Nachweise für Kationen

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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 Anionennachweise 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).

[Bearbeiten] 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 Phenolphtalein, 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:

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

[Bearbeiten] 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.

[Bearbeiten] Silber-Kationen

Silbersalze kann man durch verschiedenste Verfahren nachweisen. Das wohl am meist gebrauchte Verfahren erfolgt mittels Zugabe einer wässrigen Chloridlösung zur Stoffprobe: Entsteht ein weißer Niederschlag, der in verdünntem Ammoniakwasser löslich ist, so sind Silber(I)-Ionen nachgewiesen.

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

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

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

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

[Bearbeiten] Quecksilber-Kationen

Die Amalgamprobe

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.

[Bearbeiten] Blei-Kationen

Blei(II)-Kationen in Lösung weist man, so im Kationentrenngang beschrieben, mit einer Sulfidlösung nach, wobei schwerlösliches 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 schwerlöslichen, gelbfarbenden Blei(II)-iodid.

Nach Zugabe weiterer Iodlösung 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 gutlöslichen, farblosen Tetraiodoplumbat(II)-komplex.

Mit Dichromatlösung (orange, sauer) fällt gelbes Bleichromat aus – das Pigment Chromgelb (PbCrO₄). Dieser Nachweis ist jedoch mehr für die quantitative Analyse wichtig.

[Bearbeiten] Kupfer-Kationen

Kupfer(II)-salze ergeben mit Ammoniaklösung bei pH-Werten über 8 tiefblaue Komplexsalz-Lösungen (Kupfertetramminkomplex: [Cu(NH₃)₄]²⁺ – auch als Tetramminkupfer(II) bezeichnet):

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

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

Eine weitere Variante Kupfer 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 zugange.

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

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

[Bearbeiten] 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.

[Bearbeiten] 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.

[Bearbeiten] 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.

[Bearbeiten] Arsen-Kationen

[Bearbeiten] Die Marshsche Probe

Siehe Marshsche Probe

[Bearbeiten] 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:

$\mathrm{AsO_4^{3-} + Mg^{2+} + NH_4^+ + 6 \ H_2O \longrightarrow MgNH_4AsO_4 \cdot 6 \ H_2O}$

Arsenat reagiert mit Magnesiumionen, Ammoniumionen und Wasser zu Magnesiumammoniumarsenat-Hexahydrat.

[Bearbeiten] Arsenatnachweis mit Molybdatlösung

Eine weitere, dem Phosphatnachweis Nachweisreaktion von Arsenat in wässriger Lösung ist die Fällung mit Ammoniummolybdat. Der gelbe Niederschlag ist schwerlöslich in Säuren, aber gut löslich in Basen:

$\mathrm{H_2AsO_4^- + 22 \ H^+ + 3 \ NH_4^+ + 12 \ MoO_4^{2-} \longrightarrow (NH_4)_3[As(Mo_3O_{10})_4 \cdot aq] + 12 \ H_2O}$

Dihydrogenarsenat reagiert mit Wasserstoffionen, Ammoniumionen und Molybdationen zu Ammoniumarsenomolybdat und Wasser.

[Bearbeiten] Zinn-Kationen

Zinnsalze können sehr gut mit der Leuchtprobe nachgewiesen werden: Die Lösung ist mit 20 % HCl und Zinkpulver zu versetzten – es entsteht Wasserstoff (naszierend, atomar – gutes Reduktionsmittel). 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, hervorgefufen durch das Gas Stannan. (Bei Unsicherheiten: Vergleichs- und Blindprobe durchführen!).

[Bearbeiten] Nickel-Kationen

Nickel-dimethylglyoxim

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

$\mathrm{Ni^{2+} + S^{2-} \longrightarrow NiS \downarrow}$

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.

[Bearbeiten] Mangan-Kationen

[Bearbeiten] Nachweis als violettes Permanganat

3 Tigel mit Oxidationsschmelzen als Nachweisreaktionen für Mangan und Chrom: Blaugrün als Manganat, gelb als Chromat)

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

1: Aufoxidation zum Mangan(IV)-Kation im Alkalischen Bad:

$\mathrm{H_2O_2 + Mn^{2+} + 4 \ OH^- \longrightarrow MnO(OH)_2 \downarrow (braun) + 2 \ H_2O}$

2: Nachweis als Permanganat mit Blei(IV)-oxid (oder ähnlich durch Oxidationsschmelze mit Soda und Salpeter):

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

3: Nachweis über die Oxidationsschmelze: Die Probe wird mit der 7fachen Menge eines Soda-Salpeter-Salzgemisches gemörsert und im Porzellantigel erhitzt; blaugrünes Manganat(VI) zeigt Mangansalze an, gelbes Chromat Chromsalze. Das Manganat disproportioniert bei Kontakt mit Essigsäure zum rosavioletten Permanganat (Manganat(VII)) und zu Mangan(IV)-oxid (Redoxreaktion).

[Bearbeiten] 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

[Bearbeiten] Eisen-Kationen

Bei Eisen werden vor allem zwei Ionen unterschieden: Fe²⁺ und Fe³⁺.

[Bearbeiten] Eisennachweise mit Hexacyanoferraten

Kaliumhexacyanoferrat(II)

Die Fe²⁺-Ionen lassen sich mit rotem Blutlaugensalz nachweisen. Dabei entsteht ein interessantes Produkt – ein Eisen(II)-Eisen(III)-Komplex.

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):

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

Fe³⁺-Ionen lassen sich mit gelbem Blutlaugensalz nachweisen:

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

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 jedoch weitgehend identisch sind, da folgendes Gleichgewicht besteht:

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

[Bearbeiten] Eisennachweise mit Thiocyanat

Alternativ kann man Eisen(III)-salze 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).

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

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

[Bearbeiten] Chrom-Kationen

Grünes Chrom-III-chlorid: Im Alkalischen Bad der Ammoniumcarbonatgruppe wird das dreiwertige, grüne Chrom zum gelben Chromat oxidiert (Redoxreaktion)

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

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

Achtung: Chromate und Dichromate sind krebserregend, giftig! Entgiftung durch Zugabe von Säure und Metall, wobei durch Einwirkung des Reduktionsmittels naszierender Wasserstoff wieder grüne Chrom(III)-ionen entstehen.

Auch bei den Vorproben tritt beim Schmelzen der Salzperle mit Phosphorsalz (NaNH₄HPO₄) oder Borax (Dinatriumtetraborat: Na₂B₄O₇) tritt eine charakteristische Färbung mit Schwermetallsalzen auf (mit Cr³⁺ grün). Bei der Oxidationsschmelze mit Soda und Salpeter hingegen wird Chrom(III) zu Chromat oxidiert (Gelbfärbung).

[Bearbeiten] Aluminium-Kationen

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

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

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

Es 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.

[Bearbeiten] Cobalt-Kationen

Bei Zugabe einer starken Hydroxidlösung, z.B. Natriumhyroxidlösung zu der zu untersuchenden Stoffprobe bildet sich zuerst ein blauer Niederschlag, unter Hitze entsteht dann das rosenrote Co(OH)₂.

$\mathrm{Co^{2+} + 2 \ OH^- + n \ H_2O\longrightarrow Co(OH)_2 \cdot n \ H_2O}$

$\mathrm{Co(OH)_2 \cdot n \ H_2O \longrightarrow Co(OH)_2 + n \ H_2O}$

Cobalt-Kationen reagieren im wässrigen Milieu bei bei Zugabe von Hydroxid-Ionen erst zum blauen Cobalthydroxid-Hydrat, welcher unter Hitze in rosenrotes Cobalthydroxid und Wasser zerfällt.

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⁺)

[Bearbeiten] Erdalkalimetall-Kationen

Calcium, ziegelrot

Strontium, rot

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

$\mathrm{SO_4^{2-} + BaCl_2 \longrightarrow BaSO_4 \downarrow + 2 \ Cl^-}$

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

Magnesiumsalze bilden mit Phosphatsalz-Lösungen, welche auf pH-Werte von 8–9 gepuffert wurden, weiße, säurelösliche Trübungen von Magnesiumammoniumphosphat (Ammoniak/Ammoniumchlorid-Puffer). Die schwermetallfreie, mit Ammoniak und Ammoniumchlorid auf pH 8–9 gepufferte Probelösung wird dazu mit Dinatriumhydrogenphosphatlösung versetzt. Eine weiße Trübung von Magnesiumammoniumphosphat (MgNH₄PO₄) zeigt Magnesiumionen an (säurelöslich):

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

Calciumsalze, die gut wasserlöslich sind, können mit Oxalat-Ionen nachgewiesen werden, wobei ein weißer Niederschlag aus Calciumoxalat entsteht. Der ausgefällte Stoff sollte zur Sicherheit noch einmal die Flammprobe bestehen. Entsteht hier die charakteristische ziegelrote Flammenfärbung, so sind Calcium-Ionen nachgewiesen.

$\mathrm{Ca^{2+} + (COO)_2^{2-} \longrightarrow Ca(COO)_2 \downarrow (weiss)}$

[Bearbeiten] Alkalimetall-Kationen

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

Lithium, karminrot

Natrium, natriumgelb

Kalium, violett

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 kann man leider nichts ergänzen, da alle derzeitig bekannten Natrium-Verbindungen gut wasserlöslich sind. Desweiteren geht Natrium keine besonderen Reaktionen ein, an denen man es charakterisieren könnte.

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.

[Bearbeiten] Siehe auch

Weitere Nachweisreaktionen finden sich in den Hauptartikeln:

[Bearbeiten] 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

[Bearbeiten] Weblinks

Hier kann man online virtuelle Nachweisreaktionen / Analysen durchführen

Von „http://de.wikipedia.org../../../n/a/c/Nachweise_f%C3%BCr_Kationen_5bc8.html“

Kategorien: Nachweisreaktion | Analytische Chemie