Pour déterminer le cation argent, vous devez réagir avec du chlorure. L’interaction de Ag(+) et Cl(-) donne lieu à un précipité blanc AgCl↓. Les cations baryum Ba2+ se retrouvent dans la réaction avec les sulfates : Ba(2+)+SO4(2-)=BaSO4↓ (précipité blanc). L'inverse est également vrai : pour détecter les ions chlorure ou les ions sulfate dans une solution, il est nécessaire de réagir respectivement avec les sels d'argent et de baryum.

Pour déterminer les cations Fe(2+), l’hexacyanoferrate de potassium (III) K3, ou plus précisément un ion complexe (3-), est utilisé. Le précipité de Fe32 bleu foncé qui en résulte est appelé « bleu Turnbull ». Pour identifier les cations de fer (III), on prend l'hexacyanoferrate de potassium (II) K4, qui, lorsqu'il interagit avec Fe (3+), donne un précipité bleu foncé Fe43 - « bleu de Prusse ». Fe(3+) peut également être détecté dans la réaction avec le thiocyanate d'ammonium NH4CNS. Il en résulte la formation de thiocyanate de fer (III) à faible dissociation – Fe(CNS)3 – et la solution acquiert une couleur rouge sang.

Un excès de cations hydrogène H+ crée un environnement acide dans lequel les couleurs des indicateurs changent en conséquence : le tournesol orange et violet devient rouge. En excès d'ions hydroxyde OH- (milieu alcalin), le tournesol devient bleu, le méthylorange devient jaune et la phénolphtaléine, incolore dans les environnements neutres et acides, acquiert une couleur pourpre.

Pour comprendre s'il y a un cation ammonium NH4+ dans la solution, vous devez ajouter un alcali. Lorsqu'il réagit de manière réversible avec les ions hydroxyde, NH4+ produit de l'ammoniac NH3 et de l'eau. L'ammoniac a une odeur caractéristique et le papier de tournesol humide dans une telle solution deviendra bleu.

La réaction qualitative à l'ammoniac utilise du HCl. Lors de la formation du chlorure d'ammonium HN4Cl à partir de l'ammoniac et du chlorure d'hydrogène, de la fumée blanche peut être observée.

Les ions carbonate et bicarbonate CO3(2-) et HCO3(-) peuvent être détectés lorsque de l'acide est ajouté. À la suite de l'interaction de ces ions avec les cations hydrogène, du dioxyde de carbone est libéré et de l'eau se forme. Lorsque le gaz résultant passe à travers de l'eau de chaux, Ca(OH), un composé insoluble se forme - le carbonate de calcium CaCO3↓. Avec le passage ultérieur du dioxyde de carbone, un sel acide se forme - le Ca(HCO3)2 déjà soluble.

Réactif pour détecter les ions sulfure S(2-) – sels de plomb solubles qui réagissent avec S(2-) pour donner un précipité noir PbS↓.

Détection d'ions à l'aide d'une torche

Les sels de certains métaux, lorsqu’ils sont ajoutés à la flamme d’un brûleur, la colorent. Cette propriété est utilisée en analyse qualitative pour détecter les cations de ces éléments. Ainsi, Ca(2+) colore la flamme en rouge brique, Ba(2+) en jaune-vert. La combustion des sels de potassium s’accompagne d’une flamme violette, le lithium – rouge vif, le sodium – jaune, le strontium – rouge carmin.

Réactions qualitatives en chimie organique

Les composés à doubles et triples liaisons (alcènes, alcadiènes, alcynes) décolorent l'eau de brome rouge-brun Br2 et la solution rose de permanganate de potassium KMnO4. Les substances comportant deux ou plusieurs groupes hydroxo -OH (alcools polyhydriques, monosaccharides, disaccharides) dissolvent un précipité bleu fraîchement préparé de Cu(OH)2 dans un milieu alcalin, formant une solution bleu vif. Les aldéhydes, les aldoses et les disaccharides réducteurs (groupe aldéhyde) réagissent également avec l'hydroxyde de cuivre (II), mais ici un précipité rouge brique Cu2O↓ précipite.

Le phénol dans une solution de chlorure de fer (III) forme un composé complexe avec FeCl3 et donne une couleur violette. Les substances contenant un groupe aldéhyde donnent une réaction « miroir d’argent » avec une solution ammoniacale d’oxyde d’argent. Lorsque l'amidon est ajouté à une solution d'iode, il devient violet et les liaisons peptidiques des protéines sont détectées lors d'une réaction avec une solution saturée de sulfate de cuivre et d'hydroxyde de sodium concentré.

Sources:

• § Réactions qualitatives en chimie

Un acide est une substance complexe qui peut être organique ou inorganique. Leur point commun est qu’ils contiennent des atomes d’hydrogène et un résidu acide. C’est cette dernière qui confère des propriétés spécifiques à chaque acide, et elle est également utilisée pour des analyses qualitatives. Tout acide soluble dans l'eau se dissocie (se désagrège) en particules - des ions hydrogène chargés positivement, qui déterminent les propriétés acides, et en ions chargés négativement du résidu acide.

Tu auras besoin de

• - un trépied ;
• - des tubes à essai;
• - solutions d'indicateurs ;
• - nitrate d'argent;
• - les solutions acides ;
• - le nitrate de baryum ;
• - des copeaux de cuivre.

Instructions

Pour déterminer ce qu'il y a exactement dans la solution, utilisez un indicateur (papier ou dans la solution). Ajoutez du tournesol dans le récipient à tester, qui devient rouge dans un environnement acide. Pour plus de fiabilité, ajoutez un autre indicateur - le méthylorange, qui changera la couleur en rose ou rose. Le troisième indicateur, à savoir la phénolphtaléine, n'évolue pas en milieu acide, tout en restant transparent. Ces expériences prouvent la présence d'acide, mais pas la spécificité de chacun d'eux.

Afin de déterminer précisément le contenu de la bouteille, vous devez procéder à une réaction qualitative sur les résidus. L'acide sulfurique contient un ion sulfate dont le réactif est l'ion baryum. Ajoutez une substance contenant cet ion, comme le nitrate de baryum. Un précipité blanc se formera immédiatement, il s'agit du sulfate de baryum.

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Seule une petite proportion de composés inorganiques peut être détectée à l’aide de réactifs et de réactions spécifiques. Beaucoup plus souvent dans la pratique analytique, certains éléments sont identifiés sous forme de cations ou d'anions.

De nombreuses réactions qualitatives vous sont connues lors d'un cours de chimie à l'école et vous en découvrirez peut-être à nouveau.

Ammoniac NH 3– gaz incolore, se liquéfie à température ambiante sous surpression ; L'ammoniac liquide est incolore, l'ammoniac solide est blanc.

L'ammoniac se détecte par son odeur caractéristique. Un morceau de papier humidifié avec une solution de nitrate de mercure (I) Hg 2 (NO 3) 2 devient noir lorsqu'il est exposé à l'ammoniac en raison de la formation de mercure métallique :

4NH 3 + H 2 O + 2Hg 2 (NO 3) 2 = (Hg 2 N)NO 3 H 2 O↓ + 2Hg↓ + 3NH 4 NO 3

Arsine Cendre 3– un gaz incolore, qui dégage parfois une odeur d'ail provoquée par les produits d'oxydation de l'arsine dans l'air. Lorsque l'arsine passe à travers un tube de verre rempli d'hydrogène chauffé à 300-350°C, l'arsenic se dépose sur ses parois sous la forme d'un miroir brun noir, qui se dissout facilement dans une solution alcaline d'hypochlorite de sodium :

2AsH 3 = 2As + 3H 2,

2As + 6NaOH + 5NaClO = 2Na 3 AsO 4 + 5NaCl + 3H 2 O.

Brome Br 2– liquide lourd rouge foncé, se transforme facilement en gaz rouge-brun. Le brome est déterminé par des réactions colorées avec des substances organiques. Le brome colore une couche d'un solvant organique (par exemple, le tétrachlorure de carbone ou le benzène) en jaune, tandis que la fuchsine la rend rouge-violet.

De plus, le brome est déterminé par réaction avec la fluorescéine

À la suite du remplacement des atomes d'hydrogène de la fluorescéine par des atomes de brome, on obtient des colorants, dont l'un est appelé éosine.

Éosine ou tétrabromofluorescéine C 20 H 8 Br 4 O 5 - cristallise à partir d'une solution alcoolique avec une molécule d'alcool de cristallisation. A 100°C il se sublime. Le sel de potassium de la tétrabromofluorescéine se dissout dans une solution alcoolique concentrée d'hydroxyde de potassium et donne une solution bleue. Lorsque l'éosine est bouillie avec de l'acide sulfurique, on obtient un composé dimère C 40 H 13 Br 7 O 10, qui cristallise à partir de l'acétone dans des aiguilles bleu acier et a le caractère d'un acide. Le dérivé du tétrabromure, ainsi que les degrés inférieurs de bromation de la fluorescéine, sont des peintures rouges avec une teinte jaune (avec moins de brome) ou bleue. Les sels de potassium et de sodium de la tétrabromofluorescéine et les degrés inférieurs de bromation de la fluorescéine sont commercialisés sous le nom d'« éosines hydrosolubles ». L'éosine est utilisée pour teindre la soie et la laine sans mordant (en milieu légèrement acide) ; elle est également utilisée en photographie pour produire des papiers spécifiques absorbant les rayons verts et violets.

Eau H2O– liquide incolore, en couche épaisse – vert bleuâtre, volatil ; l'eau solide (glace) se sublime facilement. L'eau est détectée par la formation d'hydrates cristallins colorés avec de nombreuses substances, par exemple :

CuSO 4 + 5H 2 O = SO 4 ·H 2 O (hydrate cristallin bleu).

L'eau est déterminée quantitativement selon la méthode K. Fischer. Depuis sa découverte en 1935, la méthode de titrage Karl Fischer s'est répandue dans le monde entier. Grâce à cette méthode, la teneur en eau des gaz, liquides et solides peut être déterminée facilement et avec un haut degré de précision, quel que soit le type d'échantillon, son état d'agrégation ou la présence de composants volatils. Le titrage Karl Fischer a un large éventail d'applications et est utilisé dans divers domaines, tels que la détermination de l'eau dans les aliments, les produits chimiques, pharmaceutiques, cosmétiques et les huiles minérales.

Le réactif de la méthode Fischer est une solution d'iode et d'oxyde de soufre (IV) dans de la pyridine (Py) et du méthanol. La pyridine est nécessaire pour lier les produits de réaction acides et créer un pH optimal compris entre 5 et 8.

Le titrage est basé sur les réactions suivantes :

PySO 4 + CH 3 OH = PyH + CH 3 SO

PyH + ·CH 3 SO + PyI 2 + H 2 O + Py = 2(PyH + ·I –) + PyH + ·CH 3 SO.

La présence d'eau est déterminée par la disparition de la couleur jaune de l'iode.

Iode I 2– violet-noir à reflets métalliques, substance volatile. Déterminé par les réactions de couleur :

– forme un composé d'inclusion avec l'amidon, coloré en violet ;

– une couche de solvant organique (chloroforme ou tétrachlorure de carbone) vire au rose-violet.

Une réaction qualitative à l'iode est considérée comme une interaction avec le thiosulfate de sodium, accompagnée d'une décoloration de la solution d'iode :

Je 2 + 2Na 2 S 2 O 3 = 2NaI + Na 2 S 4 O 6.

Oxygène O2- un gaz incolore, à l'état liquide - bleu clair, à l'état solide - bleu. Pour prouver la présence d'oxygène, on utilise sa capacité à entretenir la combustion, ainsi que de nombreuses réactions oxydatives. Par exemple, l’oxydation d’un complexe ammoniacal incolore de cuivre (I) en un composé de cuivre (II) de couleur vive.

Ozone O3– un gaz bleu clair avec une odeur fraîche, à l’état liquide il est bleu foncé, à l’état solide il est violet foncé (à noir). Si un morceau de papier humidifié avec des solutions d'iodure de potassium et d'amidon est introduit dans l'air contenant de l'ozone, le morceau de papier devient bleu :

O 3 + 2KI + H 2 O = I 2 + 2KOH + O 2.

Cette méthode de détection de l'ozone est appelée iodométrie.

Monoxyde de carbone (IV), dioxyde de carbone CO 2– gaz incolore, une fois comprimé et refroidi, il se transforme facilement en états liquide et solide. Le CO 2 solide (« glace carbonique ») se sublime à température ambiante. Le dioxyde de carbone dans les processus où il se forme est prouvé par la turbidité de l'eau de chaux ou de barytine (solutions saturées de Ca(OH) 2 ou Ba(OH) 2, respectivement) :

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ↓ + H 2 O, Ba (OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 ↓ + H 2 O.

La plupart des substances présentes dans une atmosphère de dioxyde de carbone ne brûlent pas, mais la réaction suivante est possible :

CO 2 + 2Mg = 2MgO + C,

c'est-à-dire que le monoxyde de carbone (IV) favorise la combustion du magnésium, la réaction produisant des « cendres » blanches d'oxyde de magnésium et de la suie noire.

Peroxyde d'hydrogène H 2 O 2– liquide visqueux incolore, en couche épaisse – bleu clair. Se décompose à la lumière, libérant de l'oxygène. Le peroxyde d'hydrogène est détecté par les réactions suivantes :

– apparition d’une couleur jaune lors de l’interaction avec une solution d’iodure de potassium :

H 2 O 2 + 2KI = 2KOH + I 2,

– séparation du précipité d'argent foncé d'une solution ammoniacale d'oxyde d'argent :

H 2 O 2 + Ag 2 O = 2Ag + O 2 + H 2 O;

– changement de couleur lors de l'interaction avec le précipité de sulfure de plomb du noir au blanc :

4H 2 O 2 + PbS = PbSO 4 + 4H 2 O.

Mercure Hg– métal blanc argenté, liquide à température ambiante ; malléable à l’état solide. S'évapore facilement. Les vapeurs de mercure (plus dangereuses pour l'homme que le métal lui-même) sont déterminées à l'aide d'indicateurs chimiques (KI, I 2, CuI, SeS, Se, AuBr 3, AuCl 3 et autres), par exemple :

3Hg + 2I 2 = HgI 2 + Hg 2 I 2 ↓,

Sulfure d'hydrogène H 2 S est un gaz incolore qui sent les œufs pourris. Le sulfure d'hydrogène est détecté par les réactions suivantes :

– noircissement d’un morceau de papier imbibé d’une solution de sel de plomb :

H 2 S + Pb(NO 3) 2 = PbS↓ + 2HNO 3;

– lorsque l’on fait passer de l’hydrogène sulfuré à travers une solution d’iode (eau iodée), la solution se décolore et une légère turbidité se forme :

H 2 S + I 2 = 2HI + S↓.

Phosphine PH 3- un gaz incolore à l'odeur âcre de poisson pourri. Mélangé à l'oxygène, il explose facilement.

Chlore Cl2– gaz jaune-vert avec une odeur âcre. Le chlore est détecté par la couleur jaune de la fluorescéine en milieu alcalin, ainsi que par la réaction iode-amidon :

Cl 2 + 2KI = 2KCl + I 2,

c'est-à-dire que dans une atmosphère de chlore, un morceau de papier humidifié avec des solutions d'iodure de potassium et d'amidon devient bleu.

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Objectifs: systématiser la compréhension des élèves des réactions qualitatives à certains cations et anions, substances organiques. Préparation à l'examen d'État unifié.

Objectifs de la leçon:

• Éducatif: systématiser, généraliser et approfondir les connaissances des étudiants sur les réactions qualitatives.
• Éduquer: prouver le rôle prépondérant de la théorie dans la connaissance de la pratique ; prouver la matérialité des processus étudiés ; nourrir l'indépendance, la coopération, la capacité d'entraide, la culture de la parole, le travail acharné, la persévérance.
• Du développement: développement de la capacité d'analyse ; la capacité d'utiliser le matériel étudié pour apprendre de nouvelles choses ; mémoire, attention, pensée logique.

Type de cours : cours-conférence avec des éléments d'application complexe de connaissances, de compétences et d'aptitudes.

Pendant les cours

Discours d'ouverture du professeur.

Certaines méthodes et techniques d'analyse chimique étaient connues dans l'Antiquité. Même alors, ils pouvaient effectuer des analyses de médicaments et de minerais métalliques.

Le scientifique anglais Robert Boyle (1627 - 1691) est considéré comme le fondateur de l'analyse qualitative.

La tâche principale de l'analyse qualitative est de détecter les substances situées dans l'objet qui nous intéresse (matériaux biologiques, médicaments, aliments, objets environnementaux). Le cours scolaire examine l'analyse qualitative des substances inorganiques (qui sont des électrolytes, c'est-à-dire essentiellement une analyse qualitative des ions) et de certains composés organiques.

La science des méthodes permettant de déterminer la composition qualitative et quantitative de substances ou de leurs mélanges en fonction de l'intensité du signal analytique est appelée chimie analytique. La chimie analytique développe les fondements théoriques des méthodes d'étude de la composition chimique des substances et de leur application pratique. La tâche de l'analyse qualitative est de détecter les composants (ou ions) contenus dans une substance donnée.

Les études d'une substance commencent toujours par son analyse qualitative, c'est-à-dire par la détermination de quels composants (ou ions) cette substance est constituée.

Les fondements théoriques de l'analyse chimique sont les lois et principes théoriques suivants : loi périodique de D.I. Mendeleïev ; loi de l'action de masse ; théorie de la dissociation électrolytique ; équilibre chimique dans les systèmes hétérogènes ; complexation; amphotéricité des hydroxydes; autoprotolyse (indicateurs hydrogène et hydroxyde); OVR.

Les méthodes chimiques sont basées sur des transformations se produisant dans des solutions avec formation de précipités, de composés colorés ou de substances gazeuses. Les processus chimiques utilisés à des fins analytiques sont appelés réactions analytiques. Les réactions analytiques sont des réactions accompagnées d'un effet externe, permettant d'établir que le processus chimique est associé à la précipitation ou à la dissolution d'un précipité, à un changement de couleur de la solution analysée ou à la libération de substances gazeuses. Les exigences relatives aux réactions analytiques et à leurs caractéristiques peuvent être réduites aux dispositions suivantes :

effectuer une analyse par une méthode « sèche » ou « humide » (la méthode sèche est une méthode pyrochimique, du grec « pyr » - feu), cela doit inclure des tests de coloration de la flamme lors de la combustion de la substance d'essai sur une boucle de fil de platine (ou nichrome) avec obtention du résultat d'une flamme colorée dans une couleur caractéristique ; un procédé de broyage d'un analyte solide avec un réactif solide, par exemple, lors du broyage d'un mélange de sel d'ammonium avec Ca(OH) 2, de l'ammoniac est libéré. L'analyse sèche est utilisée pour des analyses express ou sur le terrain pour des recherches qualitatives et semi-quantitatives de minéraux et minerais ;

Pour effectuer une analyse humide, la substance étudiée doit être transférée dans une solution et d'autres réactions se déroulent comme des réactions de détection d'ions.

La réaction analytique doit se dérouler rapidement et complètement sous certaines conditions : température, réaction du milieu et concentration de l'ion détecté. Lors du choix d'une réaction pour détecter les ions, ils sont guidés par la loi de l'action de masse et les idées sur l'équilibre chimique des solutions. Dans ce cas, on distingue les caractéristiques suivantes des réactions analytiques : sélectivité ou sélectivité ; spécificité; sensibilité. Cette dernière caractéristique est liée à la concentration de l'ion détecté dans la solution, et si la réaction réussit à une faible concentration en ions, alors la réaction est dite très sensible. Par exemple, si une substance est peu soluble dans l'eau et qu'un précipité précipite à une faible concentration d'ion, il s'agit alors d'une réaction très sensible ; si la substance est très soluble et précipite à une concentration élevée d'ion, alors la réaction est effectuée ; est considéré comme insensible. La notion de sensibilité s'applique à toutes les réactions analytiques, quel que soit l'effet externe qui les accompagne.

Considérons les réactions qualitatives les plus caractéristiques du cursus scolaire.

A la fin du cours, vous pouvez proposer aux étudiants un test utilisant les questions des tests de l'Examen d'État unifié sur ce sujet.

1. Réactions qualitatives aux cations.
1.1. Réactions qualitatives aux cations alcalins (Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+).
Les cations de métaux alcalins peuvent être détectés en ajoutant une petite quantité de sel à la flamme du brûleur. Tel ou tel cation colore la flamme de la couleur correspondante :
Li+ - rose foncé.
Na+ - jaune.
K+ - violet.
Rb+ - rouge.
Cs+ - bleu.
Les cations peuvent également être détectés par des réactions chimiques. Lorsqu'une solution de sel de lithium est combinée avec des phosphates, il se forme un sel insoluble dans l'eau, mais soluble en concentration. acide nitrique, phosphate de lithium :
3Li + + PO4 3- = Li 3 PO 4 ↓
Li 3 PO 4 + 3HNO 3 = 3LiNO 3 + H 3 PO 4

Les cations K+ et Rb+ peuvent être identifiés en ajoutant leurs sels d'acide fluorosilicique H 2 ou ses sels - les hexafluorosilicates - à des solutions :
2Me + + 2- = Moi 2 ↓ (Me = K, Rb)

Eux et Cs+ précipitent à partir des solutions lorsque des anions perchlorate sont ajoutés :
Me + + ClO 4 - = MeClO 4 ↓ (Me = K, Rb, Cs).

1.2. Réactions qualitatives aux cations de métaux alcalino-terreux (Ca 2+, Sr 2+, Ba 2+).
Les cations des métaux alcalino-terreux peuvent être détectés de deux manières : en solution et par la couleur de la flamme. À propos, les minéraux alcalino-terreux comprennent le calcium, le strontium et le baryum.
Couleur de la flamme :
Ca 2+ - rouge brique.
Sr 2+ - rouge carmin.
Ba 2+ - vert jaunâtre.

Réactions dans les solutions. Les cations des métaux en question ont une particularité commune : leurs carbonates et sulfates sont insolubles. Il est préférable de détecter le cation Ca 2+ par l'anion carbonate CO 3 2- :
Ca 2+ + CO 3 2- = CaCO 3 ↓
Qui se dissout facilement dans l'acide nitrique, libérant du dioxyde de carbone :
2H + + CO 3 2- = H 2 O + CO 2
Les cations Ba 2+, Sr 2+ préfèrent être identifiés par l'anion sulfate avec formation de sulfates insolubles dans les acides :
Sr 2+ + SO 4 2- = SrSO 4 ↓
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓

1.3. Réactions qualitatives aux cations plomb (II) Pb 2+, argent (I) Ag +, mercure (I) Hg +, mercure (II) Hg 2+. Examinons-les en prenant comme exemple le plomb et l'argent.
Ce groupe de cations a une caractéristique commune : ils forment des chlorures insolubles. Mais les cations plomb et argent peuvent également être détectés par d’autres halogénures.

Réaction qualitative à un cation plomb - formation de chlorure de plomb (précipité blanc) ou formation d'iodure de plomb (précipité jaune vif) :
Pb 2+ + 2I - = PbI 2 ↓

Réaction qualitative à un cation argent - formation d'un précipité blanc de chlorure d'argent, d'un précipité blanc jaunâtre de bromure d'argent, formation d'un précipité jaune d'iodure d'argent :
Ag + + Cl - = AgCl↓
Ag + + Br - = AgBr↓
Ag + + I - = AgI↓
Comme le montrent les réactions ci-dessus, les halogénures d'argent (à l'exception du fluorure) sont insolubles et le bromure et l'iodure sont colorés. Mais ce n’est pas là leur particularité. Ces composés se décomposent sous l’influence de la lumière en argent et en halogène correspondant, ce qui permet également de les identifier. C’est pourquoi les contenants contenant ces sels dégagent souvent des odeurs. De plus, lorsque du thiosulfate de sodium est ajouté à ces précipités, une dissolution se produit :
AgHal + 2Na 2 S 2 O 3 = Na 3 + NaHal, (Hal = Cl, Br, I).
La même chose se produira lors de l’ajout d’ammoniac liquide ou de sa concentration. solution. Seul AgCl se dissout. AgBr et AgI dans l'ammoniac sont pratiquement insoluble:
AgCl + 2NH 3 = Cl

Il existe également une autre réaction qualitative au cation argent - la formation d'oxyde d'argent noir lors de l'ajout d'un alcali :
2Ag + + 2OH - = Ag 2 O↓ + H 2 O
Cela est dû au fait que l'hydroxyde d'argent n'existe pas dans des conditions normales et se décompose immédiatement en oxyde et en eau.

1.4. Réaction qualitative aux cations d'aluminium Al 3+, chrome (III) Cr 3+, zinc Zn 2+, étain (II) Sn 2+. Ces cations se combinent pour former des bases insolubles, qui se transforment facilement en composés complexes. Réactif de groupe - alcali.
Al 3+ + 3OH - = Al(OH) 3 ↓ + 3OH - = 3-
Cr 3+ + 3OH - = Cr(OH) 3 ↓ + 3OH - = 3-
Zn 2+ + 2OH - = Zn(OH) 2 ↓ + 2OH- = 2-
Sn 2+ + 2OH- = Sn(OH) 2 ↓ + 2OH - = 2-
N'oubliez pas que les bases des cations Al 3+, Cr 3+ et Sn 2+ ne sont pas transformées en un composé complexe par l'hydrate d'ammoniac. Ceci est utilisé pour précipiter complètement les cations. Zn 2+ lors de l'ajout de conc. la solution d'ammoniaque forme d'abord Zn(OH) 2, et en excès, l'ammoniaque favorise la dissolution du précipité :
Zn(OH)2 + 4NH3 = (OH)2

1.5. Réaction qualitative aux cations fer (II) et (III) Fe 2+, Fe 3+. Ces cations forment également des bases insolubles. L'ion Fe 2+ correspond à l'hydroxyde de fer (II) Fe(OH) 2 - un précipité blanc. Dans l'air, il se recouvre immédiatement d'une couche verte, ce qui permet d'obtenir du Fe(OH) 2 pur dans une atmosphère de gaz inertes ou d'azote N 2 .
Le cation Fe 3+ correspond au métahydroxyde de fer (III) FeO(OH) de couleur brune. Remarque : les composés de composition Fe(OH) 3 sont inconnus (non obtenus). Mais la majorité adhère néanmoins à la notation Fe(OH) 3.
Réaction qualitative à Fe 2+ :
Fe 2+ + 2OH - = Fe(OH) 2 ↓
Fe(OH) 2, étant un composé de fer divalent, est instable dans l'air et se transforme progressivement en hydroxyde de fer (III) :
4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3

Réaction qualitative à Fe 3+ :
Fe 3+ + 3OH - = Fe(OH) 3 ↓
Une autre réaction qualitative au Fe 3+ est l'interaction avec l'anion thiocyanate SCN -, qui entraîne la formation de thiocyanate de fer (III) Fe(SCN) 3, qui colore la solution en rouge foncé (l'effet « sang ») :
Fe 3+ + 3SCN - = Fe(SCN) 3
Le rhodanure de fer (III) est facilement « détruit » lors de l’ajout de fluorures de métaux alcalins :
6NaF + Fe(SCN) 3 = Na 3 + 3NaSCN
La solution devient incolore.
Une réaction très sensible au Fe 3+ permet de détecter même de très petites traces de ce cation.

1.6. Réaction qualitative au cation manganèse (II) Mn 2+. Cette réaction est basée sur l'oxydation sévère du manganèse en milieu acide avec un changement de l'état d'oxydation de +2 à +7. Dans ce cas, la solution devient violet foncé en raison de l’apparition d’anion permanganate. Regardons l'exemple du nitrate de manganèse :
2Mn(NO 3) 2 + 5PbO 2 + 6HNO 3 = 2HMnO 4 + 5Pb(NO 3) 2 + 2H 2 O

1.7. Réaction qualitative aux cations de cuivre (II) Cu 2+, de cobalt (II) Co 2+ et de nickel (II) Ni 2+. La particularité de ces cations est la formation de sels complexes avec des molécules d'ammoniac - ammoniac :
Cu 2+ + 4NH 3 = 2+
L'ammoniac donne aux solutions des couleurs vives. Par exemple, le cuivre ammoniac colore la solution en bleu vif.