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Nachweise für Kationen

Kationennachweise nennt man chemische Reaktionen, mit deren Hilfe ein Kation in einer Probelösung nachgewiesen werden kann (oder auch mehrere Kationen nebeneinander). Einige Kationen wie z.B. Natrium, Ammonium, Hydronium, Kalium etc. weist man in Vorproben nach - Nachweisreaktionen direkt aus der Ursubstanz. Die Mehrheit der Kationen teilt man in einem Kationentrenngang in Trenngangsgruppen ein. Nach der Abtrennung störender Kationen können dann die Einzelnachweise auf Kationen durchgeführt werden. Der folgende Artikel beschreibt die Durchführung dieser Kationennachweise in der qualitativ-anorganischen Analytik, wie sie an Schulen und Universitäten im Anfangsstudium gelehrt wird, und gibt die hier ablaufenden, für die allgemeine und anorganische Chemie wichtigen Reaktionen in Form von Reaktionsschemen an (in Reihenfolge des Kationentrenngangs).

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Oxonium-Kationen

Alle dissoziierbaren Säuren enthalten Hydroniumionen bzw., wie eben genannt, Oxonium-Ionen (H₃O⁺). Man kann sie mit einer Vielfalt an Stoffen nachweisen, nämlich mit allen, die als Säure-Base-Indikator deklariert sind. Dies sind zum Beispiel Lackmus, Methylorange, Bromthymolblau oder Phenolphthalein, um wirklich nur eine geringe Anzahl zu nennen. Man erkennt an dem Farbumschlag, der bei dem Versetzen der Stoffprobe mit einem Säure-Base-Indikator eintritt, um welchen pH-Wert-Bereich es sich ungefähr handeln muss. Durch Indikatoren anderer pH-Wert-Umschlagsbereiche kann man diesen pH-Wert-Bereich weiter einengen. Aus dem pH-Wert lässt sich letztendlich schließen, welche grobe Anzahl an Oxonium-Ionen in der Lösung enthalten ist.

Anmerkung: Im Grunde genommen enthält selbst Wasser aufgrund seiner Fähigkeit der Autoprotolyse selbst eine relativ geringe Menge an Oxonium-Ionen. Es stellt sich dabei folgendes Gleichgewicht ein:

$\mathrm{2 \ H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + OH^-}$

Ammonium-Kationen

Ammoniumsalze weist man mit der Kreuzprobe nach: In einem Uhrglas wird angefeuchtetes Universalindikator befestigt, in ein zweites Uhrglas gibt man die Probe, etwas Ätznatron und einige Tropfen Wasser und bedeckt nun das zweite Uhrglas mit dem ersten. Eine Blaufärbung des Indikatorpapiers zeigt Hydroxidionen an – die Lauge entsteht durch Ammoniak, das aus dem Ammoniumsalz freigesetzt wurde (Verdrängungsreaktion).

$\mathrm{NH_4^+ + OH^- \longrightarrow NH_3 \uparrow + H_2O}$

Ammonium-Ionen und Hydroxid-Ionen reagieren zu gasförmigem Ammoniak und Wasser.

Des Weiteren ist der Nachweis mit der Neßler-Reagenz bekannt, wobei eine Kaliumtetraiodomercurat(II)-lösung mit Natronlauge alkalisiert wird. Diese Lösung wird als Neßlers-Reagenz bezeichnet. Die Probelösung, die auf Ammonium-Ionen untersucht werden soll, wird mit wenig Neßlers Reagenz umgesetzt. Bei gelbbrauner Färbung bzw. brauner Ausflockung sind Ammonium-Ionen nachgewiesen, es entsteht das Iodidsalz der Millonsche Base.

$\mathrm{NH_4^+ + 2 \ K_2[HgI_4]+ 3 \ NaOH + OH^- \longrightarrow [Hg_2N]I \downarrow + 4 \ KI + 3 \ NaI + 4 \ H_2O}$

Ammonium-Ionen, Kaliumtetraiodomercurat(II), Natronlauge und Hydroxid-Ionen reagieren zum Iodidsalz der Millonschen Base, die in wässriger Lösung ausflockt, Kaliumiodid, Natriumiodid und Wasser.

Silber-Kationen

Silbersalze kann man durch verschiedenste Verfahren nachweisen. Das wohl am meist gebrauchte Verfahren erfolgt mittels Zugabe einer wässrigen Chloridlösung zur Stoffprobe: Chlorid-Ionen bilden mit Silber(I)-Ionen einen weißen, käsigen Niederschlag, der sehr lichtempfindlich ist und sich nach einiger Zeit infolge der Zersetzung von Silber(I)-chlorid in freies Chlor und feinverteiltem, kolloidalem Silber blaugrau verfärbt. Silber(I)-chlorid löst sich im Chlorid-Überschuss unter Bildung eines Dichloroargentat-Komplexes.

$\mathrm{Ag^+ + Cl^- \longrightarrow AgCl \downarrow}$

Silber(I)-Ionen und Chlorid-Ionen reagieren in wässriger Lösung zum einem weißen Niederschlag von Silber(I)-chlorid.

$\mathrm{AgCl + Cl^- \longrightarrow [AgCl_2]^-}$

Silberchlorid reagiert bei Chlorid-Ionen-Überschuss zum löslichen Dichloroargentat(I)-komplexion.

Auch löst sich Silber(I)-chlorid in verdünntem Ammoniakwasser unter Bildung des Amminkomplexes wieder auf.

$\mathrm{AgCl + 2 \ NH_3 \longrightarrow [Ag(NH_3)_2]^+ + Cl^-}$

Das in Wasser unlösliche Silber(I)-chlorid reagiert nach Zugabe von Ammoniakwasser zu einem farblosen Komplex, dem Diamminsilber(I)-komplex und Chlorid-Ionen.

Eine weitere Methode ist die Fällung mit Cyanid-Ionen bzw. Thiocyanat-Ionen in neutraler Lösung. Sie sind nicht säurelöslich, lösen sich jedoch im Fällungsmittel unter Bildung der komplexen Anionen.

$\mathrm{Ag^+ + 2 \ CN^- \longrightarrow AgCN \downarrow + CN^- \longrightarrow [Ag(CN)_2]^-}$

Silber(I)-Ionen und Cyanid-Ionen reagieren in wässriger Lösung zum einem weißen Niederschlag von Silber(I)-cyanid, der sich mit Cyanid-Ionen im Überschuss zum komplexen Anion Dicyanidoargentat(I) löst.

$\mathrm{Ag^+ + 2 \ SCN^- \longrightarrow AgSCN \downarrow + SCN^- \longrightarrow [Ag(SCN)_2]^-}$

Silber(I)-Ionen und Thiocyanat-Ionen reagieren in wässriger Lösung zum einem weißen Niederschlag von Silber(I)-thiocyanat, der sich mit Thiocyanat-Ionen im Überschuss zum komplexen Anion Dithiocyanatoargentat(I) löst.

Auch ist der Nachweis als Silberchromat charakteristisch. Das Silber(I)-Ion fällt aus neutraler Probelösung mit Chromat-Ionen als rotbraunes Silberchromat. Es ist in verdünnter Salpetersäure sowie Ammoniak löslich.

$\mathrm{2 \ Ag^+ + CrO_4^{2-} \longrightarrow Ag_2CrO_4 \downarrow}$

Silber(I)-Ionen und Chromat-Ionen reagieren in wässriger Lösung zum einem rotbraunen Niederschlag von Silber(I)-chromat.

Quecksilber-Kationen

Quecksilbersalze sind hochgiftig. Man weist sie durch die Amalgamprobe nach: Die salpetersaure Lösung wird auf ein Kupferblech gegeben – zurück bleibt ein nicht abwischbarer, silbriger Amalgamfleck:

$\mathrm{Hg^{2+} + Cu \longrightarrow Hg + Cu^{2+}}$

Redoxreaktion: Quecksilberkationen oxidieren Kupfer zu Kupferionen und Quecksilber.

Das Quecksilber bildet dabei mit dem Kupferblech eine Legierung, dem Kupfer-Amalgam. Silbersalze würden ebenfalls diese Flecke bilden, jedoch ist das dabei entstehende Silber fest und somit abwischbar. Somit sind letztendlich Silbersalze von Quecksilbersalze unterscheidbar.

Quecksilber(II)-Kationen können auch mit einer cobalthaltigen Thiocyanat-Lösung nachgewiesen werden. Dazu wird 1 Tropfen der Lösung auf dem Objektträger mit 1 Tropfen 14 mol/l Salpetersäure vorsichtig zur Trockne eingedampft. Der Rückstand wird mit 1 Tropfen 1 mol/l Essigsäure und danach mit einem kleinen Tropfen Reagenzlösung versetzt, wobei die Reagenzlösung aus 3,3 g Ammoniumthiocyanat und 3g Cobaltnitrat welches zusammen in 5ml Wasser gelöst wurde, besteht. Die Bildung blauer, keilförmiger Kristalle von Cobaltthiocyanatomercurat(II) zeigt Quecksilber(II)-Ionen an.

$\mathrm{Hg^{2+} + Co^{2+} + 4 \ SCN^- \longrightarrow Co[Hg(SCN)_4] \downarrow}$

Quecksilber-Ionen, Cobalt-Ionen und Thiocyanat-Ionen reagieren zum blauen, keilförmigen Cobaltthiocyanatomercurat(II).

Blei-Kationen

Blei(II)-Kationen in Lösung weist man, so im Kationentrenngang beschrieben, mit einer Sulfidlösung nach, wobei schwer lösliches schwarzes Bleisulfid (PbS) ausfällt.

$\mathrm{Pb^{2+} + S^{2-} \longrightarrow PbS \downarrow}$

Blei(II)-Ionen und Sulfid-Ionen reagieren zum schwerlöslichen, schwarzen Salz Bleisulfid.

Der Nachweis wird jedoch durch viele andere Schwermetall-Kationen gestört. Man nutzt daher meist andere, spezifischere Verfahren, um Blei(II)-Ionen nachzuweisen. So zum Beispiel mit Iodid-Lösung: Fällt nach Zugabe von gut löslichen Iodidlösungen (Natriumiodid, Kaliumiodid, etc.) ein gelber Niederschlag aus, der auch in heißem Wasser nicht löslich ist, sind Blei(II)-Ionen mit extrem hoher Sicherheit nachgewiesen.

$\mathrm{Pb^{2+} + 2 \ I^- \longrightarrow PbI_2 \downarrow}$

Blei(II)-Ionen und Iodid-Ionen reagieren zum schwer löslichen, gelbfarbenden Blei(II)-iodid.

Nach Zugabe weiterer Iodidlösung reagiert das Blei(II)-Iodid zum farblosen Tetraiodoplumbat(II)-komplex weiter.

$\mathrm{PbI_2 + 2 \ I^- \longrightarrow [Pb(I)_4]^{2-}}$

Blei(II)-iodid und Iodid-Ionen reagieren zum gut löslichen, farblosen Tetraiodoplumbat(II)-komplex.

Auch der Nachweis als Bleichromat kann zur Identifikation von Blei(II)-Ionen dienen: Bei Versetzen einer Blei(II)-Ionen-haltigen Lösung mit Kaliumchromat kommt es zur Bildung eines gelben, in Essigsäure und Ammoniak unlöslichen, jedoch in Natronlauge und Salpetersäure löslichen, kristallinen Niederschlages. Die Kristallstruktur kann unter dem Mikroskop betrachtet werden. Dabei ist zu beachten, dass die Reaktion aufgrund des "Chromat-Dichromat-Gleichgewichtes" im richtigen pH-Wert-Bereich (am besten >6) durchgeführt wird.

Die schwach alkalische Lösung wird mit wenig verdünnter Kaliumchromat-Lösung versetzt und anschließend mit verdünnter Essigsäure schwach angesäuert, Folge: ein Niederschlag von gelbem, schwer löslichem Bleichromat, das sich in Essigsäure nicht löst, entsteht. Beim Behandeln mit etwas Natronlauge bildet sich rotes, basisches Bleichromat.

$\mathrm{Pb^{2+} + CrO_4^{2-} \longrightarrow PbCrO_4 \downarrow}$

Blei(II)-Ionen und Chromat-Ionen reagieren zum schwer löslichen, gelbem Bleichromat.

$\mathrm{2 \ PbCrO_4 + 2 \ NaOH \longrightarrow Pb_2(CrO_4)(OH)_2 + Na_2CrO_4}$

Bleichromat reagiert mit Natronlauge zu rotbraunem basischem Bleichromat und Natriumchromat.

Kupfer-Kationen

Kupfer(II)-salze (meist bläuliche Farbe; siehe Bild linkes Reagenzglas: Kupfer(II)-sulfatlösung) ergeben mit Ammoniaklösung bei pH-Werten über 8 tiefblaue Komplexsalz-Lösungen. (siehe Bild mittiges Reagenzglas)

$\mathrm{Cu^{2+} + 4 \ NH_3 \longrightarrow [Cu(NH_3)_4]^{2+}}$

Kupfer(II)-Ionen und Ammoniak reagieren zum tiefblauen Komplex-Ion Tetraaminkupfer(II); siehe Komplexbildungsreaktion

Eine weitere Variante Kupfer(II)-Ionen nachzuweisen erfolgt mit einer Kaliumhexacyanidoferrat(II)-lösung. Der zu untersuchende Stoff wird in diese Lösung gegeben; fällt ein roter Feststoff aus, so waren Kupfer(II)-Ionen zugegen. (siehe Bild rechtes Reagenzglas)

$\mathrm{2 \ Cu^{2+} + K_4[Fe(CN)_6] \longrightarrow Cu_2[Fe(CN)_6] + 4 \ K^+}$

Kupfer(II)-Ionen und Kaliumhexacyanidoferrat(II) reagieren zum roten Komplex Kupfer(II)-hexacyanidoferrat(II) und Kalium-Ionen; siehe Komplexbildungsreaktion

Bismut-Kationen

Zum Nachweis von Bismut(III)-Kationen sollte die zu untersuchende Lösung erst einmal neutralisiert werden (pH 6,5-8). Anschließend wird alkalische Zinn(II)-Lösung hinzugegeben. Die Zinn(II)-Ionen wirken dabei als Reduktionsmittel, sie reduzieren also Bismut(III)-Ionen zu elementarem, schwarzem Bismut, welches in wässriger Lösung ausfällt.

$\mathrm{2 \ Bi^{3+} + 3 \ Sn^{2+} \longrightarrow 2 \ Bi \downarrow + 3 \ Sn^{4+}}$

Bismut(III)-Ionen und Zinn(II)-Ionen reagieren zu elementarem Bismut und Zinn(IV)-Ionen.

Eine weitere Variante wäre die Zugabe von Iodidlösung. Dabei fällt zunächst schwarzes Bismut(III)-iodid aus, welches sich dann im Iodidüberschuss als orangenes Tetraiodobismutat(III)-Komplex löst.

$\mathrm{Bi^{3+} + 3 \ I^- \longrightarrow BiI_3 \downarrow}$

Bismut(III)-Ionen und Iodid-Ionen reagieren zum schwarzen Bismut(III)-iodid.

$\mathrm{BiI_3 + I^- \longrightarrow [Bi(I)_4]^-}$

Bismut(III)-iodid und Iodid-Ionen (im Überschuss) reagieren zum orangenen Tetraiodobismutat(III)-Komplex.

Cadmium-Kationen

Cadmium weist man durch Zugabe von Natrium- oder Ammoniumsulfidlösung zur essigsauren Cadmiumsalzlösung nach: Es entsteht ein gelber Niederschlag von Cadmiumsulfid. Im Kationentrenngang ist Cadmium zuvor von störenden Begleitmetallen bzw. -schwermetallkationen zu trennen (vgl. unter Schwefelwasserstoffgruppe, dort ist CdS auch abgebildet). Insbesonders Kupferionen stören hier diesen Nachweis und müssen zuvor mit giftigem Kaliumcyanid „maskiert“ werden.

$\mathrm{Cu^{2+} + 4 \ KCN \longrightarrow [Cu(CN)_4]^{2-} + 4 \ K^+}$

Kupfersalze müssen im Kationentrenngang vor dem Cadmiumnachweis aufwändig in einen farblosen Tetracyanidocuprat(II)-Komplex überführt werden(wie in obengenannter Reaktionsgleichung beschrieben): Nach Zugabe von Zyankali (KCN) zur Hauptlösung der Kupfergruppe muss sich die Lösung entfärben (ein zusätzlicher Nachweis für Cu; Achtung: Ab hier die Lösung nicht mehr ansäuern, sonst entsteht hochgiftige Blausäure (HCN-Gas)! Bei der Entsorgung beachten – mit konz. Wasserstoffperoxid entgiften!). Wenn man bis zur vollständigen Entfärung KCN zugegeben hat, kann man dann mit einer Sulfid-Lösung das gelbe Cadmiumsulfid CdS ausfällen, ohne dass schwarzes Kupfer(II)-sulfid stört.

$\mathrm{Cd^{2+} + S^{2-} \longrightarrow CdS \downarrow}$

Cadmium(II)-Ionen und Sulfid-Ionen reagieren im wässrigen Milieu zum gelben Cadmiumsulfid, welches ausfällt.

Antimon-Kationen

Antimon-Ionen weist man durch Ausfällung als orangenes Antimon(III)-sulfid nach. Dazu wird entweder eine konzentrierte Schwefelwasserstoffsäurelösung oder eine Alkalisulfidlösung zur Stoffprobe gegeben. Es muss jedoch beachtetet werden, dass vorher störende Arsen- und Zinn-Ionen auszufällen sind.

$\mathrm{2 \ Sb^{3+} + 3 \ S^{2-} \longrightarrow Sb_2S_3 \downarrow}$

Antimon-Ionen und Sulfid-Ionen reagieren im wässrigen Milieu zum orangefarbenden Antimonsulfid.

Ein weiteres Nachweisverfahren ist die Nagelprobe: Dazu wird ein Eisennagel in die Antimonsalz-Lösung gelegt. An ihm bildet sich nach einiger Zeit eine Schicht aus elementarem Antimon (Sb). Diese kann im Sauren wieder gelöst werden.

$\mathrm{2 \ Sb^{3+} + 3 \ Fe \longrightarrow 2 \ Sb + 3 \ Fe^{2+}}$

Bei der hier abspielenden Redoxreaktion werden Antimon(III)-Ionen zu elementarem Antimon reduziert und elementares Eisen zu Eisen(II)-Ionen oxidiert.

Alternativ kann auch die Marshsche Probe durchgeführt werden – ein Nachweis für Antimon und Arsen.

Arsen-Kationen

Die Marshsche Probe

Siehe Marshsche Probe

Die Bettendorfsche Probe

Bei der Bettendorfschen Probe wird die reduzierende Wirkung des Zinn(II)-chlorids ausgenutzt. Dieser Nachweis ist innerhalb der Arsengruppe spezifisch für Arsen. Es werden 5 Tropfen der Probelösung auf einem Uhrglas mit 3 Tropfen verdünntem Ammoniakwasser, 1 Tropfen 30%-igem Wasserstoffperoxid und 3 Tropfen 0,1 molarer Magnesiumchloridlösung versetzt und langsam zur Trockne eingedampft. Der Rückstand wird nach kurzem Erhitzen auf Rotglut mit 3 bis 5 Tropfen Zinn(II)-chloridlösung versetzt und schwach erwärmt. Ein schwarzer Niederschlag bzw. eine Braunfärbung der Lösung deutet auf Anwesenheit von Arsen. Sehr kleine Arsenmengen lassen sich nachweisen, wenn man mit Ether oder Amylalkohol ausschüttelt, die Folge ist eine schwarze Zone in der Grenzschicht.

$\mathrm{2 \ As^{3+} + 3 \ Sn^{2+} + 18 \ Cl^- \longrightarrow 2 \ As \downarrow + 3 \ [SnCl_6]^{2-}}$

Arsen(III)-Ionen reagieren mit Zinn(II)-Ionen und Chlorid-Ionen zu braunschwarzem, elementarem Arsen und dem Hexachlorostannat(IV)-Komplexion.

Die Gutzeitsche Probe

Arsen(III)-Ionen bilden mit naszierendem Wasserstoff Arsenwasserstoff, welcher mit Silbernitrat zu dem gelben Doppelsalz Silberarsenidnitrat reagiert. Dieses färbt sich nach einigem Stehen unter Silberbildung schwarz.

Etwas Ursubstanz wird in einem kleinem Erlenmeyerkolben mit einer Zinkgranalie und etwas Schwefelsäure versetzt. Der Kolben wird mit einem Wattebausch verschlossen und auf seine Öffnung ein Filterpapier mit etwas festem Silbernitrat und einigen Tropfen Wasser gelegt. Durch Arsenwasserstoff kommt es zur Gelbfärbung des Nitrats und anschließender Schwärzung durch elementares Silber.

$\mathrm{AsH_3 + 6 \ AgNO_3 \longrightarrow Ag_6As(NO_3)_3 + 3 \ HNO_3}$

Arsenwasserstoff reagiert mit Silbernitrat zu Silberarsenidnitrat und Salpetersäure.

$\mathrm{Ag_6As(NO_3)_3 + 3 \ H_2O \longrightarrow 6 \ Ag + H_3AsO_3 + 3 \ HNO_3}$

Silberarsenidnitrat reagiert mit Wasser zu elementarem Silber, arseniger Säure und Salpetersäure.

Die Fleitmannsche Probe

Bei der Fleitmannschen Probe wird im alkalischen Medium Arsenwasserstoff gebildet:

Dazu wird die Probelösung in einem kleinen Erlenmeyerkolben mit Kaliumhydroxid und Aluminiumpulver erhitzt. Eventuell entstehender Schwefelwasserstoff wird mit Blei(II)-acetatlösung (auf einem Wattebausch in der Mündung des Reagenzglases) abgefangen. Die Öffnung des Kolbens wird mit einem Filterpapier bedeckt, das mit Silbernitratlösung oder Quecksilber(II)-chloridlösung getränkt ist. Eine Gelbfärbung, die allmählich in Schwarz übergeht bzw. eine sofortige Braunfärbung zeigen Arsen an.

$\mathrm{As^{3+} + 3 \ H_2O + 13 \ OH^- + 4 \ Al \longrightarrow AsH_3 \uparrow + 4 \ [Al(OH)_4]}$

Arsen(III)-Ionen reagieren mit Aluminium im alkalischen Medium zu Arsenwasserstoff und zum Tetrahydroxoaluminat(III)-Ion.

$\mathrm{2 \ AsH_3 + 3 \ HgCl_2 \longrightarrow As_2Hg_3 + 6 \ HCl}$

Arsenwasserstoff reagiert mit Quechsilber(II)-chlorid zum braungefärbten Arsenmercurid und Chlorwasserstoff.

(Reaktionsgleichungen für die Reaktion mit Silbernitrat siehe Gutzeitsche Probe)

Zinn-Kationen

Zinnsalze können sehr gut mit der Leuchtprobe nachgewiesen werden: Die Lösung ist mit 20 % HCl und Zinkpulver zu versetzten – es entsteht Wasserstoff (nascierend, atomar – gutes Reduktionsmittel).

$\mathrm{Zn + 2 \ HCl \longrightarrow 2 \ H_{nascierend} + ZnCl_2}$

Zink und Salzsäure reagiert zu nascierendem Wasserstoff und Zinkchlorid.

In diese Lösung ein Reagenzglas eintauchen, das mit kaltem Wasser oder mit etwas mit Kaliumpermanganat eingefärbtem Eis gefüllt ist. Im Dunkeln in die nichtleuchtende Bunsenbrennerflamme halten. Nach kurzer Zeit entsteht bei Anwesenheit von Sn-Ionen die typische blaue Fluoreszenz, hervorgerufen durch das Gas Stannan. (Bei Unsicherheiten: Vergleichs- und Blindprobe durchführen!).

$\mathrm{Sn^{2+} + 4 \ H_{nascierend} + 2 \ e^- \longrightarrow SnH_4}$

Zinn(II)-Ionen reagieren mit nascierendem Wasserstoff beim Vorhandensein von Elektronen zu Stannan.

Auch die Molybdänreaktion ist für den Nachweis für Zinnsalze geeignet.

Zur Reduktion von Zinn(II)-Ionen wird die alkalische Probelösung mit verdünnter Schwefelsäure erwärmt. 1 Tropfen dieser Lösung wird auf ein mit Molybdophosphorsäure getränktes Filterpapier getüpfelt und mit heißem Wasserdampf behandelt. Die Bildung eines blauen Flecks innerhalb weniger Minuten zeigt bei Abwesenheit von Antimon(III)-Ionen eindeutig Zinn(II)-Ionen an.

Nickel-Kationen

Die in Wasser meist mit grüner Farbe löslichen Nickel(II)-Salze werden im Kationentrenngang durch Ammoniumsulfid als grauschwarzes Nickel(II)-sulfid ausgefällt.

$\mathrm{Ni^{2+} + (NH_4)_2S \longrightarrow NiS \downarrow + 2 \ NH_4^+}$

Nickel(II)-Ionen reagieren mit Ammoniumsulfid zu grauschwarzem, wasserunlöslichem Nickel(II)sulfid und Ammonium-Ionen.

Des Weiteren ist die Fällung des Hydroxids möglich, das man an seiner spezifisch grünen Farbe erkennen kann. Als Fällungsmittel wird meist Natronlauge verwendet.

$\mathrm{Ni^{2+} + 2 \ NaOH \longrightarrow Ni(OH)_2 \downarrow + 2 \ Na^+}$

Nickel(II)-Ionen reagieren mit Natronlauge zu grünem, wasserunlöslichem Nickel(II)hydroxid und Natrium-Ionen.

Durch Zugabe von starken Oxidationsmitteln wie Chlor oder Brom, jedoch nicht mit Wasserstoffperoxid, geht das grüne Hydroxid in ein höheres, schwarzes Oxid über.

$\mathrm{Ni(OH)_2 + Br_2 \longrightarrow NiO_2 \downarrow + 2 \ HBr}$

Grünes Nickel(II)hydroxid reagiert mit Brom zu schwarzem, wasserunlöslichem Nickel(IV)oxid und Bromwasserstoff.

Wird zu einer Probelösung, die Nickel(II)-Ionen enthalten soll, Ammoniak-Lösung zugetropft, kann man beobachten, das sich zuerst ein grüner Niederschlag von Nickel(II)-hydroxid bildet, der bei Überschuss von Ammoniak sich unter Blaufärbung wieder auflöst.

$\mathrm{Ni^{2+} + 2 \ NH_3 + 2 \ H_2O \longrightarrow Ni(OH)_2 \downarrow + 2 \ NH_4^+}$

Nickel(II)-Ionen reagieren im wässrigen Milieu mit Ammoniak zu grünem, wasserunlöslichem Nickel(II)hydroxid und Ammonium-Ionen.

$\mathrm{Ni(OH)_2 + 6 \ NH_3 \longrightarrow [Ni(NH_3)_6]^{2+} + 2 \ OH^-}$

Nickel(II)-Ionen reagieren bei Überschuss von Ammoniak zu blauen, wasserlöslichen Hexaaminnickel(II)-Ionen und Hydroxid-Ionen.

Der spezifische Nachweis ist dann durch Tschugajews Reagens, einer alkoholischen Dimethylglyoxim-Lösung (DMG), möglich. In ammoniakalischer Lösung fällt das himbeerrote Nickel-dimethylglyoxim als Komplex aus:

$\mathrm{Ni^{2+} + 2 \ C_4H_8N_2O_2 \longrightarrow [Ni(C_4H_7N_2O_2)_2] + 2 \ H^+}$

Es ist in verdünnten Mineralsäuren unter Zerfall und in Natronlauge in Gegenwart von starken Oxidationsmitteln wie Peroxodisulfat zur ebenfalls intensiv roten Nickel(III)-Verbindung löslich.

Mangan-Kationen

Nachweis als violettes Permanganat

Mangan(II)-Kationen werden zum Nachweis im Kationentrenngang im so genannten „Alkalischen Bad“ – einer Mischung aus konz. Wasserstoffperoxid und Natriumhydroxid – zum Mangan(IV)-Kation oxidiert.

$\mathrm{Mn^{2+} + H_2O_2 + 2 \ OH^- \longrightarrow MnO(OH)_2 \downarrow + H_2O}$

Mangan(II)-Ionen reagieren mit Wasserstoffperoxid in alkalischer Lösung zu Manganoxidhydroxid (Braunstein) und Wasser.

Das Mangan(IV)-oxid-hydroxid „Braunstein“ wird dann durch Kochen in konz. Salpetersäure gelöst und mit Blei(IV)-oxid zum violetten Permanganate aufoxidiert:

$\mathrm{2 \ Mn^{4+} + 3 \ PbO_2 + 2 \ H_2O \longrightarrow 2 \ MnO_4^- + 3 \ Pb^{2+} + 4 \ H^+}$

Mangan(IV)-Ionen reagieren mit Blei(IV)-oxid in Wasser zu Permangant-Ionen, Blei(II)-Ionen und Wasserstoff-Ionen.

3: Nachweis über die Oxidationsschmelze: Die Probe wird mit einer stöchiometrisch angepassten Menge eines Soda-Salpeter-Salzgemisches gemörsert und im Porzellantiegel erhitzt - blaugrünes Manganat(VI) zeigt Mangansalze an.

$\mathrm{MnO_2 + Na_2CO_3 + KNO_3\longrightarrow Na_2MnO_4 + CO_2 \uparrow + KNO_2}$

Mangan(IV)oxid reagiert mit Natriumcarbonat und Kaliumnitrat zu Natriummanganat(VI) (blaugrün), Kohlenstoffdioxid und Kaliumnitrit.

Das Manganat(VI) disproportioniert bei Kontakt mit Essigsäure zum rosavioletten Permanganat und braunen Mangan(IV)-oxid(Redoxreaktion).

Nachweis über die Boraxperle

Die Boraxperle wird zum qualitativen Nachweis einiger Metalle beim Kationentrennungsgang in der Analytischen Chemie verwendet.

Dazu wird ein Magnesia-Stäbchen in das zu analysierende Material getaucht, anschließend in Borax (Na₂B₄O₇ · 10 H₂0) getaucht und nun solange in der offenen Flamme erhitzt, bis der Borax zu einer Perle verschmilzt.

Setzt man nun Proben einiger Körner von Schwermetall-Verbindungen zu und verschmilzt sie mit der Perle, so können charakteristisch gefärbte Borat-Verbindungen entstehen. Bei Mangan-Ionen kann in der Oxidationszone der Flamme so das violette Permanganat entstehen.

Anhand der Färbung der Perle können Aussagen auch zu weiteren Kationen gemacht werden – hier im Überblick:

Kation	Oxidationsflamme	Reduktionsflamme
Fe²⁺	heiß: gelb-farblos kalt: gelb-farblos, bei starker Sättigung rotbraun	heiß: schwach grün kalt: schwach grün
Mn²⁺	heiß: amethystfarben kalt: violett, bei starker Sättigung fast braun	heiß: farblos kalt: farblos
Co²⁺	heiß: blau kalt: blau	heiß: blau kalt: blau
Ni²⁺	heiß: gelb-braun, bei starker Sättigung kalt: braun	heiß: braun kalt: braun
Cr³⁺	heiß: smaragdgrün kalt: smaradgrün	heiß: smaragdgrün kalt: smaradgrün
Ag⁺	keine Färbung	heiß: grau kalt: grau-silber
Cu²⁺	heiß: gelbgrün kalt: blau	heiß: farblos kalt: rotbraun

Eisen-Kationen

Eisennachweise mit Hexacyanoferraten

Die Eisen(II)-Ionen (siehe Bild linkes Reagenzglas; hier Eisen(II)-sulfatlösung, schwach grünlich gelb gefärbt) lassen sich mit rotem Blutlaugensalz nachweisen. Dabei entsteht ein Eisen(II)-Eisen(III)-Komplex, der tiefblau ist und sich in wässriger Lösung langsam absetzt, er ist also schwer wasserlöslich. (siehe Bild zweites Reagenzglas von links)

Das Pigment trägt den Namen Turnbulls Blau – es läuft in gewissem Sinne jedoch keine Komplexbildungsreaktion ab, sondern zunächst lediglich ein Ionenaustausch (Fällungsreaktion), in dessen Niederschlagsprodukt dann jedoch beide Eisenionen unterschiedlicher Wertigkeit wie in einem Komplex agieren können (Charge transfer):

$\mathrm{3 \ Fe^{2+} + 2 \ K_3[Fe(CN)_6] (aq) \longrightarrow Fe_3[Fe(CN)_6]_2 + 6 \ K^+}$

Eisen(III)-Ionen (siehe Bild zweites Reagenzglas von rechts; hier Eisen(III)-chloridlösung, gelblich braun gefärbt) lassen sich analog mit gelbem Blutlaugensalz nachweisen, wobei ein Eisen(III)-Eisen(II)-Komplex entsteht, der auch tiefblau gefärbt ist, aber im Gegensatz zum Eisen(II)-Eisen(III)-Komplex sich kolloid in Wasser löst.

$\mathrm{4 \ Fe^{3+} + 3 \ K_4[Fe(CN)_6] (aq) \longrightarrow Fe_4[Fe(CN)_6]_3 + 12 \ K^+}$

Bei dieser Nachweisreaktion entsteht Berliner Blau, ein wichtiger Farbstoff. Turnbulls Blau und Berliner Blau sind trotz der hier angegebenen, unterschiedlichen Formeln identisch – nur ihre Herstellungswege sind unterschiedlich: Die Gewinnung von Turnbulls Blau erfolgt durch das Umsetzen von Eisen(II)-salzen mit Kaliumhexacyanoferrat(III) (rotes Blutlaugensalz) in wässriger Lösung – die von Berliner Blau durch Umsetzen von Eisen(III)-salzen mit Kaliumhexacyanoferrat(II) (gelbes Blutlaugensalz).

Mittels EPR- und Mößbauerspektroskopie konnte jedoch festgestellt werden, dass die Reaktionsprodukte beider Nachweisreaktionen weitgehend identisch sind, da folgendes Gleichgewicht besteht:

$\mathrm{Fe^{2+} + [Fe(CN)_6]^{3-} \ \rightleftharpoons \ Fe^{3+} + [Fe(CN)_6]^{4-}}$

Eisennachweise mit Thiocyanat

Alternativ kann man Eisen(III)-salze (siehe Bild linkes Reagenzglas, hier als Beispiel Eisen(III)chlorid) durch Zugabe einer Thiocyanatlösung nachweisen (Kaliumthiocyanat oder Ammoniumthiocyanat („Rhodanid“)). Diese Variante des Nachweises wird auch als "Stierblutprobe" bezeichnet. Es reagieren dabei die Eisen(III)-Kationen mit den Thiocyanat-Ionen zu einem "stierblut"rotem Komplex, dem Pentaaquathiocyanatoferrat(III). (siehe Bild rechtes Reagenzglas)

$\mathrm{Fe^{3+} + \ SCN^- + 5 \ H_2O \longrightarrow [Fe(SCN)(H_2O)_5]^{2+}}$

Eisen(III)-Ionen und Thiocyanat-Ionen reagieren in einem wässrigen Milieu zum stierblutroten Pentaaquathiocyanatoferrat(III)-komplex.

Chrom-Kationen

Chrom(III)-salze ergeben bei der Reaktion mit dem „Alkalischen Bad“ (Ätznatron in konz. Wasserstoffperoxidlösung) gelbe Chromatlösungen, die im Sauren zu orangenem Dichromat reagieren:

$\mathrm{2 \ Cr^{3+} + 3 \ H_2O_2 + 10 \ OH^- \longrightarrow 2 \ CrO_4^{2-} + 8 \ H_2O}$

Chrom(III)-Ionen reagieren im alkalischen Bad zu gelbem Chromat-Ionen und Wasser.

Auch im sauren Medium können Chrom(III)-salze aufoxidiert werden. Dazu sind jedoch besonders starke Oxidationsmittel notwendig, so zum Beispiel Peroxodisulfate.

$\mathrm{2 \ Cr^{3+} + 3 \ S_2O_8^{2-} + 7 \ H_2O \longrightarrow Cr_2O_7^{2-} + 6 \ SO_4^{2-} + 14 \ H^+}$

Chrom(III)-Ionen reagieren im wässrigen Milieu mit Peroxodisulfaten zu orangefarbenden Dichromat-Ionen sowie Sulfat-Ionen und Wasserstoff-Ionen.

Bei der Oxidationsschmelze mit Soda und Salpeter werden Chrom(III)-Ionen hingegen wieder zu gelben Chromat-Ionen gemäß folgender Reaktionsgleichung aufoxidiert:

$\mathrm{Cr_2O_3 + 2 \ Na_2CO_3 + 3 \ KNO_3 \longrightarrow 2 \ Na_2CrO_4 + 3 \ KNO_2 + 2 \ CO_2}$

Chrom(III)oxid reagiert mit Soda und Salpeter zu gelbfarbendem Natriumchromat, Kaliumnitrit und Kohlenstoffdioxid.

Auch bei den Vorproben tritt beim Schmelzen der Salzperle mit Phosphorsalz (NaNH₄HPO₄) oder Borax (Dinatriumtetraborat: Na₂B₄O₇) eine charakteristisch grüne Färbung mit Chrom(III)-Ionen auf.

Aluminium-Kationen

Aluminiumsalze weist man durch Glühen mit verdünnter Kobaltnitratlösung auf der Magnesiarinne nach. Dabei entsteht das Spinell Thénards Blau (Kobaltblau oder Cobaltblau, Dumonts Blau, Coelestinblau, Leithners Blau, Cobaltaluminat).

$\mathrm{2 \ Al^{3+} + Co^{2+} + 2 \ O_2 + 8 \ e^- \longrightarrow CoAl_2O_4} \ | Reduktion$

Aluminium-Ionen, Cobalt-Ionen und Sauerstoff reagieren beim Vorhandensein von Elektronen zum blauen Cobaltaluminat.

Als Elektronendonator (Elektronenspender) dienen bei dieser Reaktion die Anionen des Aluminium- und Cobaltsalzes. Gehen wir einmal von der Originalreaktion zwischen Aluminiumsulfat und Cobaltnitrat aus, so entstehen folgende Teilgleichungen:

$\mathrm{3 \ SO_4^{2-} + 2 \ NO_3^-\longrightarrow 3 \ SO_3\uparrow + \ N_2O_5 \uparrow + 2 \ O_2 \uparrow + 8 \ e^- \ | Oxidation}$

Sulfat-Ionen und Nitrat-Ionen reagieren unter Erhitzung zu Schwefeltrioxid, Distickstoffpentoxid, Sauerstoff und geben Elektronen frei.

Distickstoffpentoxid und Schwefeltrioxid sind in der Hitze nicht stabil und zerfallen gemäß folgender Gleichung:

$\mathrm{2 \ N_2O_5 \longrightarrow 4 \ NO_2 + \ O_2 }$ bzw. $\mathrm{2 \ SO_3 \longrightarrow 2 \ SO_2 + \ O_2 }$

Die Teilreaktion Reduktion ist uns bereits bekannt, sodass wir nun die Teilgleichungen zusammenfassen können, auch unter Berücksichtigung der Instabilität von Schwefeltrioxid und Distickstoffpentoxid. Es ergibt sich folgende Redoxreaktion:

$\mathrm{Al_2(SO_4)_3 + Co(NO_3)_2 \longrightarrow CoAl_2O_4 + 3 \ SO_2 + 2 \ NO_2 + 2\ O_2}$

Aluminiumsulfat und Cobaltnitrat reagieren zum Thénards Blau sowie Schwefeldioxid, Stickstoffdioxid und Sauerstoff.

Cobaltaluminat ist ein Cobaltaluminiumspinell mit der Formel CoAl₂O₄ und wurde 1795 von Leithner durch Glühen von Aluminiumsulfat und Cobaltnitrat (Co(NO₃)₂) entdeckt. Die industrielle Erzeugung wurde durch den Pariser Universitätsprofessor Louis Jacques Thénard veranlasst.

Als weitere Nachweisreaktion kann folgende angewandt werden: Aluminium-Ionen bilden mit dem Farbstoff Alizarin einen sogenannten Farblack. Die rotgefärbte Verbindung ist in verdünnter Essigsäure schwer löslich, während die rotviolette Färbung der ammoniakalischen Alizarinlösung beim Ansäuern in Gelb umschlägt. Eisen, Chrom und Titan geben ähnlich gefärbte, gegen Essigsäure stabile Lacke. Aich Erdalkaliionen in konzentrierter Lösung geben gefärbte Niederschläge mit Alizarin, die jedoch in Essigsäure löslich sind. Zum Nachweis von Aluminium-Ionen wird die saure Lösung mit möglichst wenig Kaliumhydroxid alkalisch gemacht und zentrifugiert. 1 Tropfen des Zentrifugats wird auf der Tüpfelpalette oder auf dem Objektträger mit 1 Tropfen 0,1%ige Natriumalizarinsulfonatlösung versetzt und 1 mol/l Essigsäure bis zum Verschwinden der rotvioletten Farbe und danach noch ein weiterer Tropfen Essigsäure zugegeben. Die Bildung eines roten Niederschlags oder eine Rotfärbung zeigt Aluminium an. Der Niederschlag wird häufig erst nach einigem Stehen sichtbar.

$\mathrm{Al^{3+} + 2 \ C_{14}H_9SO_7Na + 3 \ OH^-\longrightarrow Na_2[AlOH(C_{14}H_6O_4)_2]\downarrow + 2 \ SO_2 + 4 \ H_2O}$

Aluminium-Ionen und Natriumalizarinsulfonat reagieren im alkalischen Milieu zum Alizarin Aluminium-Natriumkomplex, Schwefeldioxid und Wasser.

Molybdän-Kationen

Molybdän kann mittels zahlreichen Nachweisverfahren analysiert werden. Da wäre zunächst der Nachweis als Ammoniummolybdophosphat bzw. Kaliummolybdophosphat. Die stark salpetersaure Lösung wird in einem kleinen Reagenzglas mit wenig Ammoniumchlorid bzw. Kaliumchlorid sowie 1-2 Tropfen 2 mol/l Natriumhydrogenphosphat versetzt und erwärmt. Es scheiden sich äußerst feine gelbe Kristalle von Ammonium- bzw. Kaliummolybdophosphat ab.

$\mathrm{Mo^{6+} + Na_2HPO_4 + 3 \ NH_4Cl \longrightarrow (NH_4)_3[Mo(PO_4)] \downarrow + 2 \ NaCl + HCl}$

Molybdän-Ionen reagieren mit Natriumhydrogenphosphat und Ammoniumchlorid zu gelbem Ammoniummolybdophosphat, welches ausfällt, sowie Natriumchlorid und Salzsäure.

$\mathrm{Mo^{6+} + Na_2HPO_4 + 3 \ KCl \longrightarrow K_3[Mo(PO_4)] \downarrow + 2 \ NaCl + HCl}$

Molybdän-Ionen reagieren mit Natriumhydrogenphosphat und Kaliumchlorid zu gelbem Kaliummolybdophosphat, welches ausfällt, sowie Natriumchlorid und Salzsäure.

Cobalt-Kationen

Cobalt-Kationen gehören der Ammoniumsulfidgruppe an und können dementsprechend in neutraler, acetathaltiger Lösung mit Ammoniumsulfid gefällt werden. Dabei entsteht schwarzes Cobalt(II)-sulfid.

$\mathrm{Co^{2+} + (NH_4)_2S\longrightarrow CoS \downarrow + 2 \ NH_4^+}$

Cobalt-Kationen reagieren in nichtsaurer, acetathaltiger Lösung mit Ammoniumsulfid zum schwarzem Cobalt(II)-sulfid und Ammonium-Ionen.

Wird unter starkem Luftzutritt und bei Gegenwart von überschüssigem Ammoniumsulfid gefällt, bildet sich aus Cobalt(II)-sulfid zunächst Hydroxocobalt(III)-sulfid, das in Cobalt(III)-sulfid übergeht.

$\mathrm{4 \ CoS + O_2 + 2 \ H_2O\longrightarrow 4 [Co(OH)]S}$

$\mathrm{2 \ [Co(OH)]S + H_2S\longrightarrow Co_2S_3 + 2 \ H_2O}$

Cobaltsulfid reagiert in wässriger Lösung mit Sauerstoff zum Hydroxocobalt(III)-sulfid, welches mit Schwefelwasserstoff zum Cobalt(III)-sulfid weiterreagiert. Als Nebenprodukt entsteht Wasser.

Bei Zugabe einer starken Hydroxidlösung, z.B. Natriumhyroxidlösung zu der zu untersuchenden Stoffprobe bildet sich zuerst ein blauer Niederschlag eines basischen Cobaltsalzes wechselnder Zusammensetzung.

$\mathrm{Co^{2+} + OH^-\longrightarrow [Co(OH)]^+}$

Cobalt-Kationen reagieren in der Kälte (max. 15°C) mit Hydroxid-Ionen zum Hydroxocobalt(II)-komplexion. Der Komplex kann mit verschiedensten Anionen basische Salze bilden.

Bei Erhitzung der immer noch alkalischen Probelösung zerfällt das Hydroxocobalt(II)-komplexion und es bildet sich das rosenrote Cobalt(II)hydroxid.

$\mathrm{[Co(OH)]^+ + OH^- \longrightarrow Co(OH)_2 \downarrow}$

Hydroxocobalt(II)-Ionen reagieren unter Hitze in alkalischer Lösung in das rosenrote Cobalt(II)hydroxid.

Eine andere Möglichkeit ist die Identifikation mit einer Thiocyanatlösung. Bei Zugabe dieser zu einer cobalthaltigen Lösung entsteht der pinke Pentaaquathiocyanatocobalt(II)-komplex:

$\mathrm{Co^{2+} + SCN^- + 5 \ H_2O \longrightarrow [Co(H_2O)_5(SCN)]^+}$

Cobalt-Kationen reagieren im wässrigen Milieu bei bei Zugabe von Thiocyanant-Ionen zum pinken Pentaaquathiocyanatocobalt(II)-komplex.

Durch Lösen in einem organischen Lösungsmittel (z. B. Amylalkohol) ändert sich die Farbe nach blau. (Der Nachweis mit Thiocyanat interferiert mit Fe³⁺)

Zink-Kationen

Zink-Kationen können mit einer Alkalisulfidlösung oder einer konz. Schwefelwasserstofflösung nachgewiesen werden. Der Nachweis ist spezifisch für Zink-Ionen, da Zinksulfid das einzige schwerlösliche Sulfid ist, das eine weiße Farbe hat. Es sollte im neutralen pH-Bereich gefällt werden, da Zinksulfid in Säuren löslich ist.

$\mathrm{Zn^{2+} + S^{2-} \longrightarrow ZnS \downarrow}$

Zink-Kationen reagieren mit Sulfid-Ionen zum weißen, schwerlöslichen Zinksulfid, welches in Wasser unlöslich ist.

Eine weitere Nachweismethode erfolgt mit einer Alkalihydroxidlösung. Bildet sich bei Zugabe dieser Lösung zu einer neutralen Probelösung ein gallertartiger, weißer Niederschlag kann man davon ausgehen, dass die Lösung Zink-Ionen enthält. Der Niederschlag ist im Überschuss des Fällungsmittels löslich.

$\mathrm{Zn^{2+} + 2 \ OH^- \longrightarrow Zn(OH)_2 \downarrow}$

Zink-Kationen reagieren mit Hydroxid-Ionen zum weißen, gallertartigen Zinkhydroxid, welches in Wasser unlöslich ist.

$\mathrm{Zn(OH)_2 + 2 \ OH^- \longrightarrow [Zn(OH)_4]^{2-}}$

Unlösliches Zinkhydroxid reagiert mit überschüssigen Hydroxid-Ionen zum löslichen Tetrahydroxozinkat(II)-Komplexion.

Zink(II)-Ionen zeigen auch spezifische Reaktionen mit den Blutlaugensalzen Kaliumhexacyanidoferrat(II) und Kaliumhexacyanidoferrat(III).

Mit rotem Blutlaugensalz (Kaliumhexacyanidoferrat(III)) fällt ein braungelber Niederschlag aus, der in verdünnten Mineralsäuren schwerlöslich ist.

$\mathrm{3 \ Zn^{2+} + 2 \ [Fe(CN)_6]^{3-} \longrightarrow Zn_3[Fe(CN)_6]_2 \downarrow}$

Zink(II)-Ionen reagieren mit Hexacyanidoferrat(III)-Ionen zum braungelb gefärbten, schwerlöslichen Zinkhexacyanidoferrat(III).

Mit gelbem Blutlaugensalz bilden Zink(II)-Ionen in salzsaurer, mit Acetat gepufferter Lösung einen schwerlöslichen, schmutzig weißen Niederschlag, der allmählich in der Wärme entsteht.

Dazu werden 5 Tropfen der gepufferten Lösung auf dem dunklen Teil der Tüpfelplatte mit 3 Tropfen verdünnter Kaliumhexacyanidoferrat(II)-Lösung versetzt. Es bildet sich schmutzig weißes Kaliumzinkhexacyanidoferrat(II), das sich in konzentrierter Salzsäure und in verdünnter Natronlauge wieder löst.

$\mathrm{3 \ Zn^{2+} + 2 \ K^+ + 2 \ [Fe(CN)_6]^{4-} \longrightarrow K_2Zn_3[Fe(CN)_6]_2 \downarrow}$

Zink(II)-Ionen reagieren mit Kalium-Ionen und Hexacyanidoferrat(II)-Ionen zum schmutzig weißen, schwerlöslichen Zinkhexacyanidoferrat(III).

Erdalkalimetall-Kationen

Neben der Flammenfärbung weist man Calcium-, Strontium- und Barium-Kationen mit Schwefelsäure oder Ammoniumsulfatlösung nach. Es entstehen weiße, säureunlösliche Niederschläge:

$\mathrm{SO_4^{2-} + Ca^{2+} \longrightarrow CaSO_4 \downarrow}$

$\mathrm{CaSO_4 + Sr^{2+} \longrightarrow SrSO_4 \downarrow + \ Ca^{2+}}$

$\mathrm{SrSO_4 + Ba^{2+} \longrightarrow BaSO_4 \downarrow + \ Sr^{2+}}$

Der Gruppentrend wird aus diesen Reaktionen erkannbar: Nehme man an, als Fällungsmittel wird gesättigte Magnesiumsulfatlösung benutzt, so fällt bei Zugabe von Calcium-Ionen Calciumsulfat aus. Bei Zugabe von Strontium-Ionen zu gesättigter Calciumsulfatlösung fällt Strontiumsulfat aus. Ähnlich ist die Reaktion zwischen Barium-Ionen und gesättigter Strontiumsulfatlösung: weißer Niederschlag von Bariumsulfat. Diese Beziehung ist sehr wichtig um mehrere Erdalkalimetall-Ionen in einer Lösung unterscheiden zu können.

Auch mit Hydroxid-, Carbonat-, Oxalat- und Chromat-Anionen können Salze unterschiedlich geringer Löslichkeit erzeugt werden. Deren genauere Untersuchung lässt dann eine Unterscheidung der Erdalkalimetall-Kationen zu (vgl. unter Kationentrenngang und Ammoniumcarbonatgruppe).

Ion	Flammenfärbung	Reaktion mit OH^-	...mit CO₃^2-	...mit C₂O₄^2-	...mit CrO₄^2-
Beryllium	keine	Be(OH)₂ fällt aus	BeCO₃ ist löslich	?	BeCrO₄ ist löslich
Magnesium	keine	Mg(OH)₂ fällt aus	MgCO₃ fällt aus	MgC₂O₄ ist löslich	MgCrO₄ ist löslich
Calcium	ziegelrot	Ca(OH)₂ fällt aus	CaCO₃ fällt aus	CaC₂O₄ fällt aus	CaCrO₄ fällt aus
Strontium	intensiv rot	Sr(OH)₂ fällt aus	SrCO₃ fällt aus	SrC₂O₄ ist löslich	SrCrO₄ fällt aus
Barium	gelb-grün	Ba(OH)₂ ist löslich	BaCO₃ fällt aus	BaC₂O₄ ist löslich	BaCrO₄ fällt aus

Magnesiumsalze bilden mit Phosphatsalz-Lösungen, welche mit einem Ammoniak/Ammoniumchlorid-Puffer auf einen pH-Wert von 8–9 gepuffert wurden, weiße, säurelösliche Trübungen bzw. Niederschläge von Magnesiumammoniumphosphat. Die Probelösung muss dazu schwermetallfrei sein, da einige Schwermetalle ähnliche Reaktionen eingehen. Eine weiße Trübung, die in mittelstarken Säuren löslich sind, zeigen Magnesium-Ionen an.:

$\mathrm{Mg^{2+} + NH_4^+ + PO_4^{3-} \longrightarrow MgNH_4PO_4 \downarrow (weiss)}$

Magnesium-Ionen, Ammonium-Ionen und Phosphat-Ionen bilden in schwermetallfreien Lösungen schwerlösliches Magnesiumammoniumphosphat.

Alkalimetall-Kationen

Alkalimetallsalze weist man, ähnlich den Erdalkalimetallsalzen, über ihre Flammenfärbung mit der Flammprobe nach:

Analog können folgende Nachweisverfahren genutzt werden:

Zum Nachweis von Lithium-Ionen kann der wässrigen Stoffprobe etwas alkalisiertes Natriumhydrogenphosphat zugegeben werden. Der Ausfall eines weißen Stoffes ist jedoch nur ein Hinweis auf Lithium-Ionen. Es muss anschließend auf jeden Fall die Flammenfärbung überprüft werden. Fällt jedoch kein weißer Niederschlag aus, kann man die Anwesenheit von Lithium-Ionen in der Stoffprobe generell ausschließen.

$\mathrm{3 \,Li^+ + HPO_4^{2-} + OH^- \rightarrow Li_3PO_4 \downarrow + \ H_2O}$

Lithium-Ionen, Hydrogenphosphat-Ionen und Hydroxid-Ionen reagieren im wässrigen Milieu zu weißem, wasserunlöslichen Lithiumphosphat und Wasser.

Zum Nachweis von Natrium-Ionen ist ein Verfahren bekannt geworden, bei dem zwar zuvor fast alle anderen Metall-Ionen, außer Kalium-Ionen, aus der Lösung entfernt werden müssen, das jedoch auch mit kleinsten Mengen an Natrium-Ionen reagiert. Zur richtigen Ausführung der Reaktion ist es notwendig, daß man erstens von Sb(V) ausgeht, zweitens in schwach alkalischer Lösung arbeitet, da sonst amorphe Antimonsäure ausfällt und daß drittens keine Ammoniumsalze vorhanden sind, da auch diese einen amorphen Niederschlag von Antimonsäure ergeben. Zur mit Kaliumhydroxid schwach alkalisch eingestellten, ammoniumfreien Probelösung wird eine wässrige Kaliumhexahydroxoantimonat(V)-lösung gegeben.

$\mathrm{Na^+ + [Sb(OH)_6] \rightarrow Na[Sb(OH)_6] \downarrow}$

Natrium-Ionen und Hexahydroxoantimonat-Ionen reagieren im schwach alkalischen Milieu zu weißem, körnig kristallinen wasserunlöslichen Natriumhexahydroxoantimonat(V).

Der Nachweis von Kalium-Ionen kann mittels einer wässrigen Perchlorsäurelösung erfolgen. Fällt ein weißer Niederschlag bei Zugabe dieser Lösung aus, so waren Kalium-Ionen in der Lösung vorhanden. Zur Sicherheit sollte auch hier die Flammenfärbung überprüft werden.

$\mathrm{K^+ + ClO_4^- \rightarrow KClO_4 \downarrow}$

Kalium-Ionen und Perchlorat-Ionen reagieren im wässrigen Milieu zu weißem, wasserunlöslichen Kaliumperchlorat.

Siehe auch

Weitere Nachweisreaktionen finden sich in den Hauptartikeln:

Literatur

Gerhart Jander, E. Blasius: Einführung in das anorganisch-chemische Praktikum. S. Hirzel Verlag, Stuttgart 2005 (in 15. Aufl.), ISBN 3-7776-1364-9
Michael Wächter: Stoffe, Teilchen, Reaktionen. Verlag Handwerk und Technik,Hamburg 2000, S.154-169 ISBN 3-582-01235-2
Bertram Schmidkonz: Praktikum Anorganische Analyse. Verlag Harri Deutsch, Frankfurt 2002, ISBN 3-8171-1671-3

Kategorien: Nachweisreaktion | Analytische Chemie

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