# Praktikum Anorganische Chemie/ Druckversion

* Druckversion des Buches Praktikum Anorganische Chemie
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# Sicherheitsvorschriften

Bei allen Arbeiten im Labor muss immer eine Schutzbrille und ein Schutzkittel sowie geeignete Kleidung (lange Hose und geschlossene Schuhe) getragen werden. Gegebenenfalls muss zusätzlich eine Gummi- oder Lederschürze getragen werden. Gearbeitet wird in der Regel im Abzug. Zum einen verhindert man so das Austreten von Gasen und Dämpfen in die Raumluft und ist zusätzlich noch vor Spritzern usw. sicher. Bei Arbeiten, die bekanntermaßen sicher sind, wie z.B. Titrationen oder bei vielen Reaktionen in der Tüpfelplatte, kann auch auf dem Labortisch gearbeitet werden. Die Schutzscheibe des Abzugs muss so weit wie möglich geschlossen gehalten werden, damit er eine wirkungsvolle Sogwirkung entfalten kann und einen Spritz- und Explosionsschutz bietet. Ein Bunsenbrenner sollte in einem gewissen Abstand zur Scheibe aufgestellt werden, da eine dauerhafte thermische Belastung zu Rissen führen kann und wieder die Sicherheit gefährdet. Substanzen, die ätzende oder giftige Gase absondern, sollten auch unter dem Abzug nur in verschlossenen Gefäßen aufbewahrt werden.
Beim Umgang mit einigen Substanzen muss außerdem ein Gesichtsschutz verwendet werden (z. B. Flusssäure). Handschuhe sind beim Umgang mit giftigen oder ätzenden Stoffen angebracht. Sie sollten jedoch nicht dazu verleiten unsauber zu arbeiten. Außerdem ist nicht jedes Handschuhmaterial für jeden Stoff geeignet. Vor allem Einmalhandschuhe sind als Schutz gegen Lösungsmittel gänzlich ungeeignet. Gegen wässrige Lösungen und manche Feststoffe bieten sie einen begrenzten Schutz. Handschuhe aus Nitril sind gegen manche Lösungsmittel, vor allem Aceton, unbeständig. Daher informiere man sich vor Arbeitsbeginn anhand der Beständigkeitsliste des Herstellers über die Eignung des Materials. Über die genauen Schutzmaßnahmen geben die Sicherheitsdatenblätter des Herstellers oder Händlers von Chemikalien Auskunft. Außerdem sind Betriebsanweisungen zu beachten!
* Gebotszeichen nach DIN 4844-2
* Augenschutz benutzen
* Handschutz benutzen
* Schutzkleidung benutzen
* Gebrauchsanweisung beachten
Falls besonders giftige Substanzen entstehen, wird in diesem Arbeitsbuch mit dem Totenkopf darauf aufmerksam gemacht. Das entbindet jedoch nicht vor der Pflicht, sich vor Beginn eines Versuches genau über die Gefahren-, Sicherheits- und Entsorgungshinweise zu informieren. Gefahrstoffe sind stets mit den Gefahrensymbolen und R- und S-Sätzen (Risiko und Sicherheit) zu kennzeichnen. Zuverlässige Internetquellen findet man unter Wikipedia:Redaktion Chemie/Quellen.
* Gefahrensymbole nach Richtlinie 67/548/EWG
* explosiv (E)
* brandfördernd (O)
* leichtentzündlich (F)
* hochentzündlich (F+)
* giftig (T)
* hochgiftig (T+)
* gesundheitsschädlich (Xn)
* reizend (Xi)
* ätzend (C)
* umweltgefährlich (N)
* UN/GHS-Piktogramm
Vor jeder Arbeitspause, nach dem Arbeitsende und natürlich auch bei direktem Kontakt mit Chemikalien gründlich die Hände waschen!
Alle Blei- und Quecksilbersalze sowie sechswertige Chromverbindungen sind giftig und sollten daher nur in kleinstmöglichen Mengen verwendet werden. Jeglicher Hautkontakt mit der Probe- bzw. Salzlösung ist zu vermeiden (evtl. Handschuhe), da vor allem Chromate sowie Nickel auch Kontaktallergien auslösen können. Sechswertige Chromverbindungen (Chromate und Dichromate) sind außerdem krebserregend (Kategorie I)! Entsorgung von Chromaten und Dichromaten: Im gekennzeichneten Becherglas sammeln und mit naszierendem Wasserstoff (aus der Reaktion von Salzsäure mit unedlem Metall, z.B. Zink) oder mit Ethanol in Gegenwart von Schwefelsäure über längere Zeit behandeln. Das hierbei entstehende grüne Chrom(III) entsprechend den anderen Schwermetallen entsorgen.
* ↑ Bericht der Berufsgenossenschaft Chemie über einen tödlichen Unfall bei Verwendung ungeeigneter Handschuhe

# Qualitative Analyse

Dies ist eine Liste von Nachweisreaktionen geordnet nach Reagenzien. Sie ist möglicherweise nützlich, wenn eine Nachweisreaktion nicht so klappt wie gewünscht und man nun auf der Suche nach einem Hinweis ist, was stattdessen reagiert hat.
| | Eisen(III) | Cobalt | Quecksilber |
| Thiocyanat | [Fe(SCN)(H$_2$O)$_5$]$^{2+}$ stierblutrot | Co$_2$[H$_2$O]$_5$[SCN]] pink, nach Extraktion mit Pentanol blau | Co[Hg(SCN)4] kornblumenblauer Niederschlag |
| | Kupfer(II) | Kupfer(I) |
| Thiocyanat | Cu(SCN)$_2$ schwarz | Cu(SCN) weiß |
In ammoniakalischen Lösungen bilden sich folgende Färbungen/Niederschläge mit dem Chelatkomplexbildner Diacetyldioxim:
| Nickel | himbeerot |
| Kupfer | braunrot |
| Eisen(II) | rot |
| Cobalt | braunrot |
| Bismut | zitronengelb |
| Blei | weiß |
| Palladium | gelblich |

## Blutlaugensalze

| | Eisen(II) | Eisen(III) |
| K$_4$[Fe(CN)$_6$] gelbes Blutlaugensalz | | K[Fe$^{III}$Fe$^{II}$(CN)$_6$]↓ Berliner Blau |
| K$_3$[Fe(CN)$_6$] rotes Blutlaugensalz | K[Fe$^{III}$Fe$^{II}$(CN)$_6$] Turnbulls Blau | |
| | Kupfer | Zink |
| K$_4$[Fe(CN)$_6$] gelbes Blutlaugensalz | Cu$_2$[Fe(CN)$_6$]↓ roter Niederschlag | K$_2$Zn$_3$[Fe(CN)$_6$]$_2$↓ weißer Niederschlag |
| K$_3$[Fe(CN)$_6$] rotes Blutlaugensalz | | Zn$_3$[Fe(CN)$_6$]$_2$↓ gelb-brauner Niederschlag |

## Iodidlösung

| | Blei | Bismut | Antimon | Quecksilber |
| Iodidlösung | PbI$_2$↓ gelber Niederschlag | BiI$_3$↓ schwarzer Niederschlag | SbI3 gelb-oranger Niederschlag | HgI2 roter Niederschlag |
| Iodidlösung Überschuss | [PbI$_4$]$^{2–}$ farbloser Komplex | [BiI$_4$]$^–$ orangefarbener Komplex | | [HgI4]2- farbloser Komplex |

## Vorproben

Die Flammenfärbung ist eine Vorprobe für viele Kationen und besonders bei Alkali- und Erdalkalimetallen zum Nachweis geeignet. Die Flammenfärbung wird mit einem Bunsen- oder Teclubrenner durchgeführt. Die Brennertypen unterscheiden sich in der Form und der Bedienung leicht. Während beim Bunsenbrenner die unterschiedlichen Flammtypen durch Verstellen der Abdeckung über den Lüftungsschlitzen eingestellt werden, geschieht dies beim Teclubrenner durch Verstellen der Abdeckung an der Unterseite des Brennerkamins. Die wichtigsten Flammentypen sind die leuchtende Flamme, bei welcher die Luftöffnungen verschlossen sind und eine unvollständige Verbrennung stattfindet. Die Flamme ist durch verglühende Rußteilchen gelb gefärbt. Bei nahezu vollständig geöffneter Belüftung entsteht eine Flamme, die leicht blau gefärbt ist und in die Reduktionszone im inneren Kegel und die Oxidationszone im äußeren Kegel eingeteilt werden kann. Sie ist wesentlich heißer und ist die in der Regel verwendete Flamme bei beiden Brennertypen.
* Flammentypen in Abhängigkeit von der Luftmenge, die das Luftventil passiert: 1: Ventil geschlossen (Diffusionsflamme) 2: Ventil zur Hälfte geöffnet 3: Ventil fast vollständig offen 4: Ventil voll geöffnet (Vormischflamme)
* Teclubrenner
* Natrium-D-Linie durch ein Spektroskop bei 589 nm
Man nimmt einen Magnesiastab und glüht diesen 5 Minuten lang im Bunsenbrenner aus, bis die gelbe Farbe verschwindet. Es handelt sich um eine Natriumflammenfärbung, da alles, was man berührt mit kleinen Mengen Handschweiß kontaminiert ist. Danach nimmt man mit dem heißen Magnesiastab etwas Analysensubstanz auf und hält ihn in die Brennerflamme, am besten in einem abgedunkeltem Abzug. Durch die Farbe der Flamme kann man einen ersten Hinweis erhalten. Eine exakte Unterscheidung ist jedoch nur mit einem Handspektroskop möglich. Falls Natrium in der Probe ist, werden alle anderen Flammenfärbungen überdeckt, hier hilft ein Blick durch Cobaltglas, welches das intensive Natriumgelb herausfiltert.

## Farben

* Antimon, fahlblau
* Arsen, fahlblau
* Blei, fahlblau
* Borat (Bor), kräftig grün
* Calcium, ziegelrot
* Kalium, violett
* Kupfer, grün, auch blau
* Kupfersulfat, stark grün
* Lithium, karminrot
* Natrium, gelb
* Natrium durch Cobaltglas
* Strontium, rot

## Erklärung

Durch die Wärmeenergie werden die Elektronen auf ein höheres Energieniveau befördert ( angeregter Zustand). Diese Energie geben sie aber oft schnell wieder ab und fallen auf ihr vorheriges Niveau zurück. Die Energie, die sie abgeben, wird in Form von Licht spezifischer Wellenlänge abgegeben und ist bei gleichen Niveauänderungen immer gleich. Deshalb kann dies zur Identifikation eines Elementes dienen. Mit einem Spektroskop, das das Licht in seine Spektralfarben (vgl. Regenbogen) aufbricht, kann man die charakteristischen Linienspektren erkennen. Was vom menschlichen Auge als eine Farbe wahrgenommen wird, ist in Wirklichkeit ein diskontinuierliches Spektrum mit einzelnen Banden.
Die Schmelzperle aus Borax oder Phosphorsalz ist eine beliebte Vorprobe für Kationen. Man sollte sich jedoch nicht gänzlich auf das Ergebnis verlassen, sondern es eher als Hinweis sehen und versuchen die Indizien durch spezifische Nachweisreaktionen zu erhärten.

## Durchführung

Man erhitzt ein Magnesiastäbchen oder ein Öse vom Platindraht im Bunsenbrenner. Der Platindraht bringt in dieser Probe aber keinen Vorteil gegenüber dem Magnesiastäbchen. Nun tunkt man sie in ein wenig NaNH$_4$HPO$_4$ Natriumammoniumhydrogenphosphat oder Na$_2$[B$_4$O$_5$(OH)$_4$]·8 H$_2$O Borax (Natriumtetraborat) und schmilzt diese in der Bunsenbrennerflamme, nimmt wieder ein wenig Salz und schmilzt weiter, bis man zu einer möglichst gleichmäßigen, durchsichtigen Perle gelangt. Diese stippt man direkt in die Analyselösung oder kurz in eine wenig verdünnte Salzsäure und dann in die Analysensubstanz. Dann wieder kurz in die Bunsenbrennerflamme halten und versuchen die Substanz in die Perle einzuschmelzen. Je nachdem ob man in der Oxidations- oder der Reduktionsflamme glüht, erhält man andere Färbungen. Die tiefblaue Cobaltperle ist am eindeutigsten, überdeckt jedoch auch alle anderen Perlenfärbungen.

## Farben

| | Oxidationsflamme | Oxidationsflamme | Oxidationsflamme | Oxidationsflamme |
| | Phosphorsalz | Phosphorsalz | Borax | Borax |
| | heiß | kalt | heiß | kalt |
| Chrom | dunkelgelb | grün | grün | grün |
| Mangan | violett | violett | violett | violett |
| Eisen | gelbrot | gelb | gelbrot | gelbrot |
| Cobalt | blau | blau | blau | blau |
| Nickel | rotbraun | gelb | rotbraun | farblos |
| Kupfer | grün | blaugrün | grün | blaugrün |
| | Reduktionsflamme | Reduktionsflamme | Reduktionsflamme | Reduktionsflamme |
| | Phosphorsalz | Phosphorsalz | Borax | Borax |
| | heiß | kalt | heiß | kalt |
| Chrom | grün | grün | grün | grün |
| Mangan | farblos | farblos | farblos | farblos |
| Eisen | grünlich | grünlich | orange | grün |
| Cobalt | blau | blau | blau | blau |
| Nickel | farblos | farblos | farblos | farblos |
| Kupfer | farblos | lackrot | grünlich | lackrot |

## Erklärung
### Boraxperle

Das Borax-Anion zerfällt beim Schmelzvorgang in Bortrioxid und Natriummetaborat:
    $\mathrm {Na_{2}B_{4}O_{7}\longrightarrow \ 2NaBO_{2}+B_{2}O_{3}}$
Das Bortrioxid verbindet sich dann mit einem Metallkation zu einer farbigen Verbindung:
    $\mathrm {B_{2}O_{3}+CoSO_{4}\longrightarrow \ Co(BO_{2})_{2}+SO_{3}\uparrow }$
    Bortrioxid reagiert mit Cobaltsulfat zu Natriummetaborat, Cobaltmetaborat und Schwefeltrioxid

### Phosphorsalzperle

Beim Erhitzen kondensiert NaNH$_4$HPO$_4$ zu Polyphosphaten, z.B. in ringförmige Metaphosphate Na$_3$(P$_3$O$_9$). In der Reaktionsgleichung wird vereinfachend von dem Monomer NaPO$_3$ ausgegangen.
    $\mathrm {NaNH_{4}HPO_{4}\longrightarrow NaPO_{3}+NH_{3}\uparrow +H_{2}O\uparrow }$
    Natriumammoniumhydrogenphosphat reagiert zu Natriummetaphosphat, Ammoniak und Wasser
Bei der Reaktion mit Sulfaten ergibt sich folgende Reaktionsgleichung
    $\mathrm {NaPO_{3}+CoSO_{4}\longrightarrow NaCoPO_{4}+SO_{3}\uparrow }$
    Natriummetaphosphat und Cobaltsulfat reagieren zu Natriumcobaltphosphat und Schwefeltrioxid

## Sicherheitshinweis

Borax kann Schäden am ungeborenen Kind hervorrufen.
Die Oxidationsschmelze eignet sich als Nachweis für Chrom und Mangan und wird auch als Aufschluss für säureschwerlösliche Stoffe verwendet.

## Durchführung

Die Substanz wird sehr fein gepulvert, mit der dreifachen Menge einer 1:1-Mischung von Soda ( Natriumcarbonat) und Kalisalpeter ( Kaliumnitrat) vollständig vermischt und im Porzellantiegel oder auf der Magnesiarinne vorsichtig zur Schmelze gebracht.

## Erklärung

Oxidationsschmelze von Chrom-(III)-Oxid (grün) zu gelbem Chromat
    ${\begin{array}{ll}&\mathrm {Cr_{2}O_{3}+2\ Na_{2}CO_{3}+3\ KNO_{3}} \\\longrightarrow &\mathrm {2\ Na_{2}CrO_{4}+2\ CO_{2}+3\ KNO_{2}} \end{array}}$
Oxidationsschmelze von Eisen-(II)-Chromit zu gelbem Chromat und Eisen-III-oxid
    ${\begin{array}{ll}&\mathrm {2\ FeCr_{2}O_{4}+4\ K_{2}CO_{3}+7\ NaNO_{3}} \\\longrightarrow &\mathrm {Fe_{2}O_{3}+4\ K_{2}CrO_{4}+7\ NaNO_{2}+4\ CO_{2}} \end{array}}$
Die Oxidationsschmelze eignet sich als Nachweis bzw. Vorprobe für Mangan. Sie kann auch als Aufschluss in größerem Maßstab im Nickeltiegel durchgeführt werden.

## Durchführung

Die Substanz wird mit einem Kaliumhydroxid-Plätzchen auf einer Magnesiarinne vorsichtig geschmolzen. Nach beendeter Reaktion und Vorhandensein von Mangan bildet sich ein, teils nur sehr leichter, grüner Rand auf der Rinne. Zur besseren Überprüfung wird die Schmelze mit Wasser in eine Porzellanschale gespült. Dabei bildet sich eine grüne Lösung. Versetzt man die Lösung vom Rand her mit konzentrierter Essigsäure, so färbt sie sich rosa und man beobachtet einen schwarzen Niederschlag. Am besten führt man hier eine Blindprobe durch.

## Erklärung

Mangan wird in der Schmelze bis zur Oxidationszahl +VI oxidiert. Das entstandene grüne Kaliummanganat ist in alkalischer Lösung stabil und disproportioniert in saurer Lösung in Permanganat und Mangan(IV) (Mangandioxid, Braunstein).

## Aufschlüsse

Metallkationen stören viele Anionennachweise und müssen daher vorher abgetrennt werden.

## Durchführung

Hierfür kocht man 0,1g der Ursubstanz mit der vierfachen Menge Soda und eineinhalb Reagenzgläsern Wasser etwa 15 Minuten lang. Dann lässt man die Lösung wieder abkühlen, damit möglichst vollständig ausgefällt wird. Man filtriert oder zentrifugiert die Lösung und verwirft den Rückstand. Durch leichtes Ansäuern und Erwärmen wird das enthaltene CO$_2$ ausgetrieben. Aus dem klaren Filtrat können nun Anionennachweise durchgeführt werden.

## Erklärung

Es fallen die Kationen aus, die schwerlösliche Carbonate bilden:
    $\mathrm {MeA_{2}+Na_{2}CO_{3}\longrightarrow MeCO_{3}+2\ Na^{+}+2\ A^{-}}$
    Metallsalz und Natriumcarbonat reagiert zu Metallcarbonat, Anion geht in Lösung
und diejenigen, die im alkalischen Milieu schwerlösliche Hydroxide bilden:
    ${\begin{array}{ll}&\mathrm {MeA_{3}+3\ Na_{2}CO_{3}+3\ H_{2}O} \\\longrightarrow &\mathrm {Me(OH)_{3}+6\ Na^{+}+3\ HCO_{3}^{-}+3\ A^{-}} \end{array}}$
    Metallsalz und Natriumcarbonat reagiert zu Metallhydroxid und Hydrogencarbonat, Anion geht in Lösung
Der Soda-Pottasche-Aufschluss erlaubt die Überführung von Erdalkalisulfaten, hochgeglühten Oxiden, Silikaten und Silberhalogeniden in leichter lösliche Verbindungen. Durch die Verwendung eines Salzgemisches aus Soda und Pottasche wird der Schmelzpunkt gegenüber den reinen Verbindungen abgesenkt.
Das Tiegelmaterial wird durch die Zusammensetzung der Ursubstanz bestimmt.

## Durchführung

Zunächst versucht man, die Ursubstanz in Salzsäure zu lösen. Der unlösliche Rückstand wird mit destilliertem Wasser gewaschen und im Trockenschrank getrocknet. Die Substanz wird sehr fein gepulvert, mit der vier- bis sechsfachen Menge einer 1:1-Mischung von Soda ( Natriumcarbonat) und Pottasche ( Kaliumcarbonat) vollständig vermischt und im Porzellantiegel (nicht für Aluminiumoxid und Silikate) oder in einem Nickeltiegel (für Sulfate und hochgeglühte Oxide) vorsichtig bis zur klaren Schmelze erhitzt. Es ist zu beachten, dass dabei immer Verunreinigungen durch Aluminium und Silicium bzw. Nickel in die Analysensubstanz übergehen.
Nach dem Abkühlen wird die Schmelze gemörsert und in Wasser aufgenommen. Solange mit verdünnter Natriumcarbonatlösung waschen, bis das Filtrat sulfatfrei ist (keine Trübung von Bariumchloridlösung mehr).

## Erklärung

Erdalkalisulfate werden in Carbonate überführt:
    $\mathrm {BaSO_{4}+Na_{2}CO_{3}\longrightarrow BaCO_{3}+\ Na_{2}SO_{4}}$
Schwerlösliche Silikate werden in lösliches Natriumsilikat überführt:
    ${\begin{array}{ll}&\mathrm {CaAl_{2}Si_{2}O_{8}+5\ Na_{2}CO_{3}} \\\longrightarrow &\mathrm {2\ Na_{4}SiO_{4}+CaCO_{3}+2\ NaAlO_{2}+4\ CO_{2}} \end{array}}$
Mit dem Freiberger Aufschluss ist ein Aufschluss für Zinn(IV)-oxid (SnO$_2$, Zinnstein). Zinn bildet ein leichtlösliches Thiostanat. Er kann aber auch zum Aufschluss anderer Metalloxide, die leichtlösliche Thioverbindungen bilden, verwendet werden.

## Durchführung

Die Substanz, normalerweise der in Salzsäure unlösliche Rückstand, wird im bedeckten Porzellantiegel mit der sechsfachen Menge eines Gemisches aus Schwefel und wasserfreiem Natriumcarbonat (1:1) geschmolzen. Während der Reaktion entstehen Schwefeldioxid und Kohlendioxid. Hört die Gasentwicklung auf, ist die Reaktion beendet. Der Schmelzkuchen wird in verdünnter Natronlauge gelöst und unlösliche Bestandteile abgetrennt. Die Lösung wird dann mit verdünnter Salzsäure angesäuert. Dabei fallen die entsprechenden Sulfidverbindungen aus. Sie können dann mit den entsprechenden Nachweisen nachgewiesen werden.

## Erklärung

Aufschluss von Zinndioxid
    $\mathrm {2\ SnO_{2}+2\ Na_{2}CO_{3}+9\ S\longrightarrow 2\ Na_{2}SnS_{3}+2\ CO_{2}+3\ SO_{2}}$
Der saure Aufschluss wird verwendet um basische oder amphotere Metalloxide, vor allem Eisen(III)-oxid Fe$_2$O$_3$, Chrom(III)-oxid Cr$_2$O$_3$ und Aluminiumoxid Al$_2$O$_3$, aufzuschließen.

## Durchführung

Die Substanz wird mit der sechsfachen Menge Kaliumhydrogensulfat verrieben und bei so niedriger Temperatur wie möglich (s.u.) in einem Nickel- oder Platintiegel(!) geschmolzen. Porzellantiegel sind ungeeignet, da das Reagens Aluminium aus dem Porzellan löst und die Analyse verfälschen kann. Die Reaktion ist beendet, sobald aus der klaren Schmelze Schwefeltrioxid als weißer Nebel zu entsteigen beginnt. Der Schmelzkuchen wird in verdünnter Schwefelsäure gelöst. Zum Aufschluss von Aluminiumoxid kann der Schmelzkuchen auch in verdünnter Natronlauge gelöst werden (Bildung von Tetrahydroxyaluminat). Der entstandene Komplex kann durch Säure als Aluminiumhydroxid gefällt werden.

## Erklärung

Das eigentliche Aufschlussreagens ist das in der Hitze entstehende Kaliumdisulfat und das sich daraus entwickelnde Schwefeltrioxid. Bei ca. 250 °C bildet sich zunächst aus Kaliumhydrogensulfat Kaliumdisulfat (Pyrosulfat):
    $\mathrm {2\ KHSO_{4}\longrightarrow \ K_{2}S_{2}O_{7}+\ H_{2}O}$
Kaliumdisulfat zersetzt sich bei höheren Temperaturen in Kaliumsulfat und Schwefeltrioxid:
    $\mathrm {\ K_{2}S_{2}O_{7}\longrightarrow \ K_{2}SO_{4}+\ SO_{3}}$
Aufschluß von Eisen(III)-oxid:
    $\mathrm {\ Fe_{2}O_{3}+6\ KHSO_{4}\longrightarrow Fe_{2}(SO_{4})_{3}+3\ K_{2}SO_{4}+3\ H_{2}O}$
Da der alkalische Sturz nach der Ammoniumsulfidfällung Anfängern häufig Schwierigkeiten bereitet, kann für schwer nachweisbare Stoffe ein Kaliumhydroxidauszug aus der Ursubstanz hergestellt werden. Hierfür wird die Ursubstanz mit 3 Kaliumhydroxid-Plätzchen und 5 ml Wasser versetzt. Es fallen Kupfer, Bismut, Nickel, Cobalt, Eisen und Mangan unter Bildung schwerlöslicher Hydroxide aus. In Lösung verbleiben Antimon, Zinn, Aluminium, Zink und Chrom, die nun mit spezifischen Nachweisreaktionen nachgewiesen werden können.

## Nachweisreaktionen
### Antimon
#### Nachweis als Antimonsulfid
##### Durchführung

Hier wird konzentrierte Schwefelwasserstoffsäurelösung oder eine Alkalisulfidlösung zur Stoffprobe gegeben. Es muss jedoch beachtetet werden, dass vorher störende Arsen- und Zinn-Ionen auszufällen sind.

##### Erklärung

    $\mathrm {2\ Sb^{3+}+3\ S^{2-}\longrightarrow Sb_{2}S_{3}\downarrow }$
    Antimon- und Sulfid-Ionen reagieren im wässrigen Milieu zu Antimon(III)-sulfid.

#### Eisennagelprobe
##### Durchführung

Dazu wird ein Eisennagel in die Antimonsalz-Lösung gelegt. Es bilden sich nach einigen Minuten bis Stunden eine schwarze Schicht elementarem Antimon. Lässt man den Nagel jedoch über Nacht im Reagenzglas liegen, so scheidet sich alles mögliche, was noch in der Lösung schwimmt, ab. Beobachtet man jedoch eine schwarze Schicht, so kann diese im Sauren wieder gelöst werden und weiter untersucht werden, z.B. durch eine Sulfidfällung (siehe oben).

##### Erklärung

    $\mathrm {2\ Sb^{3+}+3\ Fe\longrightarrow 2\ Sb+3\ Fe^{2+}}$
    Antimon(III)-Ionen zu elementarem Antimon reduziert und elementares Eisen zu Eisen(II)-Ionen oxidiert.

#### Antimon-Nachweis mittels Marhscher Probe

Alternativ kann auch die Marshsche Probe direkt aus der Ursubstanz durchgeführt werden.

### Aluminium

Aluminium kommt in der Ammoniumsulfidgruppe vor und fällt nach dem Alkalisturz als farbloses Hydroxid aus. Alternativ kann man auch einen Kaliumhydroxidauszug versuchen und das Aluminium dort fällen.

#### Nachweis als Cobaltaluminat

    auch Cobaltblau, Dumonts Blau, Coelestinblau, Leithners Blau, Thénards Blau

##### Durchführung

Auf eine Magnesiarinne wird wenig Analysensubstanz und darauf ein paar Tropfen einer stark verdünnten Cobaltnitratlösung gegeben. Ist die Schmelze nach dem Glühen im Bunsenbrenner blau, war Aluminium in der Probe. Es ist auf eine geringe Dosierung des Cobaltnitrats zu achten, da bei Cobaltnitratüberschuss Cobaltoxid entsteht, das eine eventuelle Blaufärbung übertönen kann.

##### Erklärung

    $\mathrm {2\ Al^{3+}+Co^{2+}+4\ O^{2-}\longrightarrow CoAl_{2}O_{4}} \$
    Aluminium-Ionen, Cobalt-Ionen und Oxidionen reagieren zum blauen Cobaltaluminat.
Cobaltaluminat ist ein Cobalt-Aluminium-Spinell, die Strukturformel lautet
    CoO·Al$_2$O$_3$ (Cobalt(II)-oxid und Aluminiumoxid)

#### Nachweis als fluoreszierender Morinfarblack
##### Durchführung

Zunächst mit Salzsäure versetzen, um eventuell vorhandenes Aluminium zu lösen. Anschließend mit Kaliumhydroxid stark alkalisch machen. Nun mit etwas Morin-Lösung versetzen und mit Eisessig (konzentrierte Essigsäure) ansäuern. Unter der UV-Lampe sollte die Lösung nun stark grün fluoreszieren. Hinweis: unbedingt Blindprobe machen und vergleichen, da Morin auch eine gewisse Eigenfluoreszenz hat.

##### Erklärung

Al(III) bildet in neutralen sowie essigsauren Lösungen in Verbindung mit Morin eine fluoreszierende kolloidale Suspension.

#### Nachweis als Alizarin-S-Farblack

Eine saure Lösung mit Aluminium-Ionen wird mit möglichst wenig Kaliumhydroxid basisch gemacht und zentrifugiert. 1 Tropfen des Zentrifugats wird auf der Tüpfelpalette oder auf dem Objektträger mit 1 Tropfen 0,1%ige Natriumalizarinsulfonatlösung (Alizarin S) 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. Die rotgefärbte Verbindung ist in verdünnter Essigsäure schwer löslich, während die rotviolette Färbung der ammoniakalischen Alizarin-S-Lösung beim Ansäuern in Gelb umschlägt.

##### Störung

Eisen, Chrom und Titan geben ähnlich gefärbte, gegen Essigsäure stabile Lacke. Auch Erdalkaliionen in konzentrierter Lösung geben gefärbte Niederschläge mit Alizarin, die jedoch in Essigsäure löslich sind.

##### Erklärung

Aluminium-Ionen bilden mit dem Farbstoff Alizarin S einen sogenannten Farblack
    ${\begin{array}{ll}&\mathrm {[Al(OH)_{3}(H_{2}O)_{3}]+3\ C_{14}H_{7}SO_{7}Na} \\\longrightarrow &\mathrm {Na_{3}[Al(C_{14}H_{6}SO_{7})_{3}]\downarrow +\ 6\ H_{2}O} \end{array}}$
    Im alkalischer Lösung bilden Aluminium-Ionen und Natriumalizarinsulfonat unter Abspaltung von Wasser einen Alizarin- Aluminium-Natriumkomplex.

### Arsen

Arsen fällt in der Schwefelwasserstoffgruppe als gelbes Arsensulfid aus.

#### Nachweis mittels Marshscher Probe

Man sollte unbedingt die Marshsche Probe ausprobieren. Auch wenn diese aus der Ursubstanz durchgeführt wird und wie eine Vorprobe wirkt, ist die Nachweisreaktion sehr spezifisch und kann auch kleinste Menge Arsen zuverlässig anzeigen.

#### Nachweis mittels Bettendorfsche Probe

    Bettendorfsche Probe

#### Nachweis mittels Gutzeitsche Probe

    Gutzeitsche Probe

#### Nachweis mittels Fleitmannsche Probe

    Fleitmannsche Probe

#### Arsenat-Nachweis mit Magnesiumsalz

Arsenat-Ionen ähneln dem Phosphat-Anion. Entsprechend gibt es weitere, den Phosphat-Nachweisen ähnliche Reaktionen zur Identifikation von Arsenat:
Gibt man zu einer ammoniakalischen, ammoniumchloridhaltigen Lösung von Arsenat Magnesium-Ionen, so erhält man einen kristallinen Niederschlag von Magnesiumammoniumarsenat-Hexahydrat:
    $\mathrm {AsO_{4}^{3-}+Mg^{2+}+NH_{4}^{+}+6\ H_{2}O\longrightarrow MgNH_{4}AsO_{4}\cdot 6\ H_{2}O}$
    Arsenat reagiert mit Magnesiumionen, Ammoniumionen und Wasser zu Magnesiumammoniumarsenat-Hexahydrat.

#### Arsenatnachweis mit Molybdatlösung

Eine weitere, dem Phosphatnachweis ähnliche Nachweisreaktion von Arsenat in wässriger Lösung ist die Fällung mit Ammoniummolybdat. Der gelbe Niederschlag ist schwerlöslich in Säuren, aber gut löslich in Basen:
    ${\ce {H2AsO4- + 22H3O+ + 3NH4+ + 12MoO4^2- -> (NH4)3[As(Mo3O10)4*aq] +34H2O}}$
    Dihydrogenarsenat reagiert mit Wasserstoffionen, Ammoniumionen und Molybdationen zu Ammoniumarsenomolybdat und Wasser.

#### Bettendorfsche Probe
##### Durchführung

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.

##### Erklärung

    $\mathrm {2\ As^{3+}+3\ Sn^{2+}+18\ Cl^{-}\longrightarrow 2\ As\downarrow +3\ [SnCl_{6}]^{2-}}$
    Arsen(III)-Ionen reagieren mit Zinn(II)-Ionen und Chlorid-Ionen zu braunschwarzem, elementarem Arsen und dem Hexachlorostannat(IV)-Komplexion.

#### Nachweis von Arsen und Antimon mittels Fleitmannscher Probe

Bei der Fleitmannschen Probe wird im alkalischen Medium Arsenwasserstoff gebildet:

##### Durchführung

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.

##### Erklärung

Reaktionsgleichungen für die Reaktion mit Silbernitrat sind identisch mit der Gutzeitschen Probe.
    $\mathrm {As^{3+}+3\ H_{2}O+5\ OH^{-}+2\ Al\longrightarrow AsH_{3}\uparrow +2\ [Al(OH)_{4}]^{-}}$
    Arsen(III)-Ionen reagieren mit Aluminium im alkalischen Medium zu Arsenwasserstoff und zum Tetrahydroxoaluminat(III)-Ion.
    $\mathrm {2\ AsH_{3}+3\ HgCl_{2}\longrightarrow As_{2}Hg_{3}+6\ HCl}$
    Arsenwasserstoff reagiert mit Quechsilber(II)-chlorid zum braungefärbten Arsenmercurid und Chlorwasserstoff.

#### Nachweis von Arsen und Antimon mittels Gutzeitscher Probe
##### Durchführung

Etwas Ursubstanz wird in einem kleinen 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.

##### Erklärung

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.
    $\mathrm {AsH_{3}+6\ AgNO_{3}\longrightarrow Ag_{6}As(NO_{3})_{3}+3\ HNO_{3}}$
    Arsenwasserstoff reagiert mit Silbernitrat zu Silberarsenidnitrat und Salpetersäure.
    $\mathrm {Ag_{6}As(NO_{3})_{3}+3\ H_{2}O\longrightarrow 6\ Ag+H_{3}AsO_{3}+3\ HNO_{3}}$
    Silberarsenidnitrat reagiert mit Wasser zu elementarem Silber, arseniger Säure und Salpetersäure.

#### Nachweis von Arsen und Antimon mittels Marshscher Probe

Die Marshsche Probe ist eine Nachweisreaktion, mit der man noch kleinste Mengen Arsen oder Antimon zuverlässig nachweisen kann. Sie stammt von dem englischen Chemiker James Marsh und erlangte 1832 Bekanntheit, weil es der erste gute gerichtsmedizinische Nachweis für das hochgiftige Arsen war. Es eignet sich gut als Vorprobe aus der Ursubstanz.

##### Durchführung

Gefahren: Es gibt ein paar Dinge zu beachten: Arsensalze sowie das entstehende Arsenwasserstoffgas sind hochgiftig, also mit Handschuhen und unter dem Abzug arbeiten. Das Gasgemisch ist brisant, also vorher Knallgasprobe machen, ansonsten gibt es eine unangenehme kleine Explosion im Reagenzglas mit hochgiftigen Substanzen. Wenn man den Versuch aber richtig durchführt und sich an die Sicherheitsvorschriften hält, ist er nicht gefährlich.
Zunächst erwärmt man eine Tropfpipette, zieht diese vorsichtig aus, biegt sie wie in der Abbildung zurecht und steckt das dickere Ende der Pipette durch einen Stopfen. Die Konstruktion kann mehrfach verwendet werden. Man gibt etwas Salzsäure, Zinkperlen, Kupfersulfat und einen Teil der Analysensubstanz in ein Reagenzglas (1). Es sollte eine sprudelnde Reaktion unter Bildung von Wasserstoffgas entstehen. Bevor man weitermacht, sollte man eine Knallgasprobe machen: Wenn es nur noch leicht ploppt, setzt man die präparierte Pipette mit Stopfen auf. Man kann jetzt einen Teil des Glasrohres erwärmen (2) und im Glas auf einen Metallspiegel achten (3). Meist zündet man jedoch den Wasserstoff an dem verjüngten Ende Pipette an (4) und kann dann mit der Flamme auf der Innenseite einer Porzellanabdampfschale einen schwarzen Spiegel hinterlassen. Man kann damit regelrecht „malen“.
Um nun zu prüfen, ob Antimon oder Arsen in der Probe ist, gibt man eine ammoniakalische Wasserstoffperoxid-Lösung auf den schwarzen Spiegel. Arsen löst sich, Antimon nicht. Man kann den schwarzen Spiegel auch weiter untersuchen, um zweifelsfrei Arsen nachzuweisen. Dafür erhitzt man die Lösung, um Wasserstoffperoxid zu vertreiben, säuert an und versucht eine Fällung mit Schwefelwasserstoff. Arsen fällt dabei als gelbes Arsensulfid und kann weiter untersucht werden.

##### Erklärung

Der Nachweis beruht darauf, dass Zink und Säure naszierenden (sehr reaktiven) Wasserstoff bilden, der sofort mit Arsenik den Arsenwasserstoff bildet. Das Kupfersulfat dient dazu, die Reaktion durch Bildung eines Lokalelements an den Zinkstückchen zu beschleunigen.
    $\mathrm {As_{2}O_{3}\ _{(s)}+6\ Zn_{(s)}+12\ H_{3}O_{(aq)}^{+}\longrightarrow 2\ AsH_{3}\ _{(g)}+6\ Zn_{(aq)}^{2+}+3\ H_{2}O_{(l)}}$
    Arsen(III)-oxid reagiert mit Zink in saurer Lösung zu Arsenwasserstoff, Zink(II) und Wasser.

### Barium

Barium verbleibt im Trennungsgang in der Ammoniumcarbonatgruppe. Es lässt sich wie die meisten Erdalkaliionen bevorzugt mittels Flammenfärbung aufspüren.

#### Nachweis als Bariumsulfat
##### Durchführung

Zur Probelösung wird Sulfatlösung (z.B. verdünnte Schwefelsäure) geben. Mit Ba$^{2+}$ entsteht ein weißer Niederschlag.

##### Erklärung

    $\mathrm {Ba^{2+}+SO_{4}^{2-}\longrightarrow BaSO_{4}\downarrow }$
    Bariumkationen und Sulfatanionen reagieren zum weißen Bariumsulfat.

##### Störung

Calcium und Strontium stören.

### Bismut
#### Nachweis als Bismutiodid
##### Durchführung

Nach Zugabe von Iodidlösung fällt schwarzes Bismutiodid aus, welches sich im Iodidüberschuss als oranger Komplex löst.

##### Erklärung

Zunächst eine Fällungsreaktion zu schwarzem Bismutiodid:
    $\mathrm {Bi^{3+}+3\ I^{-}\longrightarrow BiI_{3}\downarrow }$
    Bismut(III)-Ionen und Iodid-Ionen reagieren zu Bismut(III)-iodid.
Im Überschuss von Iodidlösung kommt es zur Bildung eines orangen Komplexes:
    $\mathrm {BiI_{3}+I^{-}\longrightarrow [Bi(I)_{4}]^{-}}$
    Bismut(III)-iodid und Iodid-Ionen reagieren zum Tetraiodobismutat(III)-Komplex.

#### Nachweis als Bismut
##### Durchführung

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.

##### Erklärung

    $\mathrm {2\ Bi^{3+}+3\ Sn^{2+}\longrightarrow 2\ Bi\downarrow +3\ Sn^{4+}}$
    Bismut(III)-Ionen und Zinn(II)-Ionen reagieren zu elementarem Bismut und Zinn(IV)-Ionen.

#### Nachweis mittels Bismutrutsche
##### Durchführung

Zum Nachweis aus der Ursubstanz kann man die "Bismutrutsche" mit Thioharnstoff verwenden. Dieser Nachweis gilt als ziemlich sicher, da eventuell störende Ionen vorher ausfallen. Ein angefeuchtetes Filterpapier wird in der Mitte geknickt und in folgender Reihenfolge mit der Ursubstanz und den Fällungsmitteln beschichtet. Zunächst legt man die Ursubstanz auf das Filterpapier, dann Natriumfluorid, welches mit Aluminium und Eisen einen Komplex bildet, nun Natriumchlorid, welches Silber und Quecksilber fällt, es folgt Kaliumnatriumtartrat, das mit Antimon und Zinn einen Komplex bildet und schließlich Thioharnstoff als eigentliche Nachweisreagenz. Nun hält man das Filterpapier schräg und tropft verdünnte Salpetersäure darauf und lässt diese auf dem Filterpapier "rutschen". Bei Anwesenheit von Bismut entsteht ein zitronengelber Thioharnstoff-Komplex.

##### Erklärung

    $\mathrm {Bi^{3+}+3\ SC(NH_{2})_{2}\longrightarrow [Bi(SC(NH_{2})_{2})_{3}]^{3+}}$

### Blei
#### Nachweis als Bleiiodid
##### Durchführung

Gibt man zu der Analysenlösung etwas Kaliumiodid, so entsteht ein voluminöser gelber Niederschlag, der sich im Überschuss von Iodidlösung wieder löst.
Die Verbindung lässt sich auch Umkristallisieren: dafür erhitzt man die Lösung mit einem Bunsenbrenner, so dass das Blei(II)-iodid wieder in Lösung geht. Nach dem Abkühlen fällt das Bleiiodid wieder in gelben glitzernden Plättchen aus.

##### Erklärung

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

##### Störung

Der Nachweis wird durch viele andere Schwermetall-Kationen gestört, daher müssen diese vorher abgetrennt werden. Im Kationentrennungsgang erfolgt dies in der Salzsäuregruppe und in der Schwefelwasserstoffgruppe.

#### Nachweis als Bleichromat
##### Durchführung

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.

##### Erklärung

    $\mathrm {Pb^{2+}+CrO_{4}^{2-}\longrightarrow PbCrO_{4}\downarrow }$
    Blei(II)-Ionen und Chromat-Ionen reagieren zum schwer löslichen, gelbem Bleichromat.
    $\mathrm {2\ PbCrO_{4}+2\ NaOH\longrightarrow Pb_{2}(CrO_{4})(OH)_{2}+Na_{2}CrO_{4}}$
    Bleichromat reagiert mit Natronlauge zu rotbraunem basischem Bleichromat und Natriumchromat.

### Bor

Bor kommt im anorganischen Praktikum als Borat BO$_3$$^{3–}$ oder Borsäure H$_3$BO$_3$ vor.

### Borat

Die Standardreagenz dieser Stoffklasse ist Borax (Natriumborat), ein weißes bis gräulich gefärbtes Salz.

#### Borat-Nachweis als Methylester
##### Durchführung

Die Analysensubstanz wird mit Methanol und einigen Tropfen Schwefelsäure als Katalysator versetzt. Die Dämpfe werden in einem abgedunkelten Abzug vorsichtig angezündet. Der Nachweis ist positiv, wenn sich die Flamme grün färbt.

##### Erklärung

    $\mathrm {BO_{3}^{3-}+3\ CH_{3}OH\longrightarrow (CH_{3})_{3}BO_{3}+3\ OH^{-}}$
    Borat-Ionen und Methanol reagieren unter dem Katalysator Schwefelsäure zu Trimethylborat und Hydroxid-Ionen.
Die Dämpfe des Methanol/Trimethylborat-Gemisches werden entzündet. Es erscheint eine leuchtend grüne Flamme.
    $\mathrm {2\ (CH_{3})_{3}BO_{3}+9\ O_{2}\longrightarrow 6\ CO_{2}+9\ H_{2}O+B_{2}O_{3}}$
    Beim Verbrennen des Trimethylborats entsteht Kohlenstoffdioxid, Wasser und Bortrioxid

### Borsäure

Borsäure (Orthoborsäure) ist ein weißer Feststoff.

#### Mannito-Borsäure-Komplex
##### Durchführung

Ein wässriger Auszug wird mit 0,1 molarer Natronlauge auf einen pH-Wert von 7 eingestellt. Nach der Zugabe von 0,5 g Mannit wird der pH-Wert erneut vermessen. Ein deutliches Absinken des pH-Wertes zeigte die Anwesenheit von Borsäure in der Probe an.

##### Erklärung

Die sehr schwache Säure wird durch Umsetzung mit mehrwertigen Alkoholen wird in ihrer Säurestärke erheblich gesteigert:
Dies ist bedingt durch eine Verschiebung des Gleichgewichtes auf die rechte Seite hin zu einem Tetraoxoborat-Derivat in Folge einer Veresterung.

### Cadmium
#### Nachweis als Cadmiumsulfid

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 im Schwefelwasserstoffgruppe zu trennen. Insbesondere Kupferionen stören hier diesen Nachweis und müssen zuvor mit giftigem Kaliumcyanid „maskiert“ werden.

##### Durchführung

Kupfersalze müssen im Kationentrenngang vor dem Cadmiumnachweis aufwändig in einen farblosen Tetracyanidocuprat(II)-Komplex überführt werden: 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.

##### Erklärung

    $\mathrm {Cu^{2+}+4\ KCN\longrightarrow [Cu(CN)_{4}]^{2-}+4\ K^{+}}$
    Kupfer und Cyanid reagiert zum farblosen Tetracyanidocuprat(II)-Komplex
    $\mathrm {Cd^{2+}+S^{2-}\longrightarrow CdS\downarrow }$
    Cadmium(II)-Ionen und Sulfid-Ionen reagieren im wässrigen Milieu zum gelben Cadmiumsulfid, welches ausfällt.

### Carbonat
#### Carbonat-Nachweis nach Kohlendioxidentwicklung
##### Durchführung

Carbonat-Ionen (CO$_3$$^{2−}$) lassen sich durch Zugabe von Salzsäure nachweisen, bei der Kohlenstoffdioxid entsteht. Als Vorversuch kann man festes Analysegut mit konzentrierter Salzsäure versetzen. Eine Gasentwicklung (CO$_2$) deutet auf Carbonat hin. Bei Durchführung dieses Tests im Reagenzglas sollte die Flamme eines eingebrachten brennenden Spans erstickt werden.
Das entstehende Gas kann auch durch eine Fällungsreaktion identifiziert werden: Das gasförmige Kohlenstoffdioxid wird in Kalk- oder Barytwasser geleitet, z. B. über eine Rohrkonstruktion. Einfacher ist es, ein Gärröhrchen (Carbonatröhrchen), das an dem einen Ende in einem durchbohrten Stopfen steckt, mit Kalk- oder Barytwasser zu füllen und mit Stopfen auf das Reagenzglas mit Säure und Analysensubstanz zu stecken. Der Nachweis ist positiv wenn sich eine weiße Trübung von Calcium- bzw. Bariumcarbonat bildet.
Falls man Blasen sieht, aber die Kalk-/Barytwasserlösungen sich nicht trüben, kann es sein, dass das Carbonat zu schnell ausgetrieben wird. Dann bietet es sich an, eine schwächere Säure zu nehmen (z. B. Essigsäure) und das Gemisch länger im Wasserbad mit Gärröhrchen zu erwärmen. Die Trübung bildet sich dann mit der Zeit.

##### Erklärung

    $\mathrm {CO_{3}^{2-}+2\ HCl\longrightarrow CO_{2}\uparrow +2\ Cl^{-}+H_{2}O}$
    Carbonate reagieren mit Salzsäure zu gasförmigem Kohlendioxid, Chlorid und Wasser
    $\mathrm {Ba(OH)_{2}\ (aq)+CO_{2}\ (g)\longrightarrow BaCO_{3}\downarrow +H_{2}O\ (l)}$
    Bariumhydroxid und Kohlenstoffdioxid reagieren zu Bariumcarbonat und Wasser

##### Störung

Bei dem Versuch ist der störende Einfluss von Sulfit- und Thiosulfationen zu beachten. Diese können durch vorheriges Zutropfen von Wasserstoffperoxidlösung entfernt werden.

### Chrom

Chrom kommt in den klassischen Trennungsgängen in der Ammoniumsulfidgruppe im alkalischen Sturz vor und kann auch im Kaliumhydroxidauszug abgetrennt werden.

#### Nachweis als Chromat

Chrom(III)-salze ergeben bei der Reaktion mit dem „Alkalischen Bad“ (Ätznatron in konz. Wasserstoffperoxidlösung) gelbe Chromatlösungen, die im Sauren zu orangem Dichromat reagieren:
    $\mathrm {2\ Cr^{3+}+3\ H_{2}O_{2}+10\ OH^{-}\longrightarrow 2\ CrO_{4}^{2-}+8\ H_{2}O}$
    Chrom(III)-Ionen reagieren im alkalischen Bad zu gelben 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.
    ${\ce {2Cr^3+ + 3S2O8^2- + 21 H2O -> Cr2O7^2- + 6SO4^2- +14H3O+}}$
    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:
    ${\begin{array}{ll}&\mathrm {Cr_{2}O_{3}+2\ Na_{2}CO_{3}+3\ KNO_{3}} \\\longrightarrow &\mathrm {2\ Na_{2}CrO_{4}+3\ KNO_{2}+2\ CO_{2}} \end{array}}$
    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 oder Borax eine charakteristisch grüne Färbung mit Chrom(III)-Ionen auf.
Mit Bariumsalzen entsteht ein gelbes Bariumchromat. Hierfür wird alkalische Chromatlösung mit Eisessig sauer gemacht (pH 3-5) und mit Natriumactetat gepuffert. Anschließend kann mit Bariumchlorid ausgefällt werden. Bariumchromat löst sich in Salzsäure wieder.
    $\mathrm {Ba^{2+}+CrO_{4}^{2-}\longrightarrow BaCrO_{4}\downarrow }$
    Bariumsalzen fällen Chromate als gelbes Bariumchromat

#### Nachweis als Chrompentoxid
##### Durchführung

Die Lösung muss salpetersauer sein. Sie wird im Reagenzglas mit Ether überschichtet, mit einigen Tropfen Wasserstoffperoxid (30%) versetzt und geschüttelt. Bei einer blauen Etherschicht (oben) war Chrom vorhanden. Die Färbung verschwindet bald wieder und ist wenn überhaupt dann nur leicht blau.
    $\mathrm {Cr_{2}O_{7}^{2-}+4\ H_{2}O_{2}+2\ H_{3}O^{+}\longrightarrow 2\ CrO(O_{2})_{2}+7\ H_{2}O}$

##### Erklärung

Der blaue Komplex von Chrompentoxid (auch Chrom(VI)-peroxid oder Schmetterlingskomplex) ist nur in Ether stabil.

### Cobalt

Cobalt-Kationen werden im Kationentrennungsgang in der Ammoniumsulfidgruppe neben Nickel-Kationen als schwarzes Cobalt(II)-sulfid gefällt.
    $\mathrm {Co^{2+}+(NH_{4})_{2}S\longrightarrow CoS\downarrow +2\ NH_{4}^{+}}$
    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.
    $\mathrm {4\ CoS+O_{2}+2\ H_{2}O\longrightarrow 4[Co(OH)]S}$
    $\mathrm {2\ [Co(OH)]S+H_{2}S\longrightarrow Co_{2}S_{3}+2\ H_{2}O}$
    Cobaltsulfid reagiert in wässriger Lösung mit Sauerstoff zum Hydroxocobalt(III)-sulfid, welches mit Schwefelwasserstoff zum Cobalt(III)-sulfid weiterreagiert. Als Nebenprodukt entsteht Wasser.
Eine relativ aussagekräftige Vorprobe für Cobalt ist die Borax- und Phosphorsalzperle, die von Cobaltionen intensiv blau gefärbt wird.

#### Nachweis als Cobalthydroxid

Bei Zugabe einer starken Hydroxidlösung, z. B. Natriumhydroxidlösung 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.

#### Nachweis als Thiocyanatokomplex

Bei Zugabe von Thiocyanat (am besten festes Salz statt Lösung) entsteht je nach Konzentration eine pinkfarbene bis blaue Lösung. Der blaue Komplex kann mit einem organischen Lösungsmittel (z. B. Butanol) extrahiert werden.

##### Erklärung

    $\mathrm {Co^{2+}+SCN^{-}+5\ H_{2}O\longrightarrow [Co(H_{2}O)_{5}(SCN)]^{+}}$
    Cobalt-Kationen reagieren im wässrigen Milieu bei Zugabe von Thiocyanat-Ionen zum pinken Pentaaquathiocyanatocobalt(II)-komplex.

##### Störung

Der Nachweis mit Thiocyanat interferiert mit Eisen- und Kupfer-Kationen.

### Eisen

Eisen lässt sich mit Blutlaugensalzen aus der Ursubstanz nachweisen, falls kein weiterer Stoff mit dem Blutlaugensalz ebenfalls zu farbigen Niederschlägen reagiert, siehe Nachweisreagenzien#Blutlaugensalze.
Im Kationentrennungsgang fällt Eisen erstmals in der Hydrolysegruppe als braunes Eisenhydroxid: Zu dem Filtrat aus der Schwefelwasserstoffgruppe gibt man konzentrierte Salpetersäure um Fe$^{2+}$ zu Fe$^{3+}$ zu oxidieren. Dann gibt man dazu noch konzentriertes Ammoniakwasser.
    $\mathrm {Fe^{3+}+3\ NH_{3}+3\ H_{2}O\longrightarrow Fe(OH)_{3}\downarrow +3\ NH_{4}^{+}}$
    Eisen(III)-Kationen reagieren mit Ammoniak zu braunem Eisenhydroxid und Ammoniumionen
Danach erfolgt die Abtrennung in der Ammoniumsulfidgruppe:
    $\mathrm {2\ Fe(OH)_{3}+3\ (NH_{4})_{2}S\longrightarrow 2\ FeS\downarrow +6\ (NH_{4})OH+\ S\downarrow }$
    Eisenhydroxid und Ammoniumsulfid reagiert zu braunem Eisen(II)-sulfid und Ammoniumhydroxid

#### Eisen(II) mit rotem Blutlaugensalz

Hierfür wird die Analysenlösung mit verdünnter Salzsäure und rotem Blutlaugensalz versetzt. 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 Berliner Blau (auch Pariser Blau, Französischblau, Eisencyanblau, Turnbulls Blau, Bronzeblau, Preußisch Blau, Pottascheblau, Chinesischblau, Miloriblau, Stahlblau, Tintenblau, Tonerblau).

##### Erklärung

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 agieren können (engl.: charge transfer):
    $\mathrm {3\ Fe^{2+}+2\ K_{3}[Fe(CN)_{6}](aq)\longrightarrow Fe_{3}[Fe(CN)_{6}]_{2}+6\ K^{+}}$
    Eisen(II)-Ionen reagieren mit Kaliumhexacynanidoferrat(III) zu einem Eisenhexacyanidoferratkomplex und Kaliumionen

#### Eisen(III) mit gelbem Blutlaugensalz
##### Durchführung

Eisen(III)-Ionen 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.

##### Erklärung

    $\mathrm {4\ Fe^{3+}+3\ K_{4}[Fe(CN)_{6}](aq)\longrightarrow Fe_{4}[Fe(CN)_{6}]_{3}+12\ K^{+}}$
    Eisen(III)-Ionen reagieren mit Kaliumhexacyanidoferrat(II) zu einem Eisenhexacyanidoferratkomplex und Kaliumionen.
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) (rotem 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:
    $\mathrm {Fe^{2+}+[Fe(CN)_{6}]^{3-}\ \rightleftharpoons \ Fe^{3+}+[Fe(CN)_{6}]^{4-}}$

#### Eisen(III) mit Thiocyanat
##### Durchführung

Alternativ kann man Eisen(III)-salze (siehe Bild linkes Reagenzglas, hier als Beispiel Eisen(III)-chlorid) einsetzen. Die Analysenlösung wird mit verdünnter Salzsäure versetzt und in dieser kann dann durch Zugabe einer Thiocyanatlösung Eisen nachgewiesen werden. Als Reagenzien eignen sich Kaliumthiocyanat oder Ammoniumthiocyanat („Rhodanid“). Dieser Nachweis wird manchmal wegen der Färbung bei positiver Probe auch als „Stierblutprobe“ bezeichnet.
Die Probe ist sehr empfindlich und wird auch in der Spurenanalytik eingesetzt. Hier ist besonders sauberes Arbeiten nötig, um das Ergebnis nicht zu verfälschen (z. B. keinen Edelstahlspatel in die salzsaure Probelösung eintauchen). Sicherheitshalber auch eine Blindprobe durchführen um eine Verunreinigung der Salzsäure oder des Reagens' selbst durch Eisen, z. B. aus Rost, welcher in kleinsten Partikeln in der Luft vorhanden sein könnte, und somit ein falsch-positives Ergebnis, auszuschließen.

##### Erklärung

Es reagieren dabei die Eisen(III)-Kationen mit den Thiocyanat-Ionen zu einem blutroten Komplex, dem Pentaaquathiocyanatoeisen(III)-Ion. (siehe Bild rechtes Reagenzglas)
    $\mathrm {Fe^{3+}+\ SCN^{-}+5\ H_{2}O\longrightarrow [Fe(SCN)(H_{2}O)_{5}]^{2+}}$
    Eisen(III)-Ionen und Thiocyanat-Ionen reagieren in einem wässrigen Milieu zum Pentaaquathiocyanatoferrat(III)-komplex.

### Halogenide

Halogenide sind chemischen Verbindungen der 7. Hauptgruppe des PSE (Halogene) mit der Oxidationszahl -I und kommen in Salzen als einfach negativ geladene Ionen daher.

#### Nachweise mit Silbersalzlösung

Die Silbersalze der Halogenide Chlorid, Bromid und Iodid zeichnen sich durch ihre Schwerlöslichkeit aus. Aus salpetersaurer Lösung fallen sie als dicker („käsiger“) weißer (Chlorid) bzw. gelblicher (Bromid, Iodid) Niederschlag aus.
Zu beachten ist, dass Fluorid-Ionen, die ja auch unter die Halogenid-Ionen zählen, keinen Niederschlag mit Silbersalzlösung bilden, da Silberfluorid ein in Wasser gut lösliches Salz ist.

##### Durchführung

Zum Nachweis wird die Probelösung mit Salpetersäure HNO$_3$ angesäuert und mit etwas Silbernitratlösung AgNO$_3$ versetzt. Der Niederschlag von Silberchlorid AgCl ist in Ammoniumcarbonatlösung (NH$_4$)$_2$CO$_3$ löslich, wobei der Diamminsilber(I)-chlorid-Komplex [Ag(NH$_3$)$_2$]Cl entsteht. Der Niederschlag von Silberbromid AgBr löst sich in konzentrierter Ammoniaklösung NH$_{3aq}$, und der von Silberiodid AgI bleibt zurück.

##### Erklärung

Bei Iodid-Ionen (siehe Bild Reagenzglas 1): Ausbildung eines käsig-gelben Niederschlags. Silberiodid ist gänzlich unlöslich in Ammoniakwasser.
    $\mathrm {I^{-}+AgNO_{3}\longrightarrow AgI\downarrow +NO_{3}^{-}}$
    Iodid-Ionen reagieren mit Silbernitrat zu Silberiodid und Nitrat-Ionen.
Bei Bromid-Ionen (siehe Bild Reagenzglas 3): Ausbildung eines weiß/gelblichen Niederschlags.
    $\mathrm {Br^{-}+AgNO_{3}\longrightarrow AgBr\downarrow +NO_{3}^{-}}$
    Bromid-Ionen reagieren mit Silbernitrat zu Silberbromid und Nitrat-Ionen.
Silberbromid ist in konz. Ammoniakwasser etwas löslich. (Reagenzglas 4)
    $\mathrm {AgBr+2\ NH_{3}\longrightarrow [Ag(NH_{3})_{2}]^{+}+Br^{-}}$
    Silberbromid reagiert mit Ammoniakwasser zum löslichen Silberdiammin-Komplexion und Bromid-Ionen.
Bei Chlorid-Ionen (siehe Bild Reagenzglas 5): Ausbildung eines weißen Niederschlags.
    $\mathrm {Cl^{-}+AgNO_{3}\longrightarrow AgCl\downarrow +NO_{3}^{-}}$
    Chlorid-Ionen reagieren mit Silbernitrat zu Silberchlorid und Nitrat-Ionen.
Silberchlorid ist selbst in schwach konz. Ammoniakwasser recht gut löslich. (Reagenzglas 6)
    $\mathrm {AgCl+2\ NH_{3}\longrightarrow [Ag(NH_{3})_{2}]^{+}+Cl^{-}}$
    Silberchlorid reagiert mit Ammoniakwasser zum löslichen Silberdiammin-Komplexion und Chlorid-Ionen.
* AgCl (links); +NH$_3$ (rechts)
* AgBr (links); +NH$_3$ (rechts)
* AgI (links); +NH$_3$ (rechts)

##### Störung

Wenn man das Filtrat mit verdünnter Salpetersäure ansäuert, sollte das störende Ausfallen von Silbercarbonat vor der Zugabe von Silbernitratlösung verhindert werden.
Vor der Analyse sollte eine Sodaauszug vorgenommen werden, da z. B. Kupferionen stören, weil eine Kupfer(II)-salzlösung bei Zugabe von Ammoniak aufgrund der Bildung des Amminkomplexes [Cu(NH$_3$)$_4$]$^{2+}$ tiefblau wird.

##### Silberhalogenidfällungen mit Zink unterscheiden

Gibt man zu dem in Ammoniak gelösten Silberbromid elementarem Zink (Zn), so wird das Silber reduziert und somit Br$^−$ in der Lösung freigesetzt. Dieses lässt sich nun mit Chlorwasser über die braune Färbung nachweisen.
Auch der Silberiodid-Niederschlag kann mit Zn reduziert werden, wobei die freiwerdenden Iodid-Ionen in Lösung gehen können. Auch dieses kann durch versetzen mit Chlorwasser nachgewiesen werden (violette Färbung)

#### Nachweis als Brom und Iod

Eine weitere Unterscheidungsmöglichkeit für Bromid und Iodid ist die Zugabe von Chlorwasser oder (wenig) Chloramin T mit Salzsäure wobei die Halogenidionen zum Halogen oxidiert werden. Man gibt dann ein organisches Lösungsmittel wie n-Hexan hinzu und löst die Halogene durch kräftiges Schütteln in der organischen Phase ( Extraktion). Brom oder Iod kann dort einfach aufgrund der Färbung identifiziert werden. Alternativ kann man auch mit Chloroform extrahieren. Die organische Phase färbt sich braun bei Bromid und violett bei Iodid. Liegen beide Elemente vor, so ergibt sich eine Mischfarbe. Mit einiger Übung kann hier der Anteil der beiden Halogenide an der Mischung abgeschätzt werden. In sauerstoffhaltigen Lösungsmitteln wie Diethylether ist Iod braun.

##### Erklärung

Löst man Chloramin T in Wasser so entsteht Hypochlorit, welches wiederum in Salzsäure nicht stabil ist.
    $OCl^{-}+2\ HCl\longrightarrow Cl_{2}+H_{2}O+Cl^{-}$
    Hypochlorit mit Salzsäure synproportioniert zu Chlor und Chlorid.
Aufgrund der elektrochemischen Spannungsreihe entsteht zunächst Iod und anschließend Brom.
    $\mathrm {2\ I^{-}+Cl_{2}\longrightarrow I_{2}\uparrow +2\ Cl^{-}}$
    Iodid-Ionen werden durch Chlor zu elementarem Iod oxidiert, welches sich in Hexan mit einer dunkelvioletten Färbung löst.
    $\mathrm {2\ Br^{-}+Cl_{2}\longrightarrow Br_{2}\uparrow +2\ Cl^{-}}$
    Bromid-Ionen werden durch Chlor zu elementarem Brom oxidiert, welches sich in Hexan mit einer braunorangenen Färbung löst.
Die Folgereaktion zu Bromchlorid färbt die Lösung weingelb.
    $\mathrm {Br_{2}+Cl_{2}\longrightarrow 2\ BrCl}$
    Brom und Chlor reagieren zum weingelbem Bromchlorid

##### Störung

Gestört wird dieser Nachweis, wenn die zu untersuchende Lösung gleichzeitig Sulfid- oder Thiosulfat-Anionen enthält. In diesem Fall fällt gelbweißer Schwefel als Trübung aus, da das Chlorwasser Sulfid zu Schwefel oxidiert. Auch darf der pH-Wert nicht über 8 liegen, da Halogene im alkalischen zu Hypohalogenitionen reagieren.
Im Überschuss von Chloramin T kann die Lösung farblos werden, daher am besten nur eine 10-prozentige Lösung ansetzen.

### Brom

Brom fällt in anorganischen Salzen als Bromid- und Bromatanion an.

#### Bromid

Bromid kann mit den anderen Halogeniden nachgewiesen werden.

##### Nachweis von Bromid mit Schwefelsäure

Eine weitere Möglichkeit ist, die Substanz mit konzentrierter Schwefelsäure zu erhitzen, wobei braune Dämpfe aufsteigen (elementares Brom). Hält man ein Filterpapier, das man mit Fluorescein (z. B. von einem gelben Textmarker) versehen und angefeuchtet hat, über das Reagenzglas, färben die braunen Dämpfe das Papier an der entsprechenden Stelle braunrot.

### Chlor

Chlor fällt in anorganischen Salzen als Chlorid, Chlorit, Hypochlorit, Chlorat und Perchlorat an.

#### Chlorid

Chloride können mit den anderen Halogeniden nachgewiesen werden.

#### Perchlorat

Perchlorate können als Kaliumperchlorat nachgewiesen werden.

##### Durchführung

Ein Teil der Urprobe wird mit einer Kaliumlösung versetzt und danach gut abgekühlt (Eiswasser). Ein feinkristalliner Niederschlag zeigt das Vorliegen von Perchlorat an.
    $\mathrm {ClO_{4}^{-}+K^{+}\rightarrow KClO_{4}\!\downarrow }$

### Iod

Iod fällt in anorganischen Salzen als Iodidanion I$^−$ und Iodatanion IO$_3$$^−$ an.

#### Iodid

Iodide in Lösung ergeben, erhitzt mit konzentrierter Schwefelsäure, violette Dämpfe von elementarem Iod. Sie können mit den anderen Halogeniden nachgewiesen werden. Wichtig ist ebenfalls die Unterscheidung von Iodid und Iodat.

#### Unterscheidung von Iodid und Iodat (nach Kaiser)

Die Unterscheidung von Iodid und Iodat nach Kaiser dient zum selektiven Nachweis von Iodid (auch Bromid) und Iodat nebeneinander in Substanzproben und −gemischen. Die Methode ist als Adaption und Verallgemeinerung der Anwendbarkeit der Iodidnachweise, die in Lehrbüchern, wie zum Beispiel Jander/Blasius: „Lehrbuch der analytischen und präparativen anorganischen Chemie“, aufgeführt werden, zu sehen.

###### Durchführung

Die Probe (bei unlöslichen Proben der Sodaauszug) wird in einem Reagenzglas langsam mit verdünnter Salpetersäure (c ≈ 3 mol/L) leicht angesäuert, bis die Gasentwicklung aufhört (es kann auch mit Indikatorpapier nachgeprüft werden) und dann mit Chloroform unterschichtet. Färbt sich das Chloroform dabei braun oder violett, so ist dieses abzutrennen und die Probe zwei weitere Male mit Chloroform auszuschütteln, bis eine Färbung beim Unterschichten ausbleibt.
Die so behandelte Probe wird mit 30%igem Wasserstoffperoxid versetzt und geschüttelt, gegebenenfalls unter leichtem Erwärmen. Tritt hierbei eine violette Färbung des Chloroforms auf, so war Iodid zugegen; eine Braunfärbung weist auf Bromid hin. Liegen beide Halogenide vor, treten die Färbungen nacheinander auf.
Die angesäuerte, mit Chloroform unterschichtete Probe (s.o.) wird mit Zinkstaub versetzt und leicht erwärmt, womit nascierender Wasserstoff erzeugt wird. Eventuell vorhandenes Iodat wird von diesem zum Iod reduziert und das Chloroform färbt sich violett. Man sollte hierbei die Gasentwicklung im Reagenzglas im Auge behalten, da es unter Umständen zur Entzündung des Wasserstoffs am Brenner kommen kann.

###### Erklärung

    $\mathrm {2\,I^{-}+H_{2}O_{2}+2\,H^{+}\rightarrow 2\,H_{2}O+\,I_{2}}$
    $\mathrm {2\,Br^{-}+H_{2}O_{2}+2\,H^{+}\rightarrow 2\,H_{2}O+\,Br_{2}}$
Iodid und Bromid werden hierbei von Wasserstoffperoxid im sauren Millieu zu Iod bzw. Brom oxidiert, die jeweils die Färbungen des Chloroforms verursachen.
    $\mathrm {2\,IO_{3}^{-}+10\,H_{nasc.}+2\,H^{+}\rightarrow 6\,H_{2}O+\,I_{2}}$

### Fluorid

Fluorid ist ein Halogenid, lässt sich jedoch nicht mit den gleichen Nachweisen wie die übrigen Halogenide aufspüren.

#### Bleitiegelprobe / Wassertropfenprobe
##### Durchführung

Zum Nachweis der Fluorid-Anionen wird eine kleine Portion der Probe in einen Bleitiegel gegeben, mit gepulverter Kieselsäure oder Natriumsilicat versetzt und vermischt. Anschließend überschichtet man vorsichtig mit Schwefelsäure. Es bildet sich das gasförmige Siliciumtetrafluorid.
Man verschließt den Tiegel mit einer PVC-Platte, an deren Unterseite sich ein kleiner Wassertropfen befindet (dieser darf natürlich nicht in die Probe hängen) und lässt ihn ungefähr eine Minute stehen. Das SiF$_4$ reagiert mit dem Wasser wieder zu weißem Siliciumoxid, das sich kraterförmig im Tropfen absetzt.
Eine Alternative zur PVC-Platte mit Wassertropfen ist ein schwarzes Filterpapier, das angefeuchtet wird. Das entweichende SiF$_4$-Gas zersetzt sich dort zu SiO$_2$, was an einem weißen Fleck erkennbar ist.
Ohne Kieselgel oder Natriumsilicat kommt man bei der Bleitiegelprobe / Wassertropfenprobe aus, wenn man einen Deckel mit Öffnung verwendet, auf dem sich Glas befindet (z. B. Objektträger). Man befeuchtet die Probe im Bleitiegel mit Schwefelsäure, der entweichende Fluorwasserstoff ätzt das Glas an (vgl #Ätzprobe / Kriechprobe).

##### Erklärung

    $\mathrm {2\ F^{-}+H_{2}SO_{4}\longrightarrow SO_{4}^{2-}+2\ HF}$
    Fluorid-Ionen reagieren mit Schwefelsäure zu Sulfat-Ionen und Fluorwasserstoff.
    $\mathrm {SiO_{2}+4\ HF\rightleftharpoons SiF_{4}+2\ H_{2}O}$
    Siliciumdioxid reagiert mit Fluorwasserstoff zu Silicumtetrafluorid und Wasser.

#### Ätzprobe / Kriechprobe
##### Durchführung

Für den Nachweis durch die Ätzprobe werden 10 bis 20 Tropfen konzentrierte Schwefelsäure in ein sauberes trockenes Reagenzglas gegeben. Um sich davon zu überzeugen, dass das Glas zu diesem Zeitpunkt noch nicht angeätzt ist, schüttelt man kurz. Dabei beobachtet man, dass die Schwefelsäure sich an den glatten Reagenzglaswänden wie ein viskoses Öl verhält. Anschließend gibt man eine fluoridhaltige Substanz zu. Man erhitzt nun für etwa fünf Minuten vorsichtig über der entleuchteten Bunsenbrennerflamme. Man stellt beim erneuten Umschwenken fest, dass sich ein deutlicher Abperl-Effekt an den nun aufgerauten Reagenzglaswänden zeigt. Das Reagenzglas ist hinterher nicht mehr brauchbar.

##### Erklärung

    $\mathrm {2\ F^{-}+H_{2}SO_{4}\longrightarrow SO_{4}^{2-}+2\ HF}$
    Fluorid-Ionen reagieren mit Schwefelsäure zu Sulfat-Ionen und Fluorwasserstoff.

### Kalium

Kalium verbleibt im Trennungsgang in der löslichen Gruppe. Es lässt sich wie die meisten Alkalikationen bevorzugt mittels Flammenfärbung aufspüren.

#### Nachweis als Kaliumperchlorat
##### Durchführung

Zur Probelösung werden einige Tropfen Perchlorsäure (65 %) gegeben. Es fällt ein weißer Niederschlag aus. Zur Sicherheit wird mit dem Niederschlag noch eine Flammenfärbung durchgeführt (Cobaltglas!). Falls ein Spektrometer zur Verfügung steht, wird natürlich auch dieses verwendet. Der Nachweis ist nicht sehr empfindlich.

##### Erklärung

    $\mathrm {K^{+}+ClO_{4}^{-}\longrightarrow KClO_{4}}$
    Kalium-Ionen und Perchlorat-Ionen reagieren zum weißen Kaliumperchlorat.
Perchlorsäure ist die stärkste anorganische Säure und verdrängt alle anderen Säuren aus ihren Salzen.

### Kupfer

Tipp: Kupfer(II)-salze färben Lösungen meist bläulich.
Eine mögliche Vorprobe ist die Borax und Phosphorsalzperle, welche in der Oxidationsflamme grün und in der Reduktionsflamme rötlich gefärbt ist.
Im Kationentrennungsgang fällt es in der Schwefelwasserstoffgruppe aus:
    $\mathrm {Cu^{2+}+H_{2}S+2\ H_{2}O\longrightarrow CuS\downarrow +\ 2\ H_{3}O^{+}}$
    Kupfer(II)-Kationen reagieren mit Schwefelwasserstoff zu schwarzem Kupfer(II)-sulfid

#### Nachweis als Kupfertetramminkomplex
##### Durchführung

Versetzt man die Analysenlösung mit Ammoniakwasser so bilden sich bei pH-Werten über 8 tiefblaue Komplexsalz-Lösungen (siehe Bild mittiges Reagenzglas).

##### Erklärung

    ${\ce {Cu^{2+}(aq) \ + 4 NH_{4}^{+}(aq) \ + 4 OH^{-}(aq) -> [Cu(NH_3)_4]^{2+}\ + 4 H2O (l)}}$
    Kupfer(II)-Ionen und Ammoniakwasser reagieren zum tiefblauen Komplex-Ion Tetraamminkupfer(II)

##### Störungen

Ni(II)-Ionen bilden ebenfalls blaue Komplexe, die nur geringfügig heller sind.

#### Nachweis als Kupferhexacyanidoferrat
##### Durchführung

Eine weitere Variante Kupfer(II)-Ionen nachzuweisen erfolgt mit einer Kaliumhexacyanidoferrat(II)-lösung (Gelbes Blutlaugensalz, früher: Kaliumhexacyanoferrat-II). Nach Zugabe von Blutlaugensalz zur Analysenlösung fällt ein braunroter Niederschlag aus (siehe Bild, rechtes Reagenzglas).

##### Erklärung

    $\mathrm {2\ Cu^{2+}+K_{4}[Fe(CN)_{6}]\longrightarrow Cu_{2}[Fe(CN)_{6}]+4\ K^{+}}$
    Kupfer(II)-Ionen und Kaliumhexacyanidoferrat(II) reagieren zum roten Komplex Kupfer(II)-hexacyanidoferrat(II) und Kalium-Ionen

#### Nachweis als Kupferthiocyanat
##### Durchführung

Bei Reaktion von Thiocyanat-Ionen mit Kupfer(II)-Ionen beobachtet man zunächst eine grüne Färbung der Lösung (siehe Bild linkes Reagenzglas). Beim Vorhandensein von Thiocyanat-Ionen oder Kupfer(II)-Ionen im Überschuss bildet sich ein schwarzer Niederschlag. (siehe Bild mittiges Reagenzglas) Wird der Niederschlag mit Sulfit-Ionen behandelt, so löst sich der schwarze Niederschlag und es bildet sich ein weißer Niederschlag. (Redoxreaktion, siehe Bild rechtes Reagenzglas)

##### Erklärung

$\mathrm {2\ SCN^{-}+Cu^{2+}\longrightarrow Cu(SCN)_{2}\downarrow }$ Reaktion: Thiocyanat-Ionen reagieren mit Kupfer(II)-Ionen zu schwarzem, wasserunlöslichem Kupfer(II)-thiocyanat.
${\begin{array}{ll}&\mathrm {2\ Cu(SCN)_{2}+SO_{3}^{2-}+3\ H_{2}O} \\\longrightarrow &\mathrm {2\ CuSCN\downarrow +2\ SCN^{-}+SO_{4}^{2-}+2\ H_{3}O^{+}} \end{array}}$ Reaktion: Schwarzes Kupfer(II)-thiocyanat reagiert mit Sulfit-Ionen im wässrigen Milieu zu weißem Kupfer(I)-thiocyanat, Thiocynanat-Ionen, Sulfat-Ionen und Wasserstoff-Ionen.

### Lithium

Lithium bleibt im Kationentrennungsgang in der löslichen Gruppe zurück. Wer versuchen möchte es zu fällen, kann versuchen, dies durch Eindampfen und Aufnahme mit konz. Salzsäure als Lithiumchlorid zu erreichen. Zum Abtrennen kann man sich zu nutze machen, dass es sich als einziges Alkalichlorid in Amylalkohol löst.
Nasschemische Nachweise von Lithium sind schwierig. Die karminrote Flammenfärbung ist der einzig wirklich einfache und sichere Nachweis, im Handspektroskop weist Lithium eine rote Linie bei 670,8 nm und eine schwächere orange bei 610,3 nm auf.

#### Nachweis als Lithiumphosphat
##### Durchführung

Die Lösung wird stark alkalisch gemacht und festes Dinatriumhydrogenphosphat hinzugegeben. Nach einiger Zeit sollte sich ein Niederschlag bilden, welcher im Sauren löslich ist. Ansonsten kann man versuchen, mehr Na$_2$HPO$_4$ hinzuzugeben. Die Lösung muss jedoch wirklich viel Li$^+$ enthalten, damit es funktioniert.

##### Erklärung

    $\mathrm {3\ Li^{+}+HPO_{4}^{2-}+OH^{-}\longrightarrow Li_{3}PO_{4}\downarrow +H_{2}O}$

### Magnesium

Magnesium verbleibt im Trennungsgang in der löslichen Gruppe. Erstes Anzeichen für Magnesium in der Probe kann eine sprühende Flamme (vgl. Wunderkerze) sein. Zum Nachweis muss stets sehr sauber abgetrennt werden, was Magnesium in Gemischen schwer nachweisbar macht.

#### Nachweis als Ammoniummagnesiumphosphat
##### Durchführung

Die Lösung wird mit konz. Ammoniakwasser alkalisch gemacht und Ammoniumchlorid und Natriumhydrogenphosphat hinzuzugeben. Nach Erwärmen (~5 min) entsteht ein weißer Niederschlag. Unter dem Mikroskop sehen die Kristalle wie "Sargdeckel" aus: Vergleichsbild.

##### Erklärung

$\mathrm {Mg^{2+}+NH_{4}^{+}+PO_{4}^{3-}+6\ H_{2}O\longrightarrow MgNH_{4}PO_{4}\cdot 6\ H_{2}O\downarrow }$

##### Störung

Calcium, Strontium, Barium und Zink stören, weil sie ebenfalls einen Niederschlag bilden. Die Kristallform ist jedoch charakteristisch.

#### Nachweis als Chinalizarin-Farblack
##### Durchführung

Die mit verdünnter Salzsäure angesäuerte Lösung wird mit Chinalizarin-Lösung versetzt und mit Natronlauge stark alkalisiert. Falls ein kornblumenblauer Niederschlag ausfällt, ist dies ein positiver Hinweis auf Magnesium.

##### Störung

Aluminium, Beryllium, Bor, Calcium, Cobalt, Fluoride, Gallium, Indium, Nickel, Zink stören.

#### Nachweis als Thiazolgelb-Farblack
##### Durchführung

Die Probe wird in Wasser gelöst und mit verdünnte Salzsäure angesäuert. Anschließend wird sie mit einem Tropfen der Thiazolgelb-Lösung (auch Titangelb genannt, obwohl kein Titan vorkommt) versetzt und mit verdünnter Natronlauge alkalisch gemacht. Bei Anwesenheit von Magnesium entsteht ein hellroter Niederschlag.

##### Störung

Nickel-, Zink-, Mangan- und Cobalt-Ionen stören diesen Nachweis und sollten vorher als Sulfide ausgefällt werden.

### Mangan
#### Nachweis als Braunstein
##### Durchführung

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

##### Erklärung

    $\mathrm {Mn^{2+}+H_{2}O_{2}+2\ OH^{-}\longrightarrow MnO(OH)_{2}\downarrow +H_{2}O}$
    Farblose Mangan(II)-Ionen reagieren mit Wasserstoffperoxid in alkalischer Lösung zu braunem Manganoxidhydroxid (Braunstein) und Wasser.

#### Nachweis als Permanganat

Das Mangan(IV)-oxid-hydroxid „Braunstein“ wird dann durch Kochen in konz. Salpetersäure gelöst und mit Blei(IV)-oxid zum violetten Permanganat aufoxidiert:
    $\mathrm {2\ Mn^{2+}+5\ PbO_{2}+4\ H^{+}} \longrightarrow 2\ MnO_{4}^{-}+5\ Pb^{2+}+2\ H_{2}O$
    Braune Mangan(IV)-Ionen reagieren mit Blei(IV)-oxid in Wasser zu violetten Permanganat-Ionen, Blei(II)-Ionen und Wasserstoff-Ionen.
Ist die Aufschwemmung durch Blei(IV)-oxid zu dunkel, füllt man vorsichtig etwas Wasser auf, welches sich verfärbt. Das Verfahren eignet sich auch als Vorprobe, wird aber von Iodid gestört.

#### Nachweis über Oxidationsschmelze
##### Durchführung

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

##### Erklärung

    $\mathrm {MnO_{2}+Na_{2}CO_{3}+KNO_{3}\longrightarrow Na_{2}MnO_{4}+CO_{2}\uparrow +KNO_{2}}$
    Mangan(IV)oxid reagiert mit Natriumcarbonat und Kaliumnitrat zu Natriummanganat(VI) (blaugrün), Kohlenstoffdioxid und Kaliumnitrit.

### Molybdän

Molybdän kommt im KTG in der Schwefelwasserstoffgruppe, genauer in der Arsen-Gruppe vor.

#### Vorprobe als Molybdänblau

Man kocht etwas Ursubstanz mit wenig Zinnchlorid und 20 mL konz. Schwefelsäure in einer offenen Schale fast bis zur Trockene ab. Beim Erkalten tritt eine intensive Blaufärbung ein, die von einem Oxid der ungefähren Zusammensetzung Mo$_3$O$_8$ (=MoO$_3$·Mo$_2$O$_5$) hervorgerufen wird.

##### Störungen

Wolfram bildet ein himmelblaues Oxid (Wolframblau) und Vanadium zeigt ebenfalls eine hellblaue Färbung.

#### Nachweis als Molybdophosphat
##### Durchführung

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.

##### Erklärung

    ${\begin{array}{ll}&\mathrm {Mo^{6+}+Na_{2}HPO_{4}+3\ NH_{4}Cl+H_{2}O} \\\longrightarrow &\mathrm {(NH_{4})_{3}[Mo(PO_{4})]\downarrow +2\ NaCl+Cl^{-}+H_{3}O^{+}} \end{array}}$
    Molybdän-Ionen reagieren mit Natriumhydrogenphosphat und Ammoniumchlorid zu gelbem Ammoniummolybdophosphat, welches ausfällt, sowie Natriumchlorid und Salzsäure.
    ${\begin{array}{ll}&\mathrm {Mo^{6+}+Na_{2}HPO_{4}+3\ KCl+H_{2}O} \\\longrightarrow &\mathrm {K_{3}[Mo(PO_{4})]\downarrow +2\ NaCl+Cl^{-}+H_{3}O^{+}} \end{array}}$
    Molybdän-Ionen reagieren mit Natriumhydrogenphosphat und Kaliumchlorid zu gelbem Kaliummolybdophosphat, welches ausfällt, sowie Natriumchlorid und Salzsäure.

### Natrium

Natrium verbleibt im Trennungsgang in der löslichen Gruppe. Es lässt sich wie die meisten Alkalikationen bevorzugt mittels Flammenfärbung aufspüren. Dort muss es jedoch lange (mindestens 3 Minuten) zu sehen sein, da Natriumverunreinigungen überall vorkommen (z.B. Handschweiß). Weil fast alle Natriumsalze gut löslich sind, ist es schwierig Natrium nasschemisch mit Fällungsreaktionen zu finden.

#### Nachweis als Natriumhexahydroxoantimonat(V)
##### Durchführung

Die Lösung wird stark alkalisch gemacht und auf einem Uhrglas mit einigen Tropfen K[Sb(OH)6]-Lösung versetzt. Nach einer Viertelstunde bildet sich ein weißer feinkristalliner Niederschlag, der sich mit Wasser nicht abspülen lässt und sich sandig anfühlt.

##### Erklärung

    $\mathrm {Na^{+}+[Sb(OH)_{6}]^{-}\longrightarrow Na[Sb(OH)_{6}]\downarrow }$

##### Störung

Lithium und Ammonium stören, weil sie ebenfalls einen Niederschlag bilden. Der Versuch funktioniert nur mit konzentrierter Natriumlösung

#### Nachweis als Natrium-Magnesium-triuranyl-nonaacetat
##### Durchführung

Die Lösung wird essigsauer gemacht und mit ein paar Tropfen Magnesiumuranylacetat-Lösung versetzt. Nach einiger Zeit fallen gelbe Kristalle aus.

##### Erklärung

    ${\begin{aligned}&\mathrm {Na^{+}+Mg^{2+}+3\ UO_{2}^{2+}+9\ {CH_{3}COO^{-}}+9\ H_{2}O} \\\longrightarrow &\mathrm {NaMg(UO_{2})_{3}(CH_{3}COO)_{9}\cdot 9\ H_{2}O\downarrow } \end{aligned}}$

##### Störung

Lithium stört, weil es ebenfalls einen Niederschlag bildet.

### Nickel

Nickelsalze fallen im Trennungsgang in der Ammoniumsulfidgruppe als schwarze Sulfide aus.
    $\mathrm {Ni^{2+}+(NH_{4})_{2}S\longrightarrow NiS\downarrow +2\ NH_{4}^{+}}$
    Nickel(II)-Ionen reagieren mit Ammoniumsulfid zu 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.
    $\mathrm {Ni_{(aq)}^{2+}+2\ Na_{(aq)}^{+}2\ OH_{(aq)}^{-}\longrightarrow Ni(OH)_{2}\downarrow +2\ Na_{(aq)}^{+}}$
    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.
    ${\ce {Ni^{2+}_{(aq)}\ + 2NH_{4}^{+}_{(aq)}\ + 2OH^{-}_{(aq)}-> Ni(OH)2 v _{(s)}+ 2 NH_{4}^{+}_{(aq)}}}$
    Nickel(II)-Ionen reagieren im wässrigen Milieu mit Ammoniakwasser 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 Ammoniakwasser zu blauen, wasserlöslichen Hexaaminnickel(II)-Ionen und Hydroxid-Ionen.

#### Nachweis mit DAD
##### Durchführung

Man versetzt die zuvor alkalische gemachte Analysenlösung mit einer alkoholischen Lösung von Diacetyldioxim (=Dimethylglyoxim), die auch Tschugajews Reagens genannt wird. Es bildet sich ein himbeerroter voluminöser Niederschlag, der in verdünnten Mineralsäuren wieder zerfällt. In Natronlauge und in Gegenwart von starken Oxidationsmitteln wie Peroxodisulfat erscheint eine ebenfalls intensiv rote, jedoch lösliche Nickel(III)-Verbindung.

##### Erklärung

    Diacetyldioxim bildet mit Nickel in alkalischer Lösung einen Chelatkomplex.

### Stickstoff

Anorganisch gebundener Stickstoff kommt als NH$_4$$^+$ Ammoniumkation sowie in den Anionen Cyanid CN$^−$, Thiocyanat SCN$^−$, Nitrat NO$_3$$^–$ und Nitrit NO$_2$$^–$ vor.

### Ammonium
#### Nachweis mittels Kreuzprobe
##### Durchführung

In einem Uhrglas wird angefeuchtetes Universalindikatorpapier befestigt, in ein zweites Uhrglas gibt man die Probe, etwas Natronlauge und einige Tropfen Wasser und bedeckt nun das zweite Uhrglas mit dem ersten. Eine Blaufärbung des Indikatorpapiers zeigt Hydroxidionen, die durch Ammoniak entstanden sind, das aus dem Ammoniumsalz freigesetzt wurde. Das Indikatorpapier kann dabei nicht die Lauge, die durch das NaOH eingebracht wurde, anzeigen, weil dieses die wässrige Lösung nicht verlassen können. Das Indikatorpapier sollte also nicht in die Lösung fallen. Zum Vergleich legt man meist außerhalb der beiden Uhrgläser nochmal einen Streifen Indikatorpapier darüber und befeuchtet ihn mit dest. Wasser, das auch schon leicht alkalisch ist.

##### Erklärung

    $\mathrm {NH_{4}^{+}+OH^{-}\longrightarrow NH_{3}\uparrow +H_{2}O}$
    Ammonium-Ionen und Hydroxid-Ionen reagieren zu gasförmigem Ammoniak und Wasser.

#### Nachweis mittels Neßlers-Reagenz
##### Durchführung

Beim Nachweis mit der Neßlers-Reagenz wird eine Kaliumtetraiodomercurat(II)-lösung mit Natronlauge alkalisiert. 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.

##### Erklärung

    ${\begin{array}{ll}&\mathrm {NH_{4}^{+}+2\ K_{2}[HgI_{4}]+3\ NaOH+OH^{-}} \\\longrightarrow &\mathrm {[Hg_{2}N]I\downarrow +4\ KI+3\ NaI+4\ H_{2}O} \end{array}}$
    Ammonium-Ionen, Kaliumtetraiodomercurat(II), Natronlauge und Hydroxid-Ionen reagieren zum Iodidsalz der Millonschen Base, die in wässriger Lösung ausflockt, Kaliumiodid, Natriumiodid und Wasser.

### Cyanid
#### Nachweis als Berliner Blau
##### Durchführung

Zur Prüfung auf Cyanid-Ionen in einer Probe wird, sofern noch nicht geschehen, die Probe mit Natronlauge auf pH-Wert 8 bis 9 alkalisiert. Anschließend wird Eisen(II)-sulfatlösung im Unterschuss hinzugegeben und diese Mischung mit fächelnder Flamme bis zur Trocknung eingedampft (Arbeit unter dem Abzug unabdingbar! Giftige Cyaniddämpfe können entweichen!). Anschließend wird der Rückstand mit verdünnter Salzsäure gelöst, es entsteht eine klare Lösung, die mit verdünnter Eisen(III)chloridlösung versetzt wird. Bei Anwesenheit von Cyanid bildet sich das tiefblaue Pigment Berliner Blau.

##### Erklärung

    $\mathrm {6\ CN^{-}+Fe^{2+}\longrightarrow [Fe(CN)_{6}]^{4-}}$
    Cyanid-Ionen reagieren mit Eisen(II)-Ionen zu Hexacyanidoferrat(II)-Ionen.
    $\mathrm {3\ [Fe(CN)_{6}]^{4-}+4\ Fe^{3+}\longrightarrow Fe_{4}[Fe(CN)_{6}]_{3}\downarrow }$
    Hexacyanoferrat(II)-Ionen reagieren mit Eisen(III)-Ionen zu blauem Eisen(III)hexacyanoferrat(II).

#### Nachweis mit Polysulfiden
##### Durchführung

Alternativ können Cyanide mit Polysulfiden zu Thiocyanat umgesetzt werden. Dazu werden einige Tropfen Ammoniumpolysulfidlösung (gelbes Ammoniumsulfid) zu der in Wasser gelösten Ursubstanz gegeben. Die Lösung wird bis zur Trocknung erhitzt und der Rückstand in wenig verdünnter Salzsäure suspendiert. Anschließend wird filtriert. Die klare Lösung wird mit wenig verdünnter Eisen(III)-chloridlösung versetzt. Beim Entstehen einer tiefroten Färbung, hervorgerufen durch Eisen(III)-thiocyanat, war Cyanid zugegen.

##### Erklärung

    $\mathrm {x\ CN^{-}+S_{x+1}^{2-}\longrightarrow x\ SCN^{-}+S^{2-}}$
    Cyanid-Ionen reagieren mit Polysulfid-Ionen zu Thiocyanat-Ionen und Sulfid-Ionen.
    $\mathrm {3\ SCN^{-}+Fe^{3+}\longrightarrow Fe(SCN)_{3}}$
    Thiocyanat-Ionen reagieren mit Eisen(III)-Ionen zu blutrotem Eisen(III)-thiocyanat.

### Thiocyanat
#### Stierblutprobe

Thiocyanat-, oder auch Rhodanid-Ionen werden qualitativ mit der „Stierblutprobe“ nachgewiesen. Diese Reaktion wird auch zum Nachweis von Eisen mit Thiocyanatlösung eingesetzt.

##### Durchführung

Dabei wird der zu untersuchenden Lösung eine gesättigte Eisen(III)-chlorid-Lösung zugegeben. Erscheint eine intensiv „stierblutrote“ Färbung, so waren Thiocyanat-Ionen vorhanden.

##### Erklärung

    $\mathrm {SCN^{-}+Fe^{3+}+5\ H_{2}O\longrightarrow [Fe(SCN)(H_{2}O)_{5}]_{aq}^{2+}}$
    Reaktion: Thiocyanat-Ionen und Eisen(III)-Ionen reagieren im wässrigen Milieu zum Komplex Pentaaquathiocyanatoferrat(III), welcher blutrot erscheint.

#### Nachweis mit Kupfersulfat

Ein weiterer spezifischer Nachweis kann mit Kupfersulfatlösung erfolgen.

##### Durchführung

Zur in Wasser gelösten Ursubstanz wird frisch bereitete Kupfer(II)-sulfat zugegeben. Bei Reaktion von Thiocyanat-Ionen mit Kupfer(II)-Ionen beobachtet man zunächst eine grüne Färbung der Lösung (siehe Bild linkes Reagenzglas). Beim Vorhandensein von Thiocyanat-Ionen oder Kupfer(II)-Ionen im Überschuss bildet sich ein schwarzer Niederschlag. (siehe Bild mittiges Reagenzglas) Wird der Niederschlag mit Sulfit-Ionen behandelt, so löst sich der schwarze Niederschlag und es bildet sich ein weißer NS. (Redoxreaktion, siehe Bild rechtes Reagenzglas)

##### Erklärung

$\mathrm {2\ SCN^{-}+Cu^{2+}\longrightarrow Cu(SCN)_{2}\downarrow }$ Reaktion: Thiocyanat-Ionen reagieren mit Kupfer(II)-Ionen zu schwarzem, wasserunlöslichem Kupfer(II)-thiocyanat.
${\ce {2Cu(SCN)2 + SO3^2- + 3 H2O -> 2CuSCN v + 2SCN- + SO4^2- + 2H3O+}}$ Reaktion: Schwarzes Kupfer(II)-thiocyanat reagiert mit Sulfit-Ionen im wässrigen Milieu zu weißem Kupfer(I)-thiocyanat, Thiocyanat-Ionen, Sulfat-Ionen und Oxonium-Ionen.

### Nitrat
#### Nitratnachweis mittels Ringprobe
##### Durchführung

Zum Nitratnachweis mittels Ringprobe wird die Analysensubstanz mit einigen Tropfen Eisen(II)-sulfat-Lösung und verdünnter Schwefelsäure versetzt. Anschließend hält man das Reagenzglas schräg und lässt am Rand vorsichtig einige Tropfen konzentrierter Schwefelsäure herunterlaufen, um die Lösung zu unterschichten. Eine ringförmige Braunfärbung an der Grenzschicht zeigt Nitrat an. Zum besseren Erkennen bei geringer Konzentration hält man das Reagenzglas vor einen weißen Kittelärmel oder gegen ein Blatt Papier. Je nach Konzentration kann der Ring auch bis auf ein fahles Violett verringert sein, es ist daher eine Negativprobe zum Vergleich sehr hilfreich.

##### Erklärung

An der Schichtgrenze von Probelösung und Schwefelsäure findet eine Redoxreaktion statt:
    $\mathrm {3\,Fe^{2+}+NO_{3}^{-}+4\,H_{3}O^{+}\rightarrow NO+3\,Fe^{3+}+6\,H_{2}O}$
    Nitrat-Ionen werden zu Stickstoffmonoxid reduziert und die Eisen(II)-Ionen zu Eisen(III)-Ionen oxidiert
Im weiteren Reaktionsverlauf bildet sich ein Komplex, der für die Braunfärbung sorgt, die namensgebend für die Nachweisreaktion ist:
    $\mathrm {[Fe(H_{2}O)_{6}]^{2+}+NO\rightarrow [Fe(H_{2}O)_{5}NO]^{2+}+H_{2}O} \!$
    Aus Eisen(II)-Ionen an den sich Stickstoffmonoxid angelagert hat, bildet sich in wässriger Lösung der Pentaaquanitrosyleisen(II)-Komplex

##### Störung

Es kann zu Konzentrationsniederschlag entlang der Schichtgrenze kommen. Diese ist meist weiß und lässt subtil positive Ergebnisse nicht mehr erkennen.
Nitrit-Ionen stören ebenfalls diesen Nachweis, da sich die Lösung bereits bei der Zugabe der Eisen(II)-Lösung braun färbt. Durch Kochen mit Harnstoff werden anwesende Nitrit-Ionen beseitigt.
    $\mathrm {2\ HNO_{2}+(NH_{2})_{2}CO\longrightarrow 2\ N_{2}\uparrow +CO_{2}+3\ H_{2}O}$
    Salpetrige Säure und Harnstoff reagieren zu Stickstoff, Kohlendioxid und Wasser

#### Nitratnachweise mit Lunges Reagenzien
##### Durchführung

Bei dieser Reaktion muss die Lösung Nitritionen-frei sein. Man kann entweder eine Abtrennung (siehe #Nitratnachweis mittels Ringprobe) probieren oder vor der Zugabe von Zink die Nitritionen mit Amidoschwefelsäure zu Stickstoff reduzieren.
Die Lösung wird, wenn sie sauer ist, mit Carbonationen neutralisiert und anschließend mit Essigsäure, auf einer Tüpfelplatte, angesäuert. Danach kommen einige Tropfen Sulfanilsäure und ein Kristall 1-Naphthylamin hinzu. Es darf an dieser Stelle keine Färbung auftreten, ansonsten ist die Probelösung nitrithaltig, was mit Zugabe von Harnstoff behoben werden muss. Nun wird noch etwas Zinkstaub hinzugegeben, der Nitrationen zu Nitritionen reduziert und für eine langsame gelb-orange Färbung der Lösung und eine rote Färbung des Kristalls sorgt.

##### Erklärung

    $\mathrm {NO_{3}^{-}+Zn+2\ H_{3}O^{+}\rightarrow \ NO_{2}^{-}+Zn^{2+}+3\ H_{2}O}$
    Nitrat wird durch Zinkstaub und Eisessig (Ethansäure) zu Nitrit reduziert.