SEPARACIÓN E IDENTIDFICACIÓN DE ANIONES Y CATIONES CAT IONES Observaciones generales: Durante el desarrollo de la práctica, pudimos evidenciar que los cationes necesitaban de un pH ácido para que la solución donde estuvieran presentes pudieran identificarse ya fuera en precipitado o en una nueva solución, en cambio los aniones requerían de un pH básico para poder ser identificados. Por lo general, se debían realizar las pertinentes adecuaciones del pH de cada solución y así precipitar o dar en solución los resultados de identificación. Los reactivos usados para dicha práctica se usaban en pequeñas cantidades (gotas) por lo cual decimos que el agente precipitante se ionizaba rápidamente y generaba un precipitado para todos los casos. Dependiendo del ión a precipitar, las soluciones adquirían colores diferentes, especialmente con los metales pesados los colores colores se hacían más oscuros (azul o rojo). Para lograr evidenciar un mayor precipitado, era necesario centrifugar en todos los casos y realizar el respectivo lavado de cada uno. En el proceso de identificación de cobalto, era necesario adicionar tiosulfito para poder identificarlo, el pH se ajustó con HCl para hacerlo bastante ácido y consecutivamente se adicionó SCN- y acetona para poder formar un complejo que precipitara el ión y sepáralo de la solución original.
Resultados: Marcha de cationes: Catión + Ag
3+
Bi
Grupo 1
2
Precipitante NH4Cl NH3 KI TU NaOH
Apariencia Color blanco Incoloro Color crema Color amarillo Color marrón
Producto AgCl Ag(NH3)2AgI 3Bi(TU)3 Bi(OH)3
3+
2
NaOH
Color Rojizo
Fe(OH)3
+3
2
NaOH Morina Aluminón/NH3 HPO4 (NH4)2SO4 HPO4 (NH4)2C2O4
Incolora Color amarilla Color rojo Color blanco Color blanco Color blanco Incoloro
Al(OH)4 Al-morina Al(OH)3 Ba3(PO4)2 BaSO4 Ca3(PO4)2 Ca C2O4
Fe Al
+2
3
+2
3
Ba Ca
-
Observaciones El precipitado se formó rápidamente en una pequeña cantidad. El precipitado tomo tiempo para su formación, fue necesario realizar un calentamiento al baño maría. (El reactivo TU no estaba disponible, por tanto la formación de este complejo no se dio) Para la formación del complejo fue necesario calentar Fue necesario agitar fuertemente. Fue necesario agitar y lavar el precipitado. Fue necesario agitar y lavar el precipitado.
+2
4
NH3 SCN-
Color ámbar Color azul
Co(NH3)6
+2
4
NH3 Fe(CN)64-
Cu(NH3)2 Cu[Fe(CN)6]
4
NH3 DMG
Color Azul Color Marrón oscuro Color Azul Color Rosado oscuro
Co
Cu
2+
Ni
+3
+4
+2
Ni(NH3)4 Ni(DMG)2
Simplemente se centrifugó y se le hicieron los respectivos cambios de pH. Se agregó acetona para formar la capa orgánica y así poder ver el precipitado Se agitó, lavo y centrifugó
Se agitó, lavo y centrifugó
Marcha de aniones: Anión
Precipit ante Pb 2+ Zn
Apariencia
Producto
Observaciones
Incoloro Color blanco
PbS ZnS
-2
Pb 2+ Ba H NO3
Incoloro Incoloro
CO2 (g) CO2 (g)
-
FeSO4 H2SO4 Brucina
Color oscuro Color rojo
[Fe(NO)] H NO3
3-
Ba (NH4)2M oO4
2+
Color blanco Color amarillo
Ba3(PO4)2 H2PO4 (NH4)3PO4 . 12MoO3
SO4
-2
Ba
2+
Color blanco
BaSO4
Cl-
Ag y HNO3
+
Color blanco
AgCl
La prueba para sulfuros nos se realizó debido a la escasez del material y de tiempo, por tanto no hubo formación de productos Se evidencio un burbujeo en la solución y se ajustó previamente el precipitado, para la solución con bario se ajustó el pH con H NO 3 Se formó una zona circundante en los cristales, los cuales no se diluyeron completamente y con la brucina el color cambió radicalmente. Se ajustó el pH, se agitó, se calentó y se lavó el precipitado con molibdato y con bario (poco soluble en medio ácido). El precipitado es insoluble en medio ácido, por lo cual su identificación muestra una muestra heterogénea Con el ácido nítrico se ajustó el pH menor a 4 para que junto con la plata se formara el precipitado de color blanco.
2-
S
CO3
NO3
PO4
2+
Análisis de resultados: Análisis e identificación de cationes:
Plata: El acido clorhídrico o un cloruro soluble como el NH 4Cl con el ion plata, forma un precipitado blanco de cloruro de plata (AgCl), este precipitado es insoluble en agua, siendo -3
la solubilidad 1,5 x 10 gramos por litro; es también insoluble en ácidos diluidos. Luego de que el compuesto es tratado con NH3, el AgCl se disuelve, debido a la formación del -
complejo [Ag(NH3)2] + Cl . La adición de acido nítrico hace que el AgCl precipite de la solución amoniacal: -
+
[Ag(NH3)2] + Cl + 2H ↔AgCl 2 NH4
+
Esta reacción corresponde a un caso general del modo como un ion complejo muy estable -7
(k = 10 aproximadamente) puede disociarse completamente en sus componentes, si se eliminan uno o ambos componentes a medida que se forman, pues una solución -
amoniacal de AgCl no contiene solamente todo el Cl (principalmente existente en el AgCl) +
y el ion complejo [Ag(NH3)2], sino también los productos de la disociación de estos: Ag y NH3, con los cuales se halla el equilibrio: +
[Ag(NH3)2+ ↔ Ag + 2 NH3 Esta reacción solo se lleva a cabo en muy pequeña escala de izquierda a derecha, por esto +
la concentración de Ag es muy pequeña, así, añadiendo ácido, parte del NH3 se neutraliza, con la formación de NH4. La disminución de la concentración de NH3 hace que la +
disociación del ion complejo aumente y por consecuencia la concentración de Ag
aumenta, hasta que esta adquiere una concentración suficiente que hace que se precipite como AgCl, esto por el principio del producto de solubilidad. Semejante al caso del cloruro la plata también forma precipitados con el ioduro pues su -6
solubilidad es de 3,5 x 10 gramos por litro: [Ag(NH3)2] + KI ↔ AgI(s) + KNO3
Aluminio: El aluminio mas amoniaco produce un precipitado blanco gelatinoso de Al(OH) 3. 3+
Al + 3 NH3 + 3 H2O ↔ Al(OH)3 + 3 NH4
+
Así mismo el Al(OH) 3 más hidróxido de sodio o potasio precipita con la formación del ion aluminato. -
Al(OH)3+ OH ↔ *Al(OH)4]
-
Esta reacción es reversible; cualquier reactivo que disminuya suficientemente la -
concentración de OH de la solución hará que se verifique teóricamente la reacción en sentido contrario, con la siguiente precipitación de Al(OH) 3. De acuerdo con esto, vemos que por adición de cantidades adecuadas de ácido, se precipita hidróxido de aluminio. -
+
[Al(OH)4] +H ↔ Al(OH)3 + H2O Si se añade exceso de ácido, el precipitado se disuelve +
3+
Al(OH)3 + 3 H ↔ Al + 3 H2O
Del principio del producto se solubilidad se desprende que para precipitar el Al(OH) 3 es preciso rebasar el valor de su producto de solubilidad. Inversamente el precipitado se 3+
-
disolverá cuando la concentración de Al o de OH quede disminuida de manera que su producto sea inferior a K
Al(OH)4 .
La experiencia demuestra que la precipitación incipiente
del Al(OH)3 se verifica cuando la solución tiene una concentración de iones hidronio igual a -2
-6
10 y que la precipitación es completa cuando dicha concentración es igual a 10 . Por otra -10
parte cuando la concentración de hidronios es 10 , se disuelve. La precipitación de Al(OH)3 por NH4Cl de una solución de aluminato viene indicada por las siguientes reacciones: -
Al(OH)3+ OH ↔ *Al(OH)4] + + NH4
-
↕ NH3 + H2O
Hierro: El hierro combinado con el amoniaco produce un precipitado pardo rojizo gelatinoso de Fe(OH)3. 3+ + Fe +3 NH3 + 3 H2O ↔ Fe(OH)3 + 3 NH4 3+ + Fe(H2O)6 + 3 NH3↔ Fe(OH)3 + 3 NH4 + 3 H2O La precipitación tiene lugar aun en presencia de sales amoniacales, a causa de ser pequeña la constante de producto de solubilidad del Fe(OH) 3. El hidróxido férrico se disuelve fácilmente en ácidos. + 3+ Fe(OH)3 + H ↔ Fe + 3 H2O El Hierro mas hidróxido de sodio también precipita hidróxido férrico, insoluble en exceso de reactivo. 1) El ion férrico con el ferrocianuro potásico produce un precipitado azul de ferrocianuro férrico, conocido como azul de Prusia: 3+ 44 Fe + 3 [Fe(CN)6] ↔ Fe4[Fe(CN)6]3 2) El ion férrico con el ion tiocianato da una solución de color rojo oscuro, debido a la 3formación del ion complejo [Fe(CNS) 6] . 3+ 3Fe + 6 CNS ↔ Fe(CNS)6 Bario: El amoniaco no precipita con el ion bario. Sin embargo, si la solución alcalina clara se 2expone al aire, o si el reactivo contiene un poco de CO3 , el liquido se enturbia, debido a la formación de carbonato barico. El hidróxido no precipita por ser su solubilidad relativamente grande. El ion bario con fosfato y soluciones neutras precipita, BaHPO4, blanco en copos. 2+ 2Ba + HPO4 ↔ BaHPO4 En soluciones amoniacales se precipita el fosfato terciario. 23HPO4 + OH ↔ H2O + PO4 32+ 2 PO4 + 3 Ba ↔ Ba3(PO4)2
Los dos precipitados se disuelven fácilmente en ácidos diluidos, incluso en acido acético, -7 debido a la formación de H 2PO4 , el cual está muy poco ionizado (K= 2 x 10 ) BaHPO4 + H+ ↔ Ba2+ + H2PO4+ 2+ Ba3(PO4)2 + 4 H ↔ 3Ba +2 H2PO4 El ion bario con cualquier sulfato soluble, aun en soluciones muy diluidas de sales de bario, da un precipitado blanco, denso, finamente dividido, de BaSO 4, prácticamente insoluble en agua (la solubilidad es aproximadamente 2,5 mg por litro). El precipitado es prácticamente insoluble en HCl o HNO 3 diluidos, si bien es algo soluble en ácidos concentrados.
Calcio: Al igual que el bario el amoniaco no pr ecipita con este, y forma precipitado con fosfato. 23HPO4 + OH ↔ H2O + PO4 32+ 2 PO4 + 3 Ca ↔ Ca3(PO4)2 El bario precipita con cualquier sulfato soluble solo en soluciones concentradas, sulfato cálcico blanco CaSO4(H2O)2. El precipitado es más soluble en ácidos que el BaSO 4 o el SrSO4 debido a la formación de HSO 4-. Es mucho mas soluble en una solución concentrada y caliente de (NH 4)2SO4 que la sal de estroncio y de bario correspondientes. El calcio precipita además con el oxalato amónico resultando oxalato cálcico blanco cristalino. 2+ 2Ca + C2O4 ↔ CaC2O4 Esta precipitación se favorece por el calor y al hacer la solución alcalina de NH 3. El oxalato de calcio es prácticamente insoluble en agua (0,006 gramo por litro) y en acido acético, pero se disuelve fácilmente en ácidos minerales.
Níquel: El amoniaco no da precipitado con las soluciones de níquel en presencia de sales amónicas, porque el efecto del ion común de estas reduce la concentración de OH a tal grado, que no se llega a alcanzar la constante del producto de solubilidad del Ni(OH)Cl o del Ni(OH)2. 2+ 2+ El níquel forma cationes complejos estables con NH 3 como [Ni(NH3)4] y [Ni(NH 3)6] . La dimetilglioxima da con las soluciones de níquel un precipitado voluminoso de color rojo, de niquel-dimetilglioxima
++
Ni +2[
+↔
+
+2H
Este es un quelato. Se observa que el par de electrones libres de cada átomo de nitrógeno de los grupos NOH forman con el níquel un enlace coordinado covalente. Una concentración grande de iones hidronio, haría que la reacción se verificase en sentido contrario, porque la dimetilglioxima es un ácido débil. Por esta razón las soluciones acidas ++ de Ni no permiten llevar a cabo esta reacción; y es costumbre alcalinizarlas con amoniaco antes de añadir glioxima. Sin embargo, debe evitarse un exceso de amoniaco, ya que él Ni tiene una gran tendencia a formar un complejo amoniacal, por esto es usual acidular la
solución con acido acético y regularla con muchos iones acetato, de esta manera la acidez de la solución puede mantener una concentración pequeña que permita la precipitación cuantitativa del Ni.
Cobalto: El amoniaco en ausencia de sales amónicas produce un precipitado con el cobalto, pero ya que la solución contiene iones NH4Cl la solución se vuelve rojiza debido a la formación de 3+ un complejo con amoniaco del cobalto trivalente, tal como [Co(NH3)6] Al hacer reaccionar al tiocianato con el cobalto produce una coloración azul oscuro, debido a la formación de cobaltotiocianato amónico. 2+ 2Co + 4 CNS ↔ *Co(CNS)4]
Cobre: El amoniaco añadido en cantidad muy pequeña y solución muy diluida precipita una sal básica azul claro de cobre, fácilmente soluble en exceso de reactivo (por esto se mantuvo en solución durante el experimento), dando una solución azul oscuro, debido a la 2+ formación del ion complejo [Cu(NH3)4] Al hacer reaccionar el cobre con el ferrocianuro se da un precipitado pardo rojizo de ferrocianuro cúprico. 2+ 42 Cu + [fe(CN)6] ↔ Cu2[Fe(CN)6] La reacción con ferrocianuro es la más sensible de los ensayos corrientes de los iones cobre; con soluciones muy diluidas, el reactivo da una coloración roj iza.
Análisis e identificación de aniones: Durante el proceso de la marcha de aniones, fue necesario ajustar a las soluciones un pH alcalino, con el fin de que cuando se diera un cambio de aniones, los protones presentes en el agua no formaran especies con los aniones sino que se diera la formación de complejos con los agentes precipitantes. Para la identificación del ión CO3-2, en un primer término teníamos una solución original, se 2+
observó un burbujeo en presencia del Pb debido a que el oxígeno con dos cargas negativas en el carbonato se ionizó con las dos cargas positivas del plomo, por tanto la especie carbonato pasó a ser CO2 gaseoso, ya que no se tubo la formación de un complejo, la solución no presentó ninguna coloración. En un segundo término teníamos una solución con otros iones, gracias a que el pH permite establecer mayores solubilidades en medio ácidos, el primero en solubilizarse es el carbonato de bario, con el ácido la especie se ioniza y prontamente pierde el oxígeno cargado negativamente para pasar al producto de CO 2 gaseoso. -
Para la identificación del ión NO 3 , los cristales de sulfato ferroso nos permitieron tener un color inicial verde, con la adición del ácido sulfúrico, la solución se acidificó formando HNO 3, que se 2+
descompuso en NO, NO2 y agua, el NO reaccionó con el sulfato ferroso y formó [Fe(NO)] , dicha solución tomó un color más oscuro que se ubicó circundantemente sobre éstos y se pueden identificar rápidamente. A medida que los cristales se disuelven en la solución, su color oscuro se
desvanece, puesto que en la solución están presentes otros iones que interfieren en el proceso, por ello el ácido sulfúrico intenta reaccionar con ellos para que formen un precipitado . En un segundo caso, la brucina agregada a la solución permitió la formación de su complejo, puesto que esta se descompone en la solución, pasa a un pH ácido por la adición de H2SO4 y como si fuera papel tornasol, la solución adquiere un color rojo en dicho me dio. 3-
Para la identificación del ión PO 4 , la solución con complejos de bario con HNO 3, permitió un cambio de pH ácido, y una oxidación y volatilización de los iones que posiblemente interfirieran en el proceso, por lo cual el ión fosfato (de carácter básico) es poco soluble en medios ácidos y se presentó como un sobrenadante en la solución, al agregar molibdato en la solución, el fosfato pasó a su fase orgánica, por lo cual su color cambió a un amarillo y su identificación se hizo más efectiva. -2
Para la identificación del ión SO 4 fue necesario únicamente conocer que es insoluble en medio 2+
ácido, esta característica se debe a que el ión sulfato cuando se disocia con el Ba para formar ácido sulfúrico, hace que éste ácido sea bastante fuerte, es decir, que se disocia completamente pero en medio ácido va a estar continuamente aceptando protones y por tanto se comporta como insoluble. Por último para la identificación del ión Cl-, se niveló la solución a pH ácido con el fin de que el +
catión de Ag se ionice con este anión y en vez de comportarse como un enlace iónico se comporta como un enlace covalente, haciéndose más estable químicamente y precipita como un complejo de plata.
Conclusiones:
La conformación de cristales de sulfato de bario en cuanto a tamaño y forma depende en gran medida de la temperatura a la cual precipita y el pH, lo mismo que la concentración de las soluciones (agente precipitante y solución problema). Es importante establecer criterios de solubilidad para las sales de bario en medios ácidos y poder separar unos aniones de otros. Generalmente los aniones a diferencia de los cationes no se precipitan en todos los casos, ya que no se da la formación de complejos que impliquen un cambio en la coloración de las soluciones. Los cationes así como los aniones tienen diferentes formas de reaccionar frente a distintos compuestos, dependiendo de su número de oxidación, su c oncentración, y el pH en que se encuentre. El amoniaco es un compuesto muy útil a la hora de realizar la identificación de un grupo de cationes, ya que en muchos casos se forman complejos fácilmente identificables con este, como él Ni(NH3)4 y precipitados como el Fe(OH) 3 y el Al(OH)3.
Bibliografía:
Burbano M.C. Análisis químico cualitativo. UNAl. Dpto de química Bogotá, 2006. Harris, Daniel. Quantitative Chemical Analisis . W.H: Freeman and company. New York. 5th ed. 1999.
