ÍNDICE I.
INTRODUCCIÓN……………………………………………………………….....2
II.
OBJETIVOS………………………………………………………………………..2
III.
MARCO TEÓRICO……………………………………………………………..….3
IV.
PARTE EXPERIMENTAL………………………………………………………....9
IV.1.
MATERIALES Y
REACTIVOS………………………………………………..…..9 IV.2.
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL…………………………………..
…...….10 V.
DISCUSIÓN Y ANÁLISIS DE RESULTADOS……………………………….…14
VI.
CONCLUSIONES…………………………………………………………………22
VII.
RECOMENDACIONES…………………………………………………………...23
VIII.
BIBLIOGRAFÍA……………………………………………………………….…..23
IX.
ANEXOS………………………………………………………………………...…24
I.
INTRODUCCIÓN
En el presente informe se realizó la práctica de identificación de cationes Zn2+, Ni2+, Co2+, Mn2+, Fe2+, Fe3+, Al3+ y Cr3+; encontrándose estos iones en una solución o muestra problema en forma de su sal soluble, la cual dependerá del Kps (producto de solubilidad) de la sal. Para la presente práctica se identificara al reactivo de grupo de estos iones o dicho de otra manera al que hace reaccionar de la misma manera a los iones estudiados, así mismo se buscara entender porque se les llama Grupo III a estos cationes, de acuerdo al análisis de los resultados obtenidos. Para la identificación de estos iones se realizaron varias pruebas, con las cuales se pretendía formar o hacer precipitar el analito en forma de compuesto mediante la adición de diversos reactivos a determinadas concentraciones.
II.
OBJETIVOS
Realizar reacciones de identificación del Grupo III. Identificar cual es el reactivo general del grupo III. Entender conceptos básicos como efecto salino, solubilidad, Kps, reactivo específico y de grupo.
III.
MARCO TEÓRICO
FUNDAMENTO TEORICO Los cationes de este grupo no son precipitados por los reactivos de grupo correspondientes a los grupos I y II pero son precipitados, en solución alcalinizada con hidróxido de amonio, en presencia de cloruro de amonio por sulfuro de amonio. Estos cationes con excepción del aluminio y cromo que son precipitados como hidróxidos debido a la hidrólisis total de sus 1
sulfuros en solución acuosa, precipitan como sulfuros. El hierro, aluminio y cromo son precipitados como hidróxidos por la solución de hidróxido de amonio en presencia de cloruro de amonio, mientras que los otros metales del grupo permanecen en solución y pueden ser precipitados después por el sulfuro de amonio. Por eso es común subdividir este grupo en el grupo del hierro (hierro, aluminio y cromo) o grupo IIIA y en el grupo de Zinc (níquel, cobalto, manganeso y zinc) o grupo IIIB
GRUPO DEL HIERRO (grupo IIA)
Hierro, Fe
El hierro puro es un metal blanco plateado, tenaz y dúctil. El metal comercial raramente es puro y contiene pequeñas cantidades de carburos, siliciuros, fosfuros y sulfuros de hierro y un poco de grafito. El hierro se disuelve en ácido clorhídrico concentrado o diluido y en ácido sulfúrico diluido con desprendimiento de hidrógeno y formación de sal ferrosa, con ácido sulfúrico concentrado y caliente se produce dióxido de azufre y sulfato férrico. Con ácido nítrico diluido en frio se obtienen los nitratos ferrosos y de amonio, mientras que con ácido más concentrado se produce sal férrica y el óxido nitroso u óxido nítrico, según sean las condiciones experimentales. El ácido nítrico concentrado no reacciona con ácido nítrico diluido ni desplaza el cobre de una solución de sal de cobre. El hierro forma dos series importantes de sales: las sales ferrosas que provienen del óxido ferroso, FeO, en las que el metal es divalente, y las sales férricas provienen del óxido férrico, Fe2O3, que contienen hierro trivalente.
Aluminio, Al
El aluminio es un metal blanco, dúctil y maleable, su polvo es gris. El metal es poco atacado por el ácido sulfúrico diluido frío, pero se disuelve fácilmente en ácido concentrado caliente, con desprendimiento de azufre. El ácido nítrico hace pasivo al metal, lo que puede ser debido a la formación de una película protectora de óxido. Se disuelve fácilmente en
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ácido clorhídrico (diluido o concentrado) con desprendimiento de hidrógeno. Con hidróxidos alcalinos se forma una solución de aluminato. El aluminio forma solamente una serie de sales que provienen del óxido Al2O3.
Cromo, Cr
El cromo es un metal blanco, cristalino, es poco dúctil y maleable. El metal es soluble en ácido clorhídrico produciendo un cloruro cromoso, CrCl2, azul en ausencia de aire, pues si no se forma el cloruro crómico, CrCl3, se desprende hidrógeno. El Ácido sulfúrico diluido reacciona en forma similar formando sulfato cromoso, CrSO4, en ausencia de aire y sulfato crómico, Cr2(SO4)3, en presencia del aire. El ácido sulfúrico concentrado y el nítrico concentrado o diluido motivan la pasividad del metal. GRUPO DEL ZINC (grupo IIIB) Cobalto, Co El cobalto es un metal magnético de color gris acerado. Se disuelve lentamente en ácido sulfúrico o clorhídrico diluido en caliente, y más rápidamente en ácido nítrico, formando compuestos cobaltosos que provienen del óxido de cobalto, CoO. Existen otros dos óxidos: el óxido cobáltico, Co2O3, del que derivan los compuestos cobálticos, extremadamente inestables, y el óxido cobaltoso. Todos los óxidos de cobalto se disuelven en ácidos formando sales cobaltosas.
Niquel, Ni El níquel es un metal duro, blanco plateado, es dúctil, maleable y muy tenaz. Los ácidos clorhídrico o sulfúrico diluidos o concentrados lo atacan lentamente, el ácido nítrico diluido lo disuelve fácilmente, pero si es concentrado motiva su pasividad. Solamente se conoce una serie de sales estables, las niquelosas provenientes del óxido niqueloso o verde, NiO. Existe un óxido niquélico negro pardusco, Ni2O3, pero este se disuelve en ácidos formando compuestos niquelosos. Manganeso, Mn 3
El manganeso es un metal grisáceo de apariencia similar al hierro fundido. Reacciona con el agua caliente dando hidróxido de manganoso e hidrógeno. Los ácidos minerales diluidos y también el ácido acético lo disuelven produciendo sales de manganeso e hidrógeno. Con ácido sulfúrico concentrado caliente se desprende dióxido de azufre. Se conocen 6 óxidos de manganeso: MnO, Mn2O3, Mn3O4, MnO2, MnO3 y MnO7. Todos los óxidos se disuelven en ácido clorhídrico caliente y en ácido sulfúrico concentrado, en caliente formando sales manganosas, los óxidos superiores se reducen con desprendimiento de cloro y oxígeno, según el caso. Zinc, Zn El zinc es un metal azulado, es medianamente maleable y dúctil a 110°-150°. El puro se disuelve muy lentamente en ácidos, la reacción se acelera por la presencia de impurezas, o contacto con platino o cobre, producidos por el agregado de algunas gotas de soluciones de las sales de estos minerales. Esto explica por qué el zinc comercial, se disuelve fácilmente en ácidos clorhídricos y sulfúricos diluidos con desprendimiento de hidrógeno. Se disuelve en nítrico muy diluido, pero sin desprendimiento gaseoso, aumentando la concentración del ácido se desprende óxido nitroso u óxido nítrico, lo que depende de la concentración, el ácido nítrico concentrado tiene muy poca acción debido a la escasa solubilidad del nitrato de zinc. El zinc se disuelve también en soluciones de hidróxidos alcalinos con desprendimiento de hidrógeno y formación de zincatos. Se conoce solamente una serie de sales que provienen del óxido ZnO. EFECTO SALINO Es el efecto que produce agregar determinada concentración de un ion que no es común con uno de los iones de la sal cuando ambos se encuentran en la misma solución, dando por resultado el aumento de la solubilidad. Un sólido siempre está en equilibrio con los iones que lo forman de acuerdo con:
El equilibrio se expresa mediante la constante Kps: 4
Kps = [A] [B] Kps = constante de producto de solubilidad LA ADICIÓN DE UN ION COMÚN (EFECTO DEL ION COMÚN): Es el efecto que produce agregar determinada concentración de un ion que es común con uno de los iones de la sal cuando ambos se encuentran en la misma solución, dando como resultado la disminución de la solubilidad. El ion común desplaza el equilibrio de acuerdo con el principio de LeChatelier. Ejemplo:
EFECTO DEL PH DE LA SOLUCIÓN Un caso particular de efecto de ión común se da con hidróxidos insolubles, puesto que los iones hidroxilos forman parte del equilibrio, por ejemplo para lo hidróxidos poco solubles Fe(OH)3 , Ni(OH)2 , Al(OH)3 , etc. Para cualquiera de estos casos, una variación de pH modificará el estado de equilibrio modificando por lo tanto la solubilidad del sólido. PRODUCTO DE SOLUBILIDAD Se define producto de solubilidad para electrolitos escasamente solubles en agua, y totalmente disociados en solución acuosa saturada, como la multiplicación de las concentraciones molares de los iones en equilibrio con el sólido. Ejemplo: AgCl (s) ----Ag+ + ClKps (AgCl) = [ Ag+ ] [ Cl- ] Esta expresión es válida siempre que se cumplan las condiciones para las cuales está definida. En presencia de otros iones que no sean los que forman parte del precipitado, esta expresión no es válida. Se emplea el producto de solubilidad condicional. El producto de solubilidad varía con el tamaño de las partículas; la solubilidad aumenta al disminuir el tamaño de las partículas. 5
REACTIVO GENERAL Los reactivos generales son casi todos inorgánicos y los especiales son generalmente de naturaleza orgánica. Los reactivos de grupo o generales. Son comunes a un número grande de especies y se utilizan habitualmente para separaciones en grupos iónicos como sucede en las denominadas Marchas Analíticas; tales son por ejemplo: el ácido sulfhídrico, el carbonato sódico, los hidróxidos alcalinos, especies capaces de formar complejos, etc. REACTIVOS ESPECÍFICOS Los reactivos especiales actúan sobre muy pocas especies químicas y se emplean para ensayos de identificación o reconocimiento. Los reactivos especiales pueden ser: selectivos o específicos, según que actúen sobre un grupo pequeño de especies o sobre una sola. Selectivos: son aquellos reactivos que bajo condiciones experimentales determinadas permiten la identificación de unas pocas sustancias. Por ejemplo: la dimetilglioxima produce, en medio neutro un precipitado amarillo con las sales Ni (II), una coloración roja con las sales de Fe (II) y un color pardo con las de Co (II). La dimetilglioxima es un reactivo selectivo de estas especies. Específicos: son aquellos reactivos que bajo condiciones experimentales determinadas permiten la identificación de una sola sustancia. Por ejemplo: la ortofenantrolina origina, en medio neutro, un color rojizo con Fe2+ y ningún otro ion produce una reacción semejante ni perturba la observación del ensayo. Se trata entonces de un reactivo específico. Los reactivos específicos son muy escasos, pero un reactivo que tenga una selectividad definida puede hacerse específico variando convenientemente las condiciones del ensayo. Además de estos dos tipos de reactivos existen otros que se usan esporádicamente y que podemos englobar en la denominación de reactivos enmascarantes o auxiliares. Tales son aquellos que se emplean en procesos de enmascaramiento de iones (fluoruros alcalinos, EDTA, etc.); ajustes de pH (disoluciones reguladoras); disolventes orgánicos (éter, acetona, alcoholes, cloroformo); indicadores de pH etc. CENTRIFUGACIÓN El centrifugado es una sedimentación acelerada, ya que la aceleración de la gravedad se sustituye por la aceleración centrífuga: centrifugadora y
, donde
es la velocidad angular de giro de la
es la distancia al eje de la centrifugadora. Puesto que la velocidad
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mencionada puede ser de miles de revoluciones por minuto, se alcanzan aceleraciones mucho mayores que la intrínseca de la gravedad. Además de ser más rápida que la sedimentación, la centrifugación permite separar componentes que la mera sedimentación no podría realizar, por ejemplo separar el uranio 235 del uranio 238. Como la sedimentación, al centrifugado lo rige la ley de Stokes, según la cual las partículas sedimentan más fácilmente cuanto mayores sean su diámetro y su peso específico comparado con el del fluido, y cuanto menor sea su viscosidad. Es importante considerar que la función del fluido es esencial, pues sin su viscosidad todas las partículas se precipitarían a la misma velocidad.
PRECIPITADO Un precipitado es el sólido que se produce en una disolución por efecto de cristalización o de una reacción química. Dicha reacción puede ocurrir cuando una sustancia insoluble se forma en la disolución debido a una reacción química o a que la disolución ha sido sobresaturada por algún compuesto, esto es, que no acepta más soluto y que al no poder ser disuelto, dicho soluto forma el precipitado.
IV.
PARTE EXPERIMENTAL
IV.1.
MATERIALES Y REACTIVOS
IV.1.1. MATERIALES Y EQUIPOS
Tubos de ensayo o de prueba (6) Gradilla Bagueta Pinzas de madera Piseta Centrífuga Baño maría
IV.1.2. REACTIVOS 7
Hidróxido de sodio (NaOH) 6M y 1M Hidróxido de amonio (NH4OH) 6M y 1M Ácido clorhídrico (HCl) 6M Cianuro de potasio (KCN) Fosfato ácido de sodio (Na2HPO4) Dimetilglioxima (DMG) Peróxido de hidrogeno al 3% (H2O2) Tiocianato de amonio (NH4SCN) 0.5M Alcohol amílico. Ácido acético (HC2H3O2) 6M Ácido Nítrico (HNO3) 6M Ferrocianuro de potasio (K4Fe(CN)6) Sulfuro de sodio (Na2S) Fluoruro de sodio (NaF) Carbonato de sodio (Na2CO3) Aluminón al 0.1% Carbonato de amonio (NH4)2CO3 Cloruro de bario (BaCl2) Muestras problema con los cationes (Zn2+, Ni2+, Co2+, Mn2+, Fe2+, Fe3+, Al3+ y Cr3+)
IV.2.
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
ION ZINC (Zn2+) 1) Añadir en un tubo de prueba una alícuota de la muestra problema, luego agregar NH4OH 1M gota a gota hasta obtener el precipitado respectivo. Agregar NH4OH 6M hasta disolver, llevar a la campana y agregar Na2S. Ensayar la solubilidad del precipitado en HCl 6M. 2) Añadir en un tubo de prueba una alícuota de la muestra problema, luego agregar NaOH 1M hasta obtener el precipitado. Separar en dos porciones y ensayar la solubilidad del precipitado obtenido con HCl y NaOH 6M. 3) Añadir en un tubo de prueba una alícuota de la muestra problema, luego agregar K4Fe (CN)6 y observar. Ensayar la solubilidad del precipitado en HCl 6M. 4) Añadir en un tubo de prueba una alícuota de la muestra problema, luego agregar KCN gota a gota hasta obtener precipitado. Luego agregar exceso de reactivo. 8
5) Añadir en un tubo de prueba una alícuota de la muestra problema, luego agregar Na2HPO4, hasta formación de precipitado. Ensayar la solubilidad en HCl 6M. ION NIQUELOSO (Ni2+) 1) Añadir en un tubo de prueba una alícuota de la muestra problema, luego agregar NH4OH 1M gota a gota hasta obtener el precipitado respectivo. Al precipitado obtenido agregar NH4OH 6M hasta disolver el precipitado. 2) Añadir en un tubo de prueba una alícuota de la muestra problema, luego agregar NaOH 6M gota a gota hasta obtener el precipitado respectivo, luego agregar exceso de reactivo. 3) Añadir en un tubo de prueba una alícuota de la muestra problema, luego agregar Na2CO3 gota a gota hasta obtener el precipitado respectivo. Ensayar la solubilidad del precipitado en HCl 6M. 4) Añadir en un tubo de prueba una alícuota de la muestra problema, luego agregar NH4OH 6M + 2-3 gotas de DMG (Dimetilglioxima) y observar. 5) Añadir en un tubo de prueba una alícuota de la muestra problema, luego agregar KCN hasta obtener precipitado, agregar exceso de reactivo y observar. ION COBALTOSO (Co2+) 1) Añadir en un tubo de prueba una alícuota de la muestra problema, luego agregar NaOH 6M gota a gota hasta obtener el precipitado respectivo. Calentar, luego agregar 2-3 gotas de H2O2 al 3% y observar. 2) Añadir en un tubo de prueba una alícuota de la muestra problema, luego agregar NH4OH 1M gota a gota hasta un ligero precipitado, luego agregar exceso de NH4OH 6M (observar el color de la solución), luego agregar 2-3 gotas de H2O2. 3) Añadir en un tubo de prueba una alícuota de la muestra problema, luego agregar 10 gotas de NH4SCN 0.5M+ 10 gotas de acetona o alcohol amílico, agitar y observar. 4) Añadir en un tubo de prueba una alícuota de la muestra problema, luego agregar KCN hasta obtener precipitado, agregar exceso de reactivo y observar.
ION MANGANOSO (Mn2+) 9
1) Añadir en un tubo de prueba una alícuota de la muestra problema, luego agregar NaOH 6M gota a gota hasta obtener el precipitado respectivo, agregar 5 gotas en exceso, agitar, observar, luego agregar 2-3 gotas de H2O2 al 3% observar. 2) Añadir en un tubo de prueba una alícuota de la muestra problema, luego agregar NH4OH 6M gota a gota hasta obtener precipitado. Agregar exceso de reactivo, agitar y observar. 3) Añadir en un tubo de prueba una alícuota de la muestra problema, luego agregar KCN hasta obtener precipitado, agregar exceso de reactivo y observar. ION FERROSO (Fe2+) 1) Añadir en un tubo de prueba una alícuota de la muestra problema, luego agregar NH4OH 6M gota a gota hasta obtener precipitado. Agregar exceso de reactivo (5 gotas), luego añadir 3 gotas de H2O2 al 3%, agitar la mezcla y observar lo ocurrido. Ensayar la solubilidad del precipitado en HCl 6M. 2) Añadir en un tubo de prueba una alícuota de la muestra problema, luego agregar NaOH 6M, gota a gota hasta formación de precipitado y observar. 3) Añadir en un tubo de prueba una alícuota de la muestra problema, luego agregar Na2CO3, observar. Luego agregar HC2H3O2. ION FÉRRICO (Fe3+) 1) Añadir en un tubo de prueba una alícuota de la muestra problema, luego agregar NaOH 6M gota a gota hasta obtener el precipitado respectivo. Ensayar la solubilidad del precipitado en exceso de reactivo precipitante. 2) Añadir en un tubo de prueba una alícuota de la muestra problema, luego agregar NH4OH 6M gota a gota hasta obtener precipitado. Agregar exceso de reactivo (5 gotas). Ensayar la solubilidad del precipitado en HCl 6M. 3) Añadir en un tubo de prueba una alícuota de la muestra problema, luego agregar K4Fe (CN)6 y observar. Ensayar la solubilidad del precipitado con HNO3 e NaOH 6M. 4) Añadir en un tubo de prueba una alícuota de la muestra problema, luego agregar NH4SCN agitar y observar. NaF y observar. ION ALUMÍNICO (Al3+) 10
1) Añadir en un tubo de prueba una alícuota de la muestra problema, luego agregar NaOH 1M gota a gota hasta obtener el precipitado respectivo. Separar el precipitado en 2 porciones y ensayar la solubilidad en NaOH y HCl 6M. 2) Añadir en un tubo de prueba una alícuota de la muestra problema, luego agregar NH4OH 6M gota a gota hasta obtener precipitado. Agregar exceso de reactivo y observar. 3) Añadir en un tubo de prueba una alícuota de la muestra problema, luego agregar 3 gotas de HC2H3O2 + 2-3 gotas de Aluminón al 0.1%, calentar en baño maría. Luego agregar 3 gotas de NH4OH 6M y 3-4 gotas de solución de (NH4)2CO3. Observar. 4) Añadir en un tubo de prueba una alícuota de la muestra problema, luego agregar Na2HPO4 hasta formación de precipitado. Ensayar la solubilidad en HNO3 6M. ION CRÓMICO (Cr3+) 1) Añadir en un tubo de prueba una alícuota de la muestra problema, luego agregar NaOH 1M gota a gota hasta obtener el precipitado respectivo. Separar el precipitado en 2 porciones y ensayar la solubilidad en NaOH y HCl 6M. 2) Añadir en un tubo de prueba una alícuota de la muestra problema, luego agregar NaOH 1M gota a gota hasta obtener precipitado. Agregar exceso de NaOH 6M, agitar y observar, luego agregar 3-4 gotas de H2O2 al 3% agitar y calentar en baño maría por 5 minutos. Observar la coloración de la solución, enfriar, luego añadir BaCl2 (observar). 3) Añadir en un tubo de prueba una alícuota de la muestra problema, luego agregar NH4OH 6M, gota a gota hasta la formación de precipitado (observar). 4) Añadir en un tubo de prueba una alícuota de la muestra problema, luego agregar Na2CO3 hasta formación de precipitado, observar.
V.
DISCUSIÓN Y ANÁLISIS DE RESULTADOS
REACCIONES DE IDENTIFICACIÓN ION ZINC (Zn2+) Se emplea una solución de sulfato de zinc ZnSO4.7H2O (solución incolora) 1. MP+NH4OH 1M. se obtiene un precipitado blanco de hidróxido de zinc Zn(OH)2, fácilmente soluble en exceso de reactivo con formación de complejos [Zn(NH3)4]
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(OH)2. Luego al agregar Na2S se forma un precipitado blanco (ZnS) el cual es soluble en HCl 6M. esta última reacción es exotérmica y al final queda incoloro.
Zn2+ + 2NH4OH ------------- Zn(OH)2 + 2NH4+ Zn(OH)2 +6NH4OH ------------- [Zn(NH3)4](OH)2 + 6H2O Zn(NH3)4(OH)2 + Na2S ----------- ZnS + 4 NH3 + 2 NaOH 2 HCl + ZnS ------------ ZnCl2 + H2S 2. MP+NaOH 1M. se obtiene un precipitado blanco gelatinoso de hidróxido de zinc Zn(OH)2, fácilmente soluble en exceso de reactivo con formación de cincato de sodio (diferencia con el manganeso). El precipitado se disuelve también en ácidos diluidos y por ello es anfótero. Zn2+ + 2NaOH ------------- Zn(OH)2 + 2Na+ Zn(OH)2 + 2NaOH ------------- Na2ZnO2 + 2H2O 2 HCl + Zn(OH)2 ----------- ZnCl2 + 2 H2O 3. MP+ K4Fe (CN)6. Se obtiene un precipitado blanco de ferrocianuro de cinc Zn2[Fe(CN)6], este precipitado es insoluble en ácidos diluidos como en HCl 6M. 2Zn2+ + K4Fe (CN)6 ------------- Zn2[Fe(CN)6] + 4K+
4. MP+KCN. Se forma una solución blanca de Zn(CN)2, la cual no se solubiliza en exceso de reactivo. Zn2+ + KCN ----------- Zn(CN)2 + 2K+ 12
5. MP+ Na2HPO4. Se obtiene un precipitado blanco de fosfato amónico cínquico Zn(NH4)PO4. El precipitado es soluble en ácidos diluidos tales como el HCl 6M.
Zn2+ + Na2HPO4 ------------ Zn(NH4)PO4 +NaH2PO4 + 2Na+ Zn(NH4)PO4 + HCl ---------- ZnCl2 + H3PO4 + NH4+ ION NIQUELOSO (Ni2+) Se emplea una solución de sulfato de níquel NiSO4.7H2O o cloruro de níquel NiCl2.6H2O. Las soluciones de las sales niquelosas son verdes. 1. MP+ NH4OH 1M. se forma un precipitado verde de la sal básica, soluble en exceso de reactivo formando compuestos complejos amoniacales de níquel (color azulino) Ni2+ + 2NH4OH ---------- Ni(OH)+ + 2NH4+ Ni(OH)+ + 2NH4OH ---------- [Ni(NH3)4](OH)2 + 6H2O + NH4+ 2. MP+ NaOH 6M. se forma un precipitado verde de hidróxido niqueloso Ni(OH)2, insoluble en exceso de reactivo. Ni2+ + 2NaOH ---------- Ni(OH)2 + 2Na+ 3. MP+Na2CO3. Se forma un precipitado blanco, luego al agregar HCl este se disuelve quedando una solución del color inicial.
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Na2CO3 + NiSO4 -------- Na2SO4 + NiCO3 2 HCl + NiCO3 --------- CO2 + H2O + NiCl2 4. MP+ NH4OH 6M. primero se forma un precipitado verde, luego al agregar DMG se obtiene un precipitado rojo de níquel dimetilglioxima, debido al medio débilmente alcalinizado con NH4OH.
5. MP+KCN. Se forma un precipitado verde de cianuro niqueloso Ni(CN)2. Fácilmente soluble en exceso de reactivo formando la sal compleja niquelocianuro de potasio K2[Ni(CN)4] Ni2+ + 2KCN ----------- Ni(CN)2 + 2K+ Ni(CN)2 +2KCN ----------- K2[Ni(CN)4] ION COBALTOSO (Co2+) Se emplea una solución de nitrato de cobalto Co(NO3)2.6H2O. La solución es de un tono rosado. 1. MP+NaOH 6M. se forma un precipitado azul, el cual se convierte en hidróxido cobaltoso rosado Co(OH)2. Este hidróxido pasa a Co(OH)3 (precipitado marrón) por acción del H2O2. Co2+ + 2NaOH---------- Co(OH)2 + 2Na+ 2Co(OH)2 + H2O2 ----------- 2Co(OH)3 2. MP+ NH4OH 1M. Se obtiene un precipitado azul de la sal básica, como en la reacción anterior, el cual es soluble en exceso de reactivo. La solución amoniacal amarillo parduzco se oxida en presencia de peróxido de hidrogeno. Co2+ + 2NH4OH---------- Co(OH)2 + 2NH4+
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3. MP+ 10 gotas de NH4SCN 0.5M. se produce una solución azul producto del ion cobaltotiocianato [Co(SCN)4]2-, si se agrega alcohol amílico y la solución se agita, el color azul pasa a la capa alcohólica. Co2+ + 4NH4SCN -----------[Co(SCN)4]2- + 2NH4+ 4. MP+KCN. Se obtiene un precipitado pardo-rojizo de cianuro cobaltoso Co(CN)2, soluble en exceso de reactivo para formar una solución parda que contiene cobaltocianuro de potasio K4[Co(CN)6]. Co2+ + 2KCN ----------- Co(CN)2 + 2K+ Co(CN)2 + 4KCN ----------- K4[Co(CN)6] ION MANGANOSO (Mn2+) Se emplea una solución de cloruro manganoso MnCl2.4H2O o de sulfato manganoso MnSO4.5H2O (solución incoloro) 1. MP+NaOH 6M. se forma un precipitado blanco de hidróxido manganoso, insoluble en exceso de reactivo, pero se oxida rápidamente en presencia de peróxido de hidrogeno formando el hidróxido mangánico (color pardo) Mn2+ + 2NaOH ----------- Mn(OH)2 + 2Na+ Mn(OH)2 + H2O2 --------- Mn(OH)3 2. MP+ NH4OH 6M. se produce un precipitado parcial de hidróxido manganoso blanco Mn(OH)2, insoluble en exceso de reactivo. Mn2+ + 2NH4OH ----------- Mn(OH)2 + 2NH4+
3. MP+KCN. Se forman trazas color amarillo de cianuro de manganeso Mn(CN)2. El cual es soluble en exceso de KCN formando el complejo K4[Mn(CN)6] Mn2+ + 2KCN --------- Mn(CN)2 + 2K+ 4KCN + Mn(CN)2 --------- K4[Mn(CN)6] ION FERROSO (Fe2+) 15
Se emplea una solución recién preparada de sulfato ferroso amónico FeSO4. (NH4)2SO4.6H2O, sal de Mohr. Las soluciones de sales ferrosas son de color verde pálido. 1. MP+ NH4OH 6M. Se forma un precipitado blanco de hidróxido ferroso Fe (OH)2, en presencia de sales amónicas la reacción tiene lugar en sentido inverso y no precipita hidróxido. De otra parte el catión amonio, por efecto del ion común rebaja la concentración de OH- y no se alcanza el producto de solubilidad del hidróxido. Al añadir el H2O2 al 3% este va a oxidar al Fe2+ a Fe3+, formando un precipitado color naranja pardo de Fe (OH)3, el cual es soluble en HCl 6M. Fe2+ + 2NH4OH -------- Fe (OH)2 + 2NH4+ 2 Fe(OH)2 + H2O2 ------- 2 Fe(OH)3 Fe(OH)3 + 3 HCl -------- FeCl3 + 3 H2O 2. MP+NaOH 6M. se forma un precipitado blanco de Fe (OH)2 productos de la acción del álcali. Este precipitado es fácilmente oxidable por acción del aire. Fe2+ + 2NaOH -------- Fe (OH)2 + 2Na+ 3. MP+ Na2CO3. Se forma un precipitado blanco de carbonato ferroso FeCO3 (reacción de desplazamiento, debido a que el Fe es más electronegativo que el Na). El carbonato ferroso se disolvió al agregar ácido acético 6M. quedando una solución amarillo pálido. Fe2+ + Na2CO3-------- FeCO3 + 2Na+ 25 CH3COOH + 10 FeCO3 ------ 2 H20 + 20 CO2 + 10 Fe(CH3COO)2
ION FÉRRICO (Fe3+) Se emplea una solución de cloruro férrico FeCl3.6H2O, la cual es de color amarillo-rojizo. 1. MP+NaOH 6M. se forma un precipitado pardo-rojizo de hidróxido férrico Fe(OH)3, el cual es insoluble en exceso de reactivo (diferencia con el aluminio y cromo). Fe3+ + 3NaOH -------- Fe (OH)3 + 3Na+
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2. MP+ NH4OH 6M. se forma un precipitado pardo-rojizo gelatinoso de hidróxido férrico Fe(OH)3, el cual es insoluble en exceso de reactivo. Pero si fue soluble en HCl 6M quedando una solución ligeramente amarillenta. El Kps del Fe(OH)3 es de 1,1x10-36 debido a ello hay una precipitación completa. Fe3+ + 3NH4OH -------- Fe (OH)3 + 3NH4+ Fe(OH)3 + 3 HCl -------- FeCl3 + 3 H2O
3. MP+ K4Fe (CN)6. Se forma un precipitado azul intenso de ferrocianuro férrico (azul de Prusia) Fe4[Fe(CN)6]3. Este no es soluble en HNO3 6M pero si fue descompuesto por el NaOH 6M formando un precipitado marrón de K4Fe (CN)6. 4Fe3+ + 3K4Fe (CN)6 ----------- Fe4[Fe(CN)6]3 + 12K+ Fe4[Fe(CN)6]3 + 12NaOH ----------- 3K4Fe (CN)6 + 4Fe(OH)3
4. MP+ NH4SCN. Se forma una solución roja obscura Fe[Fe(SCN)6] . Al añadir el NaF, la solución se va decolorando debido a la formación de los iones FeF63-. Fe3+ + NH4SCN ------------- Fe[Fe(SCN)6] + 6NH4+ Fe[Fe(SCN)6] + 6 NaF ------------ Fe[FeF6] + 6 NaSCN ION ALUMÍNICO (Al3+) Se emplea una solución de sulfato de aluminio Al2(SO4)3.18H2O o de alumbre potásico, K2SO4. Al2(SO4)2.24H2O (solución incolora) 1. MP+NaOH 1M. Se forma un precipitado blando de hidróxido de aluminio Al(OH)3, el cual es soluble en exceso de reactivo con formación de aluminato de sodio NaAlO2 (se decolora) y se produce una reacción de neutralización en presencia de HCl 6M, dando el cloruro de aluminio AlCl3. 2Al3+ + 6NaOH ------------ 2Al(OH)3 + 6Na+ Al(OH)3 + NaOH ------------ NaAlO2 + 2H2O Al(OH)3 + 3 HCl -------------AlCl3 + 3 H2O 2. MP+ NH4OH 6M. se produce un precipitado blanco gelatinoso de hidróxido de aluminio Al(OH)3, el cual no es soluble en exceso de reactivo. La solubilidad 17
decrece en presencia de sales de amonio debido al efecto del ion común con el NH4OH. 2Al3+ + 6NH4OH ------------ 2Al(OH)3 + 6NH4+ 3. MP+HC2H3O2. No pasa nada, luego al agregar Aluminón (simbolizado como (RCOOH)3)se forma un tono rojizo, al calentar se mantiene el precipitado, el hidróxido de aluminio absorbe fuertemente este colorante dando el complejo laca rojo-brillante. luego al agregar NH4OH 6M se forma ligeramente un precipitado blanco, después al añadir (NH4)2CO3 se liberan burbujas y persiste el rojo brillante.. El hierro interfiere en esta reacción y debe estar ausente.
4. MP+ Na2HPO4.se produce un precipitado blanco gelatinoso de fosfato de aluminio AlPO4, el cual es soluble en ácidos minerales tales como el HNO3. 2Al3+ + 2Na2HPO4 ------------ 2AlPO4 + 4Na+ + 2H+ ION CRÓMICO (Cr3+) Se emplea una solución de cloruro crómico CrCl3.6H2O, o alumbre de cromo, K2SO4.Cr2. (SO4)3.24H2O, esta sal es de un tono verde obscuro. 1. MP+NaOH 1M.se forma un precipitado blanco de hidróxido crómico, fácilmente soluble en ácidos y en exceso de reactivo precipitante en frio, formando una solución que contiene cromito de sodio NaCrO2. 18
Cr3+ + 3NaOH ---------- Cr(OH)3 + 3Na+ Cr(OH)3 + NaOH ---------- NaCrO2 + 2H2O Cr(OH)3 + 3 HCl -------- CrCl3 + 3 H2O 2. MP+NaOH 1M. se forma un precipitado blanco, el cual se disuelve en exceso. Luego al agregar H2O2 al 3% y llevar a baño maría se forma un precipitado verde producto de la oxidación. Luego al enfriar y añadir BaCl2 se forma un precipitado blanco. 2NaCrO2 + 3H2O2 + 2NaOH -------- 2Na2CrO4 + 4H2O BaCl2 + Na2CrO4 ------------ BaCrO4 + 2 NaCl 3. MP+NH4OH 6M. se forma un precipitado gelatinoso gris-azulado de hidróxido crómico Cr(OH)3. Cr3+ + 3NH4OH ---------- Cr(OH)3 + 3NH4+ 4. MP+ Na2CO3. Se produce un precipitado blanco de carbonato crómico Cr2(CO3)3. 2Cr3+ + 3Na2CO3 --------- Cr2(CO3)3 + 6Na+
VI.
CONCLUSIONES Los cationes de este grupo no son precipitados por los reactivos de grupo correspondientes a los grupos I y II. Pero son precipitados en solución alcalinizada con hidróxido de amonio.
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El hierro, aluminio y cromo son precipitados como hidróxidos por la solución de hidróxido de amonio, mientras que los otros del grupo permanecen en solución y pueden ser precipitados después por el sulfuro de amonio. El catión Fe2+ es verde pálido, el Fe3+ es incoloro. El Fe2+ es inestable oxidándose al estar expuesto al aire a Fe3+. Ambos son cationes ácidos, aunque algo más el Fe3+ y sus hidróxidos no se disuelven en exceso de OH-. El catión Ni2+ es verde, su hidróxido no se disuelve en exceso de OH- y reacciona en medio alcalino con el DMG formando una solución rojiza de níquel dimetilglioxima. El DMG es un reactivo orgánico de gran sensibilidad. El Al+3 da con el reactivo orgánico Aluminón (simbolizado como (R-COOH)3) un compuesto de adsorción denominado “laca”, que es un precipitado de color rojo. El reactivo orgánico debe estar presente antes de la formación del hidróxido. El catión cobaltoso Co2+ es de color rosado, su hidróxido no se disuelve en exceso de reactivo, con el anión CN- forma complejos cianurados. El Tiocianato de potasio produce con el Co2+ un color azul intenso de Co(SCN)64-, que se extrae en alcohol amílico. El Mn2+ es incoloro, su hidróxido blanco no es soluble en exceso, a diferencia del Zn2+, el cual su hidróxido si es soluble. El Cr(OH)3 es soluble en medio ácido y alcalino, formando en el segundo caso el cromito de sodio (NaCrO2), dándole el término de anfótero. Al igual que el Al(OH)3 y el Zn(OH)2, formando los precipitados respectivos; NaAlO2 y Na2ZnO2.
VII.
RECOMENDACIONES
Trabajar rápidamente las muestras de cationes que se oxidan con facilidad al estar
expuestos al medio ambiente, por ejemplo el Fe2+ pasa a Fe3+ fácilmente. No manipular los reactivos de la campana extractora, fuera de esta, ya que estos se encuentran allí porque es peligrosa su manipulación.
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Tomar apuntes en todo momento del trabajo analítico, ya sea cada variación de
color o la formación de pequeños precipitados. Trabajar con extrema limpieza tanto en la mesa de trabajo como en el lavado de los materiales, ya que las impurezas podrían dar falsos resultados en las pruebas
realizadas. Centrifugar las formaciones de precipitado para acelerar y observar mejor el sólido formado.
VIII.
IX.
BIBLIOGRAFÍA
ARTHUR I. VOGEL “Química analítica cualitativa” Ed. KAPELUSZ Moreno 372-
Buenos aires. F. BURRIEL Martí “Química analítica cualitativa” http://www.izt.uam.mx/ceu/publicaciones/MQA/analitica.pdf https://es.wikipedia.org/wiki/ http://www.lenntech.es/periodica/elementos/cd.htm#ixzz45q3D7OD0
ANEXOS
TABLA CONSTANTES DEL PRODUCTO DE SOLUBILIDAD
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EFECTOS DEL CROMO SOBRE LA SALUD La gente puede estar expuesta al Cromo a través de respirarlo, comerlo o beberlo y a través del contacto con la piel con Cromo o compuestos del Cromo. El nivel de Cromo en el aire y el agua es generalmente bajo. En agua para beber el nivel de Cromo es usualmente bajo como en el agua de pozo, pero el agua de pozo contaminada puede contener el peligroso Cromo (VI); Cromo hexavalente. Para la mayoría de la gente que come comida que contiene Cromo III es la mayor ruta de entrada de Cromo, como Cromo III ocurre naturalmente en muchos vegetales, frutas, carnes, levaduras y granos. Varias maneras de preparación de la comida y almacenaje pueden alterar el contenido de Cromo en la comida. Cuando la comida es almacenada en tanques de acero o latas las concentraciones de Cromo pueden aumentar. El Cromo III es un nutriente esencial para los humanos y la falta de este puede causar condiciones del corazón, trastornos metabólicos y diabetes. Pero la toma de mucho Cromo III puede causar efectos sobre la salud también, por ejemplo erupciones cutáneas. El Cromo (VI) es un peligro para la salud de los humanos, mayoritariamente para la gente que trabaja en la industria del acero y textil. La gente que fuma tabaco también puede tener un alto grado de exposición al Cromo. El Cromo (VI) es conocido porque causa varios efectos sobre la salud. Cuando es un compuesto en los productos de la piel, puede causar reacciones alérgicas, como es erupciones cutáneas. Después de ser respirado el Cromo (VI) puede causar irritación de la nariz y sangrado de la nariz. Otros problemas de salud que son causados por el Cromo (VI) son;
Erupciones cutáneas
Malestar de estómago y úlceras
Problemas respiratorios
Debilitamiento del sistema inmune
Daño en los riñones e hígado
Alteración del material genético
Cáncer de pulmón
Muerte
Efectos ambientales del Cromo Hay varias clases diferentes de Cromo que difieren de sus efectos sobre los organismos. El Cromo entra en el aire, agua y suelo en forma de Cromo (III) y Cromo (VI) a través de procesos naturales y actividades humanas. Las mayores actividades humanas que incrementan las concentraciones de Cromo (III) son el acero, las peleterías y las industrias textiles, pintura eléctrica y otras aplicaciones industriales del Cromo (VI). Estas aplicaciones incrementarán las concentraciones del 25
Cromo en agua. A través de la combustión del carbón el Cromo será también emitido al agua y eventualmente se disolverá. El Cromo (III) es un elemento esencial para organismos que puede interferir en el metabolismo del azúcar y causar problemas de corazón, cuando la dosis es muy baja. El Cromo (VI) es mayoritariamente tóxico para los organismos. Este puede alterar el material genético y causar cáncer. Los cultivos contienen sistemas para gestionar la toma de Cromo para que esta sea lo suficientemente baja como para no causar cáncer. Pero cuando la cantidad de Cromo en el suelo aumenta, esto puede aumentar las concentraciones en los cultivos. La acidificación del suelo puede también influir en la captación de Cromo por los cultivos. Las plantas usualmente absorben sólo Cromo (III). Esta clase de Cromo probablemente es esencial, pero cuando las concentraciones exceden cierto valor, efectos negativos pueden ocurrir. No es conocido que el Cromo se acumule en los peces, pero altas concentraciones de Cromo, debido a la disponibilidad de metales en las aguas superficiales, pueden dañar las agallas de los peces que nadan cerca del punto de vertido. En animales el Cromo puede causar problemas respiratorios, una baja disponibilidad puede dar lugar a contraer las enfermedades, defectos de nacimiento, infertilidad y formación de tumores.
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