MARCHA ANALÍTICA Y SU EXPLICACIÓN +
2+
CATIONES DEL 1er GRUPO (Ag ; Pb ; Hg2
2+
)
Solución Muestra: (20 gotas) Agregar HCl 6M hasta precipitación completa. Centrifugar y decantar.
Precipitado: AgCl, PbCl2, Hg2Cl2.
Solución: Cationes del 2º, 3º, 4º y 5º grupos
El HCl 6M empleado debe estar frío, debido a que el PbCl2 es bastante soluble en solución caliente. Las ecuaciones químicas que se presentan son: HCl(ac) = H+(ac) + Cl(ac) Ag+(ac) + Cl–(ac) = AgCl(s) blanco Pb2+(ac) + 2Cl–(ac) = PbCl2(s) blanco Hg2+(ac) + 2Cl–(ac) = Hg2Cl2(s) blanco 2AgCl(s) + h(luz) = 2Ag(s) + Cl2(g) negro –
Observe que el HCl(ac) es el que provee los iones Cl , que también podían ser provistos por el NaCl o KCl pero estas sustancias en medio acuoso introducen cationes que serán + + determinados mas adelante (Na y K ) como parte de la muestra problema en el 5º grupo y que no deben impurificarla. Kps y Solubilidad .+
La disolución del AgCl en medio acuoso, comprende a la disociación de este en iones Ag – y iones Cl , siendo la magnitud del Kps el que indica la facilidad de disociación del sólido respectivo, de acuerdo a la ecuación química: + (ac)
AgCl(s) + H2O(l) = Ag
+ Cl
–
–
+
Kps = [Ag ][Cl ]
(ac)
Kps del AgCl = 1,78 x10–10 ; PbCl2 = 1,6x10–5 ; Hg2Cl2 = 1,3x10–18 –
+
La solubilidad (S) del AgCl en agua pura, S = [Ag ] = [Cl ]; por esto, 2
KpsAgCl = S = 1,80x10 Para el PbCl2, se tiene:
–10
–5
, de aquí S = 1,33x10 moles / litro
PbCl2(s) + H2O(l) = Pb
2+ (ac) +
2Cl
–
2+
(ac)
– 2
Kps = [Pb ] [Cl ]
2+
–
De la solubilidad (S) del PbCl2 , en agua pura, S = [Pb ] y por esto la [Cl ] = 2S, luego, 2
3
–5
Kps PbCl 2 = S.(2S) = 4S = 1,6x10 , de aquí S = 0,0159 moles/litro
Efecto del ión común Considerando el Principio de Le Chatelier, aplicado a la ecuación química: AgCl(s) + H2O(l) = Ag+(ac) + Cl–(ac) –
Podemos afirmar que si agregamos iones Cl al sistema en equilibrio, generaremos que el AgCl sólido aumente, es decir disminuye la solubilidad de esta sustancia. Problema .- Determine la solubilidad del AgCl en una solución de KCl 0,01M. Dato: Kps AgCl = 1,78x10
–10
Por electroneutralidad la suma de las concentraciones de las iones positivos debe ser igual + + – a la suma de las concentraciones de los iones negativos, así: [Ag ] + [K ] = [Cl ] +
–
La solución de KCl presenta una [K+] de 0,01M, luego [Ag ] + 0,01 = [Cl ] +
–
–5
La [Ag ] y [Cl ] presentes en una solución acuosa pura es 1,33x10 M (ver página – anterior), por lo tanto en presencia de mayor concentración de Cl ya que la solución es + –5 0,01M en KCl, la concentración de [Ag ] será menor que 1,33x10 M, debido al principio – + de Le Chatelier, por esto la [Cl ] será 0,01M despreciando la [Ag ] por ser muy pequeña, + lo que nos indica que la solubilidad (S) del AgCl es igual a la concentración del ión Ag . Siendo el Kps AgCl = 1,78x10
–10
–
+
= [Ag ] [Cl ] –
+
Por lo tanto [Ag ] = S = Kps/[Cl ] -10
-8
S = 1,78x10 /0,01 = 1,78x10 M –
Es decir la solubilidad es menor que en agua pura por efecto del ión común [Cl ]. Formación de iones complejos. En el caso que se use en exceso el HCl 6M o de mayor concentración, se puede disolver el – 2– – 2– precipitado, formándose complejos solubles como el AgCl2 , AgCl3 , PbCl3 , PbCl4 , – Hg2Cl3 , según se indican luego con algunas ecuaciones químicas: AgCl(s) + Cl PbCl2(s) + Cl
–
(ac) =
–
–
AgCl2
(ac) –
(ac)
= PbCl3
(ac)
PbCl3–(ac) + Cl –(ac) = PbCl42–(ac) Sobre la disociación de iones complejos, en donde Ki es la constante de inestabilidad de complejos. Cuanto mas pequeño es el valor del Ki o es lo mismo cuanto más grande es el valor del pKi (-logKi ) tanto menos disociado se hallará, es decir más estable es la sustancia original o el complejo de origen. Presentaré una serie de equilibrios entre los cuales hay varias disociaciones.
+
PbCl = Pb
2+
+ Cl
–
+
PbCl2 = PbCl + Cl 2+
(*)PbCl2 = Pb
–
2+
+
K1 = [Pb ][Cl /[PbCl ] –
pK1 = 1,62
–
+
pK2 =
K2 = [PbCl ][Cl ]/[PbCl2] –
+ 2Cl
– 2
2+
K1, 2 = [Pb ][Cl ] /[PbCl2] = K1. K2
pK1, 2 = 2,44
(*) Moléculas neutras en solución. –
PbCl3 = PbCl2 + Cl
–
–
–
2–
–
PbCl4 = PbCl3 + Cl –
PbCl3 = Pb 2–
2+
PbCl4 = Pb
+ 3Cl
2+
–
+ 4Cl
–
pK3 =
K3 = [PbCl2][Cl ]/[PbCl3 ] –
–
2–
pK4 =
K4 = [Pb Cl3 ][ Cl ]/[ PbCl4 ] – 3
2+
–
K1, 2, 3 = [Pb ][Cl ] /[PbCl3 ] =K1.K2.K3 pK1, 2, 3 = 2,04 –
2+
– 4
2–
K1, 2, 3, 4 = [Pb ][Cl ] /[ PbCl4 ]
pK1, 2, 3, 4 = 1,0 2+
Si se usa HCl concentrado (HCl 12M) podría precipitar también el Ba dando BaCl2 que también es sólido blanco; esta sustancia mas adelante puede presentar un precipitado amarillo al reaccionar con el K2CrO4, dando (BaCrO4), provocando error al querer 2+ identificar al ión Pb como PbCrO4 que también es amarillo.
Precipitado: AgCl, PbCl2, Hg2Cl2. Lavar con agua destilada (4 gotas) 2 veces; en cada vez desechar el agua de lavado. Tratar el precipitado con 10 gotas de agua caliente. Manteniendo la mezcla caliente centrifugue y decante.
Precipitado: AgCl, Hg2Cl2
Solución: Pb
2+
Al agregar agua caliente el precipitado AgCl y Hg2Cl2 no se disuelven, mientras que el PbCl2 se disuelve según: 2+ (ac)
PbCl2(s) + H2O(l) caliente Pb
+ 2Cl
– (ac)
Precipitado: AgCl, Hg2Cl2. Lavar con 4 gotas de agua destilada y agregar 5 gotas de NH4OH 15N, centrifugar y decantar.
+
Precipitado: Hg(NH2)Cl, Hg Solución: Ag(NH3)2 El precipitado tiene color negro o gris indica Agregar HNO3 3N gota a gota, la apari2+ presencia de Hg2 ción de un precipitado blanco, indica la presencia de plata.
La mezcla AgCl – Hg2Cl2 luego de lavada reacciona con el NH4OH 15N, se presenta: + (ac)
AgCl(s) + 2NH3(ac) Ag(NH3)2
+ Cl
– (ac) + (ac)
Hg2Cl2(s) + 2NH3(ac) Hg(NH2)Cl(s) + Hg(s) + NH4 blanco negro 2+ que es un precipitado gris y demuestra que teníamos Hg2 . +
A la solución que contiene Ag(NH3)2 + (ac)
Ag(NH3)2
+ Cl
– (ac)
se le adiciona HNO3 3N + (ac)
+ 2H
+ (ac)
= Ag
+ (ac)
+ 2NH4
+
dejando libre al Ag , volviendo a precipitar como AgCl debido a que en la solución se – + – tenían iones Cl : Ag (ac) + Cl (ac) = AgCl(s) blanco Este precipitado que se va tornando gris por la luz del día: 2AgCl(s) + h (luz) = 2Ag(s) + Cl2(g) negro 2+
Solución (Pb ), agregar 1 gota de K2CrO4 1M . Se tiene un precipitado amarillo (1A), que indica la presencia de plomo. Realice la confirmación (ver nota 4).
2+ (ac)
Pb
2–
+ CrO4
(ac)
= PbCrO4(s) amarillo
Nota 4. La confirmación de la presencia de plomo se obtiene disolviendo el precipitado1A con suficiente cantidad de NaOH 6N, para luego acidificar con CH 3COOH 6N. Apareciendo un precipitado que confirma la presencia de plomo.
Al adicionar al precipitado amarillo el NaOH 6N, sucede: –
PbCrO4(s) + 3OH
–
(ac)
= HPbO2
2–
(ac)
+ CrO4
+ H2O(l) (1)
(ac)
A esta solución se le adiciona CH3COOH 6N gota a gota hasta acidificar (el papel de tornasol azul debe tornarse de color rojo), en principio se neutraliza el exceso de base: –
+
CH3COOH+ H2O = CH3COO + H3O +
H3O
–
+ OH = H2O –
+
Luego el exceso de iones H3O reaccionan con los OH de la reacción (1) dando más agua. +
H3O
–
+ OH = H2O
y por lo tanto disminuye la concentración de iones oxidrilo del lado izquierdo de la reacción (1), trayendo como consecuencia por Le Chatelier que la reacción proceda de derecha a izquierda, generando nuevamente el precipitado de PbCrO4 –
PbCrO4(s) + 3OH
–
(ac)
= HPbO2
2–
(ac)
+ CrO4 2+
(ac)
+ H2O(l)
Nota.- Se realiza la confirmación por que si se tuviera Ba , este presentaría con el K2CrO4 un precipitado amarillo de BaCrO4 similar al PbCrO4, pero el BaCrO4 no se disuelve con el NaOH.
MARCHA ANALÍTICA Y SU EXPLICACIÓN CATIONES DEL 2do GRUPO 2+
2+
2+
2+
3+
2+
4+
3+
5+
5+
(Hg , Pb , Cu , Cd , Bi , Sn , Sn , As , As , Sb )
Solución Muestra: (20 gotas) Hacerla ligeramente ácida (si no lo estuviera) con HCl 6M. Agregar 3 gotas de H2O2 al 3% fresca. Calentar en baño maría y agregar 1gota de NH4I + lM. Ajustar la solución a 0,3M en iones H (pH = 0,5) (5). Agregar luego 13 gotas de tioacetamida lM. Calentar 15 minutos, luego enfriar y asegurarse que nuevamente el pH de la solución sea 0,5. Centrifugar y decantar.
Precipitado: HgS, PbS, CuS, CdS, Bi 2S3, SnS2, As2S3, Sb2S3
Solución: Cationes del 3º, 4º, 5º grupos.
La solución debe estar ácida ya que si el pH aumenta es decir disminuye la acidez, es posible que se forme precipitado de color blanco constituido por BiOCl, SbOCl y SbOCl3. 2+
4+
Al agregar H2O2 al 3% se oxida el Sn a Sn , este paso se realiza ya que el sulfuro a precipitar si fuera SnS este no es soluble en medio básico (entre los iones básicos – – 2– utilizables se tienen: OH , S2 o Sx [polisulfuro]), mientras que si formamos SnS 2 si es soluble en dicho medio y luego se permitirá esta reacción para separar el sistema en solución A y solución B. –
+
Al agregar NH4I lM (que contiene iones NH4 y iones I ) se produce la reducción del 3– 3– 3– AsO4 a AsO3 , oxidándose el I– a I2 se realiza esta reducción porque el AsO4 no 5+ – 3+ precipita fácilmente con el H2S. Si hubiera Sb el I lo convierte a Sb pasando a I2. Nota.- El antimonio (V) no se encuentra ordinariamente en disolución, su estado de oxidación 5 es muy inestable. Al ajustar el pH a 0,5 podemos precipitar los cationes de este grupo, regulando con esto la cantidad de ión sulfuro necesario de acuerdo al Kps de estos sulfuros (HgS, PbS, CuS, CdS. Bi2S3, SnS2, As2S3, Sb2S3). Veamos que sucede con la tiocetamida y luego la acción + de la concentración de H . La hidrólisis de la tiocetamida genera H2S: S
O + H2O H3C–C
H3C–C NH2
+ H2S NH2 +
Y este H2S se disocia según las reacciones, dependiendo de la [H ]: –
H2S + H2O = HS
(ac)
+ (ac)
+H
–
2–
HS + H2O = S
(ac)
+ (ac)
+H
La reacción total es: + (ac)
H2S + H2O = S2–(ac) + 2H
+
Por el Principio de Le Chatelier, si agregamos mas H , la reacción tiende a realizarse 2– hacia la izquierda, disminuyendo la concentración de iones S ; mientras que si agregamos – + OH (una base). Se consume el H , la reacción tiende a producirse hacia la derecha, 2– aumentándola [S ]. En todos los casos también se presenta además del H2S las especies – HS–, CH3COO , CH3CONH2, CH3CSOH y NH3. +
Para entender mejor la acción de la [H ] para la precipitación de los sulfuros, presentamos un problema ejemplo. 2+
2+
Problema.- Tenemos una solución que es 0,001M tanto en iones Cu como en iones Mn , + además es 0,3M en iones H . Si esta solución se ha saturado con H2S, ¿cuál de los iones metálicos precipitará como sulfuro en esas condiciones? Datos: K1,2 H2S = 1,3x10
–20
; Kps de CuS = 3,8x10
–38
MnS = 1,4x10
-15
Solución.2–
·Primero.- Determinaremos la concentración del ión sulfuro [S ] La disociación del ácido sulfhídrico es la siguiente: 2–
H2S + H2O = S + 2
(ac)
+ (ac)
+ 2H
2–
[H ] [S ] –20 K1,2 (H2S) = ---------------- = 1,3x10 , [H2S] Cuando se tiene una solución saturada con H2S, la [H2S] en la solución es 0,1M. Sustituyendo valores: 2
2–
[0,3] [S ] –20 2– –20 ----------------- = 1,3x10 , despejando el valor de la [S ] = 1,4x10 M [0,1] + 2– + Observe la incidencia de la [H ] en el valor de la [S ]. A menor pH, es decir a mayor [H ] 2– se tiene menor [S ]. ·Segundo.- Haremos el análisis de ¿qué sulfuro metálico precipitará primero? Calculamos el producto de las concentraciones iónicas, que llamaremos Q, de cada posible precipitación, y lo compararemos con el Kps (constante del producto de solubilidad) para cada sulfuro. Si el Q es mayor que el Kps se producirá la precipitación; si son iguales, están en equilibrio el sólido con sus iones, y si el Q es menor que el Kps los iones se hallan en solución y no precipitará el sulfuro respectivo. 2+
2–
–20
–23
Q para el CuS = [Cu ] [S ] = [0,001] [1,4x10 ] = 1,4x10 , siendo el Kps del sulfuro –38 de cobre (II) = 3,8x10 , es decir el Q mayor que el Kps podemos decir que el CuS precipitará en dichas condiciones.
2+
–20
2–
–23
–15
Q para el MnS = [Mn ] [S ] = [0,001] [1,4x10 ] = 1,4x10 , el Kps MnS es 1,4x10 de lo que observamos que el Q es mucho menor que el Kps, con lo que podemos decir que el MnS no precipitará en dichas condiciones. +
El procedimiento realizado a [H ] = 0,3M permite la separación de cationes, observe los datos de Kps de las siguientes sustancias y vea la consecuencia sobre la precipitación: Compuesto(Color)
Equilibrio
Bi2S3
Marrón
Bi2S3 = 2Bi
CdS
Amarillo
CdS = Cd
Kps
3+
2+
2–
+ 3S 2–
+S
2+
2–
-CoS Negro
CoS = Co
Cu2S
Negro
Cu2S = 2Cu + S
CuS
Negro
CuS = Cu
FeS
Negro
FeS = Fe
PbS
Negro
PbS = Pb
MnS
Rosado
MnS = Mn
Hg2S
Negro
Hg2S = Hg2
HgS
Negro
HgS = Hg2
-NiS
Negro
NiS = Ni
Ag2S
Negro
Ag2S = 2Ag + S
SnS
Marrón
SnS = Sn
ZnS
Blanco
ZnS = Zn
As2S3 Sb2S3
+S
+
2+
2–
2–
+S
2+
2–
+S
2+
2–
+S
2+
2+ 2+
2+
2–
+S
–
+ S2
2–
+S
2–
+S
+
2+ 2+
2–
2–
+S
2–
+S
Precipita
1x10
–70
1,0x10 5x10
–22
1,2x10 3,8x10 1,7x10 7x10
–49 –38 –19
–30
1,4x10 10
–28
–15
–45
1,6x10 3x10
–21
5,5x10 1x10
–54
–51
–26
1,1x10
–23
si *
Grupo II
si *
Grupo II
no
Grupo III
si
no se analiza
si *
Grupo II
no
no se analiza
si * Grupo II no si
Grupo III Grupo I
si * Grupo II no
Grupo III
si
Grupo I
si * Grupo II no
Grupo III
Precipitado: HgS, PbS, CuS, CdS, Bi 2S3, SnS2, As2S3, Sb2S3. Agregar 18 gotas de polisulfuro de amonio (NH4)2Sx. Calentar 10 minutos, centrifugar y decantar.
3–
3–
2–
Precipitado: HgS, PbS, CuS, CdS, Bi 2S3 Lavar el precipitado 2 veces (con 3 mL de agua que contenga 5 gotas de NH4NO3 4M). Agregar 2 mL de HNO3 3M. Agitar y calentar. Centrifugar y decantar.
Solución A: AsS3 , SbS3 , SnS3 Subgrupo del arsénico. Reservar para el análisis posterior.
Precipitado: HgS
Solución B: Pb , Cu , Cd , Bi Subgrupo del cobre. Reservar para el análisis posterior.
2+
2+
2+
3+
El SnS2, As2S3 y Sb2S3 se disuelven con el polisulfuro de amonio de manera similar dando 2– 3– 3– los complejos SnS3 , AsS3 y SbS3 , según la reacción siguiente: As2S3(s) + 3(NH4)2Sx (ac) 2AsS3(NH4)3 (ac) ó As2S3(s) + 3Sx2–(ac) 2AsS33–(ac) 2SnS2(s) + 2Sx2–(ac) 2SnS32–(ac) Sb2S3(s) + 3Sx2–(ac) 2SbS33–(ac) mezcla que constituye la Solución A. Quedando al centrifugar y decantar el precipitado de HgS, PbS, CuS, CdS y el Bi 2S3. Este precipitado de HgS, PbS, CuS, CdS y Bi 2S3 se lava con una solución acuosa de NH4NO3 para eliminar la presencia del polisulfuro de amonio (Las sales amoniacales como la solución saturada de NH4Cl retarda la oxidación de los sulfuros, además ayuda a romper cualquier dispersión coloidal que pudiera presentarse; en el caso del acetato de amonio, NH4CH3COO, se agrega para coagular CuS y HgS). Los sulfuros PbS, CuS, CdS y Bi 2S3 se disuelven en HNO3 3M de la siguiente manera: –
3PbS(s) + 2NO3
(ac)
+ (ac)
+ 8H
= 3Pb
2+ (ac)
+3S(s) + 2NO(g) + 4H2O(l) 2+
2+
Obteniéndose la solución B que contiene los iones Pb , Cu , Cd sulfuro de mercurio (II), HgS, como residuo negro sin disolver.
2+
y Bi
3+
quedando el
Nota .- El ácido nítrico, HNO3, muy concentrado puede disolver al HgS y además pasar al PbS a PbSO4.
Precipitado : HgS Agregar 2 gotas de HNO3 15M y 10 gotas de HCl 12M (agua regia). Calentar y agitar, luego evaporar hasta 2 ó 3 gotas y agregar 1mL de agua. Dividir en dos porciones.
Primera porción Agregue 2 a 3 gotas de SnCl 2 al 10%. Un precipitado blanco gris confirma 2+ la presencia de Hg .
Segunda porción Se añade KI 0,2M, la formación de un preci2+ pitado rojo confirma la presencia de Hg . El exceso de reactivo redisuelve el precipitado.
Al agregar agua regia al sulfuro de mercurio (II), se realiza la siguiente reacción: –
3HgS(s) + 2NO3
(ac)
+ (ac)
+ 8H
+ 12Cl
–
2–
(ac)
= 3HgCl4
(ac)
+ 3S(s) + 4H2O(l) + 2NO(g)
Al evaporar a 2 ó 3 gotas, se eliminan sustancias indeseables y luego al agregar 1mL de 2–
agua se diluye la solución ocurriendo la disociación del HgCl4 : 2–
HgCl4
2+
+ H2O = Hg
(ac)+
4Cl
– (ac)
Esta solución se divide en dos porciones. A la primera porción se le añade solución de SnCl2 al 10% presentándose las siguientes reacciones: 2+
2Hg
–
2+
+ Sn
4+
+ 2Cl = Hg2Cl2(s) + Sn 2+
El Hg2Cl2 es un sólido es blanco, con Sn agregar SnCl2 al 10%, sucede : 2+
Hg2Cl2(s) + Sn
en exceso que es realmente lo que sucede al 4+
= 2Hg(s) + Sn
+ 2Cl
–
el Hg se presenta como un sólido es negro y que mezclado con el Hg2Cl2 que es blanco, da un precipitado de aspecto blanco grisáceo. A la segunda porción se le adiciona KI 0,2M; produciéndose: Hg2+(ac) + 2I–(ac) = HgI2(s) que es un precipitado de color rojo-naranja, que se disuelve al agregar en exceso la solución de KI, según la ecuación: HgI2(s) + 2I–(ac) = HgI42–(ac) Desapareciendo el precipitado rojo–naranja, quedando sólo una solución.
SOLUCIÓN A
3–
3–
2–
Solución A : AsS3 , SbS3 , SnS3 Agregar gota a gota HCl 6M, hasta que la solución sea ligeramente ácida. Centrifugar y decantar.
Precipitado : As2S3 , Sb2S3, SnS2 . Lavar con agua destilada 2 veces. Agregar 1 mL de HCl 12M. Calentar sin hervir 5 minutos. Centrifugar y decantar, repetir el tratamiento con el precipitado desde “Agregar 1 mL de HCl 12M…”, unir las dos soluciones (decantados).
Solución : Descártese
Precipitado : As2S3
Solución : SbCl6 , SnCl6
3–
3–
3–
2–
2–
Al agregar a la solución A (AsS3 , SbS3 , SnS3 ), gota a gota HCl 6M, hasta que la solución sea ligeramente ácida, logramos reprecipitar los sulfuros de aquellos cationes: (NH4)3AsS3(ac) + 6HCl(ac) = 6NH4Cl(ac) + 2H3AsS3(ac) 2H3AsS3(ac) = 3H2S(g) + As2S3(s) Al reprecipitar se debe tomar en cuenta que si agregamos en exceso el HCl se puede solubilizar al SnS2 y al Sb2S3, además la decantación de estos sulfuros debe realizarse rápidamente por el peligro de que se solubilicen. Nota.- Si se agrega HCl a una solución que contiene solo (NH4)2S2 se produce la siguiente reacción: + (ac)
(NH4)2S2(ac) + 2H
+ (ac)
= 2NH4
+ H2S(g) + S(s)
Al agregar 1 mL de HCl 12M se logra disolver el Sb2S3 y el SnS2, quedando el As2S3 como precipitado, la disolución es como sigue: + (ac)
= 2Sb
+ (ac)
= Sn
Sb2S3(s) + 6H
SnS2(s) + 4H Estos iones Sb
3+
4+
y Sn
3+ (ac)
4+ (ac)
+ 3H2S(g)
+ 2H2S(g)
–
, reaccionan con los iones Cl dando complejos así: Sb3+(ac) + 6Cl–(ac) = SbCl63–(ac) Sn4+(ac) + 6Cl–(ac) = SnCl62–(ac) 3–
Por eso la solución que resulta está constituida por SnCl62– y SbCl6
3–
Solución : SbCl6 , SnCl62– Dividir la solución en 3 porciones.
Precipitado : As2S3 Lavar con agua destilada y agregar 10 gotas de HNO3 15M, y evaporar a seco, enfriar. Agregar 1mL de agua con 4 gotas de CH3COONa 1M. Agregar luego, 5 gotas de Ag3AsO4, indica la presencia del arsénico. Si la prueba no es satisfactoria repita el tratamiento desde “evaporar a seco, enfriar. Agregar…”
1ra. Porción: Introducir en la solución un alambre de fierro limpio y calentar, si el alambre se recubre con una capa negra, esto indica la presencia de antimonio como Sbº. Decantar y agregarle 2 gotas de HgCl2 0,1M, un precipitado gris indica la presencia de estaño. 2da. Porción: Agregar NH4OH 6M hasta alcalinidad, luego neutralizar con CH3COOH 6M (tener en cuenta que el exceso de ácido interfiere en la reacción). Añadir solución de EDTA al 5% un volumen igual al doble del volumen de la solución neutra (generalmente se disuelve el precipitado obtenido, pero no importa si persiste un poco de precipitado). Adicione luego unos cristales de Na2S2O3.5H2O, y caliente a ebullición; la aparición de una coloración rojo – naranja indica la presencia de Sb. Si la prueba no es satisfactoria, consultar a su Jefe de Prácticas. 3ra. Porción: Agregar uno o dos trocitos de Zn metálico o Mg en polvo. Moje la base de un crisol limpio o un alambre de nicrom, en la solución y llévelo a la flama de un mechero Bunsen. La coloración azul de la flama confirma nuevamente la presencia del estaño
Al precipitado As2S3(s) le agregamos HNO3 15M para disolverlo: –
As2S3(s) + 10NO3
(ac)
+ (ac)
+ 8H3O
–
= 2H2AsO4
(ac)
+ 10NO2(g) + 3S(s) + 10H2O(l)
Luego se le añade CH3COONa para regular la acidez de la solución y tener justamente un medio neutro en el cual el ión dihidroarseniato se descomponga y se forme el ión arseniato – por la acción de los iones OH , producidos en la reacción de los iones acetato (del acetato de sodio) con los iones hidronios de la solución: –
2CH3COO
–
+
(ac)
+ H3O
–
H2AsO4
(ac)
= 2CH3COOH(ac) + OH
–
+2OH
(ac)
3–
(ac)
= AsO4
(ac)
(ac)
+ 2H2O(l)
Al agregar posteriormente AgNO3 0,1M; se genera la siguiente reacción: 3–
AsO4
+
(ac)
+ 3Ag = Ag3AsO4(s)
Este precipitado es de color rojo parduzco.
3–
2–
La solución SbCl6 , SnCl6
se divide en 3 porciones: 3–
2–
1ra. Porción de solución (SbCl6 , SnCl6 ): al introducir el alambre de fierro (Puede usarse Mg, Al, Zn ó Sn en medio ácido ya que están arriba del Sb en la serie electroquímica) y calentar se produce: 3–
2SbCl6
+ 3 Fe(s) = 2Sb(s) + 3Fe
(ac)
2+ (ac)
+ 12Cl
– (ac)
Se presenta como adherencias al clavo y partículas ambas negruzcas. Si se usara Al, éste reemplaza al antimonio (negro) y al estaño (gris); el antimonio al ser manos activo que el hidrógeno, no se disuelve en HCl. Otra reacción que se produce con el clavo es: 2–
SnCl6
2–
+ Fe(s) = SnCl4
(ac)
(ac)
+ Fe
2+ (ac)
+ 2Cl
– (ac)
Al decantado de la solución le agregamos HgCl2 0,1M generándose la reacción: 2–
SnCl4
2–
(ac)
+ 2HgCl2(ac) = Hg2Cl2(s) + SnCl6
(ac)
blanco Con exceso de iones estannoso en la solución, se presenta la reacción: 2–
SnCl4
2–
(ac)
+ Hg2Cl2(s) = 2Hg(s) + SnCl6
(ac)
Negro Obteniéndose un precipitado gris (mezcla de blanco con negro); con lo cual se asegura que teníamos estaño. Serie electroquímica de los metales (º oxidación). Li (+3,04)
Al (+ 4,166) Co
+3 +3 +3 As, Sb, Bi : ( –0,25; –0,10; –0,23)
K (+
)
Mn (+
Ni
Hg (– )
Ca (+
)
Zn (+ 0,76)
Sn (+ 0,14)
Ag (– )
Na (+2,70)
Cr (+
Pb (+ 0,13)
Pt (– )
Mg (+2,37)
+2 Fe (+ 0,44)
H (0,00)
+3 Au (–1,40)
Al (+1,66)
Cd (+
Cu (–0,34)
)
3–
2–
2da. Porción de solución (SbCl6 , SnCl6 ): Agregamos NH4OH 6M hasta alcalinidad y luego CH3COOH 6M hasta neutralidad debido a que el medio ácido interfiere en la reacción. Añadir EDTA.
2+
3+
2+
SOLUCIÓN B : Pb , Bi , Cu , Cd
2+
Al agregar ácido sulfúrico 6M a la solución B, se da la siguiente ecuación química: Pb
2+ (ac)+
2–
SO4
(ac) =
PbSO4(s)
El proceso de evaporar hasta vapores blancos (de SO3, que es más consistente que el vapor de agua), es para alcanzar la concentración mayor de iones sulfatos, ya que el punto final de vapores blancos significa que el ácido sulfúrico se está descomponiendo según: H2SO4 + calor = H2O + SO3 Al agregar 1 mL de agua, sólo queda como precipitado el sulfato de plomo.
PRECIPITADO : PbSO4 Al lavar el precipitado de sulfato de plomo con agua conteniendo dos gotas de ácido sufúrico 6M es para que el precipitado no se disuelva. Al agregar al precipitado de sulfato de plomo el acetato de amonio y el ácido acético, se logra la disolución de algo del precipitado, generándose iones plomo en solución. –
PbSO4(s) + 2CH3COO
2–
(ac)
= Pb(CH3COO)2(s) + SO4 –
2+ Pb (ac)
Pb(CH3COO)2(s) + H2O = + CH3COO pequeña generándose iones plomo en solución.
(ac)
(ac)
, esto corresponde a una disociación
Al agregar soluciones acuosas de K2CrO4 ó de K2Cr2O7, ellas aportan iones cromatos a la solución que contiene iones plomo, suficientes, para superar el Kps del cromato de plomo y por lo tanto precipita esta sustancia. + (ac)
K2CrO4(s) + H2O = 2K
2–
+ CrO4
(ac)
+ 2– K2Cr2O7(s) + H2O = 2K (ac) + Cr2O7 (ac) 2– + 2– – 2CrO4 + H3O = Cr2O7 + 2OH + H2O 2–
CrO4
(ac)
+ Pb
2+ (ac)
= PbCrO4(s) que es un sólido de color amarillo.
Analice el principio de Le Chatelier en los sistemas descritos y que sucede si se varía el pH de la solución, recordemos que el dicromato de plomo es soluble en medio acuoso, mientras que el cromato de plomo no es soluble. 3+
2+
SOLUCIÓN : Bi , Cu , Cd
2+
Al agregar hidróxido de amonio concentrado hasta alcalinidad, se presentan las siguientes ecuaciones químicas: Bi
3+ (ac) 2+ (ac)
Cu
–
+ 3OH = Bi(OH)3(s), sólido de color blanco. –
+ 3OH = Cu(OH)2(s),este sólido reacciona inmediatamente con el NH3 así: 2+ (ac )
Cu(OH)2(s) + 4NH3(ac) = Cu(NH3)4 Cd
2+ (ac)
–
+ 2OH el ión complejo es azul profundo.
–
+ 3OH = Cd(OH)2(s),este sólido reacciona inmediatamente con el NH3 así: 2+ (ac )
Cd(OH)2(s) + 4NH3(ac) = Cd(NH3)4
–
+ 2OH el ión complejo es incoloro.
PRECIPITADO : Bi(OH)3
El precipitado de Bi(OH)3(s) se lava con solución diluida de hidróxido de amonio para que no se disuelva. Para identificar al bismuto, se trata el hidróxido de bismuto con estannito de sodio. El estannito de sodio (Na2SnO2) se prepara, como se indica en la nota 5.- de la guía, presentándose las siguientes ecuaciones químicas: 2+
Sn
–
–
+ 2OH = Sn(OH)2(s)
2– Sn(OH)4 (ac)
=
2– SnO2 (ac)
2–
Sn(OH)2(s) + 2OH = Sn(OH)4
(ac)
+ 2H2O
La identificación del bismuto es: 2–
2Bi(OH)3(s) + 3SnO2
2–
= 2Bi(s) + 3SnO3
(ac)
(ac)
+ 3H2O
Hay otra bibliografía que considera que el producto obtenido es el estannito ácido de sodio y que esta sustancia es la que identifica al bismuto así: –
–
Sn(OH)2(s) + OH = HSnO2
(ac)
+ H2O
La ecuación química de identificación del bismuto es: –
2Bi(OH)3(s) + 3HSnO2
–
(ac)
2–
+ 3OH = 2Bi(s) + 3SnO3
(ac)
+ 6H2O
El producto sólido es negro y la reacción mostrada es una reacción redox.(demuéstrelo).
2+
2+
SOLUCIÓN : Cu(NH3)4 , Cd(NH3)4 1ra.Porción
Al agregar ácido acético se produce la siguiente ecuación química: 2+
Cu(NH3)4
2+
+ 4CH3COOH = Cu
–
+
+ 4NH4 + 4CH3COO
Al adicionar luego ferrocianuro de potasio se obtiene: 2+
2Cu
4–
+ Fe(CN)6 = Cu2Fe(CN)6(s) , éste producto es de color marrón o rojo,
nos indica que ha sido identificado el cobre.
2da.Porción 2+
Si la solución fuera de color azul, es debido a la presencia de Cu(NH3)4 , y como luego debemos agregar tioacetamida para formar CdS que es de color amarillo, mientras que si también se formara CuS, que es de color negro, no permitiría la visualización del CdS, por esta razón debemos formar un complejo estable del cobre que no permita la formación de CuS. Esto se logra agregando KCN y generándose complejo de ión cobre y ión cadmio, y que luego el complejo cianurado de cobre sufre cambios, veamos las ecuaciones químicas: Cu(NH3)4
2+
–
–
+ 4CN + 2OH = 2Cu(CN)3
2–
–
+ CNO + 8NH3
2–
Tomando en cuenta la descomposición del complejo Cu(CN)3 2–
Cu(CN)3
,
–
+
= Cu + 3(CN) , cuya constante de inestabilidad es de 5x10
–28
de aquí, si asumimos una concentración de KCN 0,2M y del complejo de 0,03M, +
podemos deducir que la concentración de Cu en solución será de 1,88x10
–27
y que
la cantidad de iones sulfuro para ver la posibilidad de precipitar como Cu2S(negro), cuyo Kps es de 2x10
–48
, que se necesitaría de una concentración de iones sulfuro
muy alta, imposible (determínela con el Kps dado) de lograr.
Cd(NH3)4
2+
–
+ 4CN = Cd(CN)4
2–
+ 4 NH3 2–
Tomando en cuenta la descomposición del complejo Cd(CN)4 2–
Cd(CN)4
2+
= Cd
,
–
+ 4(CN) , cuya constante de inestabilidad es de 1,4x10
–17
de aquí, si asumimos una concentración de KCN 0,2M y del complejo de 0,03M, podemos deducir que la concentración de Cd
2+
en solución será de 2,6x10
–16
y la
cantidad de iones sulfuro para ver la posibilidad de precipitar como CdS (amarillo), cuyo Kps es de 1x10
–26
, que se necesitaría de una concentración de iones sulfuro es
pequeña, que si es posible lograr en la experiencia (determínela con el Kps dado). Debemos tener presente que la tioacetamida en medio básico genera una concentración de iones sulfuro mucho mayor que en medio ácido (revise lo indicado en el archivo anterior del segundo grupo de cationes)..
3+
2+
3+
2+
2+
2+
SOLUCIÓN: Cationes del 3er grupo (Fe ; Mn ; Cr ; Ni ; Co ; Zn ), 4to y 5to grupo. Si la solución viene de la marcha analítica general, al concentrar a 1mL se eliminan entre otros un poco de agua y ácido clorhídrico. Al agregar agua de bromo (se obtiene al disolver un pequeño volumen de bromo líquido en una cantidad suficiente de agua purificada), que bien podríamos llamarla también “bromo acuoso”; la función es para eliminar los compuestos sulfurados presentes, generando azufre
mediante el proceso redox siguiente: –
2–
Br2 + S = 2Br + Sº Nota.- Si la solución muestra contiene sólo los cationes del 3er grupo, esta etapa previa no es necesaria, ya que no habrá la presencia de compuestos sulfurados. La posterior saturación con cristales de cloruro de amonio y luego adición de hidróxido de amonio concentrado hasta alcalinidad es para lograr un pH alcalino y poder obtener el PRECIPITADO: Fe(OH)3; Mn(OH)2; Al(OH)3; Cr(OH)3 y la SOLUCIÓN A : 2+ 2+ 2+ Ni(NH3)6 ; Co(NH3)6 ; Zn(NH3)4 .
PRECIPITADO: Fe(OH)3; Mn(OH)2; Al(OH)3; Cr(OH)3 se obtiene asi: Fe
3+ (ac)
2+ (ac)
Mn Al
3+ (ac)
–
+ 3OH = Fe(OH)3(s) naranja-marrón –
+ 2OH = Mn(OH)2(s) blanco o café –
+ 3OH = Al(OH)3(s) incoloro o blanco
Cr
3+ (ac)
–
+ 3OH = Cr(OH)3(s) verde
2+
2+
2+
SOLUCIÓN A : Ni(NH3)6 ; Co(NH3)6 ; Zn(NH3)4 se obtiene asi: Ni
2+ (ac)
2+ (ac ),
+ 6NH3(ac) = Ni(NH3)6
del mismo modo proceden los otros iones.
El lavado del precipitado es para eliminar impurezas y se hace en medio algo básico para que el precipitado no se disuelva. Al agregar hidróxido de sodio 6M y agua oxigenada, es para: –
–
Cr(OH)3(s) + OH = Cr(OH)4 – 2Cr(OH)4
–
(ac)
+ 3H2O2 + 2OH = 2CrO4 –
2–
+ 8H2O
–
Al(OH)3(s) +OH = Al(OH)4
(ac)
Una cantidad de Mn(OH)2(s) + H2O2 = 2H2O + MnO2(s) marrón o negro, menos soluble que el Mn(OH)2 , Mientras que precipitados.
los hidróxidos Fe(OH) 3 e Mn(OH)2
y
MnO2(s), permanecen como
PRECIPITADO Fe(OH) 3 e Mn(OH)2 , Al agregar ácido nítrico concentrado (HNO3 15M) y agua oxigenada se produce: +
3+ (ac)
+
2+
Fe(OH)3(s) + 3H3O = Fe 2–
MnO2(s) + O2 Quedando en la solución iones Fe siguientes: Fe
3+
4Fe 2+
Mn
–
2+
+ SCN = FeSCN 3+
4–
+ 3Fe(CN)6 –
3+
+ 4H3O = Mn 2+
y Mn
+ H2O
+ O2 + 6H2O
que luego presentan las ecuaciones químicas
, este ión en medio acuosos es de color rojo-sangre
= Fe4{ Fe(CN)6}3(s), este sólido es de color azul –
+
3+
+ 5BiO3 + 14H3O = 2MnO4 + 5Bi + 21H2O, el ión permanganato en medio acuoso es de color púrpura 2–
SOLUCIÓN CrO 4 , Al(OH)4
–
Al calentar, el agua oxigenada se descompone así: 2H2O2 = H2O + O2(g) Se lleva a neutralidad con ácido nítrico, ya que el medio era bastante básico, para la posterior precipitación del ión cromato con el ión plomo: 2–
2CrO4
+ Pb
2+
= PbCrO4(s) de color amarillo
El ión aluminato sufre la siguiente ecuación: –
+
Al(OH)4 + 4H3O = Al
3+
+ 8H2O
A esta solución se le agrega sulfato de amonio, para eliminar al ión plomo libre: Pb
2+
2–
+ SO4
= PbSO4(s) blanco
Luego al llevar a alcalinidad, primero se produce: 3+
–
Al + 3OH = Al(OH)3(s) incoloro o blanco, que luego se tiñe de color rojo por el aluminón que es un colorante, lo que indica la presencia de aluminio.
2+
2+
2+
SOLUCIÓN A : Ni(NH3)6 ; Co(NH3)6 ; Zn(NH3)4 ; 4to y 5to grupo Agregar 8 gotas de tioacetamida 1M, calentar en baño maría 10 minutos. Centrifugar y decantar PRECIPITADO NiS; CoS; ZnS SOLUCIÓN Cationes 4to y 5to grupos Lavar con NH4OH 3M. Disolver el precipitado en la mezcla de HCl 6M y 1 mL de HNO3 6M, retira el azufre si se forma y evaporar la solución a seco. Disolver el residuo con HNO3 3M. Dividir la solución en 4 porciones 1ra Porción Colocar una gota de solución en un hoyo de un plato de porcelana, agregar 1 gota de NH4OH 15M y luego agregar dimetilglioma, la formación de un precipitado rojo escarlata indica la presencia de Ni.
2da Porción A una porción de solución, agregar NH4CH3COO sólido y luego 5 gotas de KNO2 6M. La formación de un precipitado color amarillo verde olivo, indica la presencia del cobalto.
3ra Porción Colocar una gota de solución en en un hoyo de un plato de porcelana y agregar 2 ó 3 gotas de C2H5OH y un cristal de KSCN el color azul de la solución indica la presencia de cobalto. Si la prueba da rojo o rosado, adicione cristales de NaF.
4ta Porción A una porción de solución que contiene Co, Ni y Zn, agregar NaOH 6M para precipitar, Co y Ni. Calentar varios minutos, centrifugar y decantar PRECIPITADO Co(OH)2; Ni(OH)2
2–
SOLUCIÓN Zn(OH)4 Separar en dos porciones A una porción, agregar 1 gota de dietilanilina y 1 ó 2 gotas de K3Fe(CN)6 0,2M Agregar CH3COOH 6M hasta que la solución sea ligeramente ácida, un precipitado rojizo indica la presencia del zinc.
A la otra porción de 1 mL agregar 8 gotas tioacetami da 1M y calentar. La formación de un precipitado blanco indica la presencia de zinc.
2+
2+
2+
SOLUCIÓN A : Ni(NH3)6 ; Co(NH3)6 ; Zn(NH3)4 ; 4to y 5to grupo Al agregar la tioacetamida a la solución A y calentar se producen los precipitados de NiS, CoS y ZnS: La hidrólisis de la tiocetamida genera H2S: S
O + H2O H3C-C
H3C-C NH2
+ H2S NH2 +
Y este H2S se disocia según las reacciones, dependiendo de la [H ]: –
H2S + H2O = HS –
+H
(ac)
+H
2–
HS + H2O = S
+ (ac)
(ac)
+ (ac)
La reacción total es: + (ac)
H2S + H2O = S2–(ac) + 2H
–
Por el Principio de Le Chatelier, si agregamos más OH , la reacción tiende a realizarse 2– hacia la derecha, aumentando la concentración de iones S , ya que el ión oxidrilo + reacciona con el H formando agua. 2+
+ S2–(ac) = NiS(s) + 6NH3
2+
+ S2–(ac) = CoS(s) + 6NH3
2+
+ S2–(ac) = ZnS(s) + 4NH3
Ni(NH3)6
Co(NH3)6 Zn(NH3)4
La disolución de cualquiera de los sulfuros con la mezcla de HCl y HNO3 se explica mediante la siguiente ecuación química: CoS(s) + 12HCl(ac) + 4HNO3(ac) = 6Co
2+ (ac)
+ 12Cl
– (ac)
+ 4NO(g) + 8H2O(l) + 6S(s)
Retirando el azufre y luego evaporando la solución a seco, queda sólo cloruro de cobalto, que se disuelve en la solución acuosa de ácido nítrico 3M, quedando libre en la solución 2+ 2+ 2+ los iones de Co (ac) ; Ni (ac) y Zn (ac). 1ra Porción Se adiciona 1 gota de hidróxido de amonio concentrado (15M) para reducir la acidez, debido a que se usó en el paso previo ácido nítrico diluido. La ecuación química de 2+ identificación del ión Ni (ac) con la dimetilglioxima es:
Ni
2+ (ac)
+ 2H2O + 2CH3C(NOH)C(NOH)CH3 = +
Ni[CH3C(NOH)C(NOH)CH3]2(s) + 2H3O 2+
Este sólido es de color rosado brillante a rojizo, que sólo lo presenta el Ni .
2da Porción Co Co
–
2+
+
+ NO2 + 4H3O = NO(g) + Co –
3+
3+
+ 3H2O
+
+ NO2 + 3K = K3Co(NO2)6(s) sólido de color amarillo.
3ra Porción Al agregar alcohol etílico es para reducir la polaridad del sistema, ya que el alcohol etílico 2+ es menos polar que el agua y el producto que forma el Co con el KSCN es más estable en medio menos polar: Co
–
2+
2–
+ SCN = Co(SCN)4
que es de color azul
Aquí se puede presentar un color rojizo si se halla presente una pequeña cantidad de ión férrico, que presenta una ecuación química similar, pero como ya hemos visto el ión complejo obtenido es de color rojo sangre: Fe
3+
–
2+
+ SCN = FeSCN
Cuya presencia se elimina adicionando cristales de NaF, que permite enmascarar al ión 3– férrico, dando la formación estable de FeF6 , que es incoloro: Fe
3+
–
3–
+ 6F = FeF6
4ta Porción Al agregar hidróxido de sodio 6M, se presentan las siguientes ecuaciones químicas: 2+
Co
2+
–
+ 2OH = Co(OH)2(s) –
Ni + 2OH = Ni(OH)2(s), es decir que se obtiene un precipitado conteniendo Co(OH)2 e Ni(OH)2 2+
–
Zn + 2OH = Zn(OH)2(s) , pero como esta sustancia es anfótera, se disuelve el – 2– precipitado dándose la siguiente ecuación química: Zn(OH)2(s) + 2OH = Zn(OH)4 2–
O sea quedando una solución de Zn(OH)4
que se separan en dos porciones:
A una porción, agregar 1 gota de dietilanilina y 1 ó 2 gotas de K3Fe(CN)6 0,2M Agregar CH3COOH 6M hasta que la solución sea ligeramente ácida, un precipitado rojizo indica la presencia del zinc.
A la otra porción de 1 mL agregar 8 got. Tioacetami da 1M y calentar. La formación de un precipitado blanco indica la presencia de zinc.
En la primera porción se realizan los procesos que a continuación se describen, Al agregar ácido acético hasta ligeramente ácido:
2–
Zn(OH)4
–
+ 2HC2H3O2 = Zn(OH)2(s) + 2C2H3O + 2H2O 2+ (ac)
Zn(OH)2(s) + 2HC2H3O = Zn –
–
+ 2C2H3O + 2H2O
+
HC2H3O + H2O = C2H3O + H3O 2–
O simplemente, Zn(OH)4
+
2+ (ac)
+ 4H3O = Zn
2+
+ 8H2O 3–
Al agregar el ferricianuro de potasio: 3Zn + 2Fe(CN)6 = Zn3[Fe(CN)6]2(s) que es un precipitado de color amarillo y se tiñe espontáneamente por la dietilanilina, que es un colorante, dando precipitado de color rojizo. En la otra porción al adicionar la tioacetamida y calentar, se genera la siguiente ecuación 2+ 2– química: Zn + S = ZnS(s), que es un precipitado de color blanco. (Explique el suceso con la tioacetamida)
MARCHA ANALÍTICA Y SU EXPLICACIÓN 2+ 2+ 2+ CATIONES DEL 4TO GRUPO (Ba ; Sr ; Ca )
Solución: Cationes del 4to Grupo Evaporar a sequedad. Agregar 1mL de NH4Cl 6M. Agregar NH4OH 15M hasta fuertemente alcalino. Calentar en baño María y agregar (NH 4)2CO3 1,5M. Centrifugar y decantar.
Precipitado: BaCO3, SrCO3, CaCO3
Solución: Cationes del 5to grupo
La muestra pura del 4to Grupo se prepara a partir de la disolución de Ba(NO3)2, Sr(NO3)2 y Ca(NO3)2 con agua en concentraciones cada una de 0,1M, en el caso del nitrato de bario su solubilidad es baja. Al evaporar a sequedad se elimina el agua; si la solución procede de la marcha general de cationes, se eliminarán el resto de especies, quedando sólo los nitratos respectivos. Al agregar 1 mL de la solución acuosa de NH4Cl 6M se disuelven los nitratos, por efecto del agua de dicha solución, dando: Ba(NO3)2(s) + H2O(l) = Ba
2+ (ac)
–
+ 2NO3
(ac).
Al agregar NH4OH 15M hasta fuertemente alcalino, se obtiene una solución tampón o buffer (NH4Cl – NH4OH) básica de pH 9 o mayor. Cálculo del pH del buffer usado, NH4Cl – NH4OH: +
Sal: NH4Cl en el agua se disocia en NH4 y Cl
–
+
+
Luego el ión amonio se hidroliza: NH4 + H2O = NH4OH + H –
+
Base: NH4OH se disocia en NH4 y OH
–
+
KB = [NH4 ] [OH ]/[NH4OH] … (1) +
En donde si [NH4OH] es la concentración de la base, CB; y [NH4 ] es la concentración de la sal, CS ; reemplazando en (1): – KB = CS · [OH ] / CB –
despejando la [OH ] = KB · CB / CS, aplicando logaritmos a ambos miembros: –
log[OH ] = log KB + log[CB/CS] ; multiplicando por –1: –
–log[OH ] = –log KB – log[CB/CS] o sea
pOH = pKB – log[CB/CS]
(a)
Al agregar 6 gotas de NH4OH 15M a 1mL de la solución, para llegar a alcalinidad, la nueva concentración de la base, CB = 6 gotas x 15 gotas/26 gotas = 3,46M La concentración de la sal variará al haberse añadido las 6 gotas de NH 4OH 15M a 1mL (20 gotas) de NH4Cl 6M, la nueva concentración de la sal, CS = 20 gotas x 6M / 26 gotas = 4,61M, y reemplazando en la ecuación (a): pOH = – log 10
–5
– log (3,46/4,61) = 5,12; pH = 8,8
Se considera cuantitativa o completa la precipitación, cuando la concentración de la –5 sustancia en la solución es reducida a 10 moles/litro Al calentar en baño maría y agregar (NH4)2CO3 1,5M: (NH4)2CO3(ac) = 2NH4+(ac) + CO32–(ac) Ba
2+ (ac)
2–
+ CO3
(ac)
= BaCO3(s) blanco.
Precipitado: BaCO3, SrCO3, CaCO3. Lavar con agua caliente 2 veces, descartar el agua de lavado. Al precipitado agregue CH3COOH 6M gota a gota hasta disolución. Agregar luego10 gotas de CH3COONH4 3M y 1,5 mL de agua. Agregar luego K2CrO4 1M hasta completa precipitación, centrifugar y decantar.
2+
Precipitado: BaCrO4
Solución: Sr , Ca
2+
Se lava para eliminar las especies que pudieran estar mezcladas con el precipitado. Al agregar ácido acético se producen las siguientes reacciones: –
+
CH3COOH + H2O = CH3COO + H3O +
BaCO3(s) + 2H3O = Ba
2+ (ac)
+ 3H2O(l) + CO2(g)
Al agregar el acetato de amonio se forma un tampón o buffer ácido (CH 3COOH – CH3COONH4): –
+
CH3COOH + H2O = CH3COO + H3O –
+
CH3COONH4 = CH3COO + NH4 –
–
CH3COO + H2O = CH3COOH + OH +
+
NH4 + H2O = NH4OH + H –
+
KA = [CH3COO ][H3O ]/[ CH3COOH ]
–
+
[H3O ] = KA[CH3COOH]/[CH3COO ]
Si adicionamos 13 gotas de CH3COOH 6M y 10 gotas de CH3COONH4 3M –
Si CS es [CH3COO ] = 10 x 3 / 23 = 1,30 y CA es [CH3COOH] = 13 x 6 / 23 = 3,39, pH = pKA – log(CA/CS) = –log 10
–5
– log(3,39/1,30) = 5,41
Al agregar el agua solo se diluye el sistema. 2+
Al agregar el cromato de potasio se precipita sólo el Ba : Ba
2+
Solución: Sr , Ca
2+
2–
+ CrO4
= BaCrO4(s) amarillo
2+
Agregar NH4OH 6M hasta alcalinidad. Agregar (NH4)2CO3 1,5M en exceso. Calentar, centrifugar y lavar. Disolver el precipitado con 1mL de CH3COOH 6M y dividir en dos porciones.
1ra Porción.- Agregar la misma cantidad de una solución saturada de CaSO4 y esperar media hora. 2da Porción.- Agregar H2SO4 2N. Centrifugar y decantar.
Precipitado: SrSO4 y CaSO4
Solución: Agregar NH4OH 15N en exceso y (NH4)2C2O4 0,5N El precipitado de CaC2O4 confirma la presencia de Ca
2+
.
Como el medio era ácido, se agrega el hidróxido de amonio 6M hasta alcalinidad para luego agregar el carbonato de amonio 1,5M con el cual se precipita el carbono de estroncio y el de calcio. El medio debe estar alcalino debido a que el carbonato de amonio se descompone en medio ácido. El precipitado limpio de SrCO3 y CaCO3 se el adiciona el ácido acético para descomponer 2+ 2+ los carbonatos y queden libres los iones Sr y Ca La solución saturada contiene lo máximo posible de Ca CaSO4(s) + H2O(l) = Ca
2+ (ac)
2+
2–
y SO4 2–
+ SO4
(ac)
en solución:
Al adicionar esta solución saturada de sulfato de calcio al sistema, se produce: Sr
2+ (ac)
2–
+ SO4
(ac)
SrSO4(s) blanco
La solubilidad en gramos de sal / 100 mL de agua del: –4
BaSO4 = 10 ;
SrSO4 = 0,01;
CaSO4 = 0,2;
MgSO4 = 35.
–4
BaC2O4 = 0,01; SrC2O4 = 0,005; CaC2O4 = 10 ; MgC2O4 = 0,03 2+
El CaSO4 es más soluble que el SrSO4, quedando por esto iones Ca en solución ácida que luego se neutraliza con el NH4OH y basifica para luego hacer reaccionar con el oxalato de amonio, el precipitado es fino, por lo que hay que dejarlo reposar. + (ac)
(NH4)2C2O4(s) + H2O(l) = 2NH4 Ca
2+ (ac)
2–
+ C2O4
(ac)
+ C2O42–(ac)
= CaC2O4(s) blanco
El CaC2O4 es soluble en ácidos fuertes por eso se basifica antes.
MARCHA ANALITICA Y SU EXPLICACIÓN +
CATIONES DEL 5TO GRUPO (NH4 ; Mg
2+
+
+
; K ; Na )
+
Análisis del ión Amonio (NH 4 ).Tome 10 gotas de la solución original y dilúyala a unos 2 ml con agua destilada, añadir unas gotas de reactivo Nessler, la aparición de un precipitado rojo parduzco indica la + + presencia de NH4 , pequeñas cantidades de NH4 da una coloración amarilla en lugar del precipitado rojo parduzco.
El reactivo Nessler se obtiene a partir de HgI2, KI y KOH. La reacción química de identificación del amonio es: Hg 2HgI2 + 3KOH + NH3
O
NH2I + 2H2O + 3KI
Hg
Alternativa para la detección del amonio.- Humedecer con una gota de agua una tira de papel tornasol rojo. Tomar 10 gotas de la solución original y agregar, sin que toque la boca del tubo de ensayo, 6 gotas de NaOH 6M, agitar cuidadosamente y colocar inmediatamente la tira humedecida del papel de tornasol rojo en la boca del tubo de ensayo, si cambia a azul podemos afirmar que hay amonio en la muestra (puede calentarse en baño maría con cuidado unos minutos).
Cualquier sal de amonio da la siguiente reacción: + (ac)
NH4 Luego
+ NaOH(ac) = Na
+ (ac)
+ H2O(l) + NH3(g)
NH3(g) + H2O(l) = NH4OH(ac) + (ac)
NH4OH(ac) = NH4
–
+ OH
(ac)
El papel de tornasol rojo en medio básico, por la disociación del hidróxido de amonio, se pone azul.
2+
+
+
Análisis del resto de cationes del 5to Grupo (Mg ; K ; Na ) Si la solución que contiene cationes del 5to grupo proviene de la marcha analítica para la separación de cationes en grupos realice el tratamiento previo, en el caso que sea una muestra pura del 5to grupo, empiece desde el párrafo que dice: “A la solución resultante..”. Tratamiento previo.- Se evapora hasta un volumen de 1 mL, agregar 1 mL de (NH4)2SO4 0,5N y 1 mL de (NH4)2C2O4 0,5N. Desechar el precipitado formado (contiene sales de amonio con residuos de sulfatos y oxalatos de cationes del 4to grupo).
Al evaporar se va el agua y por lo tanto se descompone el NH4OH: NH4OH = NH3(g) + H2O(g) Si hay sales amoniacales cuyo anión no es oxidante, uno de los productos por el calentamiento será amoníaco, NH3: NH4Cl + calor = NH3(g) + HCl(g) (NH4)2CO3 + calor = 2NH3(g) + CO2(g) + H2O(g) (NH4)2SO4 + calor = 4NH3(g) + N2(g) + 3SO2(g) + 6H2O(g) humo blanco Si hay sales amoniacales cuyo anión es oxidante, uno de los productos puede ser N2O: NH4NO3 + calor = N2O(g) + 2H2O(g) Al agregar (NH4)2SO4 0,5N se produce: Ba
2+ (ac)
+ SO4
2–
Sr
2+ (ac)
+ SO4
(ac)
= BaSO4(s)
(ac)
= SrSO4(s)
(ac)
= CaC2O4(s)
2–
Al agregar (NH4)2C2O4 0,5N se produce: Ca
2+ (ac)
2–
+ C2O4
A la solución resultante del tratamiento previo o aquella solución que contiene sólo cationes del 5to grupo añada 1 mL de HNO3 15N y evaporar a seco cuidadosamente, dejar enfriar y añadir 8 gotas más de HNO3 15N y calentar nuevamente hasta que no se vean más vapores blancos. Dejar enfriar, añadir 3 mL de agua y calentar hasta disolver, dividir la solución en 5 partes iguales.
Por evaporación a sequedad se eliminan las sales amoniacales y los oxalatos (obsérvese líneas anteriores), quedando los nitratos. Los nitratos Mg(NO3)2, KNO3 y NaNO3 sólidos, al agregarle agua se disuelven así: 2+ (ac)
Mg(NO3)2(s) + H2O(l) = Mg
+ (ac)
KNO3(s) + H2O(l) = K
NaNO3(s) + H2O(l) = Na
–
+ 2NO3 –
+ NO3
+ (ac)
(ac)
(ac)
–
+ NO3
(ac)
2+
Análisis del ión Magnesio (Mg ) Parte 1.- Añadir 2 gotas del reactivo Magnesón, agitar, luego agregar 1 gota de NaOH 2M, la aparición de un precipitado color azul indica la presencia de Mg 2+.
2+ (ac)
Mg
–
+ OH
(ac)
= Mg(OH)2(s) incoloro transparente
El reactivo magneson un colorante orgánico, es el p-nitrobenceno-azo-resorcinol (ver abajo) disuelto en NaOH, colorea de azul al hidróxido de magnesio que sólo, es incoloro transparente. El producto se puede considerar un compuesto de adsorción. Interfieren el Ni(OH) 2 y el Co(OH)2 si estuvieran; exceso de ión amonio reduce la sensibilidad de la reacción. – N=N –
O2N–
– OH
2+
Análisis del ión Magnesio (Mg ) Parte 2.-Saturar con cristales de NH4Cl, añadir 1 gota de NH4OH 15N y adicionar gota a gota Na2HPO4 0,5N agitando el tubo después de cada adición, la aparición de pequeños cristales suspendidos en el líquido y adheridos en las paredes del tubo, 2+ confirman la presencia del Mg .
Na2HPO4(s) + H2O(l) = 2Na
+ (ac)
2–
+ HPO4
(ac)
En presencia de la mezcla de NH4Cl y NH4OH, genera un pH 9, se produce la siguiente reacción: 2+ (ac)
Mg
2–
+ HPO4
(ac)
+ NH3(ac) = MgNH4PO4(s) + H2O(l) cristalino incoloro 2+
La velocidad de formación aumenta con la concentración del Mg . Si la concentración es muy alta sale un precipitado amorfo; para asegurarse debe tomarse otra porción, diluirla y volver a realizar la determinación.
+
Análisis del ión Potasio (K ) Parte 3.- Añadir 2 gotas de alcohol etílico y gotas de HClO4 6N, la aparición de un + precipitado blanco cristalino indica la existencia de K . Esta prueba puede realizarse en una cápsula de fondo negro para observar mejor el precipitado formado.
Al agregar el alcohol etílico es para disminuir la polaridad del medio, ya que el producto de la reacción posterior se disuelve en agua pura que es muy polar. La precipitación se facilita frotando las paredes internas del tubo de ensayo con la varilla de vidrio. Al agregar luego el ácido perclórico se produce la reacción: + (ac)
K
+ (ac)
+ HClO4(ac) = KClO4(s) + H
+
Análisis del ión Potasio (K ) Parte 4.- Añada gota a gota una solución reciente de exanitro-cobaltato (III) de sodio, un precipitado de K2NaCo(NO2)6 confirma la presencia de potasio.
La reacción es : Na3[Co(NO2)6](s) + H2O(l) = 3Na Na
+ (ac)
+ [Co(NO2)6]
3– (ac)
+ (ac)
+ 2K
+ (ac)
+ [Co(NO2)6]
3– (ac)
= K2Na[Co(NO2)6](s) + H2O(l) amarillo
+
Análisis del ión Sodio (Na ) Parte 5.- Añada gota a gota una solución de reactivo Blanchetierre (acetato de uranilo y magnesio), agitar, la formación de un precipitado amarillo cristalino confirma la + presencia de Na .
El acetato de uranilo y magnesio es MgUO2(CH3COO) 4 Na
+ (ac)
2+ (ac)
+ Mg
2+ (ac)
+ 3UO2
–
+ 9CH3COO
(ac)
= NaMg(UO2)3(CH3COO) 9(s)
Con rayos ultravioleta se observa un color amarillo-verdoso que el reactivo no lo presenta. También se usa en la determinación el acetato de uranilo y zinc, ZnUO2(CH3COO)4, siendo el producto final del mismo aspecto.
MARCHA ANALÍTICA DE SEPARACIÓN DE LOS ANIONES
SOLUCIÓN MUESTRA : 1 mL Si la solución muestra es ácida o neutra, agregar gotas de Ba(OH)2 saturada para alcalinizarla.(Omita este paso si la muestra es alcalina). Agregar gota a gota Ba(NO3)2 saturada hasta una completa precipitación. Centrifugar y decantar
PRECIPITADO SOLUCIÓN [Aniones 2do, 3ro y 4to grupos] Aniones del 1er grupo Agregar gotas de Zn(NO3)2 1M, hasta precipi[BaCO3; BaSO4; BaSO3; Ba3(PO4)2] tación completa. Centrifugar y decantar
PRECIPITADO Aniones del 2do grupo [ZnS; Zn2Fe(CN)6; Zn3[Fe(CN)6] 2]
SOLUCIÓN [Aniones 3ro y 4to grupos] Agregar unas gotas de AgNO3 0,1M hasta precipitación completa. Centrifugar y decantar
PRECIPITADO Aniones del 3er grupo [AgCl; AgBr; AgI]
SOLUCIÓN Aniones del 4to grupo – – – [CH3COO ; MnO4 ; NO3 ]
Nota.- La determinación del ión nitrato debe realizarse en una porción de la muestra original.
EXPLICACIÓN DE LA SEPARACIÓN DE ANIONES La solución muestra se hace alcalina para evitar la descomposición del ión carbonato o del ión sulfito, como veremos más adelante. Una vez hecha alcalina la solución, se adiciona gota a gota nitrato de bario para precipitar al ión carbonato, ión sulfato, ión sulfito y al ión fosfato, que son los aniones del 1er grupo, así: 2–
CO3
2–
SO4
2–
SO3 2
3– PO4
+ Ba + Ba + Ba
2+
2+ 2+
+ 3 Ba
2+
= BaCO3(s) = BaSO4(s) = BaSO3(s) = Ba3(PO4)2(s)
Nota.- La solución de hidróxido de bario y la de nitrato de bario son saturadas, ya que su solubilidad en medio acuoso es baja (Del nitrato es aprox. 0,39 moles/kg de agua, mientras que el hidróxido es aprox. 0,27 moles/kg de agua). Al centrifugar y decantar, a la solución obtenida se le agrega nitrato de zinc hasta precipitación completa de los iones sulfuros, iones ferricianuros y iones ferrocianuros, que son los aniones del 2do grupo, así: 2–
2+
S + Zn 3–
2 Fe(CN)6
2+
+ 3 Zn
4–
= ZnS(s) de color blanco = Zn3[Fe(CN)6]2(s) de color amarillo
2+
Fe(CN)6
+ 2 Zn
= Zn2Fe(CN)6(s) de color blanco
Al centrifugar y decantar, a la solución obtenida se le agrega nitrato de plata hasta precipitación completa de los iones cloruros, iones bromuros y iones yoduros, que son los aniones del 3er Grupo, así: –
+
Cl + Ag = AgCl(s) de color blanco –
+
Br + Ag = AgBr(s) de color amarillo –
+
I + Ag = AgI(s) de color amarillo pálido –
Al centrifugar y decantar, la solución contiene los aniones del 4to grupo: CH3COO ; – – MnO4 ; NO3 SUSTANCIA
Kps
BaCO3
5,1x10–9
BaSO4
1,1x10–10
BaSO3
8x10–7
Ba3(PO4)2
6,0x10–39
ZnS
1,1x10–23
Zn2Fe(CN)6
4,1x10–16
AgCl
1,7x10–10
AgBr
5,3x10–13
AgI
8,3x10–17
MARCHA ANALÍTICA DE SEPARACIÓN DE ANIONES DEL PRIMER GRUPO
SOLUCIÓN MUESTRA : 1 mL Si la solución muestra es ácida o neutra agregar gotas de Ba(OH) 2 saturada para alcalinizarla(omita este paso si la muestra es alcalina). Agregar gota a gota Ba(NO3)2 saturada hasta precipitación completa. Centrifugar y decantar
PRECIPITADO Aniones del 1er grupo [BaCO3; BaSO4; BaSO3; Ba3(PO4)2] Lavar con agua. Dividir el precipitado en dos partes
SOLUCIÓN Aniones 2do, 3ro y 4to grupos
1ra parte del precipitado Agregar 5 gotas de H2O2 al 3%. Humedecer un papel de filtro (cuadrado) con la mezcla rosada de Na2CO3 0,5M y 1 gota de fenolftaleina. Agregar luego a la solución problema, 5 gotas de H2SO4 2N teniendo cuidado de no tocar la boca del tubo de ensayo con este ácido y tapar de inmediato con el papel de filtro la boca del tubo de ensayo, observar al cabo de un tiempo, decoloración confirma la presencia de 2– CO3 .
2da parte del precipitado Agregar1mL de HCl 6N y calentar lentamente con agitación durante 1 minuto, centrifugar y decantar.
2–
3–
PRECIPITADO [BaSO4] Color blanco, que confirma la 2– presencia de SO4
SOLUCIÓN [SO3 ;PO4 ] Agregar 5 gotas de H2O2 al 3%, hervir centrifugar y decantar
PRECIPITADO [BaSO4] Color blanco, que confirma la 2– presencia de SO3
SOLUCIÓN [PO4 ] Acidificar con HNO3 6N y agregar 3 gotas más en exceso. Agregar 5 gotas de una solución de (NH4)2MoO4, molibdato de amonio 1N, calentar lentamente, agitar y luego déjese reposar varios minutos. La presencia de un 3– precipitado amarillo confirma el PO4 .
3–
EXPLICACIÓN DE LA SEPARACIÓN DE ANIONES DEL PRIMER GRUPO 1ra Parte del precipitado.BaCO3; BaSO4; BaSO3; Ba3(PO4)2 Al agregar el agua oxigenada, se oxida al ión sulfito dando ión sulfato, así: 2–
SO3
2–
+ H2O2 = SO4
+ H2O
Esto se realiza para evitar que el sulfito de bario reaccione de la misma manera que el carbonato de bario, en este precipitado mezcla, al agregarle ácido sulfúrico, ya que daría SO2, así: +
BaSO3 + 2 H = Ba
2+
+ H2O + SO2(g)
y este gas, dióxido de azufre, al reaccionar con el agua daría ácido sulfuroso.
El BaCO3 precipitado reaccionará con el ácido sulfúrico, así: +
2–
H2SO4(ac) = 2 H + SO4 +
BaCO3(s) + 2 H = Ba
2+
+ CO2(g) + H2O
La solución de carbonato de sodio humedece el papel de filtro y al adicionar unas gotas de fenolftaleina, se torna de color rosado debido a que esta sal es básica por lo siguiente: Na2CO3(ac) = 2 Na
+ (ac)
2–
+ CO3
(ac) –
2–
–
La hidrólisis el ión carbonato: CO3 + HOH = HCO3 + OH
Siendo los productos de la última reacción el ión bicarbonato un ácido débil y el ión hidroxilo una base fuerte, por lo tanto la solución mezcla será básica, que colorea de rosado por lo tanto al papel de filtro. El dióxido de carbono gaseoso evolucionará hacia el papel de filtro que está de color rosado: CO2(g) + H2O(l) = H2CO3(ac) Finalmente este ácido carbónico reacciona con el ión carbonato que también se halla en el papel de filtro humedecido, dando ión bicarbonato: –
2–
H2CO3(ac) + CO3
(ac)
= 2 HCO3
(ac)
Siendo éste último, el ión bicarbonato, producto de la reacción anterior, que es de carácter acídico, hace que la fenolftaleina al cabo de un tiempo, cambie de rosada a incolora.
2da Parte del precipitado.BaCO3; BaSO4; BaSO3; Ba3(PO4)2 Al agregar ácido clorhídrico y calentar lentamente por poco tiempo, se produce la descomposición del carbonato de bario y parte del sulfito de bario, quedando en solución los iones sulfito, los iones fosfato y los iones bario. Al agregar agua oxigenada, se produce la oxidación del ión sulfito a sulfato, éste último con el ión bario, se produce sulfato de bario precipitado: 2–
SO4
+ Ba
2+
= BaSO4(s) que es de color blanco, dejando sólo a los iones fosfato.
A la solución que contiene el ión fosfato se le acidifica con ácido nítrico, para luego adicionarle molibdato de amonio que dará: 3–
PO4
+
+ 3 H = H3PO4 2–
H3PO4 + 12 MoO4
+
+
+ 21 H + 3 NH4 = (NH4)3PO4.12 MoO3(s) + 12 H2O
El precipitado obtenido es de color amarillo, que nos indica la presencia del ión fosfato.
MARCHA ANALÍTICA DE SEPARACIÓN DE ANIONES DEL SEGUNDO GRUPO
SOLUCIÓN MUESTRA : 1 mL Agregar gota a gota Zn(NO3)2 1M hasta precipitación completa. Centrifugar y decantar
PRECIPITADO Aniones del 2do grupo: [ZnS; Zn2Fe(CN)6; Zn3[Fe(CN)6] 2] Lavar con 1 mL de agua. Centrifugar y decantar. Agregar 5 gotas de HCl 6N, tapar de inmediato el tubo de ensayo con papel de filtro humedecido con 1 gota de Pb(CH3COO)2 0,5M y 1 gota de NH4OH 6M. Si al cabo del tiempo , el papel de filtro toma color 2– oscuro, confirma la presencia de S . La solución se divide en dos partes
SOLUCIÓN Aniones 3ro y 4to grupos
1ra parte Añadir 5 gotas de FeCl3 0,2M, si se observa un precipitado azul se confirma la presencia 4– de Fe(CN)6 .
2da parte Añadir 5 gotas de FeSO4 0,2M, un precipitado azul, confirma la presencia de 3– Fe(CN) 6 .
EXPLICACIÓN DE LA SEPARACIÓN DE ANIONES DEL SEGUNDO GRUPO
PRECIPITADO [ZnS; Zn2Fe(CN)6; Zn3[Fe(CN)6]2] Al precipitado constituido por ZnS; Zn2Fe(CN)6; Zn3[Fe(CN)6]2, se le adiciona ácido clorhídrico para generar la disociación del ferrocianuro de zinc y el ferricianuro de zinc, mientras que el sulfuro de zinc sufre una descomposición, dando sulfuro de hidrógeno gaseoso, así: +
2+
ZnS + 2 H = Zn
+ H2S(g)
Este gas evoluciona y reacciona en el papel de filtro que está humedecido con una solución acuosa de acetato de plomo, generándose lo siguiente: H2S + Pb(CH3COO)2 = 2 CH3COOH + PbS(s), éste precipitado es color negro. La solución obtenida después de centrifugar y decantar, contiene iones ferrocianuros y iones ferricianuros y iones zinc. 1ra Parte de la solución Al agregar solución acuosa de cloruro férrico, el ión ferrocianuro reacciona así: 4–
3Fe(CN)6 + 4Fe de Prusia
3+
= Fe4[Fe(CN)6]3(s) precipitado de color azul, que se denomina azul
2da Parte de la solución Al agregar solución acuosa de sulfato ferroso, el ión ferricianuro reacciona así: 3–
2Fe(CN)6 + 3Fe de Turnbull
2+
= Fe3[Fe(CN)6]2(s) precipitado de color azul, que se denomina azul
MARCHA ANALÍTICA DE SEPARACIÓN DE ANIONES DEL TERCER GRUPO
SOLUCIÓN MUESTRA : 1 mL Agregar gota a gota AgNO3 0,1M hasta precipitación completa. Centrifugar y decantar
PRECIPITADO Aniones del 3er grupo [AgCl; AgBr y AgI] Lavar con agua. Añadir 1 mL de NH4OH 5M. Centrifugar y decantar.
SOLUCIÓN Aniones del 4to grupo
PRECIPITADO [AgCl; AgI] Agregar 3 gotas de S(NH4)2. Calentar y hervir agitando bien. Centrifugar y decantar
SOLUCIÓN + [Ag(NH3)2 ] Agregar HNO3 6N, hasta acidez. Un pre– tado blanco confirma la presencia de Cl
PRECIPITADO [Ag2S] color negro Descartar
SOLUCIÓN Agregar Zn(NO3)2 1M gota a gota a precipitación completa, centrifugar y decantar.
PRECIPITADO [ZnS] color blanco Descartar
SOLUCIÓN [Br ; I ] Añadir CCl 4 0,5 mL y luego gota a gota agua de cloro , con agitación constante vigorosa, la capa de CCl 4 toma un color púrpura indicando la presencia de …………, al continuar agregando agua de cloro con agitación constante y vigorosa, la fase CCl4 toma un color naranja, indica la presencia de ……………………….
–
–
EXPLICACIÓN DE LA SEPARACIÓN DE ANIONES DEL TERCER GRUPO PRECIPITADO [AgCl; AgBr; AgI] Al agregar a este precipitado mezcla, la solución acuosa de hidróxido de amonio, sólo se disuelve el cloruro de plata, así: +
AgCl(s)+ 2 NH3 = Ag(NH3)2 + Cl
–
A ésta solución acuosa se le adiciona ácido nítrico hasta acidez, produciendo nuevamente el precipitado de cloruro de plata: –
+
+
+
Ag(NH3)2 + Cl + 2 H = 2 NH4 + AgCl(s) de color blanco –
Que confirma la presencia del ión Cl . PRECIPITADO [AgBr; AgI] Al agregar sulfuro de amonio, a este precipitado mezcla, se produce lo siguiente: 2 AgBr(s) + S
2–
2 AgI(s) + S
2–
–
= 2 Br + Ag2S(s), que es de color negro –
= 2 I + Ag2S(s), que es de color negro
A este precipitado negro de sulfuro de plata se le centrifuga y decanta la solución. El precipitado se descarta. A la solución acuosa que contiene los iones bromuro, iones ioduro y en exceso iones sulfuro, se le adiciona nitrato de zinc, para eliminar estos iones sulfuros: 2–
S
2+
+ Zn
= ZnS(s) que es de color blanco
Se centrifuga y decanta esta solución, descartando el precipitado de ZnS. Esta solución acuosa que contiene los iones bromuro y iones ioduro, se le adiciona tetracloruro de carbono, que por su mayor densidad y su carácter apolar se va al fondo del tubo de ensayo, luego al adicionar agua de cloro (que es cloro molecular gaseoso disuelto en agua pura) con agitación vigorosa, se produce en primera instancia, el proceso redox: –
–
2 I + Cl2 = Cl + I2
Eº = +0,8238 V
En donde el yodo molecular al disolverse en el agua se torna de color te cargado y que por la agitación vigorosa con el tetracloruro de carbono, la fase líquida que está al fondo, se torna de color púrpura, que demuestra la presencia del yodo molecular en tetracloruro de carbono, que fue en su inicio ión ioduro. Al continuar la adición de agua de cloro, también con agitación vigorosa, se produce lo siguiente: –
–
2 Br + Cl2 = Cl + Br2 Eº = + 0,271 V En donde el bromo molecular al disolverse en el agua se torna de color te cargado y que por la agitación vigorosa con el tetracloruro de carbono, la fase líquida que está al fondo, se torna de color naranja, que demuestra la presencia del bromo molecular que fue en su inicio ión bromuro. Los potenc. estándar de reducción (en V) a –1 del Cl2; I2 y Br2: +1,3583; +0,5345 y 1,087.
IDENTIFICACIÓN DE ANIONES DEL CUARTO GRUPO –
Determinación del ión acetato (CH3COO ).Colocar 10 gotas de la solución en un tubo de ensayo y agregar 10 gotas de alcohol etílico y 1 mL de H2SO4 concentrado (36N ó 18M). Calentar y perciba cuidadosamente el olor de los vapores desprendidos. –
Determinación del ión permanganato (MnO 4 ).La presencia del permanganato se determina por la apariencia de color púrpura característica de esta sustancia y se confirma agregando a la solución, cristales de FeSO4.7H2O, cambiando completamente la coloración de púrpura a amarillenta (este color 3+ es debido a la presencia de Fe ). –
Determinación del ión nitrato (NO 3 ).Nota.- Se debe utilizar 1 mL de la solución original. Para hacer esta determinación, la solución debe estar libre de iones cromatos y de iones halógenos, los primeros se eliminarán adicionando (CH 3COO)2Pb 0,5M hasta completa precipitación, centrifugar y decantar, eliminar el precipitado. A la solución se le agrega gota a gota Ag2SO4 saturada para eliminar tanto los halógenos como el exceso de acetato de plomo. Centrifugar y decantar, eliminando el precipitado, la solución clara se pasa a otro tubo de ensayo limpio, para ser analizada de la siguiente manera: –
A la solución clara obtenida del párrafo anterior se agrega suficiente H 2SO4 2M, con agitación, de manera que la solución se vuelva justamente ácida al tornasol.
–
Luego se deja resbalar cuidadosamente sin agitar 10 gotas de H2SO4 concentrado por las paredes del tubo de ensayo, de tal modo que el ácido se asiente en el fondo formando una capa. Para enfriar la solución prueba se pone el tubo de ensayo bajo un chorro de agua fría.
–
En otro tubo de ensayo se ponen 10 gotas de agua, unos cuantos granos de FeSO4.7H2O y 1 mL de H2SO4 concentrado. Se agita y se enfría por unos cuantos segundos.
–
A la solución de prueba, ya enfriada, se añaden 5 ó 6 gotas de solución recién preparada de sulfato ferroso, dejándolas resbalar por la pared del tubo de ensayo. Esta solución debe formar una capa encima de la del H 2SO4. Se deja en reposo el tubo de ensayo en una gradilla por 15 ó 20 minutos y se observa ocasionalmente la zona divisoria entre la capa de ácido sulfúrico y la capa de sulfato ferroso. La formación de una línea clara o anillo en la interfase de color café indica la presencia de iones nitrato de la muestra. Para familiarizarse con esta prueba se debe practicar con una pequeña muestra de algún nitrato que sea reactivo analítico.
EXPLICACIÓN DE LA SEPARACIÓN DE ANIONES DEL CUARTO GRUPO –
Determinación del ión acetato (CH3COO ).La reacción del ión acetato con el ácido sulfúrico en presencia de alcohol etílico, se representa según las siguientes ecuaciones químicas: –
–
CH3COO + H2SO4. = HSO4 + CH3COOH C2H5OH + CH3COOH = H2O + CH3COOC2H5, el acetato de etilo es un éster de olor agradable a frutas, que caracteriza al ión acetato. –
Determinación del ión permanganato (MnO 4 ).En principio el ión permanganato en medio acuoso es de color púrpura. Al agregar el sulfato de fierro (II) heptahidratado, éste se disuelve dando iones ferrosos (color verdoso débil) que con los iones permanganatos reaccionan así: –
MnO4 + 5 Fe
2+
+
+ 8 H = 5 Fe
3+
2+
+ Mn
+ 4 H2O
Siendo los iones manganosos en medio acuoso de débil color rosado, mientras que los iones férricos son de color amarillento en medio acuoso, indicador final de que lo que teníamos al comienzo era ión permanganato.
–
Determinación del ión nitrato (NO 3 ).La eliminación de cromatos se realiza adicionando acetato de plomo, así: 2–
(CH3COO)2Pb + CrO4
–
= 2 CH3COO + PbCrO4(s) de color amarillo.
Que se elimina centrifugando y decantando. La eliminación de halógenos se realiza adicionando solución de sulfato de plata, así: –
+
Cl + Ag = AgCl(s) de color blanco en este caso, amarillento para el caso de bromuro de plata y yoduro de plata, que se separan por centrifugación y decantación. También se eliminan los iones cromato con el sulfato de plata, así: 2–
CrO4
+
+ 2 Ag = Ag2CrO4(s) de color amarillo
La solución obtenida luego de la centrifugación y decantado, se usa para la identificación del ión nitrato se realiza por medio del ión ferroso en ácido sulfúrico, así: 3 Fe Fe
2+
2+
+
–
+ 4 H + NO3 = 3Fe +
3+
+ NO + 2 H2O
+ NO = Fe(NO)2 , que es éste último el que presenta color marrón.
