgNOAsAg 
prof. Viktor Kanický, Analytická chemie I 22
Skupina rozpustných Ag solí
v 2 M HNO3
 B(OH)4
boritanový
anion:
jednosytná kyselina pK = 10
 1) plamenová zkouška–zelený plamen(λ=548,1 a 519,3 nm)
 ruší: Cu2+
 2) plamenová zk. těkavých esterů – zelený plamen
 3) s kurkuminem (kurkumový papírek)
 červený rozpustný komplex 1:1 ve slabě kys. prostředí
(červenohnědé zbarvení papírku, slepý pokus – žlutá), kapka
alkal. hydroxidu → temně zelená
   423 OHHBOHOHB 
    OHHOCBOHHCOHB 2352523 33 
prof. Viktor Kanický, Analytická chemie I 23
Skupina rozpustných Ag solí
v 2 M HNO3
 CO3
2
1) s minerálními kyselinami
 ruší: SO3
2-, S2O3
2-, HS-, CN- → plyny
 odstranění: rozklad kys. chromsírovou (K2CrO4 v H2SO4)
→ oxidace rušících aniontů na netěkavé soli
(také KMnO4)
OHCOHHCOHCO 223
2
3  
  OHBaCOOHBaCO 2322 
prof. Viktor Kanický, Analytická chemie I 24
Skupina nerozpustných Ag solí
v 2 M HNO3
 v prostředí 2 M HNO3 se srážejí:
 AgCl, AgSCN – bílá sraženina
 AgBr – nažloutlá sraženina
 AgI – žlutá sraženina
 Ag2S – černá sraženina
 Cl-, Br-, SCN- - stálé v H+, OH- prostředí
 I- v H+oxidace → I2 (žlutá)
 HS-, S2- - hydrolýza → H2S, polysulfidy
 E0 – standardní potenciály redox. reakcí
VIIVBrBrVClCl 58,02/,07,12/,36,12/ 222  
prof. Viktor Kanický, Analytická chemie I 25
Skupina nerozpustných Ag solí
v 2 M HNO3
 Cl
1)
 2) s Denigesovým činidlem (směs fenolu a anilinu)
 v konc. H2SO4 se Cl
oxiduje KMnO4 na Cl2
 + kapka 1 M NaOH, kapka Denigesova činidla
  
 2332 NHAgNHAgClAgClClAg
 .2
28516102
22
2
224
iondisproporcOHClClOOHCl
MnOHClHClMnO




prof. Viktor Kanický, Analytická chemie I 26
Skupina nerozpustných Ag solí
v 2 M HNO3
 také provedení s pipetkou: nad kelímkem pipetka s kapkou
NaOH – absorbce Cl2 → ClO
vyfouknout na kap. desku s Denigesovým činidlem
 barví suchou část papíru hnědě, fialově
 nepřecházejí na BrO-, IO- !
prof. Viktor Kanický, Analytická chemie I 27
Skupina nerozpustných Ag solí
v 2 M HNO3
 3) tvorba chromylchloridu
 v bezvodém prostředí (konc. H2SO4)
(červenohnědý, těkavý)
 na papíře reakce s OHpapír
se zbarví žlutě
 ruší: NO2
-, NO3
- → NOCl
OHClCrOOCrCl 222
2
72 324  
OHClCrOOHClCrO 2
2
422 224  
    OHIBrCrHOCrIBr 222
32
72 732146  
prof. Viktor Kanický, Analytická chemie I 28
Skupina nerozpustných Ag solí
v 2 M HNO3
 Br
1) oxidací na Br2 chloraminem T
 Br2 – žluté, hnědé zbarvení roztoků – extrakce do chloroformu
CHCl3
 ruší: SCN-, I- (nadbytek)
 v přítomnosti I- nejdříve oxidace na I2 (hnědé zbarvení vodné
fáze – fialové v CCl3H), pak I2 → IO3
- (bezbarv.) a nakonec Br2
SCN- → (CN)2 – dikyan - jedovatý
prof. Viktor Kanický, Analytická chemie I 29
Skupina nerozpustných Ag solí
v 2 M HNO3
 I
1) oxidací na I2 dusitanem sodným
 důkaz I2: a) extrakce do CCl4 nebo CHCl3 – fial. roztok
b) škrobovým roztokem – modrá
c) jodido-škrob. papírek - modrá
 ruší: S2O3
2
SCN
1) s chloridem železitým – v kyselém prostředí
 ruší: F-, H2PO4
- (nadbytek) [FeNCS]2+ [Fe(NCS)2]+ čerev.komp.
 HS-, S2
1) s Pb2+ →PbS
 2) s nitroprussidem → [FeII(CN)5NOS]4- fialový kopmplex
NOOHIHNOI  
222 22
prof. Viktor Kanický, Analytická chemie I 30
Skupina aniontů NO3
-, NO2
-, ClO4

NO3
-, ClO4

v roztocích stálé oxidační vlastnosti, pouze soli v
pevném stavu nebo koncentrované kyseliny
 netvoří: komplexy, sraženiny
 NO3
- analogie Na+ - rozpustné soli
 ClO4
- velký objem, malý náboj, tvorba iontových asociátů s
bazickými barvivy
 NO2

oxidační vlastnosti ( 2 I- → I2)
 vzdušným O2 se oxiduje na NO3
-
prof. Viktor Kanický, Analytická chemie I 31
Skupina aniontů NO3
-, NO2
-, ClO4

NO3

1) s difenylaminem
 modrý oxidační produkt (v konc. H2SO4)
 ruší: NO2
-, CrO4
2-, MnO4
- (oxidační činidla), Fe3+, I-, IO3
(vyluč.
I2)
 2) tvorba azobarviva po redukci Zn na NO2

v prostředí HAc se NO3
- redukují prášk. Zn na NO2

důkaz diazotační a kopulační reakcí za vzniku azobarviva
 ruší: NO2
- → odstraní se:
a) močovinou v prostředí 1 M H2SO4
b) jodidem draselným v prostředí kys. octové (80%ní)
  OHCONNHCOHNO 222222 22 
OHINOHINO 222 22422  
prof. Viktor Kanický, Analytická chemie I 32
Skupina aniontů NO3
-, NO2
-, ClO4
c)
azidem sodným (slabě kys. prostředí)
d) amonnými solemi (kys. prostředí)
vedlejší reakce!!! : 3 HNO2 →
 3) nitračními reakcemi – v kyselém protředí (v konc. H2SO4)
 žluté až oranžové slouč. charakter. zápachu (nutné slepé zk.)
 NO2
- NERUŠÍ – barví pouze H2SO4 oranžově
 ruší: I- → odstranit srážením PbAc2
 nitrace dalších sloučenin: kyselina fenolsulfonová, fenol
2,4-disulfonová, α-naftolsulfonová, α-naftylamin (červenofialový)
pyrokatechin (zelený), m-fenylendiamin (žl.,červený), kys. chromotropová
OHONNHNOHN 22223  
OHNNONH 2224 2 
OHNOHNO 23 2 
prof. Viktor Kanický, Analytická chemie I 33
Skupina aniontů NO3
-, NO2
-, ClO4

4) redukční reakce – zinkem nebo Devardovou slitinou
(Cu – Zn - Al) v alkalickém prostředí → NH3
 ruší: NO2
-, CN
přímý důkaz: nitrační reakce po odstranění halogenidů
síranem stříbrným
 postup při redoxních reakcích:
a) pozitivní reakce s difenylaminem (důkaz oxididačních vlast.)
b) redukcí Zn v OH- prostředí vzniká NH3 (důkaz dusíku)
c) pomocí KI prověřit případnou přítomnost NO2
- a při pozitivní
reakci je odstranit
d) redukcí Zn v HAc převést NO3
- na HNO2 a NO2
- dokázat
tvorbou azobarviva
prof. Viktor Kanický, Analytická chemie I 34
Skupina aniontů NO3
-, NO2
-, ClO4

NO2

1) s KI – oxidace I- na jód
 je to důkaz NO2
- vedle NO3

probíhá okamžitě na rozdíl od Cr2O7
2- nebo ClO3

2) s difenylaminem oxidace na d. modř
 ruší: NO3
-, Cr2O7
2- aj.
 3) s KMnO4 – redukce na Mn2+
 nestáláOHNOHNOHNO 232 23 
OHINOHINO 222 22422  
OHMnNOHMnONO 2
2
342 325625  
prof. Viktor Kanický, Analytická chemie I 35
Skupina aniontů NO3
-, NO2
-, ClO4

4) diazotačními reakcemi HNO2 spojenými s kopulacemi
na azobarviva
 diazotace
 kopulace
v H+ s aromatickým aminem