Reagimet cilësore ndaj azotit. Azoti dhe komponimet e tij. Studimi paraprak i substancës

Azoti- element i periodës së 2-të të grupit V A të tabelës periodike, numri serial 7. Formula elektronike e atomit [ 2 He]2s 2 2p 3, gjendjet karakteristike të oksidimit 0, -3, +3 dhe +5, më pak. shpesh +2 dhe +4 dhe gjendja tjetër N v konsiderohet relativisht e qëndrueshme.

Shkalla e gjendjeve të oksidimit për azotin:
+5 - N 2 O 5, NO 3, NaNO 3, AgNO 3

3 – N 2 O 3, NO 2, HNO 2, NaNO 2, NF 3

3 - NH 3, NH 4, NH 3 * H 2 O, NH 2 Cl, Li 3 N, Cl 3 N.

Azoti ka elektronegativitet të lartë (3.07), i treti pas F dhe O. Ai shfaq veti tipike jometalike (acidike), duke formuar acide, kripëra dhe komponime binare të ndryshme që përmbajnë oksigjen, si dhe kationin e amonit NH 4 dhe kripërat e tij.

Në natyrë - e shtatëmbëdhjetë sipas elementit të bollëkut kimik (i nënti ndër jometalet). Një element jetik për të gjithë organizmat.

N 2

Substanca e thjeshtë. Ai përbëhet nga molekula jo polare me një lidhje shumë të qëndrueshme ˚σππ-N≡N, kjo shpjegon inertitetin kimik të elementit në kushte normale.

Një gaz pa ngjyrë, pa shije dhe erë që kondensohet në një lëng pa ngjyrë (ndryshe nga O2).

Përbërësi kryesor i ajrit është 78.09% në vëllim, 75.52 në masë. Azoti vlon larg nga ajri i lëngshëm përpara se oksigjeni vlon. Pak i tretshëm në ujë (15,4 ml/1 l H 2 O në 20 ˚C), tretshmëria e azotit është më e vogël se ajo e oksigjenit.

Në temperaturën e dhomës N2 reagon me fluorin dhe në një masë shumë të vogël me oksigjenin:

N 2 + 3F 2 = 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO

Reagimi i kthyeshëm për prodhimin e amoniakut ndodh në një temperaturë prej 200˚C, nën presion deri në 350 atm dhe gjithmonë në prani të një katalizatori (Fe, F 2 O 3, FeO, në laborator me Pt)

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 kJ

Sipas parimit të Le Chatelier, një rritje në rendimentin e amoniakut duhet të ndodhë me rritjen e presionit dhe uljen e temperaturës. Megjithatë, shpejtësia e reagimit në temperatura të ulëta është shumë e ulët, kështu që procesi kryhet në 450-500 ˚C, duke arritur një rendiment 15% të amoniakut. N 2 dhe H 2 të pa reaguar kthehen në reaktor dhe në këtë mënyrë rrisin shkallën e reaksionit.

Azoti është kimikisht pasiv në lidhje me acidet dhe alkalet dhe nuk mbështet djegien.

Faturë V industrisë– distilimi i pjesshëm i ajrit të lëngshëm ose heqja e oksigjenit nga ajri me mjete kimike, për shembull, me reagimin 2C (koks) + O 2 = 2CO kur nxehet. Në këto raste përftohet azoti, i cili përmban edhe papastërti të gazeve fisnike (kryesisht argonin).

Në laborator, sasi të vogla të azotit kimikisht të pastër mund të merren nga reaksioni i komutimit me ngrohje të moderuar:

N -3 H 4 N 3 O 2 (T) = N 2 0 + 2H 2 O (60-70)

NH 4 Cl(p) + KNO 2 (p) = N 2 0 + KCl + 2H 2 O (100˚C)

Përdoret për sintezën e amoniakut. Acidi nitrik dhe produkte të tjera që përmbajnë azot, si një mjet inert për proceset kimike dhe metalurgjike dhe ruajtjen e substancave të ndezshme.

N.H. 3

Përbërja binar, gjendja e oksidimit të azotit është – 3. Gaz pa ngjyrë me erë karakteristike të mprehtë. Molekula ka strukturën e një tetraedri jo të plotë [: N(H) 3 ] (hibridizimi sp 3). Prania e një çifti dhurues elektronesh në orbitalin hibrid sp 3 të azotit në molekulën NH 3 përcakton reaksionin karakteristik të shtimit të një kationi hidrogjeni, i cili rezulton në formimin e një kationi. amonit NH4. Lëngohet nën presion të tepërt në temperaturën e dhomës. Në gjendje të lëngshme, ajo shoqërohet përmes lidhjeve hidrogjenore. Termikisht i paqëndrueshëm. Shumë i tretshëm në ujë (më shumë se 700 l/1 l H 2 O në 20˚C); pjesa në një tretësirë ​​të ngopur është 34% në peshë dhe 99% në vëllim, pH = 11.8.

Shumë reaktiv, i prirur ndaj reaksioneve të shtimit. Digjet në oksigjen, reagon me acide. Ajo shfaq veti reduktuese (për shkak të N-3) dhe oksiduese (për shkak të H +1). Thahet vetëm me oksid kalciumi.

Reagimet cilësore - formimi i "tymit" të bardhë në kontakt me HCl të gaztë, nxirja e një copë letre të lagur me një tretësirë ​​të Hg 2 (NO3) 2.

Një produkt i ndërmjetëm në sintezën e HNO 3 dhe kripërave të amonit. Përdoret në prodhimin e sodës, plehrave azotike, ngjyrave, eksplozivëve; amoniaku i lëngshëm është një ftohës. helmuese.
Ekuacionet e reaksioneve më të rëndësishme:

2NH 3 (g) ↔ N 2 + 3H 2
NH 3 (g) + H 2 O ↔ NH 3 * H 2 O (p) ↔ NH 4 + + OH —
NH 3 (g) + HCl (g) ↔ NH 4 Cl (g) "tym" i bardhë
4NH 3 + 3O 2 (ajër) = 2N 2 + 6 H 2 O (djegie)
4NH 3 + 5O 2 = 4NO+ 6 H 2 O (800˚C, kat. Pt/Rh)
2 NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3 H 2 O (500˚C)
2 NH 3 + 3Mg = Mg 3 N 2 +3 H 2 (600 ˚C)
NH 3 (g) + CO 2 (g) + H 2 O = NH 4 HCO 3 (temperatura e dhomës, presioni)
Faturë. NË laboratorët– zhvendosja e amoniakut nga kripërat e amonit kur nxehet me gëlqere sode: Ca(OH) 2 + 2NH 4 Cl = CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
Ose zieni një tretësirë ​​ujore të amoniakut dhe më pas thajeni gazin.
Në industri Amoniaku prodhohet nga azoti dhe hidrogjeni. Prodhuar nga industria ose në formë të lëngshme ose në formën e një tretësire ujore të koncentruar nën emrin teknik uji i amoniakut.

Hidrati i amoniakutN.H. 3 * H 2 O. Lidhja ndërmolekulare. E bardhë, në rrjetën kristalore – molekulat NH 3 dhe H 2 O të lidhura me një lidhje të dobët hidrogjeni. I pranishëm në një tretësirë ​​ujore të amoniakut, një bazë e dobët (produktet e disociimit - kation NH 4 dhe anion OH). Kationi i amonit ka një strukturë të rregullt tetraedrale (hibridizimi sp 3). Termikisht i paqëndrueshëm, dekompozohet plotësisht kur tretësira zihet. Neutralizohet nga acidet e forta. Tregon veti reduktuese (për shkak të N-3) në një tretësirë ​​të koncentruar. Ai i nënshtrohet reaksioneve të shkëmbimit të joneve dhe kompleksimit.

Reagimi cilësor– formimi i “tymit” të bardhë në kontakt me HCl të gaztë. Përdoret për të krijuar një mjedis pak alkalik në tretësirë ​​gjatë precipitimit të hidroksideve amfoterike.
Një tretësirë ​​amoniaku 1 M përmban kryesisht hidratë NH 3 * H 2 O dhe vetëm 0.4% jone NH 4 OH (për shkak të shpërbërjes së hidratit); Kështu, "hidroksid amoniumi NH 4 OH" jonik praktikisht nuk përmbahet në tretësirë ​​dhe nuk ka asnjë përbërje të tillë në hidratin e ngurtë.
Ekuacionet e reaksioneve më të rëndësishme:
NH 3 H 2 O (konc.) = NH 3 + H 2 O (që zien me NaOH)
NH 3 H 2 O + HCl (i holluar) = NH 4 Cl + H 2 O
3(NH 3 H 2 O) (konc.) + CrCl 3 = Cr (OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
8(NH 3 H 2 O) (konc.) + 3Br 2(p) = N 2 + 6 NH 4 Br + 8H 2 O (40-50˚C)
2(NH 3 H 2 O) (konc.) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4(NH 3 H 2 O) (konc.) + Ag 2 O = 2OH + 3H 2 O
4(NH 3 H 2 O) (konc.) + Cu (OH) 2 + (OH) 2 + 4H 2 O
6(NH 3 H 2 O) (konc.) + NiCl 2 = Cl 2 + 6H 2 O
Shpesh quhet një zgjidhje e holluar e amoniakut (3-10%) amoniaku(emri u shpik nga alkimistët), dhe zgjidhja e përqendruar (18.5 - 25%) është një zgjidhje amoniaku (prodhuar nga industria).

Oksidet e azotit

Monoksidi i azotitNR

Oksid që nuk krijon kripë. Gaz pa ngjyrë. Radikali përmban një lidhje kovalente sp (N꞊O), në gjendje të ngurtë një dimer N 2 O 2 me një lidhje N-N. Jashtëzakonisht i qëndrueshëm termikisht. I ndjeshëm ndaj oksigjenit të ajrit (merr ngjyrë kafe). Pak i tretshëm në ujë dhe nuk reagon me të. Kimikisht pasiv ndaj acideve dhe alkaleve. Kur nxehet, ai reagon me metale dhe jometale. një përzierje shumë reaktive e NO dhe NO 2 (“gazrat e azotuar”). Produkt i ndërmjetëm në sintezën e acidit nitrik.
Ekuacionet e reaksioneve më të rëndësishme:
2NO + O 2 (g) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C (grafit) = N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P (e kuqe) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150-200˚C)
2NO + 4Cu = N 2 + 2 Cu 2 O (500-600˚C)
Reagimet ndaj përzierjeve të NO dhe NO 2:
JO + JO 2 +H 2 O = 2HNO 2 (p)
JO + JO 2 + 2KOH(dil.) = 2KNO 2 + H 2 O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 = 2Na 2 NO 2 + CO 2 (450-500˚C)
Faturë V industrisë: oksidimi i amoniakut me oksigjen në një katalizator, në laboratorët- ndërveprimi i acidit nitrik të holluar me agjentët reduktues:
8HNO 3 + 6Hg = 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2 NR+ 4 H 2 O
ose reduktimin e nitratit:
2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI = 2 NR + I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4

Dioksidi i azotitNR 2

Oksidi i acidit, me kusht korrespondon me dy acide - HNO 2 dhe HNO 3 (acidi për N 4 nuk ekziston). Gaz kafe, në temperaturën e dhomës një monomer NO 2, në të ftohtë një dimer të lëngshëm pa ngjyrë N 2 O 4 (tetrooksid dianitrogjeni). Reagon plotësisht me ujë dhe alkale. Një agjent shumë i fortë oksidues që shkakton korrozion të metaleve. Përdoret për sintezën e acidit nitrik dhe nitrateve anhydrous, si një oksidues i karburantit të raketës, një pastrues vaji nga squfuri dhe një katalizator për oksidimin e përbërjeve organike. helmuese.
Ekuacioni i reaksioneve më të rëndësishme:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O = 2HNO 3 + N 2 O 3 (sin.) (në të ftohtë)
3 NO 2 + H 2 O = 3HNO 3 + JO
2NO 2 + 2NaOH (i holluar) = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O
4NO 2 + O 2 + 2 H 2 O = 4 HNO 3
4NO 2 + O 2 + KOH = KNO 3 + 2 H 2 O
2NO 2 + 7H 2 = 2NH 3 + 4 H 2 O (kat. Pt, Ni)
NO 2 + 2HI(p) = JO + I 2 ↓ + H 2 O
NO 2 + H 2 O + SO 2 = H 2 SO 4 + NO (50-60˚C)
NO 2 + K = KNO 2
6NO 2 + Bi(NO 3) 3 + 3NO (70-110˚C)
Faturë: V industria - oksidimi i NO nga oksigjeni atmosferik, në laboratorët– ndërveprimi i acidit nitrik të koncentruar me agjentët reduktues:
6HNO 3 (konc., hor.) + S = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (konc., hor.) + P (e kuqe) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (konc., hor.) + SO 2 = H 2 SO 4 + 2 NO 2

Oksidi i dianitrogjenitN 2 O

Një gaz pa ngjyrë me erë të këndshme (“gaz për të qeshur”), N꞊N꞊О, gjendje formale e oksidimit të azotit +1, pak i tretshëm në ujë. Mbështet djegien e grafitit dhe magnezit:

2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500˚C)
Përftohet nga dekompozimi termik i nitratit të amonit:
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2 H 2 O (195-245˚C)
përdoret në mjekësi si anestetik.

Trioksidi i dianitrogjenitN 2 O 3

Në temperatura të ulëta – lëng blu, ON꞊NO 2, gjendje formale e oksidimit të azotit +3. Në 20 ˚C, zbërthehet 90% në një përzierje NO pa ngjyrë dhe NO 2 kafe (“gazrat e azotuar”, tymi industrial – “bishti i dhelprës”). N 2 O 3 është një oksid acid, në të ftohtë me ujë formon HNO 2, kur nxehet reagon ndryshe:
3N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 3 + 4NO
Me alkalet jep kripëra HNO 2, për shembull NaNO 2.
Përftohet duke reaguar NO me O 2 (4NO + 3O 2 = 2N 2 O 3) ose me NO 2 (NO 2 + NO = N 2 O 3)
me ftohje të fortë. “Gazet e azotit” janë gjithashtu të rrezikshëm për mjedisin dhe veprojnë si katalizatorë për shkatërrimin e shtresës së ozonit të atmosferës.

Pentoksid dianitrogjeni N 2 O 5

Substancë e pangjyrë, e ngurtë, O 2 N – O – NO 2, gjendja e oksidimit të azotit është +5. Në temperaturën e dhomës zbërthehet në NO 2 dhe O 2 në 10 orë. Reagon me ujin dhe alkalet si një oksid acid:
N2O5 + H2O = 2HNO3
N 2 O 5 + 2NaOH = 2NaNO 3 + H 2
Përgatitur nga dehidratimi i acidit nitrik të tymosur:
2HNO3 + P2O5 = N2O5 + 2HPO3
ose oksidimi i NO 2 me ozon në -78˚C:
2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2

Nitritet dhe nitratet

Nitrit kaliumiKNO 2 . E bardhë, higroskopike. Shkrihet pa dekompozim. E qëndrueshme në ajër të thatë. Shumë i tretshëm në ujë (duke formuar një tretësirë ​​pa ngjyrë), hidrolizohet në anion. Një agjent tipik oksidues dhe reduktues në një mjedis acid, ai reagon shumë ngadalë në një mjedis alkalik. Hyn në reaksionet e shkëmbimit të joneve. Reagimet cilësore mbi jonin NO 2 - çngjyrosja e tretësirës së violetit MnO 4 dhe shfaqja e një precipitati të zi gjatë shtimit të joneve I. Përdoret në prodhimin e ngjyrave, si reagent analitik për aminoacidet dhe jodidet dhe përbërës i reagentëve fotografikë. .
ekuacioni i reaksioneve më të rëndësishme:
2KNO 2 (t) + 2HNO 3 (konc.) = JO 2 + JO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (dil.)+ O 2 (p.sh.) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO 2 + H 2 O + Br 2 = KNO 3 + 2HBr
5NO 2 - + 6H + + 2MnO 4 - (viol.) = 5NO 3 - + 2Mn 2+ (bts.) + 3H 2 O
3 NO 2 - + 8H + + CrO 7 2- = 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O
NO 2 - (i ngopur) + NH 4 + (i ngopur) = N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (bts.) = 2NO + I 2 (e zezë) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (i holluar) + Ag + = AgNO 2 (e verdhë e lehtë)↓
Faturë Vindustrisë– reduktimi i nitratit të kaliumit në proceset:
KNO3 + Pb = KNO 2+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (konc.) + Pb (sfungjer) + H 2 O = KNO 2+ Pb(OH) 2 ↓
3 KNO3 + CaO + SO2 = 2 KNO 2+ CaSO 4 (300 ˚C)

H itrate kaliumi KNO 3
Emri teknik potas, ose indiane kripë , kripura. E bardhë, shkrihet pa dekompozim dhe dekompozohet pas ngrohjes së mëtejshme. E qëndrueshme në ajër. Shumë i tretshëm në ujë (me të lartë endo-efekt, = -36 kJ), pa hidrolizë. Një agjent i fortë oksidues gjatë shkrirjes (për shkak të lëshimit të oksigjenit atomik). Në tretësirë ​​reduktohet vetëm nga hidrogjeni atomik (në një mjedis acid në KNO 2, në një mjedis alkalik në NH 3). Përdoret në prodhimin e qelqit, si ruajtës ushqimor, përbërës i përzierjeve piroteknike dhe plehrave minerale.

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 (400-500 ˚C)

KNO 3 + 2H 0 (Zn, dil. HCl) = KNO 2 + H 2 O

KNO 3 + 8H 0 (Al, konk. KOH) = NH 3 + 2H 2 O + KOH (80 ˚C)

KNO 3 + NH 4 Cl = N 2 O + 2H 2 O + KCl (230-300 ˚C)

2 KNO 3 + 3C (grafit) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S (djegie)

KNO 3 + Pb = KNO 2 + PbO (350 - 400 ˚C)

KNO 3 + 2KOH + MnO 2 = K 2 MnO 4 + KNO 2 + H 2 O (350 - 400 ˚C)

Faturë: në industri
4KOH (hor.) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O

dhe në laborator:
KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl↓

Një karakteristikë individuale e një substance organike është spektri i saj IR.

Duhet të theksohet se edhe një studiues fillestar shpesh mund të nxjerrë vetëm një përfundim nga spektroskopia IR dhe UV se një substancë i përket një klase të caktuar të përbërjeve kimike, pa kryer reaksione kimike të mundimshme. Problemi zgjidhet jashtëzakonisht thjesht në shumicën e rasteve duke përdorur spektroskopinë PMR.

Identifikimi i një përbërjeje kryhet duke vendosur identitetin e konstanteve (Tm, Tbp, Rf,nD etj.) si përbërja që përcaktohet, ashtu edhe derivatet e tij me konstante të substancave të njohura të dhëna në tabelën e derivateve për identifikim. Studimi kryhet në sekuencën e mëposhtme.

Studohen vetitë fizike të përbërjes: gjendja e grumbullimit, ngjyra, era, pikat e vlimit dhe shkrirjes, tretshmëria dhe marrëdhënia me kalcinimin. Duke përdorur këto të dhëna, ndonjëherë është e mundur të përcaktohet menjëherë klasa e komponimeve të cilës i përket substanca e analizuar, duke zvogëluar ndjeshëm numrin e operacioneve të mëvonshme.

Përbërja cilësore përcaktohet, d.m.th., merren mostra për praninë e karbonit, hidrogjenit, azotit, halogjeneve dhe squfurit. Në mungesë të njërit ose tjetrit prej elementëve të listuar, është e mundur të mos bëhen reagime cilësore ndaj grupeve funksionale që i përmbajnë. (Njohja e përbërjes sasiore elementare të një substance është me përfitim të madh në identifikimin e një përbërjeje. Megjithatë, analiza sasiore elementare mund të kryhet vetëm në një laborator të pajisur posaçërisht ose në instrumente automatike - C-, H-, N-analizues.)

Zbulohen grupe funksionale individuale dhe vendoset klasa e analitit.

Substanca shndërrohet në një ose dy derivate që janë më karakteristikë për një klasë të caktuar, duke përdorur konstantet e të cilave nxirret përfundimi për strukturën e saktë të substancës (identifikimi).

Konfirmoni strukturën e përbërjes duke marrë ose marrë spektrat UV, IR dhe PMR të substancës nga mësuesi.

1.Studimi paraprak i substancës

Studimi fillon me një përshkrim të vetive të jashtme të substancës: gjendja e grumbullimit, ngjyra, erë. Nëse substanca është e ngurtë, atëherë shkruani se çfarë është - kristalore (gjilpëra, pllaka, prizma, etj.), mikrokristaline, amorfe. Kushtojini vëmendje nëse kjo substancë është homogjene apo jo. Regjistroni ngjyrën e saj. Komponimet me ngjyrë përfshijnë kinone, disa α-diketone, derivate azo-, nitrozo-, nitro, disa derivate polihalogjene dhe komponime me një numër të madh lidhjesh të konjuguara. Vihet re nëse ngjyra ruhet gjatë rikristalizimit dhe distilimit, d.m.th. nëse është e natyrshme në substancë ose për shkak të papastërtive. Për substancat kristalore, përcaktohet pika e shkrirjes; për substancat e lëngshme, pika e vlimit dhe indeksi i thyerjes së dritës.

Shkruani konstantet e substancës; ngjyra dhe aroma e një lënde të pastër. Shumë komponime organike kanë një erë specifike, me anë të së cilës, me mjeshtëri, mund të përcaktohet se cilës klasë i përkasin (eteret, fenolet, komponimet nitro, aminet, etj.).

Kalcinimi. Vendosni 0,1 ml (0,1 g) të substancës në kapakun e kavanozit (të ngurtë në majën e shpatullës). Futeni me kujdes në pjesën e sipërme ose anësore të flakës pa ngjyrë të djegësit, duke lëvizur gradualisht kapakun në pjesën më të nxehtë të flakës. Vëzhgoni me kujdes ndryshimet që ndodhin në substancë. Regjistroni natyrën e shkrirjes (nëse substanca dekompozohet) dhe djegies (të shpejtë, me ndezje, të ngadaltë), ngjyrën e flakës dhe erën. Nëse një substancë digjet me një flakë të zbehtë (pothuajse blu), kjo tregon praninë e grupeve funksionale që përmbajnë oksigjen në të. Një flakë e verdhë e ndezur (duhanpirëse) është karakteristikë e përbërjeve të pasura me karbon (hidrokarburet aromatike dhe acetilen).

Përcaktimi i tretshmërisë. Bazuar në tretshmërinë e një substance në tretës të ndryshëm, mund të nxirret një përfundim për praninë e grupeve të caktuara funksionale në substancë. Për më tepër, përcaktimi i tretshmërisë ju lejon të zgjidhni një tretës të përshtatshëm për rikristalizimin e një substance (si tretet në të njëjtën mënyrë). Këshillohet që të studiohet tretshmëria në tretësit e mëposhtëm: ujë, tretësira 6% të hidroksidit të natriumit, bikarbonat natriumi, acid klorhidrik; acid sulfurik i koncentruar, alkool etilik, benzen, eter nafte, acid acetik. Shtoni një pikë lëng ose 0,01 g përbërje të ngurtë dhe pikë-pikë -0,2 ml (10 pika) tretës në epruvetën. Pas çdo pjese të shtuar të tretësit, epruveta tundet. Nëse një përbërës është plotësisht i tretshëm, ai regjistrohet si i tretshëm. Nëse substanca është pak e tretshme ose nuk tretet në temperaturën e dhomës, ngrohni përzierjen në një valë. Në rast të tretshmërisë së dobët në tretës inorganik, substanca e patretur ndahet dhe tretësira neutralizohet dhe vërehet nëse përbërësi origjinal lirohet prej saj. Turbullira e filtratit të neutralizuar tregon vetitë e substancave: acid nëse tretësi ishte alkali ose sode; tretës bazë - acid. Kur shtoni një substancë në një zgjidhje të karbonatit të hidrogjenit, duhet t'i kushtoni vëmendje nëse lirohet monoksidi i karbonit (IV).

2. Analiza cilësore

Azoti, squfuri, halogjeni mund të zbulohen në një pjesë të substancës duke e shkrirë atë me natrium (nëse substanca është e lëngshme, fillimisht sigurohuni që të mos jetë acid, përndryshe është i mundur një shpërthim):

CnHmHalNS → NaHal + NaCN + Na2S

Pasi është tretur aliazhi, reaksionet cilësore kryhen në jonet e mëposhtme: Hal-, S2-, CN-. ~0,1 g të substancës vendoset në një provëz. Sigurojeni epruvetën në një raft në një kënd në një kapak tymi. Shtoni një copë të vogël (rreth një të katërtën e një bizele) të natriumit të pastruar në të. Ngroheni me kujdes në një nxehtësi të kuqe të errët dhe uleni shpejt epruvetën në një gotë me 5 ml ujë të distiluar ~Kujdes, vishni syze! ~ Tretësira filtrohet nga copëzat e qelqit dhe derdhet në disa epruveta në pjesë të veçanta prej 1-1,5 ml. Çdo pjesë përdoret për të kryer një reaksion cilësor (filtrati duhet të jetë i pangjyrë). Testet e Belsteinit bëhen me nitrat argjendi për halogjenet, me acetat plumbi për squfurin dhe azotin.↓

Reagimet cilësore ndaj halogjeneve

Testi i Belsteinit. Halogjenet mund të zbulohen në substancën në studim pa e shkrirë atë me natrium. Fundi i telit të bakrit përkulet në një lak të vogël dhe kalcinohet në flakën e djegësit derisa të zhduket ngjyra e gjelbër e flakës. Lëreni telin të ftohet, zhyteni në substancën e provës dhe ngroheni përsëri në flakën e djegësit. Një flakë e gjelbër tregon praninë e halogjeneve. Ky reaksion ka ndjeshmëri jashtëzakonisht të lartë (papastërtitë mund të japin gjithashtu një reagim pozitiv! Prandaj, rezultati i tij pozitiv gjithmonë duhet të kontrollohet dy herë nga reagimi me nitratin e argjendit):

AgNO3 + NaHal → AgHal + NaNO3

Filtrati i përftuar pas zbërthimit të substancës së provës nga shkrirja me natrium acidifikohet me acid nitrik në një reaksion acid dhe shtohet një tretësirë ​​ujore e nitratit të argjendit. Shfaqet një precipitat djathi i halidit të argjendit me ngjyrë të bardhë (klor), të verdhë (bromin) dhe të verdhë të ndezur (jod).

Reagimi cilësor ndaj azotit

FeSO4 + 2NaCN → Fe(CN)2 + Na2S04

Fe(CN)2 + 4NaCN → Na4Fe(CN)6

3Nа4Fe(СN)6 + 2Fe2(SO4)З → Fe4З + 6Na2SO4

Një kristal sulfati hekuri ose 2 pika të një solucioni të sapopërgatitur i shtohen filtratit. Ziejeni për një minutë. Shtoni një pikë tretësirë ​​kripe Fe3+. Acidohet me acid klorhidrik (5-6 pika). Nëse azoti është i pranishëm në substancën e provës, shfaqet një precipitat blu prusian ose shfaqet një ngjyrë blu e ndezur.

Reagimi cilësor ndaj squfurit

Na2S + 2HCl → H2S + 2NaCl (a)

Na2S + Pb(OCOC3)2 → PbS↓ + 2СН3СООна (b)

Na2S + Na2 → Na4 (c)

Për të zbuluar jonin S2-, një pjesë e filtratit acidifikohet me acid klorhidrik. Era karakteristike e sulfurit të hidrogjenit do të tregojë praninë e squfurit dyvalent (a). Në një provëz tjetër, filtrati acidifikohet me acid acetik dhe shtohet një tretësirë ​​e acetatit të plumbit. Në prani të S2-, formohet një precipitat i zi PbS. Në rastin e një sasie të vogël squfuri, në vend të reshjeve, tretësira merr vetëm ngjyrë kafe (b). Në pjesën e tretë të filtratit shtoni disa pika të një solucioni të holluar të nitroprusidit të natriumit. Shfaqja e një ngjyre blu-vjollce të kompleksit thionitro tregon praninë e squfurit (c).

3. Hapja e grupeve funksionale

Bazuar në rezultatet e studimit të vetive fizike dhe përbërjes cilësore të përbërjes, përcaktohet një klasë e përafërt e mundshme e analitit. Më pas bëhen reaksione cilësore për grupet funksionale të supozuara. Le të themi se është vendosur: substanca është e lëngshme, e pangjyrë, nuk përmban azot, halogjene dhe squfur, tretet mirë në ujë, ka një reagim neutral, vlon në 78 ° C. Me sa duket, një substancë e tillë mund të jetë një alkool, aldehid ose keton. Për të sqaruar, reaksione cilësore bëhen vetëm për grupet e alkoolit, aldehidit dhe ketonit. Duhet të merren mostra të vogla (0,1-0,15 g) të substancës, duke mbajtur pjesën më të madhe për marrjen e derivateve dhe (pjesë si rezervë) për reagimet specifike përfundimtare ndaj një substance të caktuar individuale.

Përpara kryerjes së ndonjë reagimi me analitin, këshillohet të kryhet një eksperiment me një përbërje të njohur të kësaj klase. Dhe vetëm pasi të keni zotëruar procedurën për kryerjen e operacionit dhe të siguroheni për cilësinë e mirë të reagentëve, duhet të vazhdoni me mostrat me analitin.

Lidhje e shumëfishtë

Reagimi me bromin.

Shumica dërrmuese e përbërjeve që përmbajnë një lidhje të shumëfishtë (të dyfishtë, të trefishtë ose kombinime të tyre, me përjashtim të sistemeve aromatike) shtojnë lehtësisht bromin:

Reagimi zakonisht kryhet në acid acetik ose tetraklorur karboni. Në një tretësirë ​​prej 0,1 g ose 0,1 ml të substancës në 2-3 ml acid acetik glacial, të vendosur në një epruvetë të vogël, shtoni me pika, duke tundur, një tretësirë ​​1% të bromit në acid acetik akullnajor. Nëse ka një lidhje të shumëfishtë në substancë, tretësira bëhet menjëherë e pangjyrë.

Në disa raste, përbërjet që përmbajnë hidrogjen, i cili zëvendësohet lehtësisht nga bromi (aniline, fenol, ketone, disa hidrokarbure terciare), gjithashtu çngjyrojnë tretësirën e bromit. Sidoqoftë, kjo lëshon brom hidrogjeni, i cili përcaktohet lehtësisht duke përdorur letër të lagur lakmus ose Kongo:

RRETH Zbulimit

Metodat e analizës cilësore, të cilat nuk kërkojnë shumë kohë, reagentë dhe material të analizuar për t'i kryer ato, i lejojnë analistit të vlerësojë shpejt dhe me lehtësi kufijtë e përmbajtjes së elementit që përcaktohet (për qëllimin e zgjedhjes së mëvonshme të një metode sasiore për përcaktimin e tij), dhe gjithashtu, në disa raste, merrni informacion për format e shfaqjes së tij në kampionin në studim.

Informacione të hollësishme mbi metodat cilësore për zbulimin e përbërjeve inorganike të azotit mund të gjenden në një numër manualesh. Metodat për zbulimin e azotit në materialet organike (analiza organike cilësore) janë përshkruar në detaje në libër. Ai gjithashtu përshkruan metodat për shndërrimin e azotit total në forma lehtësisht të matshme. Puna i kushtohet mikroidentifikimit sistematik të përbërjeve organike, duke përfshirë metodat për zbulimin e shpejtë të azotit duke përdorur një banjë unazore Weiss (së bashku me heteroatomët e tjerë të rëndësishëm). Minimumi i hapjes së azotit është 0.01-1 mcg. Në punim është përshkruar analiza elementare cilësore e substancave organike pa mineralizimin e tyre paraprak. Puna i kushtohet metodës ultramikrokascilare për zbulimin e azotit në substancat organike.

Për zbulimin cilësor të joneve që përmbajnë azot, përdoren vetitë e tyre specifike kimike dhe fizike: reaksionet e ngjyrave në epruveta, reaksionet e rënies, përfshirë në letër, reaksionet mikrokristalskopike, thithja në AlO3, elektroforeza në letër, spektroskopia IR, fluoreshenca, metodat katalitike. etj. d.

Më poshtë është një përshkrim i shkurtër i metodave më të zakonshme për zbulimin e joneve të amonit, nitratit, nitritit, tiocianatit dhe cianidit.

Alkalet kaustike (NaOH, KOH) lëshojnë amoniak të gaztë nga tretësirat e kripërave të amonit kur nxehen, i cili zbulohet nga era duke përdorur lakmus ose letër fenolftaleinë.

Reagenti Nessler, i cili është një përzierje e kripës komplekse K2 me KOH, formon një precipitat karakteristik të kuq-kafe me tretësira të kripërave të amonit (ose, në sasi shumë të vogla, një ngjyrë të verdhë). Ndjeshmëria e reaksionit është 0.0003 mg në një pikë prej 0.002 ml. Interferojnë jonet e elementeve Ag, Hg(II), Pb dhe S2- jon.

Jonet e nitriteve

Acidi dekompozon të gjitha nitritet për të formuar NO2 të gaztë, me ngjyrë kafe.

Jodidi i kaliumit në prani të H2S04 oksidohet nga nitritet në Ja të lirë (veprojnë edhe agjentë të tjerë oksidues: MnO4, CrOG, As04~).

Një tretësirë ​​e acidit acetik të benzidinës në prani të joneve NOj formon një përbërje me ngjyrë të verdhë.

Acidi sulfanilik dhe a-naftilamina (reagenti Griess-Idosvay) në një mjedis acid acetik formojnë një ngjyrë azo të ngjyrosur me jone nitrit.

Është propozuar një reaksion mikrokristaloskopik për zbulimin e joneve të nitriteve: një kokërr e substancës testuese i shtohet një pike të një solucioni që përmban acetat kalium, plumb dhe bakër(II) dhe CH3COOH të acidifikuar. Shquhen kristalet e zeza K2Pb. Kjo metodë ju lejon të hapni deri në 0,75 mg NOa - Limiti hollimin 1: 1500. Prania e joneve NO3 nuk ndërhyn në reaksion.

Reaksioni i formimit të K3. Kur tretësira e provës përzihet me tretësirat e Co(N03)2, acidit acetik të holluar dhe KC1 në prani të NO2, shfaqet një precipitat kristalor i verdhë.

Permanganati i kaliumit zbardhet në një mjedis acid kur nxehet në prani të joneve të nitrateve si rezultat i reduktimit të manganit në MPa+.

o-aminoanilidi i acidit benzensulfonik (tretësirë ​​e acidit sulfurik) në një mjedis acid precipiton jonet NO2.

Jonet e nitratit

Reaksionet e reduktimit të oksidimit përdoren kryesisht për hapjen e joneve të nitratit.

Reagimi me bakër dhe acid sulfurik kur nxehet çon në çlirimin e gazit kafe NO2.

Reaksioni me FeS04 në prani të HjS04 të përqendruar çon në formimin e një unaze kafe në një epruvetë si rezultat i formimit të përbërjes komplekse lFe(N03)]S04. Jonet J -, Br~, anionet oksiduese, SCN- interferojnë.

2 V. F. Volynets, M. P. Volynets

Reagimi i reduktimit ndaj amoniakut në prani të një solucioni të koncentruar alkali me pluhur zinku, pluhur alumini ose aliazh Devard. NH3 zbulohet me letër lakmus (blu) ose fenolftaleinë (e kuqe). NHj", NOs, SCN", 2_ ndërhyjnë. MnOj, SIO\~, N02 ndërhyjnë.

Reagimi i reduktimit të NO3 në NO^ mbi veprimin e nitrateve të metaleve të zinkut në prani të CH3CO0H. Më tej, NO^ zbulohet nga reagimet e tij karakteristike (shih më lart).

Reaksioni me difenilaminë (G,Hs)aNH. Vendosni 4-5 pika të një solucioni të difenilaminës në H2S04 të koncentruar në një gotë ore. Shtoni pak nga solucioni që do të analizohet në majë të një shufre qelqi të pastër dhe përzieni. Në prani të NO3, shfaqet një ngjyrë blu intensive për shkak të oksidimit të difenilaminës nga acidi nitrik që rezulton. Ato ndërhyjnë me N0^. Cr04~, Mn04, 3_, Fe3+ dhe agjentë të tjerë oksidues,

2.1.1. Reaksionet cilësore ndaj anionit sulfid S 2-. Nga sulfidet, vetëm sulfidet e metaleve alkaline dhe amoniumit janë të tretshëm. Sulfidet e patretshme kanë një ngjyrë specifike, me të cilën mund të identifikohet një ose një tjetër sulfide.
Ngjyrë:
MnS - mish (rozë).
ZnS - e bardhë.
PbS - e zezë.
Ag 2 S - e zezë.
CdS - e verdhë limoni.
SnS - çokollatë.
HgS (metacinnabar) - e zezë.
HgS (cinnabar) - e kuqe.
Sb 2 S 3 - portokalli.
Bi 2 S 3 - e zezë.
Disa sulfide, kur ndërveprojnë me acide jo oksiduese, formojnë një gaz toksik, sulfid hidrogjeni H 2 S, me një erë të pakëndshme (vezë të kalbura):
Na 2 S + 2HBr = 2NaBr + H 2 S
S 2- + 2H + = H 2 S

Dhe disa janë rezistente ndaj solucioneve të holluara të HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HCOOH, CH 3 COOH - për shembull CuS, Cu 2 S, Ag 2 S, HgS, PbS, CdS, Sb 2 S 3, SnS dhe disa të tjerë. Por ato transferohen në një zgjidhje të përmbledhur. acidi nitrik kur zihet (Sb 2 S 3 dhe HgS treten më fort, dhe ky i fundit do të tretet shumë më shpejt në aqua regia):
CuS + 8HNO 3 =t= CuSO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O

Anioni sulfid mund të identifikohet gjithashtu duke shtuar një zgjidhje sulfide në ujin e bromit:
S 2- + Br 2 = S↓ + 2Br -
Squfuri që rezulton precipiton.

2.1.2. Reagimi cilësor ndaj anionit sulfat SO 4 2-. Anioni i sulfatit zakonisht precipitohet me një kation plumbi ose bariumi:
Pb 2+ + SO 4 2- = PbSO 4 ↓
Precipitati i sulfatit të plumbit është i bardhë.

2.1.3. Reaksioni cilësor ndaj anionit silikat SiO 3 2-. Anioni silikat precipiton lehtësisht nga tretësira në formën e një mase qelqi kur shtohen acide të forta:
SiO 3 2- + 2H + = H 2 SiO 3 ↓ (SiO 2 * nH 2 O)

2.1.4. Reaksionet cilësore ndaj anionit të klorurit Cl -, anionit të bromit Br -, anionit jodur I - shih paragrafin “reaksionet cilësore ndaj kationit të argjendit Ag +”.

2.1.5. Reaksioni cilësor ndaj anionit sulfit SO 3 2-. Kur acidet e forta shtohen në një zgjidhje, formohet dioksidi i squfurit SO2 - një gaz me një erë të fortë (erë e një shkrepëseje të ndezur):
SO 3 2- + 2H + = SO 2 + H 2 O

2.1.6. Reaksioni cilësor ndaj anionit karbonat CO 3 2-. Kur acidet e forta shtohen në një tretësirë ​​karbonati, formohet dioksidi i karbonit CO 2, i cili shuan copëzën e djegur:
CO 3 2- + 2H + = CO 2 + H 2 O

2.1.7. Reaksioni cilësor ndaj anionit tiosulfat S 2 O 3 2-. Kur një tretësirë ​​e acidit sulfurik ose klorhidrik shtohet në një tretësirë ​​të tiosulfatit, formohet dioksidi i squfurit SO2 dhe squfuri elementar S precipiton:
S 2 O 3 2- + 2H + = S↓ + SO 2 + H2O

2.1.8. Reaksioni cilësor ndaj anionit kromat CrO 4 2-. Kur një tretësirë ​​e kripërave të bariumit shtohet në një tretësirë ​​kromatike, një precipitat i verdhë i kromatit të bariumit BaCrO 4 precipiton, duke u dekompozuar në një mjedis shumë acid:
Ba 2+ + CrO 4 2- = BaCrO 4 ↓
Tretësirat e kromit kanë ngjyrë të verdhë. Kur tretësira acidifikohet, ngjyra ndryshon në portokalli, që korrespondon me anionin dikromat Cr 2 O 7 2-:
2CrO 4 2- + 2H + = Cr 2 O 7 2- + H 2 O
Përveç kësaj, kromatet janë agjentë oksidues në mjedise alkaline dhe neutrale (aftësitë oksiduese janë më të këqija se ato të dikromateve):
S 2- + CrO 4 2- + H 2 O = S + Cr(OH) 3 + OH -

2.1.9. Reaksioni cilësor ndaj anionit dikromat Cr 2 O 7 2-. Kur një tretësirë ​​e kripës së argjendit i shtohet një tretësire dikromati, formohet një precipitat portokalli Ag 2 Cr 2 O 7:
2Ag + + Cr 2 O 7 2- = Ag 2 Cr 2 O 7 ↓
Tretësirat e dikromateve janë portokalli. Kur tretësira alkalizohet, ngjyra ndryshon në të verdhë, që korrespondon me anionin kromat CrO 4 2-:
Cr 2 O 7 2- + 2OH - = 2CrO 4 2- + H 2 O
Përveç kësaj, dikromatet janë agjentë të fortë oksidues në një mjedis acid. Kur ndonjë agjent reduktues i shtohet një solucioni të acidifikuar të dikromatit, ngjyra e tretësirës do të ndryshojë nga portokallia në jeshile, që korrespondon me kationin e kromit (III) Cr 3+ (anion bromidi si agjent reduktues):
6Br - + Cr 2 O 7 2- + 14H + = 3Br 2 + 2Cr 3+ + 7H 2 O
Një reagim cilësor spektakolar ndaj kromit gjashtëvalent është një ngjyrim blu i errët i tretësirës kur konc. peroksid hidrogjeni në eter. Formohet peroksid kromi i përbërjes CrO 5.

2.2.0. Reagimi cilësor ndaj anionit permanganat MnO 4 -. Anioni i permanganatit "lëshon" ngjyrën vjollcë të errët të tretësirës. Për më tepër, permanganatet janë agjentët oksidues më të fortë; në një mjedis acid ato reduktohen në Mn 2+ (ngjyra e purpurt zhduket), në një mjedis neutral - në Mn +4 (ngjyra zhduket, një precipitat kafe i dioksidit të manganit MnO 2 precipiton) dhe në një mjedis alkalik - në MnO 4 2- (ngjyra e tretësirës ndryshon në jeshile të errët):
5SO 3 2- + 2MnO 4 - + 6H + = 5SO 4 2- + 2Mn 2+ + 3H 2 O
3SO 3 2- + 2MnO 4 - + H 2 O = 3SO 4 2- + 2MnO 2 ↓ + 2OH -
SO 3 2- + 2MnO 4 - + 2OH - = SO 4 2- + 2MnO 4 2- + H 2 O

2.2.1. Reagimi cilësor ndaj anionit manganat MnO 4 2-. Kur tretësira e manganatit acidifikohet, ngjyra e gjelbër e errët ndryshon në vjollcë të errët, që korrespondon me anionin e permanganatit MnO 4 -:
3K 2 MnO 4 (r.) + 4HCl (dil.) = MnO 2 ↓ + 2KMnO 4 + 4KCl + 2H 2 O

2.2.2. Reagimi cilësor ndaj anionit fosfat PO 4 3-. Kur një tretësirë ​​kripe argjendi shtohet në një tretësirë ​​fosfati, një precipitat i verdhë i fosfatit të argjendit (I) Ag 3 PO 4 precipiton:
3Ag + + PO 4 3- = Ag 3 PO 4 ↓
Reagimi ndaj anionit dihidrogjen fosfat H 2 PO 4 - është i ngjashëm.

2.2.3. Reaksioni cilësor ndaj anionit ferat FeO 4 2-. Precipitimi i ferratit të bariumit të kuq nga një zgjidhje (reaksioni kryhet në një mjedis alkali):
Ba 2+ + FeO 4 2- =OH - = BaFeO 4 ↓
Ferratet janë agjentët oksidues më të fortë (më të fortë se permanganatet). E qëndrueshme në mjedis alkalik, e paqëndrueshme në mjedis acid:
4FeO 4 2- + 20H + = 4Fe 3+ + 3O 2 + 10H 2 O

2.2.4. Reagimi cilësor ndaj anionit nitrat NO 3 -. Nitratet në tretësirë ​​nuk shfaqin veti oksiduese. Por kur tretësira acidifikohet, ato mund të oksidohen, për shembull, bakri (tretësira zakonisht acidifikohet me H 2 SO 4 të holluar):
3Cu + 2NO 3 - + 8H + = 3Cu 2+ + 2NO + 4H 2 O

2.2.5. Reagimi cilësor ndaj joneve hekscianoferrate (II) dhe (III) 4- dhe 3-. Kur shtoni solucione që përmbajnë Fe 2+, formohet një precipitat blu i errët (blu Turnboole, blu prusiane):
K 3 + FeCl 2 = KFe + 2KCl (në këtë rast, precipitati përbëhet nga një përzierje e KFe (II), KFe (III), Fe 3 2, Fe 4 3).

2.2.6. Reaksioni cilësor ndaj anionit arsenat AsO 4 3-. Formimi i arsenatit të pazgjidhshëm në ujë (I) Ag 3 AsO 4, i cili ka një ngjyrë “cafe au lait”:
3Ag + + AsO 4 3- = Ag 3 AsO 4 ↓
Këtu janë reagimet kryesore cilësore ndaj anioneve. Më pas do të shikojmë reagimet cilësore ndaj substancave të thjeshta dhe komplekse.

3. Reaksionet cilësore ndaj substancave të thjeshta dhe komplekse. Disa substanca të thjeshta dhe komplekse, si jonet, zbulohen me reaksione cilësore. Më poshtë do të përshkruaj reagimet cilësore ndaj disa substancave.

3.1.1. Reagimi cilësor ndaj hidrogjenit H2. Një leh kur sillni një copëz të djegur në një burim hidrogjeni.

3.1.2. Reagimi cilësor ndaj azotit N2. Shuarja e një copëze të djegur në një atmosferë azoti. Kur Ca(OH) 2 kalohet në tretësirë, nuk formohet precipitat.

3.1.3. Reagimi cilësor ndaj oksigjenit O 2. Ndezja e ndritshme e një copëze që digjet në një atmosferë oksigjeni.

3.1.4. Reagimi cilësor ndaj ozonit O 3. Ndërveprimi i ozonit me një zgjidhje të jodeve me precipitimin e jodit kristalor I 2 në një precipitat:
2KI + O 3 + H 2 O = 2KOH + I 2 ↓ + O 2
Ndryshe nga ozoni, oksigjeni në këtë reagim Jo hyn.

3.1.5. Reagimi cilësor ndaj klorit Cl 2.Klori është një gaz i verdhë-jeshile me një erë shumë të pakëndshme. ndërveprimi i mungesës së klorit me tretësirat e jodeve, precipiton jodi elementar I 2:
2KI + Cl 2 = 2KCl + I 2 ↓
Klori i tepërt do të çojë në oksidimin e jodit që rezulton:
I 2 + 5Cl 2 + 6H 2 O = 2HIO 3 + 10HCl

3.1.6. Reagimet cilësore ndaj amoniakut NH 3. Shënim: këto reagime nuk jepen në kursin e shkollës. Sidoqoftë, këto janë reagimet më të besueshme cilësore ndaj amoniakut.
Ngjyrosja e një copë letre të njomur në një tretësirë ​​të kripës së merkurit (I) Hg 2 +:
Hg 2 Cl 2 + 2NH 3 = Hg (NH 2) Cl + Hg + NH 4 Cl
Letra bëhet e zezë për shkak të lëshimit të merkurit të imët.

Ndërveprimi i amoniakut me një tretësirë ​​alkaline të tetraiodomerkuratit të kaliumit (II) K 2 (Reagent Nessler) :
2K2 + NH3 + 3KOH = I · H 2 O↓ + 7KI + 2H 2 O
Kompleksi I · H 2 O ka ngjyrë kafe (ngjyrë ndryshku) dhe precipiton.
Dy reagimet e fundit janë më të besueshmet për amoniakun.

Reagimi i amoniakut me klorur hidrogjeni ("tymi" pa zjarr):
NH 3 + HCl = NH 4 Cl

3.1.7. Reagimi cilësor ndaj fosgjenit (klorur karboni, klorur karbonil) COCl 2. Emetimi i "tymit" të bardhë nga një copë letre e njomur në zgjidhje amoniaku:
COCl 2 + 4NH 3 = (NH 2) 2 CO + 2NH 4 Cl

3.1.8. Reagimi cilësor ndaj monoksidit të karbonit (monoksidi i karbonit) CO. Vranësitë e tretësirës kur monoksidi i karbonit kalohet në një tretësirë ​​të klorurit të paladiumit (II):
PdCl 2 + CO + H 2 O = CO 2 + 2HCl + Pd↓

3.1.9. Reagimi cilësor ndaj dioksidit të karbonit (dioksidit të karbonit) CO 2. Shuarja e një copëze që digjet në një atmosferë të dioksidit të karbonit.
Kalimi i dioksidit të karbonit në një tretësirë ​​të gëlqeres së shuar Ca(OH) 2:
Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ↓ + H 2 O
Kalimi i mëtejshëm do të çojë në shpërbërjen e precipitatit:
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca (HCO 3) 2

3.2.1. Reagimi cilësor ndaj oksidit nitrik (II) NR. Oksidi i azotit (II) është shumë i ndjeshëm ndaj oksigjenit atmosferik, prandaj bëhet kafe në ajër, duke u oksiduar në oksid azoti (IV) NO 2:
2NO + O 2 = 2 JO 2