ارسنيک موارد استعمال خيلي محدود دارد و بعلت سمي بودن ترکيبات آن را براي کشتن حشرات و ميکربهاي نباتات بکار مي برند . براي اينکه چوب نپوسد آنرا آغشته بمحلول ارسنيت يا ارسنيات مي کنند .

بعضي ترکيبات آنرا بصورت گاز جنگي بکار مي برند .

ارسنيک مي تواند چهار ظرفيت مختلف دارا گردد :

1 _ بصورت ظرفيت منفي مثل AsH₃

2 _ ظرفيت سه مثبت مانند AsCl₃

3 _ بصورت چهار ظرفيتي در ترکيبات (As₄O₈)ⁿ

4 _ در ترکيبات پنج ظرفيتي بصورت (As₂O₅)ⁿ

در دو حالت اخير معتقدند که حالت پليمري وجود دارد زيرا وزن مولکولي بطور دقيق بدست نيامده است در حالت چهار ظرفيتي مي توان قائل شد که اکسيد چهار ظرفيتي شامل ارنيک سه ظرفيتي و پنج ظرفيتي مي باشد زيرا وقتي اين اکسيد را در محلول قليائي حل مي کنيم مخلوط ارسنيت و ارسنيات بدست مي آيد همانطور که بي اکسيد ازت NO₂ در محيط قليا توليد نيتريت و نيترات مي کند .

وقتي اين فلز را در اسيدي غليظ و گرم حل مي کنيم توليد اسيد ارسنيک AsO₄ H₃ مي شود يعني مانند فلزات ملحي بوجود نمي آيد و هيدرژن هم متصاعد نمي شود .

برعکس وقتي آنرا با اکسيژن , گوگرد و يا هالوژنها حرارت مي دهيم توليد ترکيبات سه ظرفيتي مثل AsCl₃ مي شود .

سولفور ارسنيک As₂S₃ در محلولهاي قليائي و سولفورهاي قليائي حل مي گردد و از اين لحاظ تشابه اين عنصر با قلع و انتيموان و صفات آمفوتري آن تاييد مي گردد و از همين روست که اين عنصر در طبقه اول دسته دوم کاتيونها قرار داده مي شود .

همانطور که گفتيم برا يان عنصر چهار نوع ترکيب مختلف وجود دارد : يکي ترکيبات ارسنيو و ديگري ترکيبات ارسنيک و بالاخره ارسنيت و ارسنياتها , ضمنا بايد توجه داشت که از نظر تئوري ازانيدريد ارسنيو As₂O₃ چهار نوع اسيد مشتق مي شود :

اسيد متاارسنيو

اسيد ييروارسنيو

اسيد ارتوارسنيو

اسيد پلي ارسنيو

بهمين نحو با نيدريدارسنيک سه اسيد تعلق مي گيرد که هر سه بدست آمده اند .

اسيد متاارسنيک

اسيد پيروارسنيک

اسيد ارتوارسنيک

چون ترکيبات ارسنيت و ارسنياتها از همه مهمتر هستند معرفات اين ترکيبات در زير بيان مي شود :

ازنظر ميکروآناليز و براي تشخيص مقدار خيلي کم آن بيشتر استفاده از موليبدات آمونيم مي شود که در زير بيان گشته است :

اين فلز در شمي تجزيه زماني بصورت ارسنيت ها که اسيد آنها اسيد ارسنيو AsO₃ H₃مي باشد و تا کنون بحالت آزاد جدا نشده است وجود دارد ارسنيت ها کاهنده يا اکسيد شونده مي باشند . زماني ديگر بصورت ارسنياتها که اسيد آنها اسيد ارسنيک AsO₄ H₃است وجود دارد . ما مشخصات هر يک از ايندودست را جداگانه شرح مي دهيم و بالاخره بعضي اوقات هم بصورت نمک مثلا تري کلرورارسنيک AsCl₃و يا پانتاکلرورارسنيک AsCl₅مورد آزمايش قرار مي گيرد .

آرسنيک بمقدار زياد بصورت ترکيبات مختلف در طبيعت يافت مي شود در حقيقت مقدار خيلي ناچيز آنرا مي توان درهمه جا يافت . دو سنگ معدن مهم آن عبارتند از ميسپسکل آهن FeSAs يا سولفورآرسنيور و سولفورهاي ارسنيک کاه رئالگار و ارپيمان نيز ناميده مي شوند . اين سنگ معدنها اغلب با سنگهاي معدن سولفوردار ساير فلزات همراه مي باشند . وقتي چنين سولفورهائي را با عمل کباب کردن باکسيد تبديل مي سازند ارسنيک نيز بصورت اکسيد As₂O₃ که خيلي فرار است در مي آيد . وقتي گازهاي متصاعده As₂O₃را وارد اطاقهاي سرد کننده اي مي کنند گرد سفيد اين اکسيد بدست مي آيد که در تجارت آنرا ارسنيک سفيد مي نامند با تصفيه مجدد اين گرد اکسيد ارسنيک خالص حاصل مي شود که از آن ساير ترکيبات را مي سازند .

آرسنيک و آلوترپي :

فلز ارسنيک که ار کاهش اين اکسيد بدست مي آيد بسه و حتي چهار فرم آلوترپي وجود دارد ولي فقط شکل خاکستري آن که تا حدي نماي فلزي دارد پايدار مي باشد اين شکل که آنرا ارسنيک a مي گويند جامد متبلور شکننده ايست که قابليت هدايت الکتريکي و حرارتي آن در حدود 25/1 مس است و وقتي آنرا تا 450 درجه حرارت مي دهيم بخارات زرد رنگ تترا اتمي As₄ متصاعد ميشود که در 800 درجه بملکولهاي دي اتمي مبدل مي گردد اين شکل در هواي خشک اکسيد نمي شود ولي در 400 درجه در هوا مي سوزد و شعله سفيدي مي دهد و تبديل به As₂O₃ مي گردد . نوع ديگر ارسنيک زرد يا ß ارسنيک مي باشد که از تبريد سريع بخارات ارسنيک بدست مي آيد مانند فسفر سفيد اين نوع ارسينک بصورت بلورهاي زرد روشن مي باشد و ملکولهاي تترا اتميک آن در سولفور کربن حل مي گردد .   

وقتي آنرا در درجه حرارت معمولي در معرض هوا قرار مي دهيد بتندي اکسيد مي گردد و نور درخشاني از خود بيرون مي دهد .

در حقيقت شيمي اين عنصر شبيه به شيمي فسفر مي باشد و پنج شباهت کلي زير ذکر مي شود :

1 _ بحالت بخار و يا بحال محلول در بعضي حلالها ملکولهاي اين دو عنصر چهار اتمي مي باشد 

در محلولي که کمي اسيدي باشد رسوب قهوه شوکلاتي رنگ مانند سولفوراستانو SnS توليد مي کند 

SnS شسته شده در پلي سولفور آمونيم Sn(NH₄)₂ حل استن بخصوص موقعيکه درجه حرارت را به 70-60 درجه برسانيم ولي جوش نياوريم زيرا پلي سولفور تجزيه مي گردد . زيادتي S پلي سولفور SnS ترکيب و SnS₂ تشکيل مي شود که با سولفور آمونيم باقيمانده توليد محلول سولفواستانات آمونيم مي نمايد يعني عمل شبيه بهمان عمل Sb₂S₃ است .

Sn-₂ يا گوگرد باقيمانده نيز در پلي سولفور زيادي حل مي گردد پس نتيجه واکنش بالا من حيث المجموع يک محلول است .

اگر بچنين محلول HCI بيافزائيم توليد رسوب زرد سولفور استانيک SnS₂ مي شود .

زنگ قهوه شوکلاتي SnS را با رنگ زرد SnS₂ اشتباه نکنيد .

SnS₂ قابلب حل در HCIغليظ است پس اگر  محلول اصلي خيلي اسيد باشد عبور H₂S هيچگونه رسوبي نمي دهد .

SnS قابل حل در KOH ولي غير قابل حل در NH₄OH و کربنات آمونيم است ( اختلاف آن با As₂S₃ ) .

SnS تحت اثر يک اکسيد کننده مثلا اسيد نيتريک تبديل باسيد متااستانيک ( SnO₃H₂)₅ مي شود .

قلع بسه صورت آلوترپي وجود دارد : فرم a يا سفيد آن فرم عادي است که در درجه حرارت معملوي پايدار مي باشد وزن مخصوص آن 31 و 7 و نقطه ذوب آن 8 و 231 درجه است .

چنانچه درجه حرارت را بالا ببريم اين شکل برنک خاکستري که شکل ß است در مي آيد شکل خاکستري ß شکننده و بآساني تبديل به پودر مي شود و حال آنکه شکل سفيد قابليت مفتول شدن و صفحه شدن دارد . چنانچه فرم a را بدرجه حرارت بالاتر از 232 ببريم تبديل بفرم r مي شود که آنهم مانند شکل خاکستري ß شکننده مي باشد .

اين عنصر بصورت اکسيد کاسي تريت SnO₂  در طبيعت يافت مي شود و بآساني تحت اثر زغال کاهيده مي شود و بفلز ناخالص بتديل مي گردد کافي است که بعدا براي تخليص آن عمل الکتروليز انجام داده شود .

قلع موارد استعمال صنعتي زياد دارد آب قلع دادن , بسته بندي سيگار و دواجات و شکلات و غيره و همچنين آلياژهاي نرم مثل برنز , بابيت , حروف چاپ و غيره از آن جمله اند .

براي قلع سه حالت اکسيداسيون 2 و 3 و 4 قائل مي شوند و بعلت اينکه يکجسم آمفوتر مي باشد چهار ترکيب مهم مختلف مي دهد .

1 _ ترکيبات استانو که در آن Sn دو ظرفيتي است مثل SnCl₂ .

2 _ املاح استانيک که در آن Sn چهار ظرفيتي مي باشد مثل SnCl₄ .

3 _ استانيت ها که از اکسيد SnO يعني از يون SnO₂^—مشتق مي شوند مثل استانيت سديم .

4 _ اتانات ها , که مشتق از اييد ارتواسانيک Sn(OH)₄ مي شوند . 

ملح باز يک سفيد رنگ اکسي کلرورياکلرو آنتي مونيل توليد مي کند بشرطيکه SbCl₃ بحال محلول باشد .

اين فعل و انفعال برگشتني نشان مي دهد که اکسي کلرور در HCI حل مي شود اسيد تارتريک مانع ئيدروليز املاح Sb بواسطه آب مي شود ( اختلاف آن با Bi ) زيرا توليد ملحي بصورت درهم و برهم Complexe مي شود .

اسيد کلريدريک HCI

هيچ اثري ندارد .

سولفور هيدرژن H₂S

در محلولي که خيلي اسيد نباشد رسوب قرمز نارنجي Sb₂S₃ بوجود مي آورد . اگر محلول خيلي اسيدي باشد سولفور در آن حل مي شود .

اگز مقدار اسيد محللو اصلي از 6H₂O , HCI کمتر باشد واکنش در جهت (2) والا در جهت (I) انجام مي گيرد .

Sb₂S₃ قابل حل در HCI غليظ است و توليد SbCl₃ مي کند و اگر خوب شسته شده باشد در Sn(NH₄)₂ بخوبي حل مي شود مخصوصا موقعيکه درجه حرارت بين 60-70 درجه باشد . علت شستن رسوب اينستکهIICI موجود در رسوب را برطرف سازيم والا سولفور آمونيم را تجزيه مي کنيم و گوگرد توليد مي شود .  Sb₂S₃ قابل حل در KOH است و بهمين مناسبت در محيط قليا گاز H₂S با آن رسوبي بوجود نمي آورد . Sb₂S₃  غير قابل حل در آمونياک و CO₃(NH₄)₂ است ( اختلاف با As ). اسيد اکساليک مانع رسوب شدن Sb₂S₃ بوسيله H₂S نمي شود ( اختلاف آن با Sn ) .

اگر رسوب  Sb₂S₃   خوب شسته شود و مقداري از آنرا بدون آب با کمي KCN ذوب کنيم توليد ساچمه هاي فلز Sb مي شود .

رسـوب سولفور Sb₂S₃    در سـود و يا پتــــاس هم حل مي شود و توليد سولفور آنتي مونيت سديم

مي کند .

اين محلول تحت اثر محلول HCI مجددا  رسوب قرمز نارنجي ظاهر مي سازد .

با روشي که بيان شد سه فلز دسته اول از هم جدا شدند . حال بايد هر يک را بصورت نمک مناسبي در آورد تا معرفات ويژه نيز در مورد آنها بکار برده شود .

1 _ در محلول نمره (I) رسوب PbCl₂  را که در آب جوش حل است با عبور گاز H₂S بصورت PbS رسوب دهيد . رسوب سولفور را که بحال خود واگذارده ايد و ته نشين شده است با کج کردن ظرف جدا سازيد و بعد از شيت و شو تحت اثر NO₃H قرار دهيد تا تبديل بمحلول (NO₃)₂Pb شود

2 _ در محلول نمره (II) نقره بصورت کلرور نقره آمونياک دار است که با H₂S رسوب Ag₂S ميد هد انحلال اين سولفور در NO₃H نقره را بصورت NO₃Ag  در مي آورد که بر روي آن معرفاب ويژه ريخته مي شود .

3 _ بالاخره بعد از تاثير آمونياک يون Hg⁺  بصورت رسوب سياه رنگي باقي مي ماند که بايد تبديل به سوبليمه HgCl₂ گردد براي اين منظور رسوب را کاملا بشوئيد و تحت اثر تيزات قرار دهيد . بعد در کپسولي آب آنرا تا نزديک بخشگي تبخير کنيد آنجه که باقي مي ماند HgCl₂ است که اگر آب بر روي آن بريزيد بصورت محلول در مي آيد .

رسوب را بعد از شيت و وي کامل در بالن ته گردي قرار دهيد و بر روي آن آب بيفزائيد و جوش آوريد . اگر رسوبي باقي ماند در همان حال جوش آنرا از صافي رد کنيد . بدين نحو محلول نمره (I) بدست مي آيد .

اگر در لوله امتحاني و تحت اثر IK چند قطره اين محلول رسوب زرد داد که فقط در آب جوش حل ودر آب سرد بصورت پولک زرد در مي آيد معلوم مي شود که محلول(I) شامل Pb مي باشد و بايد بر روي آن معرفات خصوصي و ساير واکنش ها را بکار برد ولي اگر محلول نمره (I)  با  IK رسوبي ظاهر نساخت معلوم ميشود که آب جوش بر روي رسوب کلرور بي تاثير بوده و در محللو اوليه Pb وجود ندارد .

اثر NH₄OH بر روي محلول باقيمانده

اگر بعد از جوشاندن با آب رسوبي باقي ماند آنرا در لوله امتحاني قرار دهيد و برروي آن با احتياط آمونياک ( تا حد امکان کمتر ) بريزيد و بشدت تکان دهيد و بعد صاف کنيد تا محلول نمره (II) بدست آيد . اگر رسوبي باقي ماند بايد حتما سياه رنگ باشد و اگر سفيد است اشتباه خود را با توجه بنکات زيرين برطرف سازيد :

چند قطره محلول آمونياکي نمره (II) را تحت اثر ايسد معدني رقيق قرار دهيد تا اگر مانند شير بريده رسوب لخته لخته AgCl توليد شد پي ببريد که در محلول نمره (II) Ag وجود دارد پس از آن طبق آنچه که در مبحث معرفات ويژه Ag گفتيم رسوب AgCl را به محلول ملح قابل حل Ag تبديل کنيد و در مورد آن واکنشهاي ويژزه را انجام دهيد .

علل اشتباه _ اگر رسوب بعد ازتاثير آمونياک رنگ سفيد دارد دو علت براي آن مي توان قائل شد :

1 _ در طرز عمل تغييري داده شده است و بجاي اينکه رسوب را کاملا با آب بشوئيد و با آب مقطر بجوشانيد و بعد تحت اثر آمونياک قرار دهيد عمل عکس انجام داده ايد . در اينصورت رسوبي که داراي PbCl₂  بوده تحت اثر آمونياک قرار گرفته و بالنتيجه برسوب 3Pb(OH)₂ , PbCl₂  تبديل شده که در آبجوش غير قابل حل است . رفع اين نقيصه ميسر نيست مگر اينکه تجربه را از نو شروع کنيد و نظم گفته شده را در مد نظر گيريد .

2 _ وگرنه محللو اصلي داراي نمک Bi بوده که در اثر آب ئيدروليز حاصل کرده واکسي کلروربيسموت يا کلرور بيسموتيل داده است . 

رسوب سفيد گرد مانند Hg₂Cl₂ يا کلمل مي دهند .

   اين رسوب اگر خوب شسته شده باشد تحت تاثير HCl و NO₃H قرار نمي گيرد و فقط موقعيکه با HCl غليظ آنرا مدت طولاني بجوشانيم بکندي حل مي شود .

رســوب Hg₂Cl₂ در تيـــزاب سلطاني و يا آب کلر در گرمي قابل حل مي باشد و توليد  HgCl₂  

مي کند .

رسوب Hg₂Cl₂ تحت اثر NO₄OH سياه و برسوب خاکستري کلرواميدور مرکورو بفرمول NH₂-Hg-Hg-Cl مبدل مي گردد .

رسوب Hg₂Cl₂  تحت اثر پتاس نيز سياه مي شود و اکسيد مرکورو Hg₂O  بوجود مي آيد .

سولفورئيدرژن -  H₂S

رسوب سياه Hg₂S  مي دهد که فورا تبديل به HgS  و Hg مي شود .

اين رسوب غير قابل حل در S (NH₄)₂ ولي قابل حل در تيزاب است .

سولفيدرات آمونيوم Sn(NH₄)₂H₂

مانند H₂S رسوب HgS وHg  ميدهد .

کربنات سديم –CO₃Na₂

رسوب زرد کثيف يا مات CO₃Hg₂ ميدهد که اگر آنرا گرم کنيم در درون محلول اول به Hg₂O و CO₂ تبديل مي شود .

کربنات آمونيوم - CO₃(NH₄)₂

رسوب خاکستري سياه ميد هد ( رجوع باثر آمونياک شود . )

سود –NaOH و يا پتاس –KOH

رسوب سياه Hg₂O غير قابل حل در زيادتي اين معرف مي دهد که بعدا تبديل به HgO مي شود .

آمونياک NH₄OH

رسوب سياه مي دهد که فرمول حقيقي آن تا کنون معين نشده است و قديم بمنزله کلرواميدورمر کورو مي گرفتند .

يدور پاتسيم –KI

رسوب زرد مايل بسبز Hg₂I₂ بوجود مي آورد که در مجاورت مقدار زياد تري KI در بدو امر زرد رنگ و سپس حل مي گردد و فقط Hg باقي مي ماند .

کرومات پتاسيم –CrO₄K₂

رسوب قرمز براق CrO₄Hg₂ مي دهد .

کلرور قلع يا کروراستانو –SnCl₂

رسوب سفيد Hg₂Cl₂ مي دهد اين رسوب بعدا تحت زيادتي SnCl₂  کاملا کاهيده مي شود و Hg سياه باقي مي گذارد .

تبصره 1 _ در تشخيص املاح مرکورو Hg₂++ و مرکوريک (Hg₂++  ) دقت نمائيد .

تبصره 2 _ يک تيغه روي , آهن و يا مس در توي محلول املاح مرکورو از يک ورقه خاکستري رنگ جيوه مستور مي شود . 

جيوه تنها فلزي است که در حرارت معمولي و فشار جوي مايع مي باشد . نقطه ذوب دو فلز سن يوم Cs و گاليوم Ga که به ترتيب 5 و 28 و 75 و 29 مي باشد کمترين نقطه ذوبي است که بين فلزات تا حال ديده شده است معهذا از نقطه ذوب جيوه که 87 , 38 درجه است بمراتب بالاتر مي باشد اين فلز بچگالي 546 , 13 است و در 95 ,‌356 درجه ميجوشد و در طبيعت بصورت سولفور HgS که نام معدن شناسي آن سينابر است وجود دارد . وقتي يک سنگ معدن را کباب مي کنيم و بصورت اکسيد در مي آوريم اکسيد حاصله در نحرارت بيشتر تجزيه مي شود و جيوه مي دهد . جيوه حاصله چندان خالص نيست و بايد آنرا در مجاورت هوا تقطير کرد تا تمام مواد ناخالص و فلزاتي مثل کادميم که بيش از جيوه فعال مي باشند اکسيد شوند و تنها جيوه فرازش حاصل کند و بخارات آن در اطاق ديگر جمع و بعد متراکم گردند . چنين جيوه اي لازمست مجددا با اسيد نيتريک رقيق شسته شود و بعد در خلاء تقطير تا اينکه صددرصد خالصشود . بعلت اينکه در اثر حرارت منحني انبساط آن تقريبا خطي است آنرا براي ترمومتر بکار مي برند ضمنا در مواردي که بخواهند قالب گيري دقيق انجام دهند مصرف مي گردد .

در حالت مايع قابليت هدايت الکتريکي آن نسبتا خوبست و در بعضي موارد آنرا براي سويچ يعني قطع و وصل الکتريسيته بکار مي برند , بحالت بخار که منواتمييک است قابليت هدايت الکتريکي آن زياد و از همين لحاظ بخار آنرا در چراغها براي توليد رنگ آبي روشن زنننده بکار ميبرند . بغير از پلاتين Pt  و کبالت Co و نيکل Ni  و آهن Fe بسياري از فلزات در جيوه حل مي بشوند و با آن ملقمه تشکيل مي دهد بعضي از اين ملقمه ها گشوده هاي واقعي و برخي ديگر گشوده هاي تعليقي مي بشاد يعني ذرات فلزات بحالت پاکنده و تعليق در مايع جيوه وجود دارند . از اين دو خاصيت در صنعت براي استخراج طلا و نقره و در دندانسازي براي پر کردن دندان استفاده مي شود . 

چون منظور از نگارش اين کتاب تجسسس فلزات و آزمايش خواص آنالي تيکي نمکهاي آنها ميباشد لازمست که دانشجو قبلا تئوري آرنيوس Arrhenius و تجزيه شدن محلول املاح را بدو يون مثبت يا کاتيون و منفي يا آنيون بداند و پي برد که در کليه واکنشهائي که در مباحث مختلف اين کتاب از آن گفتگو مي شود فقط يونهاي مثبت و منفي يعني کاتيونها و آنيونها داخل در فعل انفعالات مي شوند و بالنتيجه هر وفت لفظ کاتيون و آنيون از نظر افتاد و بجاي آن کلمه فلز بکار برده شد منظور اينست که فلز مزبور بصورت نمک محلول براي آزمايش در اختياز دانشجو قرار داده شده است و از عنوان تجسس دسته فلزات نبايد معناي ديگري جز تعيين کاتيون استنباط کرد .

طبق آنچه که گفتيم فلزات و املاح آنها بين خود خواص آنالي تيکي مشترک دارند و ممکنست هر چند تاي آنها را جزء يکدسته قرار دهيم مثلا اگر معرف بخصوصي برروي چند تاي آنها رسوبي ظاهر ساخت مي گوئيم که اين چند فلز جزء يکدسته بايد قرار داده شوند .

ظهور رسوب و يا تغيير رنگ با استعمال معرفي موجب شده که فلزات معمولي را بشش دسته تقسيم کنند .

1 _ دسته ايکه اگر اسيدکلريدريک و يا کي کلرور قابل حل بر روي محلول آنها بريزيم رسوب غير فابل حل کلرور آنها توليد مي گردد که در آب سرد و اسيدهاي معدني رقيق غير قابل حل است .

فلزات ايندسته عبارتند از :                                  Ag  وPb  و Hg ⁺

        معرف مشترک                                                              HGl

2 _ دست ايکه کلرور آنها قابل حل در آب ولي سولفور آنها غير قابل حل در آب و اسيدهاي معدني رقيق است . يعني بايد بر روي محلول آنها گاز سولفورئيدرژن H₂S در محيط اسيد عبور داد تا فلز بصورت سولفور رسوب کند .

فلزات اين دسته نيز بدو طبقه تقسيم مي شوند :

الف _ کاتيونهائيکه سولفور آنها قابل حل در سولفورآمونيم S( NH₄) ₂ است و عبارتند از :

                                                                      Sb, Sn , As  

ب _ کاتيونهائيکه سولفور آنها غير قابل حل در سولفور آمونيم مي باشد و شامل فلزات زير مي شوند :

                                                    Hg ^{+ +} , Bi, Cu , Cb  

و همچين Pb که چون کلرورش کمي قابل حل مي باشد بدسته دوم آمده است .

معرف مشترک                                                             H₂S

3 _ دسته و يا کاتيونهائيکه کلرور آنها قابل حل است و سولفور آنها در محيط آب توليد نمي شود ولي ئيدرات آنها در مجاورت املاح آمونياکي غير قابل حل است .

فلزات ايندسته عبارتند از :                                           Fe^{+ + +} , Al , Cr

           معرف مشترک                                          ( NH₄Cl + NH₄OH)  

4 _ دسته ايکه کلرور آنها قابل حل در آب ولي سولفور آنها که قابل حل در اسيدهاي معدني رقيق است در آب و در سولفورآمونيم غير قابل حل است .

 فلزات ايندسته عبارتند از :                                    Zn , Mn ,Co , Ni  

              معرف مشترک                                             Sn( NH₄)₂

5 _ دسته ايکه کلرور و سلوفور آنها قابل حل ولي کربنات آنها غير قابل حل در آب و شامل فلزات زير است :                                                         Ba , Sr , Ca , Mg  

معرف مشترک                                                        CO₃(NH₄)₂

در ايندسته کربنات فلزات قليائي خاکي (Ba , Sr , Ca) در مجاورت مقدار کافي املاح آمونياکي غير قابل حل ولي کربنات منيزيم در اين محيط قابل حل است .

6 _ دسته ايکه کلرور و سولفور و ئيدرات و کربنات آن در آب حل مي شود و معرف مشترک ندارد مثل فلزات قليائي ( Na ,K , Li )  و راديکال NH₄ .

نکته اول _ از ذکر بار مثبت کاتيون که بايد با علامت + در بالاي فرمول بصورت قوه نمايش داده شود خود داري و فقط در موارد ضروري علامت گذاري شده است .