• Проба на растворимость. Осадок Mn(oh)2 растворяется в разбавленных растворах сильных кислот и в насыщенном растворе хлорида аммония:

Mn(OH)₂ + 2Н^- → Mn²⁺ +2 H₂О

Mn(OH)₂ + 2NН₄Cl → Mn²⁺ +2 NH₃* H₂О + 2 Cl^-

Осадок MnО(OH)₂ не растворяется при действии этих реагентов.

2. Реакции окисления катионов Mn²⁺ до перманганат – ионов.

В качестве окислителей применяют висмутат натрия NaBiO₃, персульфат аммония (NH₄)₂S₂O₈, диоксид свинца PbO₂ и др.

Реакции окисления проводят в отсутствие хлорид – ионов Cl^-, так как они восстанавливаются перманганат – ионами до хлора Cl₂:

2 MnO₄^- + 10 Cl^- + 16 H⁺ → 2 Mn²⁺ + 5 Cl₂ + 8 H₂O

а) Окисление висмутатом натрия в кислой среде.

2 Mn²⁺ + 5 NaBiO₃ + 14 H⁺ → 2 MnO₄^- + 5 Bi³⁺ + 5 Na⁺ + 7 H₂O

Избыток висмутата натрия может маскировать окраску раствора.

Методика. В пробирку вносят ~ 5 капель концентрированной HNO₃, несколько крупинок висмутата натрия. Смесь перемешивают и прибавляют к ней 1-2 капли раствора сульфата MnSO₄ или нитрата Mn(NO₃)₂ марганца (II) (но не хлорида MnCl₂!). Раствор окрашивается в малиново – фиолетовый цвет.

б). Окисление персульфатом аммония.

Реакцию проводят в кислой среде в присутствии катализатора – солей серебра (AgNO₃) при нагревании:

2 Mn²⁺ + 5 S₂O₈^2- + 8 H₂O = 2 MnO₄^- + 10 SO₄^2- + 16 H⁺.

В горячем растворе возможно разложение перманганат – ионов, которое замедляется в присутствии фосфорной кислоты Н₃РО₄.

Методика. В пробирку вносят несколько кристалликов (NH₄)₂S₂O₈ (или ~0,5 мл насыщенного раствора (NH₄)₂S₂O₈), прибавляют ~2 мл раствора HNO₃ (или H₂SO₄), 2-3 капли раствора AgNO₃ и 1-2 капли концентрированного раствора H₃PO₄. Нагревают смесь до кипения и прибавляют каплю раствора соли марганца (II). Раствор окрашивается в малиновый цвет.

в). Окисление диоксидом свинца в кислой среде при нагревании:

2 Mn²⁺ + 5 PbO₂ + 4 H⁺ = 2 MnO₄^- + Pb²⁺ + 2 H₂O

При избытке соли марганца (II)образуется MnO(OH)₂, а не перманганат – ион.

Методика. В пробирку вносят небольшое количество PbO₂ и прибавляют ~1 мл раствора HNO₃. Смесь нагревают до кипения, прибавляют каплю раствора сульфата или нитрата марганца (II) и опять нагревают до кипения. Раствор окрашивается в малиновый цвет.

3. Реакция с сульфид – ионами.

Mn²⁺ + S^2- → MnS↓ розовато-телесный

Методика. В пробирку вносят 3-4 капли раствора соли Mn²⁺ и прибавляют 1-2 капли раствора сульфида аммония (NH₄)₂S (или Na₂S) или раствора Н₂S. Выпадает осадок сульфида Mn²⁺ телесно-розового цвета.

• Проба на растворимость. Осадок MnS растворяется в разбавленных кислотах.

Другие реакции марганца (II).

а). Катионы Mn²⁺ образуют с аммиакатом серебра [Ag(NH₃)₂]⁺ смесь MnO(OH)₂ и металлического серебра буро-черного цвета:

Mn²⁺ + 2 [Ag(NH₃)₂]⁺ +2ОН^- + 3Н₂О→MnO(OH)₂ + 2Ag + 2NH₄⁺ +2NH₃*H₂O

б) карбонаты щелочных металлов и аммония образуют с Mn²⁺ белый осадок MnCO₃, растворимый в кислотах;

в) гидрофосфат натрия осаждает белый осадок Mn₃(PO₄)₂; растворимый в минеральных и уксусной кислотах (отличие от Al³⁺, Cr³⁺, Fe³⁺).

5.3. Аналитические реакции катиона железа Fe²⁺.

Акво–ионы железа (II) [Fe(H₂O)₆]²⁺ практически бесцветны, поэтому растворы солей железа (II) обычно не окрашены.

1.Реакции с щелочами и аммиаком.

Fe²⁺ + 2 OH^- → Fe(OH)₂↓ (белый)

Методика.

а). В пробирку вносят 5-6 капель раствора соли железа (II) и по каплям прибавляют раствор NaOH до прекращения выпадения белого осадка Fe(OH)₂. На воздухе осадок постепенно темнеет, вследствие окисления железа (II) до железа (III) кислородом воздуха и образования красно – бурого гидроксида железа (III) Fe(OH)₃:

4 Fe(OH)₂ +О₂ + 2 Н₂О → 4 Fe(OH)₃↓ (красно-бурый)

б). К свежеприготовленному, как описано выше, белому осадку Fe(OH)₂ прибавляют по 2-3 капли растворов NaOH и Н₂О₂. Окраска осадка изменяется до красно - бурой, вследствие образования Fe(OH)₃:

2 Fe²⁺ + 4 OH^- + Н₂О₂ → 2 Fe(OH)₃↓

• Проба на растворимость. Fe(OH)₂ растворяется в кислотах, но не растворяется в щелочах.

2. Реакция с гексацианоферратом (III) калия – феррицианидом калия (фармакопейная).

Fe²⁺ + [Fe^||| (CN)₆]^3- → Fe³⁺ + [Fe^|| (CN)₆]^4-

4 Fe³⁺ + 3 [Fe (CN)₆]^4- + XH₂O → Fe₄[Fe (CN)₆]₃*XH₂O↓