A.- ENSAYOS Y EXÁMENES PREVIOS B.- ANÁLISIS DE …

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ANÁLISIS DE MUESTRA

Teoría

A.- ENSAYOS Y EXÁMENES PREVIOS

B.- ANÁLISIS DE ANIONES

C.- ANÁLISIS DE CATIONES

Tarea de Aula

Química Analítica

- 2019 -

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ANÁLISIS CUALITATIVO DE UNA MUESTRA

Las muestras pueden ser clasificadas en:

a.- Muestras sólidas: las cuales pueden a su vez, en función de su solubilidad en agua, clasificarse en:

a1.- sólido no metálico soluble en agua.

a2.- sólido no metálico insoluble en agua.

b.- Muestras líquidas

A los fines de realizar el análisis de una muestra se desarrollarán las siguientes etapas:





Comprende observaciones y ensayos que se pueden realizar directamente sobre la muestra sin preparación previa, salvo molienda y, si es necesario, homogenización.

Esta etapa permite, en determinados casos, obtener información de la presencia o ausencia de determinadas sustancias y orienta acerca de cómo encarar los puntos B y C del análisis.

Consiste en observar el color, olor, aspecto, pH, y evaluar la solubilidad de la muestra en agua y ácidos según la siguiente secuencia: HCl diluido frío y caliente; HCl concentrado frío y

caliente; HNO3 diluido frío y caliente; HNO3 concentrado frío y caliente; agua regia

(HCl/HNO3 3:1).

Toda muestra o residuo insoluble aún en agua regia deberá someterse a disgregación con el disgregante adecuado.

Disgregación:

En esta sección se hace referencia a la forma en la que debe tratarse una muestra que, al hacer los ensayos de solubilidad mencionados anteriormente, resulta en que la misma es parcial o totalmente

insoluble en agua y/o en los ácidos comunes evaluados (HCl, HNO3 y agua regia, respectivamente). Si la muestra es parcialmente insoluble, conviene hacer dos tratamientos: la parte soluble se separa y se analiza como se ha visto; la parte insoluble debe tratarse con disgregantes a fin de transformarla en sustancias solubles. Los disgregantes son reactivos que actúan en condiciones enérgicas como:

- Alta concentración, para lo cuál el reactivo se usa en su estado puro (sea líquido, sólido o gaseoso).

- Alta temperatura. Si el reactivo es líquido actúa a temperatura de ebullición, y si es sólido por encima del punto de fusión.

Se llama disgregación al procedimiento que permite transformar una sustancia poco soluble o insoluble en ácidos (inclusive agua regia) en otras especies químicas solubles en agua y/o en ácidos.

Ejemplo de disgregación:

MeSO4 + Na2CO3 (s) + MeCO3 + Na2SO4

soluble en H+ soluble en H2O

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Donde Me2+ es un catión divalente cuyo sulfato es insoluble en agua y en ácidos, por ejemplo: Ba2+,

Sr2+, Pb2+. Después que la muestra tratada se deja enfriar se muelen los productos obtenidos y seextrae con agua. La parte soluble va a contener el/los anion/es a investigar. La parte insoluble (residuo) va a contener el/los cation/es a analizar. Sobre este residuo, una vez solubilizado en HCl, se procede a realizar el análisis de el/los cationes de la muestra.

Para efectuar una disgregación es necesario tener idea de la naturaleza de la muestra a fin de poder elegir el disgregante adecuado y las condiciones para efectuarla.

Clases de disgregantes:

Los disgregantes se clasifican según sus características en:

a- Alcalinos:

- Simple: Na2CO3, Na2CO3 + NaOH, etc. Se usan para sales muy insolubles como silicatos, fluoruros,

sulfatos, etc.

- Oxidantes: Na2CO3 + Na2O2, Na2O2. Se usan para sustancias que contienen elementos como Cr,

Mn, Co, capaces de dar aniones por oxidación.

- Reductores: KCN. Para sustancias capaces de dar metales por reducción, por ejemplo SnO2.

b- Ácidos: KHSO4, HClO4, HClO4 y otros ácidos. Se usan para sustancias ácidas más volátiles que el

disgregante, por ejemplo: fluoruros, fluosilicatos, etc.

c- Gaseosos: Cl2, H2 (producido con Zn y ácido). Se usa para haluros de plata.

Si la muestra requiere de un disgregante para ser solubilizada puede suceder que no sea necesario eliminar los aniones interferentes debido a que pueden haber sido transformados y/o eliminados durante el proceso de disgregación. Esto dependerá del método de disgregación utilizado.

Al realizar los ensayos de solubilidad de una muestra, pueden surgir reacciones entre los distintos componentes de la misma y/o con los reactivos utilizados para evaluar la solubilidad. Por ejemplo:

a- Si en la muestra se hallan presentes Na2SO4 y BaCl2, se formará BaSO4(s), insoluble en medio ácido.

b- Si en la muestra se encuentran presentes BaCO3 (insoluble en agua) y

AgNO3 (soluble), al probar la solubilidad en HCl, si bien el BaCO3 se disolvería, precipitaría AgCl(s) insoluble en medio ácido. En este caso la muestra resultaría insoluble en HCl, pero

soluble, por ejemplo, en HNO3.

Si la muestra es líquida el valor de pH es muy importante ya que orienta sobre la presencia o ausencia de algunos componentes. Por ejemplo, cationes que puedan precipitar sus

hidróxidos.

Si bien las observaciones de los ensayos y exámenes previos dan cierta información, ésta debe

ser complementada con los datos obtenidos del análisis de aniones y cationes para obtener la composición de la muestra.

Interferencia - Incompatibilidad. Secuencia en el análisis de la muestra.

Debido a que todo análisis involucra probables interferencias e incompatibilidades, de allí la necesidad de definir estos términos antes de comenzar a desarrollar el análisis de aniones y cationes.

Interferencia: Una especie determinada constituye una interferencia cuando su presencia trae

confusión o inseguridad a las observaciones efectuadas. No obstante, si se analiza una muestra con criterio, se pueden interpretar correctamente las observaciones, es decir, que una interferencia no invalida un método de trabajo.

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Incompatibilidad: Es toda especie cuya presencia invalida la aplicación de un método de análisis

debido a sus resultados incorrectos; por lo tanto, esta especie incompatible debe ser previamente eliminada para poder aplicar el método de análisis.

No obstante la discriminación efectuada entre interferencias e incompatibilidades, toda especie que moleste en un ensayo, cualquiera sea su extensión, recibe el nombre genérico de interferencia.

En el análisis de aniones y cationes de una muestra se plantea la necesidad de decidir si se realizará primero el análisis de aniones o el de cationes; ya que los aniones pueden resultar

interferentes para los cationes, de la misma manera que los cationes pueden constituir una interferencia en el análisis de aniones.

Los aniones que pueden interferir en el análisis de cationes requieren distintos métodos de eliminación de acuerdo con su naturaleza; en cambio, los cationes que interfieren en el análisis

de aniones pueden ser fácilmente detectados y eliminados. Esto nos conduce a analizar

primero los aniones, determinar cuáles constituyen interferencias para el análisis de cationes, eliminarlos, y luego analizar los cationes.

Generalmente se procede como se indicó anteriormente, sobre todo cuando se conoce poco

acerca de la composición probable de la muestra, pero pueden existir casos donde la

composición esté circunscripta sólo a alguna/s sustancias; o donde resulte más conveniente o

indistinto analizar los aniones o los cationes en primer lugar. De esta manera, podemos

concluir que el orden de análisis podría depender de los datos que se tengan de la muestra a

analizar.


Para el análisis de los aniones de una muestra existen marchas sistemáticas de separación e identificación, pero no dan buenos resultados por dos razones:

a- No se consiguen buenas separaciones entre los grupos de aniones. En el análisis de aniones

no se aplican procedimientos generales de separación en grupos como se hace en el caso de los

cationes debido a que no se pueden formar compuestos suficientemente insolubles como para

lograr una separación eficiente. Si bien con Ag(I) o Ba(II) se podrían separar un conjunto

bastante numeroso de aniones por precipitación, el tratamiento posterior de los mismos para

separarlos e identificarlos es bastante complicado.

b- Los aniones se descomponen durante las separaciones. Muchos aniones no conservan su individualidad durante el curso de las operaciones a las que debe someterse la muestra a

analizar. Además, también pueden producirse cambios por acción del O2 del aire o por acciones recíprocas de las sustancias que están en solución.

Por estas razones, se prefiere tratar de identificar cada anión en presencia de los demás con reactivos específicos o en condiciones de especificidad.

Para acortar el análisis, se realizan previamente una serie de ensayos de orientación y clasificación que nos permiten obtener la lista de aniones probables de la muestra, a los cuales se les deberá realizar la identificación correspondiente para confirmar su presencia.

Al realizar estos ensayos es necesario tener en cuenta la posible interferencia de los cationes presentes en la muestra. Generalmente los cationes alcalinos no afectan la investigación de

aniones, sin embargo, la mayoría de los cationes de los otros grupos pueden producir

interferencias en el análisis de aniones.

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Interferencia de cationes en el análisis de aniones:

Pueden producirse por:

a) Formación de sales insolubles con aniones de la muestra. Por ejemplo: BaSO4, AgCl.

b) Impartirle color a la solución. Por ejemplo: Fe, Co, Cr, Ni, Cu.

c) Reaccionar con los reactivos de los ensayos de aniones. Por ejemplo:

c1- el Ba puede precipitar en presencia de H2SO4 (necesario para dar el medio ácido en los

ensayos R1 y R2) para dar BaSO4.

c2- el Fe, Cu y otros cationes pueden precipitar sus hidróxidos, sales insolubles o formar

complejos coloreados en los ensayos de precipitación con Ag(I) o Ba(II) al llevar a medio

neutro o ligeramente amoniacal.

c3- el Fe3+

y el Cu2+

pueden oxidar el I- del ensayo O1 y el I

- en exceso del ensayo R1

(necesario para solubilizar el I2 como I3-) al dar el medio ácido necesario para el ensayo

correspondiente.

Nota: La muestra que contiene los aniones a analizar debe mantenerse en medio alcalino (ver fundamento de la solución preparada) ya que al acidificarse pueden producirse reacciones redox entre aniones oxidantes y reductores o entre aniones y cationes de la propia muestra.

Algunas de las interferencias planteadas deben eliminarse; otras, en cambio, requieren de un cuidadoso análisis de los resultados teniendo en cuenta su probable presencia.

En nuestro caso, de existir cationes interferentes, estos serán eliminados al realizar la solución preparada.

Para detectar la presencia de interferencias y determinar el procedimiento a emplear para su eliminación en el análisis de aniones se debe considerar inicialmente sólo la solubilidad de la muestra en agua. De acuerdo a esto se procederá según el siguiente esquema:

* Si la muestra es soluble en agua (también en el caso en que la muestra de partida sealíquida): se debe efectuar un ensayo para averiguar si hay o no cationes interferentes. Para

ello una pequeña porción de la muestra se trata con una solución concentrada de Na2CO3 y se

hierve un tiempo. Si la solución queda límpida significa que no hay cationes interferentes. En este caso, la solución para el análisis de aniones se prepara disolviendo la muestra sólida en agua, o usando la solución original si es líquida. Si en la solución queda residuo implica que en la muestra hay cationes que constituyen interferencias para el análisis de aniones y por lo tanto deberá realizarse la solución preparada, lo cuál permitirá eliminar las interferencias de los cationes en el análisis de aniones. En este caso, la muestra de partida para los ensayos es la solución preparada.

* Si la muestra es insoluble en agua: esto indica la presencia de cationes interferentes en la

muestra, lo cuál requiere que en el análisis de aniones la muestra de partida para los ensayos sea la solución preparada.

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SOLUCIÓN PREPARADA:

Fundamento La solución preparada se realiza mediante el tratamiento de la muestra con una solución

saturada de Na2CO3 en calor (a ebullición) a fin de favorecer las transformaciones. Con este tratamiento se consigue:

1- Pasar a solución aniones de sustancias insolubles en agua, por

ejemplo: BaSO4 (s) + CO32-

SO42-

+ BaCO3(s)

2- Eliminar como CO32-

o hidróxidos los cationes de metales pesados, por

ejemplo: Fe3+

+ 3OH- Fe(OH)3(s)

Cu2+

+ CO32-

CuCO3(s)

3- Eliminar las sales de NH4+ que molestan en algunos ensayos de

aniones: NH4+ + OH

- NH3 + H2O

4- Mantener el medio alcalino, que evita la descomposición de algunos aniones básicos (por

ej., H2CO3 = CO2 + H2O; H2SO3 = SO2 + H2O) y permite la co-existencia de aniones oxidantes con reductores, ya que la cinética de sus reacciones redox en medio alcalino es lenta.

Procedimiento para obtener la Solución Preparada:

Tomar de 0,2 a 0,5 g de muestra sólida y tratarla con 4 ml de solución saturada de Na2CO3. Colocar en

baño María y mantener en ese estado unos 10 min., agregando agua para compensar la evaporación. Centrifugar y guardar la solución (el sobrenadante contiene los aniones a investigar). Ensayar sobre una pequeña porción del precipitado su solubilidad en un medio ácido diluido, como por ej. HAc en caliente. Si se disuelve, no han quedado aniones sin transformar (en el precipitado los cationes se encuentran como hidróxidos o carbonatos). De lo contrario, el resto del precipitado se trata nuevamente

con otros 4 ml de solución saturada de Na2CO3 utilizando el mismo procedimiento anterior. El nuevo

sobrenadante obtenido se colecta con la solución anterior. Todo residuo insoluble en medio ácido debíl (como el HAc) se reserva para ensayos específicos o se trata como sustancia insoluble. En cualquier caso la solución obtenida se lleva a un volumen final de 20 ml constituyendo así la llamada solución

preparada.

Cuando se parte de la solución preparada para el análisis de aniones siempre hay un aporte externo de

CO32- (el Na2CO3 utilizado en la preparación de la solución preparada) que afecta las observaciones de

los ensayos de precipitación con Ag(I) y Ca(II)/Ba(II) ya que en ambos casos el CO32- da un

precipitado blanco soluble. Por lo tanto, el CO32- debe ser investigado en una porción de la muestra

original sometiendo la misma a acidificación con H2SO4. La observación de un burbujeo intenso

(efervescencia) es característica de la presencia del anión CO32-.

ENSAYOS DE ORIENTACION Y CLASIFICACION

Ensayo de precipitación con Ag (I):

Reactivos: AgNO3 en medio neutro. Prueba de solubilidad en ½ HNO3 diluido.

El ion Ag+ es un buen reactivo de aniones debido a su poder polarizante y polarizable. Puede

formar muchas sales insolubles, la mayoría de ellas coloreadas. Por lo tanto, puede hacerse una

subdivisión en función del color y la solubilidad de estas sales en medio ácido HNO3 diluido.

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Ensayo de precipitación con Ca(II)/Ba(II):

Reactivos: Solución de CaCl2 y BaCl2 en medio neutro. Prueba de solubilidad en ½ HCl diluido.

En este caso también se observa la formación o no de precipitado, el color del mismo, y su solubilidad en medio ácido (HCl diluido).

Ensayos REDOX:

Para fines de clasificación no se utilizan reactivos de óxido – reducción, pero en cambio son muy útiles como ensayos de orientación para el análisis de aniones.

Los reactivos oxidantes se utilizan para detectar aniones reductores y los reactivos reductores para detectar aniones oxidantes. De acuerdo al poder oxidante o reductor de los diversos reactivos pueden hacerse subdivisiones.

R1:

Reactivo: I2 (I3-) en medio H2SO4 dil. + gotas de CCl4 (para sensibilizar el ensayo, pues el I2

es más soluble y da un color rosado en la capa orgánica).

Ensayo positivo: decoloración de la capa orgánica

I3- + 2e

- 3 I

- Eº= 0,54 V

El I2 es un oxidante mediano, por lo tanto, los integrantes de este grupo son reductores fuertes.

R2:

Reactivo: KMnO4 en medio H2SO4 dil.

Ensayo positivo: decoloración de la solución.

MnO4- + 8 H

+ + 5e

- Mn

2+ + 4 H2OEº = 1,51 V

El MnO4- es un oxidante enérgico, por lo tanto, los integrantes de este grupo pueden ser

reductores débiles, medianos o fuertes.

R3:

Reactivo: mezcla de FeCl3 + K3(Fe(CN)6) - ferricianuro de potasio - en medio HCl.

Ensayo positivo: precipitado de color azul que, cuando la concentración de aniones reductores es pequeña, puede visualizarse como una coloración azul o verde oscura.

Si se reduce el catión Fe3+

, se tiene:

Fe3+

+ 1e- Fe

2+ Eº = 0,76 V

y precipita el compuesto Fe(III)

(CN)6Fe(II)

K o azul de Turnbull (ferricianuro ferroso de potasio).

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Si la especie que se reduce es el ferricianuro: Fe(CN)63-

a ferrocianuro, se tiene entonces:

Fe(CN)63-

+ 1e- Fe(CN)6

4-Eº = 0,7 V

y precipita el compuesto Fe(II)

(CN)6Fe(III)

K o azul de Prusia (ferrocianuro férrico de potasio).

Ambos sistemas corresponden a oxidantes medianos, algo más oxidantes que el I2.

O1:

Reactivo: KI en ½ HCl dil. + gotas de CCl4.

Ensayo positivo: coloración rosácea de la capa orgánica. La reacción es la misma que la del ensayo R1 pero en sentido contrario, por lo tanto el Eº = 0,54 V.

El I- es un reductor mediano de modo que los aniones que dan positivo este ensayo son

oxidantes relativamente fuertes.

O2:

Reactivo: MnCl2 disuelto en HCl cc. Se debe calentar sin hervir.

Ensayo positivo: la solución se vuelve parda debido a la formación del complejo MnCl62-

.

MnCl62-

+ 2 e- MnCl4

2- + 2 Cl

- Eº= 1,40 V

De acuerdo al valor del Eº vemos que el Mn(II) es un reductor muy débil, por eso los aniones

que dan positivo este ensayo son oxidantes muy fuertes. Es conveniente reafirmar el siguiente

concepto: existen algunas reacciones de óxido - reducción cuyos valores de Eº indican un

desplazamiento espontáneo pero que, sin embargo, prácticamente no ocurren en las

condiciones operativas (acidez, etc.). Otras veces la velocidad de la reacción es tan baja que

las modificaciones pueden ser prácticamente imperceptibles.

EVALUACION DE LOS RESULTADOS OBTENIDOS EN LOS ENSAYOS

Al efectuar los ensayos de orientación y clasificación para aniones se obtienen una serie de fenómenos evidenciables, como ser:

Para los ensayos de precipitación con Ag(I) o Ca(II)/Ba(II):

1) formación de precipitado: a) blanco o coloreado.

b) soluble o insoluble en medio ácido.

2) no se forma precipitado (ensayo negativo).

Para los ensayos REDOX:

1) ensayo positivo.

2) ensayo negativo.

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IMPORTANTE

Si la muestra contiene más de un anión, las observaciones serán la resultante de los fenómenos evidenciables que cada anión produce. El analista utilizará estas observaciones para:

a- Dar como probable con evidencia a todo anión cuyo comportamiento coincide con lo

observado, es decir, cuya presencia determina las observaciones

c- Dar como sin evidencia a todo anión cuya presencia o ausencia no modificaría las

observaciones efectuadas.

b- Dar como ausente a todo anión que en uno o en más ensayos, de haber estado presente, hubiera

dado una observación que alteraría o modificaría la indicada o informada en el análisis.

Cuanto mayor sea el número de ensayos por los cuales se descarta a un anión, mayor es la seguridad del analista para considerarlo realmente ausente en la muestra, lo cuál no significa que un anión no pueda ser descartado por un solo ensayo.

Todos los aniones probables (con evidencia o sin evidencia) pueden ser verificados por ensayos de identificación específicos o en condiciones de especificidad.

Este criterio de descarte general puede ser analizado con más detalle, para los distintos ensayos, tal como se muestra a continuación:

D: descartar

P: probable

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1) Formación * blanco. D: aniones que dan pptado. coloreados.

de pptado.

P: aniones que dan pptado. blanco y

aniones que no precipitan.

* coloreado. D: aniones que dan precipitado

de color más oscuro que el

color observado.

P: aniones que dan pptado. del color

observado y/o pptado. con color más

claro que pueda quedar solapado y los

que no dan precipitado.

ENSAYOS * solubles en ácido. D: los pptado. insolubles en ácidos.

de precipitación

P: los pptados. solubles en ácidos y los

que no dan precipitado.

* permanece un D: aniones que dejan residuo más oscu- residuo en ro que el observado.

medio ácido.

P: los aniones que dan pptado. soluble,

los que dejan residuo del mismo color

que el observado, los que dejan residuo

de color más claro que el observado

y los que no dan precipitado.

2) No se forma D: los aniones que forman precipitado.

precipitado.

P: aniones que dan negativo el ensayo.

1) Ensayo D: los aniones que de estar pre- negativo. sentes hubieran dado el ensayo positivo.

P: los que dan negativo.

ENSAYOS 2) Ensayo D: no se puede descartar ningún anión,

REDOX positivo. sólo se sabe que existe al menos un

anión responsable del ensayo positivo.

No se pueden descartar los que dan

negativo ya que no se ponen de

manifiesto.

P: los que dan positivo y los que dan

negativo.

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Análisis de aniones: Tabla de resumen

Insoluble solución preparada

ensayos de orientación y clasificacion Muestra sólida

+ H2O

no aparece pp. muestra disuelta en H2O

Soluble ensayos de orientación y clasificación

+ (precipitación y REDOX)

Na2CO3 cc y

aparece pp. solución preparada

ensayos de orientación y clasificación (precipitación y REDOX)

no aparece ppdo. muestra líquida

Muestra líquida

ensayos de orientación y clasificación

+ (precipitación y REDOX)

Na2CO3 cc y

aparece ppdo. solución preparada

ensayos de orientación y clasificación

(precipitación y REDOX)

Nota: Luego de conocer los aniones probables de la muestra se procede a su reconocimiento.

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La muestra sobre la cual se efectúa el análisis de cationes se obtiene disolviendo una porción

de la muestra sólida en el disolvente apropiado en el cuál ha mostrado ser soluble (ver ensayos

de solubilidad) pudiendo éste ser agua, cualquiera de los ácidos ensayados e, incluso, disgregantes (ver disgregación), según las características de la muestra.

Para el análisis de cationes hay dos procedimientos:

a) Ensayos con reactivos generales.

b) Marcha analítica clásica.

Antes de iniciar el análisis de cationes es necesario:

• Solubilizar la muestra (ver ensayos de solubilidad previos y disgregación).• Evaluar en función de los aniones presentes en la muestra y el método seleccionado para

el análisis de cationes (marcha analítica o reactivos generales) si existe algún anióninterferente.

• Eliminar (si existiera) la/s interferencia/s.

Interferencias más frecuentes en el análisis de cationes:

Los aniones pueden constituir una interferencia en el análisis de cationes debido a que:

a- Reaccionan con los reactivos utilizados en el análisis de cationes:

a1- aniones oxidantes débiles: NO2- , SO3

2- , S2O3

2-; oxidan H2S a S

o observándose turbidez

aún en ausencia de cationes capaces de dar sulfuros insolubles.

a2- aniones oxidantes fuertes: NO3-, I3

-, CrO4

2-, ClO3

-, MnO4

-; oxidan H2S a SO4

2- no

quedando reactivo disponible para la precipitación de los cationes como sulfuros; además, de

estar presentes Ba2+

, Sr2+

o Pb2+

podrían precipitar los sulfatos de dichos cationes.

a3- I- y Br

-: si están en cantidades apreciables son oxidados a Br2 e I2 al agregar HNO3

concentrado y en caliente.

b- Reaccionan con los cationes de la muestra:

b1- Materia polihidroxilada: citratos, tartratos, oxalatos, capaces de formar compuestos

estables con cationes del subgrupo III A impidiendo su precipitación como hidróxidos.

Ejemplo: el Ac- en gran concentración impide la precipitación de Cr(OH)3.

b2- Aniones que precipitan con Ca(II)/Ba(II):

CO32-

, AsO2-, AsO4

3-, Ox

2-, Tart

2-, SiO3

2-, SO3

2-, S2O3

2-, CrO4

2- , Fe(CN)6

3-, Fe(CN)6

4-,

PO43-

, SO42-

. Al alcalinizar la muestra, si se encuentran presentes cationes de los grupos: III A, III B, IV y

Mg2+

del V grupo, pueden precipitar las sales correspondientes. A pesar de esto no todos losaniones producen interferencias reales, por ejemplo:

- CO32-

y SO32-

son aniones fácilmente eliminables ya que si la muestra de partida se obtienedisolviendo la muestra en ácido o bien se acidifica por alguna razón, estos aniones se eliminan

como CO2 (g) y SO2 (g).

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- AsO2- y AsO4

3-, al realizar el análisis de cationes según la marcha analítica, al llegar al

segundo grupo, precipitan como As2S3 (la tioacetamida reduce el As(V) a As(III)).

- El ferro y ferricianuros, además, en medio ácido dan precipitados azules.

- El SO42-

sólo constituye una interferencia si en la muestra están presentes Pb2+

, Ba2+

o

Sr2+

. Recordar que el PbSO4 se disuelve en HCl 6 M por formación del complejo PbCl42-

.

b3- Aniones que forman complejos estables con cationes:

F-: forma complejos con: Al

3+, Fe

3+ y Sn

4+.

SCN-: forma complejos con: Fe

3+, Co

2+ y otros

cationes. Ox2-

: forma complejos con: Sn2+

.

CN-: forma complejos con: Cu

2+, Pb

2+, Hg

2+, Ni

2+, etc.

b4- Anión Cl-: este anión sólo resulta interferente si en la muestra están presentes cationes del

primer grupo (Ag, Pb, Hg(I)) ya que precipitarían sus sales insolubles.

c- Materia orgánica: Gelatina, almidón, albúmina, mucílagos, peptonas, caseína, gomas, etc. Estos compuestos actúan como coloides protectores estabilizando al estado de sol los sulfuros e hidróxidos, dificultando las separaciones.

Métodos de eliminación de interferencias según su naturaleza:

1- Materia orgánica no volátil:

Se trata la muestra con 4 partes de H2SO4 5 N y una parte de HNO3 conc. (mezcla sulfonítrica) en una cápsula de porcelana y se calienta hasta desprendimiento de vapores

blancos de SO3 (alrededor de 350oC). La interferencia se elimina debido a que se oxida a

CO2. La solución tratada debe quedar límpida; en caso contrario, previo enfriamiento, debe

tratarse nuevamente con HNO3 conc.

2- Aniones que precipitan con Ca(II)/Ba(II) y otros:

Para aquellos aniones de difícil destrucción se trata la muestra con H2SO4 conc. y en caliente;

de esta manera se los protona, volatiliza y/o destruye.

3- Aniones oxidantes débiles y fuertes:

Estos aniones son reducidos por acción del etanol en caliente.

4- Anión PO43-

:

Se utiliza el método de Werner-Fisher; éste se fundamenta en el hecho de que el FePO4 es el más insoluble de los fosfatos del tercer y cuarto grupo, por lo tanto, en presencia de exceso de

Fe3+

se formará este fosfato con preferencia a los demás. Si se trata de una marcha sistemáticase procede a precipitar el grupo III A de forma habitual; precipitarán así los hidróxidos del tercer grupo y/o fosfatos del tercer y otros grupos.

El precipitado obtenido puede ser:

a) Precipitado gris blanquecino que puede:

- Contener Fe3+

- No contener Fe3+

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b) Precipitado pardo: contiene Fe3+

en exceso respecto al fosfato, por lo tanto, se forma

Fe(OH)3 (pptado. de color pardo).

En cualquiera de los dos casos, a) o b), sobre una pequeña porción del precipitado se procede

a investigar la presencia de Fe3+

en la muestra. El precipitado se disuelve con HCl y se agrega

SCN- (tiocianato) o ferrocianuro; una coloración roja con el primer reactivo o un precipitado

azul con el segundo indican presencia de hierro.

Si se presenta el caso a), luego de verificar la presencia o ausencia de hierro en la muestra (procedimiento anterior) debe solubilizarse el precipitado obtenido en la menor cantidad

posible de HCl dil., se agrega solución de Fe3+

y se repite la precipitación

(NH4++calor+NH3). Si el precipitado ahora obtenido es de color pardo, indica que hay Fe

3+

suficiente como para precipitar todo el fosfato presente, ya que el exceso de Fe3+

precipita

como Fe(OH)3 y puede continuarse el análisis de la muestra.

Si se presenta el caso b), se continúa el análisis en la forma habitual por cuanto el fosfato

presente no interferirá ya que ha precipitado todo como FePO4(s). El hierro presente en la muestra es suficiente como para precipitar todo el fosfato y queda hierro en exceso para

precipitar como Fe(OH)3(s).

En base a esto, al realizar el análisis de cationes podemos encontrarnos con las siguientes situaciones (luego de la disolución de la muestra):

* Muestra sin necesidad de tratamiento previo:

- Cuando los aniones de la muestra no resultan interferentes para los cationes que dicha muestra pueda contener, ni con los reactivos que se utilizarán para el posterior análisis de los cationes.

- Cuando la muestra posee aniones fácilmente eliminables tales como CO32-

, SO32-

, etc.; ya

que estos aniones serán eliminados al acidificar la muestra para reprimir la posible hidrólisis

de los cationes ácidos, tanto al empezar el análisis del primer grupo con el agregado de HCl

(cuando la muestra ya es soluble en agua) o bien, si la muestra es sólo soluble en ácidos.

- Cuando el anión interferente es el PO43-

, ya que éste se elimina, si se realiza la marcha

sistemática, al llegar al tercer grupo; o por reactivos generales, al alcalinizar utilizando el

procedimiento antes descripto (método de Werner-Fisher).

* Muestra con tratamiento previo:

- Cuando la muestra contiene aniones oxidantes fuertes y/o débiles, en donde sólo es necesario agregar un reductor fácilmente eliminable, como por ejemplo: etanol.

- Cuando la muestra posee aniones que precipitan con Ca(II)/Ba(II), difícilmente eliminables

por simple acidificación, o aniones formadores de complejos, por ejemplo: SCN-, ferro y

ferricianuro, etc. En este caso se debe tratar la muestra con H2SO4 concentrado y en caliente.

- Cuando contiene materia orgánica o polihidroxilada, en donde la muestra debe ser tratada con mezcla sulfonítrica.

Una vez solubilizada la muestra y eliminadas las interferencias, se procede al análisis por: a) reacción con reactivos generales ó b) marcha analítica clásica.

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a) REACCION CON REACTIVOS GENERALES

(Ver las tablas en la guía de equilibrios químicos aplicados al análisis de una muestra).

b) MARCHA ANALÍTICA CLÁSICA

En la marcha analítica clásica se separan los cationes en grupos de acuerdo a cómo reaccionan

frente a distintos reactivos generales y luego se los reconoce mediante el uso de reactivos específicos o ensayos en condiciones de especificidad. Hay que destacar que el procedimiento

a) es la base del procedimiento b) y, actualmente, por lo general ya no se procede más por lamarcha clásica para procesar una muestra sino que se utiliza el procedimiento a).

La marcha clásica normalmente divide a los cationes en 5

grupos: Grupo I: Pb2+

, Ag+ , Hg2

2+

Grupo II: II A: Hg2+

, Pb2+

, Bi3+

, Cu2+

, Cd2+

II B: As(III) , As(V) , Sn(II) , Sn(IV) , Sb(III) , Sb(V)

Grupo III: III A: Fe3+

, Al3+

, Cr3+

III B: Ni2+

, Co2+

, Zn2+

, Mn2+

Grupo IV: Ba2+

, Sr2+

, Ca2+

Grupo V: Na+ , K

+ , Mg

2+ , NH4

+

Cada grupo tiene un reactivo general de precipitación y requiere determinadas condiciones de precipitación.

GRUPO I

El reactivo general es HCl diluido. Los productos obtenidos son AgCl (blanco), PbCl2

(blanco), Hg2Cl2 (blanco).

GRUPO II

El reactivo general es el H2S gaseoso o generado por hidrólisis de la tioacetamida (TA). De

acuerdo a las propiedades periódicas de los cationes existen sulfuros más insolubles que otros, lo cuál permite agruparlos: los cationes más insolubles se encuentran en el 2° grupo y los más solubles en el 3° grupo. El CdS es el más soluble de los sulfuros de este grupo, por lo tanto, si se calculan las condiciones para su precipitación completa se tendrá la seguridad de que todos los demás sulfuros del grupo también lo harán. Para que la precipitación pueda considerarse completa

debe cumplirse que la [Cd2+

] no precipitada (es decir, la concentración de Cd2+

libre) sea a 10-5

M. Si consideramos que la [Cl-] = 0.5 M (debido al HCl agregado para precipitar el grupo I más el

HCl agregado en el grupo II para ajustar la acidez), podemos suponer que casi todo el Cd2+

estará

como CdCl42-

(constante de inestabilidad del complejo Ki = 10-3

).

CdCl42-

Cd2+

+ 4 Cl- Ki = [Cd

2+] [Cl

-]4 / [CdCl4

2-]

Entonces, si la [CdCl42-

] = 10-5

M y la [Cl-] = 0.5 M, con estos valores, a través de Ki, resulta

una Cd2+

= 1.6 10-7

M. Por lo tanto, la [S2-

] será:

[S2-

]mínima = KpsCdS / [Cd2+

] = 1.6 10-28

/ 1.6 10-7

= 10-21

M

16

El ZnS es el más insoluble de los sulfuros del grupo III, por lo tanto, si se evita que precipite también se evitará la precipitación de los demás sulfuros del 3° grupo. La concentración analítica

máxima de cualquier catión en solución a analizar es 0.1 M, es decir, [Zn2+

] = 0.1 M, el cual en su

mayor parte está como ZnCl42-

= 0.1 M, por los mismos motivos dados anteriormente.

Ki = [Zn2+

] [Cl-]4 / [ZnCl4

2-] = 1.25 10

-8

[Zn2+

] = 1.25 10-8

x 0.1 / (0.5)4 = 2 10

-2 M

[S2-

]máxima = KpsZnS / [Zn2+

] = 2.5 10-22

/ 2 10-2

= 1.25 10-20

Para que se mantenga la condición de precipitación se deberá regular la

[S2-

]: 10-21

< [S2-

] < 10-20

Para lograr esa [S2-

] pretendida se debe regular la misma a través de la acidez del

medio: H2S + 2H2O S2-

+ 2 H3O+

Siendo la Ka1 = 10-7

y la Ka2 = 1,3x10-13

Kt = Ka1 . Ka2 = 1,3 10-20

Kt = [S2-

] [H3O+]/ [H2S]

Si la solución está saturada: [H2S] = 0,1 M. Por lo tanto, reemplazando en la ecuación anterior:

Kt = 1,3 10-20

= [S2-

] [H3O+] / 0,1 1,3 10

-20 . 0,1 = [H3O

+]2 [S

2-] = Ki, donde en este

caso Ki se conoce como producto iónico del H2S (similar a la constante de disociación definida para el caso de los complejos).

Despejando [H3O+] = {Ki/[S

2-]}

1/2, reemplazando [H3O

+] = {1,3 10

-21 / 1,25 10

-20}

1/2, se obtiene:

[H3O+] = 0,32 M

O sea que es necesario ajustar la acidez del medio al valor de [H3O+] antes calculado (0,32

M) para conseguir precipitar con H2S o TA todos los sulfuros del grupo II sin que lo haganlos sulfuros del grupo III. Esto representa haber logrado la precipitación de los cationes a través de un proceso de precipitación regulada o controlada en función de la acidez del medio. Una vez obtenidos los cationes del grupo II al estado de sulfuros los mismos son separados en los dos subgrupos A y B basados en el anfoterismo que presentan los sulfuros de los cationes del II B frente a álcalis fuertes o sulfuros alcalinos.

GRUPO III

Grupo III A: el reactivo general es NH3 diluido en medio NH4+.

Grupo III B: el reactivo general es TA en medio NH3/NH4+.

Las condiciones de precipitación para cada grupo son:

Grupo III A: el pH de precipitación de los hidróxidos del grupo III A es 9, ya que a ese pH los hidróxidos hidratados del grupo III A son lo suficientemente insolubles como para que la precipitación sea completa. El pH no debe exceder dicho valor, ya que de lo contrario el

Al(OH)3(s) se disolvería parcialmente por ser anfótero.

Al(OH)3(s) + OH- Al(OH)4

-K = [Al(OH)4

-]/ [OH

-] = 20 a 0,2 (según el

precipitado sea reciente o envejecido).

Cr(OH)3(s) + OH- Cr(OH)4

- (verde) K = 0,1 a 0,01

El Al(OH)3(s) es el que puede redisolverse con más facilidad ya que:

17

[Al(OH)4-] = K [OH

-] = 20 [OH

-] a pH = 8 [Al(OH)4

-] = 2 10

-5 a

pH = 10 [Al(OH)4-] = 2 10

-3

Los cálculos anteriores demuestran que no debe excederse de pH 9 ya que de lo contrario se

disolverían cantidades apreciables de Al(OH)3.

La limitación del pH no sólo tiene por finalidad evitar la redisolución de los hidróxidos de los

metales trivalentes, sino también evitar la precipitación de los hidróxidos de los metales divalentes

del grupo III B y del Mg2+

. Esto último se consigue por la conjunción de dos factores:

A- Limitación de [OH-]

B- Complejamiento de los cationes divalentes por el NH3. De estos cationes el que forma complejo más inestable es el Mn(II):

Mn(NH3)2+

Mn2+

+ NH3 Ki = 0.02

[Mn2+

] = Ki [Mn(NH3)2+

] / [NH3]

[Mn2+

] = 2 x 10-3

Kps Mn(OH)2 = [Mn2+

] [OH-]2 = 2 10

-13

[OH-] = {Kps / [Mn

2+]}

½ = ( 2 10

-13 / 2 10

-3 )

½ = 10

-5

pH = 9

KbNH3 = [OH-] [NH4

+] / [NH3] = 1.8 10

-5

[NH3] / [NH4+] = [OH

-] / Kb = 10

-5 / 1.8

10 -5

Considerando una [NH3] = 1 M

[NH4+] = 1.8 [NH3] [NH4

+] = 1.8 M

El Co2+

, Ni2+

, Zn2+

forman hidróxidos más insolubles que el Mn2+

, si bien sus complejos sonmás estables. El Mn(II) en medio alcalino se oxida fácilmente a Mn(III) o Mn(IV) precipitando

como MnO3Mn o MeO3Mn (Me, metal divalente). Cuanto más aumente el pH y cuanto más tiempo se deje en contacto con el aire, tanto más sucede el proceso antes mencionado.

Otra dificultad que se presenta en la precipitación del grupo III A es la formación de

complejos amoniacales por parte del Cr(III) cuando hay un gran exceso de NH3, provocando

la disolución del Cr(OH)3. Estos complejos mixtos de diversos colores según el complejante

que acompañe al NH3, son de formación lenta y de destrucción también lenta; por lo tanto, debe evitarse su formación. Por ebullición prolongada se destruye, al hidrolizarse como se describe en la siguiente reacción:

[Cr(NH3)4(OH)2]+ + OH

- + 3 H2O Cr(OH)3(H2O)3+ 4 NH3

Grupo III B: a pH=9 la [S-2

] se hace suficientemente grande como para permitir la precipitacióncompleta de los sulfuros del grupo III B a pesar de que éstos están como complejos amoniacales.

A pH=9, suponiendo [H2S] = 0,1 M

[S2-

] = Kt [H2S] / [H3O+]2 = 1.3 10

-20 10

-1 /

(10-9

)2 [S

2-] = 1.3 10

-3

18

El Zn2+

es el catión que forma el complejo amoniacal más estable, Zn(NH3)42+

, con una Ki =

3.4 10-10

. Si la precipitación de Zn(II) como ZnS es completa, la concentración analítica final

de Zn(II) debe ser 10-5

; si esta cantidad está como complejo, y suponiendo una [NH3] = 1 M:

[Zn2+

] = Ki [Zn(NH3)42+

] / [NH3] = 3.4 10-10

10-5

/ 14 = 3.4

10-15

Reemplazando en Q:

Q = [Zn2+

] [S2-

] = 1.3 10-3

x 3.4 10-15

= 4.4 10-18

Siendo Kps = 2.5 10-22

, Q > Kps; es decir que se consigue la precipitación completa del Zn2+

.

GRUPO IV

El reactivo general del grupo es una solución de (NH4)2CO3. Las condiciones necesarias para

la precipitación es medio alcalino NH3/NH4+. El MgCO3 tiene un Kps = 4 10

-5, demasiado

alto como para hacer posible la precipitación completa del Mg2+

en medio acuoso. Por esoalgunos autores hacen la precipitación del grupo IV en medio hidroalcohólico para disminuir

el valor de Kps a fin de que el Mg2+

precipite completamente en este grupo. Pero la mayoría

prefiere que pase al grupo V evitando la precipitación del MgCO3, lo cuál se consigue

restringiendo la [CO3-2

] efectiva por la regulación del medio NH3/NH4+.

CO32-

+ H2O HCO3- + OH

- Kw/Ka2

NH4+ + OH

- NH3 + H2O 1/Kb

CO32-

+ NH4+

HCO3- + NH3 Kt

Mediante esta ecuación se observa que la presencia de NH3 disminuye la concentración de

CO32-

. A través de este mecanismo es que se pueden cubrir los Kps del grupo IV (Kps » 10-

10) y no así el Kps del MgCO3 (Kps = 10

-5).

La constante de equilibrio puede calcularse de la siguiente manera:

Kt = Kw / Ka2 H2CO3 . Kb NH3 = [HCO3-] [NH3] / [CO3

-] [NH4

+] = 11.8

Veamos qué valor tendría la [CO32-

] en las condiciones utilizadas en la precipitación del

grupo III de cationes con pH=9 y [NH4+]/[NH3] aproximadamente igual a 1,8 (ver grupo III),

suponiendo que se ha agregado 0.1 M de (NH4)2CO3, y que casi todo se transforma en

HCO3- de modo que la [HCO3

-] = 0.1 M.

Reemplazando en la Kt, la [CO32-

] = 4.2 10-3

M

Si suponemos que la [Mg2+

] es aproximadamente igual a 0.05 M o como máximo 0.1

M. Q = [CO32-

] [Mg2+

] = 4.2 10-3

x 0.05 = 2.1 10-4

Siendo Kps = 4 10-5

, Q resulta muy cercano a Kps, por lo cual precipitaría el MgCO3, pero noen forma apreciable.

Con un razonamiento similar se puede calcular el valor de Q para el

Mg(OH)2: Q = [Mg2+

] [OH-]2 = 0.05 (10

-5)2 = 5 10

-12,

Siendo Kps = 10-11

, Q < Kps, condición de no precipitación.

En función de estos resultados vemos que algo de Mg2+

puede precipitar en este grupo, por lotanto, resulta criterioso investigar su presencia en este grupo.

Veamos cuánto queda sin precipitar de Ca2+

en estas condiciones:

[Ca2+

] = Kps / [CO32-

] = 5 10-9

/ 4.2 10-3

= 1.2 10 -6

19

Este valor indica que la [Ca2+

] sin precipitar se encuentra en el orden de trazas para

determinaciones cualitativas; lo mismo ocurre con Ba2+

y Sr2+

, por lo tanto puedeconsiderarse completa la precipitación de los tres cationes.

El reactivo del grupo, el NH4(CO3)2, es una sal comercial que se encuentra en realidad como

una mezcla de NH4HCO3 y de CO2NH2NH4 (carbamato de amonio) cuyas sales alcalinas

térreas son solubles. En presencia de NH3 y calentando, ambas sales dan CO32-

:

HCO3- + NH3 CO3

2- + NH4

+

CO2NH2- + H2O CO3

2- + NH4

+

Por lo tanto, no debe hervirse la solución porque se descompone el reactivo dando CO2, NH3,

H2. Además, en caliente, también se evapora parte del NH3 de la solución variando el pH del medio, por lo tanto, no debe calentarse en forma prolongada.

GRUPO V

No hay reactivo de grupo. Sobre una porción de solución en donde se han separado los grupos

anteriores se reconoce Mg(II). En la parte restante se destruyen las sales de NH4+ y se

reconocen Na(I) y K(I). El NH4+ se investiga sobre una porción de la muestra original por

haberse incorporado a la muestra a través de su análisis.

Análisis de cationes: Tabla de resumen

Muestra sólida

H2O

Soluble Análisis de cationes (previa acidificación).

Insoluble Se trata la muestra con ácidos en la secuencia antes

mencionada hasta solubilizarla. Sobre la muestra disuelta se procede al

análisis de los cationes, previa eliminación de las interferencias en el caso

de ser necesario. Si la muestra es parcial o totalmente insoluble en los

ácidos y también en agua regia se realiza el tratamiento con disgregantes.

20

ECUACIONES CORRESPONDIENTES A ANIONES

A- ENSAYOS CON Ag+ y con Ca2+/ Ba2+

1)Primero se plantea la ecuación que representa la precipitación:

Por ejemplo:

Para CO32- (anión básico)

2 Ag+ + CO32- ↔ Ag 2 CO3

Para Cl - :

Ag+ + Cl - ↔ AgCl

2) Luego la ecuación de disolución en ácido

Para CO32-:

Ag 2 CO3 ↔ 2 Ag+ + CO32-

CO32- + 2 H+ ↔ H2CO3

____________________________

Ag 2 CO3 + 2 H+ ↔ H2CO3 + 2 Ag+

Para Cl - : (anión no básico )

AgCl + H+ ↔ No Reacciona

Lo mismo vale para el uso de Ca2+/Ba2

_____________________________________________________________

22

B.- ENSAYOS REDOX (R)

* S2-

(R1 y R3): H2S Sº (s) + 2e + 2H+

(R2): H2S + 4 H2O SO42-

+ 8e + 10H+

* SO32-

(R1, R2 y R3):

H2SO3 + H2O SO42-

+ 2e + 4H+

* S2O32-

(R1, R2 y R3):

2 S2O32-

S4O62-

+ 2e

* I- (R2):

2 I- I2(g) + 2e

* Br- (R2):

2 Br- Br2(g) + 2e

* CN- (R1, R2 y R3):

2 HCN (CN)2 (g) + 2e + 2 H+

* SCN- (R2):

2 SCN- (SCN)2 (g) + 2e

* Ox2-

(R2 en caliente):

H2C2O4 2 CO2 (g) + 2e + 2 H+

* Fe(CN)64-

(R2):

Fe(CN)64-

Fe(CN)63-

+ e

* NO2- (R2 y R3):

HNO2 + H2O NO3- + 2e+ 3H

+

* AsO2- (R1): (medio alcalino)

AsO2- + 4OH

- AsO4

3- + 2e+ 2H2O

(R2 y R3): (medio ácido)

HAsO2 + 2 H2O H3AsO4 + 2e+ 2H+

_______________________________________

ENSAYOS REDOX (O)

* MnO4- (O1 y O2):

MnO4- + 8H

+ + 5e Mn

2+ + 4 H2O

* CrO42-

(O1 y O2):

2 HCrO4- Cr2O7

2-+ H2O

Cr2O72-

+ 6e + 14H+ 2 Cr

3+ + 7 H2O

* NO2- (O1):

HNO2 + e + H+

NO + H2O

* NO3- (O2):

NO3- + 3e + 4H

+ NO + 2 H2O

* AsO43-

(O1):

H3AsO4 + 2e + 2H+ HAsO2 + 2 H2O

23

TABLA DE OBSERVACIONES PARA ALGUNOS ANIONES

GRUPO VI a (Aniones derivados del Azufre)

Pptación Ag(I) Pptación R1 R2 R3 O1 O2

Ca(II)/Ba(II)

(+)

(-)

(+) (+) (+)

(-) (-) S2- Ag2S S° SO42-

S° pp negro

I

(+) (+) (+) (+) (+)

SO32-

Ag2SO3 BaSO3 y CaSO3 pp SO42-

SO42-

SO42-

(-) (-)

pp blanco blancos

S S

SO42-

(+) (+)

Ag2SO4 BaSO4 (-) (-) (-) (-) (-) (en altas cc.) pp blanco

S I

(+) (+) (+) (+) (+)

S2O32-

Ag2S2O3 pp BaS2O3 S4O62-

S4O62-

S4O62-

(-) (-)

blanco Ag2 S pp pp blanco

negro S

I

GRUPO VII a (Aniones derivados de los halógenos)


Ca(II)/Ba(II)

F-

(+)

(-) CaF2 pp blanco (-) (-) (-) (-) (-) S

Cl-

(+) (-)

AgCl pp blanco (-) (-) cinética (-) (-) (-) I lenta

Br-

(+) (+)

AgBr pp blanco (-) (-) Br2 (-) (-) (-) amarillento

I

I-

(+) (+) (+)

AgI pp amarillo (-) (-) I2 I2 (-) (-)

I

24

GRUPO Va (Aniones derivados del Nitrógeno, Fósforo y Arsénico)


Ca(II)/Ba(II)

(+) (+) (+) (+)

NO2-

AgNO2 (-) (-) NO3-

NO3-

NO (-)

pp blanco

(en altas cc.)

S

NO3-

(-) (+)

(-) (-) (-) (-) (-) cinética NO lenta

PO43-

(+) (+)

Ag3PO4 Ba3(PO4)2 (-) (-) (-) (-) (-)

pp amarillo Ca3(PO4)2

S pp blancos S

(+) (+) (+) (+) (+)

(-) AsO2-

AgAsO2 Ba(AsO2)2 AsO43-

AsO43-

AsO43-

(-) pp amarillo Ca(AsO2)2 (en medio

S pp blancos S OH-)

AsO43-

(+) (+) (+)

Ag3AsO4 Ba3(AsO4)2 (-) (-) (-)

AsO2-

(-)

pp marrón Ca3(AsO4)2

S pp blancos S

GRUPO VII b (Anión del Mn) GRUPO V b (Anión del Cr)


Ca(II)/Ba(II)

MnO4-

(+) (+)

(púrpura) (-) (-) (-) (-) (-) Mn2+

Mn2+

CrO42- (+) (+) (+) (+)

(amarillo) Ag2CrO4 BaCrO4 (-) (-) (-) Cr3+

Cr3+

pp rojo S pp amarillo S

GRUPO IV (Aniones derivados del Silicio, Boro y Carbono)


Ca(II)/Ba(II)

SiO32-

(+) (+)

Ag2SiO3 BaSiO3 (-) (-) (-) (-) (-)

pp amarillo S pp blanco S

BO2-

(+) (+)

AgBO2 Ba(BO2)2 (-) (-) (-) (-) (-) pp blanco pp blanco

S S

25

GRUPO IV (Aniones derivados del Silicio, Boro y Carbono)


Ca(II)/Ba(II)

(+) (+)

CO32-

Ag2CO3 BaCO3 y CaCO3 (-) (-) (-) (-) (-) pp blanco S pp.

blancos S

HCO3-

(-) (-) (-) (-) (-) (-) (-)

Ac-

(+)

AgAc (-) (-) (-) (-) (-) (-) (en altas conc.)

blanco S

Ox2-

(+) (+) (+) Ag2Ox pp BaOx pp (-) en (-) (-) (-)

blanco S blanco S caliente

Tart2-

(+) (+) (+) Ag2Tart pp BaTart pp (-) en (-) (-) (-)

blanco S blanco S caliente


Ca(II)/Ba(II)

(+)

CN-

AgCN pp (-) (+) (+) (+) (-) (-)

blanco I (CN)2 (CN)2 (CN)2

(+) (+)

SCN-

AgSCN pp (-) (-) (SCN)2 SO4= (-) (-) (-)

blanco I + SCN- + HCN Fe(SCN)

2+

complejo rojo

(+) 4-

Ag4Fe(CN)6 (-) (-) (+) (-) (-) (-) Fe(CN)6

pp blanco Fe(CN)63-

(amarillo Fe4[Fe(CN)6]3

pálido) I

Fe(CN)63-

(+)

Ag3 Fe(CN)6 (-) (-) (-) (-) (+) (-) (amarillo

pp naranja Mn2Fe(CN)6 intenso)

I

pp

marrón

26

CATIONES

REACCION CON REACTIVOS GENERALES

Rvos. H2O(*) OH-

OH- exceso NH3/NH4

+ NH3 exceso

Catión

Pb(II) Pb(OH)+

Pb(OH)2 Pb(OH)3-

Pb(OH)2 Pb(OH)2

soluble blanco incoloro blanco blanco

Ag(I) Ag+

Ag2O Ag2O Ag(NH3)2+

Ag(NH3)2+

incoloro pardo pardo incoloro incoloro

Hg(I) HgO + Hg° HgO + Hg° HgO + Hg° ClNH2Hg + Hg°

amaril/negro amarillo/negro amarillo/negro blanco negro

negro negro negro ó NO3HgNH2.HgO + Hg° blanco negro

Hg(II) HgO HgO HgO ClNH2Hg blanco

amarillo amarillo amarillo ó

NO3HgNH2.OHg blanco

Cu(II) CuOH

+

Cu(OH)2Cu(OH)2 Cu(NH3)4

2+Cu(NH3)4

2+

Cu2+

celeste azul azul

azul celeste

ø

CuO negro

Cd(II) Cd2+

Cd(OH)2 Cd(OH)2 Cd(NH3)42+

Cd(NH3)42+

incoloro blanco blanco incoloro incoloro

Bi(III) Bi(OH)(H2O)5(NO3)2 Bi(OH)3 Bi(OH)3 Bi(OH)3 Bi(OH)3blanco

blanco blanco blanco blanco

As(III) AsO22-

AsO22-

AsO22-

AsO22-

AsO22-

incoloro incoloro incoloro incoloro incoloro

As(V) AsO4H2-

AsO43-

AsO43-

AsO43-

AsO43-

incoloro incoloro incoloro incoloro incoloro

Sn(II) SnOHCl SnO.nH2O Sn(OH)42-

Sn(OH)2 Sn(OH)2 blanco

blanco blanco incoloro blanco

Sn(IV) SnO2.nH2O SnO2.nH2O Sn(OH)62-

SnO2.nH2O SnO2.nH2O blanco

blanco blanco incoloro blanco

Sb(III) SbOCl Sb2O3 Sb(OH)4-

Sb2O3 Sb2O3

incoloro

Sb(V) SbO2Cl SbO4H3 SbO43-

SbO4H3 SbO4H3

blanco incoloro blanco blanco

(*) El agua, en general, no es un reactivo que se utilice para separar cationes en forma completa. En esta

columna se indican las formas predominantes en las que se encuentran los cationes en soluciones acuosas.

27

Rvos. H2O

- - +

NH3 exceso Catión OH OH exceso NH3/NH4

Fe (III) Fe(OH)3 Fe(OH)3 Fe(OH)3 Fe(OH)3 Fe(OH)3

amarillo rojizo rojizo rojizo rojizo rojizo

Fe(OH)2+

Cr(III) 2+

Cr(OH)3- Cr(OH)3 3+

Cr(OH) Cr(OH)4

verdoso Cr(NH3)6

verdoso verdoso verde claro verde malva

Cr(OH)3verdoso

Al(III) Al(OH)3 Al(OH)3 Al(OH)4-

Al(OH)3 Al(OH)3

incoloro blanco blanco incoloro blanco blanco

AlOH2+

Ni(II) Ni2+ Ni(OH)2 Ni(OH)2 Ni(NH3)62+

Ni(NH3)62+

verde verde verde verde azul azul

Co(II) Co(H2O)n2+

Co(OH)2 Co(OH)2 Co(NH3)62+

Co(NH3)62+

rosa rosa rosa rosa pardo pardo - nH2O amarillento amarillento

Co2+

azul

Mn(II) Mn2+

rosa Mn(OH)2 Mn(OH)2 Mn(NH3)2+

Mn(NH3)2+

muy claro blanco blanco rosa muy en presencia

claro de NH4+

Zn(II) Zn2+

Zn(OH)2 Zn(OH)42-

Zn(NH3)42+

Zn(NH3)42+

incoloro blanco incoloro incoloro incoloro

Na(I) Na+

Na+

Na+

Na+

Na+

K(I) K+

K+

K+

K+

K+

Li(I) Li+

Li+

Li+

Li+

Li+

Ca(II) Ca2+

Ca2+

Ca(OH)2 Ca2+

Ca2+

blanco

Sr(II) Sr2+

Sr2+

Sr(OH)2 Sr2+

Sr2+

blanco

Ba(II) Ba2+

Ba(H2O)n2+

Ba2+

Ba2+

Ba2+

Mg(II) Mg2+

Mg(OH)2 Mg(OH)2 Mg2+

Mg(OH)2

blanco blanco blanco

28

Reactivo: TIOACETAMIDA

Medio HCl 12 M HCl 6 M HCl 0,3 M NH3/NH4+

Catión

As(V) As2S5 As2S5 As2S5 +As2S3 + S° AsS4

3-

amarillo amarillo amarillo incoloro

As(III) As2S3 As2S3 As2S3 AsS2

-

amarillo amarillo amarillo incoloro

Sb(V) --- --- Sb2S5 SbS3

-

rojo-naranja incoloro

Sb(III) --- --- Sb2S3 Sb2S3+ SbS2

-

rojo-naranja rojo-naranja

Sn(IV) --- --- SnS2 SnS2 + SnS3

2-

amarillo amarillo

Sn(II) --- --- SnS pardo SnS pardo

Ag+

--- Ag2S negro Ag2S negro Ag2S negro

Hg2+

--- HgS negro HgS negro HgS negro

Hg22+

--- HgS+ Hg° HgS+ Hg° HgS+ Hg° negro negro negro

Pb2+

--- --- PbS PbS negro negro

Bi3+

--- --- Bi3S2 Bi2S3

pardo pardo

Cu2+

--- CuS CuS CuS negro negro negro

Cd2+

--- --- CdS CdS amarillo amarillo

Ni2+

--- --- --- NiS negro

Co2+

--- --- --- CoS negro

Zn2+

--- --- --- ZnS blanco

Fe3+ * * * ** Fe2S3

negro

Mn2+

--- --- ---

MnS

rosa

(*) En medio ácido, a pesar de la gran estabilidad del Fe2S3 Ksp= 10-85

, éste no se puede obtener, ya que el

Fe+3

es un oxidante relativamente fuerte y el sulfuro un reductor, la reacción redox es entonces más favorable que la

precipitación y se obtiene Fe+2

y un precipitado blanco lechoso de azufre [1]. ( **) En medio alcalino, disminuye el carácter oxidante del Fe

3+ y sólo en presencia de un complejante que

evite la precipitación del hidróxido, como por ejemplo tartrato, precipitará Fe2S3 [1]

[1] Burriel Martí, F; Lucena Conde,F et al, Química Analítica Cualitativa, Duodécima Edición,(1985) Ed. Paraninfo Madrid 587-588.

29

TAREA DE AULA

EJERCICIOS DE ANIONES

1- Indicar de los siguientes aniones, cuales están ausentes, cuales son probables con evidencia y cuales sin evidencia:

A. SO32-

; PO43-

; AsO43-

Pptación Ag(I): pp amarillo totalmente soluble en ácido.

Pptación Ca(II)/Ba(II): pp. blanco totalmente soluble en ácido.

REDOX: R1, R2, R3 + O1 y O2 -

B. CrO42-

; Cl- ; Br

-

Pptación Ag(I): pp. rojo que deja residuo blanco en medio ácido.

Pptación Ca(II)/Ba(II): pp. amarillo totalmente soluble en medio ácido.

REDOX: R1, R2, R3 - O1 y O2 +

C. S2-

; I- ; SO3

2- ; NO3

-

Pptación Ag(I): pp. negro insoluble en medio ácido.

Pptación Ca(II)/Ba(II): no se observan cambios.

REDOX: R1, R2 y R3 + O1 y O2 –

D. NO2- ; S2O3

2- ; CO3

2- ; Cl

-

Pptación Ag(I): pp. Blanco totalmente soluble en medio ácido.

REDOX: R1 -; R2 +; R3 + O1 +; O2 –

E. NO3- ; Br

-; AsO4

3-

Pptación Ag(I): pp.marrón, soluble en medio ácido.

Pptación Ca(II)/Ba(II): pp.blanco soluble en medio ácido.

REDOX: R1, R2 y R3 - O1 y O2 +

F. I- ; NO2

- ; PO4

3- ; Cl

- ; S2O3

2- ; AsO4

3-

Pptación Ag(I): pp.marrón que en medio ácido deja residuo blanco.

Pptación Ca(II)/Ba(II): pp. blanco totalmente soluble en medio ácido.

REDOX: R1 - ; R2 + ; R3 + O1 + O2 -

30

G. SO42-

; S2-

; I- ; AsO2

-

Pptación Ag(I): pp.amarillo en medio neutro, parcialmente soluble en medio

ácido. Pptación Ca(II)/Ba(II): pp. blanco soluble en medio ácido.

REDOX: R1 + ( en medio alcalino) ; R2 +; R3 + O1 y O2 –

2- Para una muestra que contiene los siguientes aniones: Cl- ; AsO4

3- ; NO3

-, completar el

siguiente cuadro:

ENSAYO Observación A

- responsable de la Ec. qca. ión. de los

observación A- que reaccionan

Pptación Ag(I)

REDOX

3- Para una muestra que contiene los siguientes aniones: NO3- ; SO4

2- ; Cl

-, completar el

siguiente cuadro:


- responsable de Ec. qca. ión. de los

la observación. A- que reaccionan.

Pptación Ag(I)

Pptación Ca(II)/Ba(II)

4- Para una muestra que contiene los siguientes aniones AsO2 -; PO4

3-; I

- completar el

siguiente cuadro:


- responsable de la Ec. qca. ión. de los

observación A- que reaccionan

Pptación Ag(I)

REDOX

muestra que puede 5- Dadas las siguientes observaciones obtenidas del análisis de una

contener los siguientes aniones: S2-; NO2- ; NO3

- ; Cl

- ;

AsO43-

; PO43-

a) componer el siguiente cuadro:

ENSAYO Observación Criterio de descarte A- descartado/s

Pptación Ag(I) Ppdo. negro en medio neutro,

residuo negro en

medio ácido.

REDOX R1; R2; R3 +

O1; O2 -

;

S2-

31

6- Se dispone de 4 soluciones que contienen un anión cada una siendo los mismos NO3

- ; AsO43- ; S2O32-

y I- AsO43- 2- y I- . Identi ficarlos de acuerdo a los s iguientes ensayos de óxido reducción:

ENSAYO 1 2 3 4

VR1 - - + -

VR2 + - + -

VR3 + - + -

VO1 - - - +

VO2 - + - -

RESOLUCIONES DE ANIONES

1- A. Aniones probables con evidencia: SO32-

. PO43-

Aniones sin evidencia: ----

Aniones ausentes: AsO43-

B. Aniones probables con evidencia: CrO42-

, Cl -

Aniones sin evidencia: ------

Aniones ausentes: Br-

C. Aniones probables con evidencia: S2-

Aniones sin evidencia: I-

Aniones ausentes: SO32-

, NO3-

D. Aniones probables con evidencia: NO2-

Aniones sin evidencia: CO32-

Aniones ausentes: S2O32-

, Cl-

E. Aniones probables con evidencia: NO3-, AsO4

3-

Aniones sin evidencia: -----

Aniones ausentes: Br-

F. Aniones probables con evidencia: NO2-, Cl

-, AsO4

3-

Aniones sin evidencia: PO43-

Aniones ausentes: I-, S2O3

2-

G. Aniones probables con evidencia: I-, AsO2

-

Aniones sin evidencia: -----

Aniones ausentes: SO42-

, S2-

32

2-

ENSAYO Observación A- responsable de la observación

Pptación Ag(I) Pp. marrón que deja AsO43-

, Cl-

residuo blanco en medio

ácido

REDOX R1, R2, R3 - ; O1 y O2 + AsO43-

y NO3-

3-


Pptación Ag(I) Pp. blanco que deja residuo Cl-, SO4

2- (dependiendo de su

blanco en medio ácido concentración)

Pptación Pp. blanco insoluble en SO42-

Ca(II)/Ba(II) medio ácido

4-


Pptación Ag(I) Pp. amarillo en medio I- , PO4

3- , AsO2

-2

neutro que deja residuo

amarillo en medio ácido

REDOX R1, R2, R3 +; O1 y O2 - I- , AsO2

-2

5-

ENSAYO Observación Criterio de descarte. A- descartado/s

Pptación Ag(I) Ppdo. negro en medio No puedo descartar ----------- neutro, residuo negro ningún anión

en medio ácido.

REDOX R1; R2; R3 + Aniones que dan O1 NO3- ; NO2

- ; AsO4

3-

O1; O2 - y/ó O2 +

6- Solución 1: I-

Solución 3: S2O32-

Solución 2: NO3-

Solución 4: AsO43-

33

EJERCICIOS DE CATIONES

1- a) Plantear las reacciones químicas de los siguientes cationes Al(H2O)63+

-Bi(H2O)63+

-

Hg(H2O)62+

- Fe(H2O)63+

frente al agua. Discutir qué recurso utilizaría para mantener la identidad de los cationes.

b) Responder con verdadero o falso a las siguientes aseveraciones. Justificar su respuesta.

b1-Todos los cationes ácidos reaccionan con agua dando sales insolubles de sus bases

conjugadas.

b2-El Cr(OH)3 (s) y el Al(OH)3 (s) con OH- en exceso se separan entre sí por formación de

hidroxocomplejo.

b3 - El Bi(OH)3 y el Al(OH)3 se separan entre sí por formación de hidroxocomplejos.

b4 - El Bi(OH)3 y el Zn(OH)2 se separan entre si por agregado de NH3 en exceso.

b5 -Todos los hidróxidos se disuelven por agregado de ácido, mediante un proceso ácido base.

b6-Todos los hidróxidos se disuelven por agregado de OH- en exceso, por formación de

hidroxocomplejos.

b7-Todos los hidróxidos se disuelven por agregado de NH3 concentrado, por formación de

aminocomplejos.

b8-El SCd se disuelve mediante el agregado de HCL, por un proceso ácido base.

2- Analizar la separación de dos especies catiónicas con los siguientes reactivos generales:

NH3 –HCl. Plantear las ecuaciones químicas iónicas netas.

a) Ag + - Fe

3+

b) Hg22+

- Na +

3- Proponer la separación de dos o tres especies catiónicas con los siguientes reactivos

generales: Na(OH) - NH3 -TA (Ver tablas adjuntas). Plantear las ecuaciones químicas iónicas netas.

a) Al 3+

- Cu2+

b) Cr3+

- Mn2+

c) Bi 3+

- Pb2+

d) Al 3+

- Ni2+

- Ba2+

e) Hg 2+

- Cr3+

- Zn2+

4- En base a la lista de reactivos generales (Ver tablas), plantear la separación de los siguientes cationes.

A) Fe3+

- Cu2+

B) Cr3+

- Bi3+

C) Ni2+

- Cu2+

D) Ag+- Cu

2+- Mn

2+

34

E) Bi3+

- Zn2+

- Mg2+

F) Fe3+

- Cr3+

- Ni2+

- Ag+- Na

+

Realizar un esquema de separación, plantear las ecuaciones químicas iónicas netas.

5- Analizar la separación de dos compuestos con los siguientes reactivos generales: H2O–

HCl. Plantear las ecuaciones químicas iónicas netas.

a) BaSO4 - BaSO3

b) Fe(OH)3 - AgCl

c) KNO3 - CuO

6- Proponer la separación de dos compuestos con los siguientes reactivos generales:

H2O – Na(OH) – NH3. Plantear las ecuaciones químicas iónicas netas.

a) Fe(OH)3 - Zn(OH)2 b) AgCl - CuS

c) Hg2Cl2 - NH4Cl

7- Dados los siguientes cationes decir cuál/es puede contener la muestra y cuál/es no:

Hg2+

- Pb2+

- Bi3+

- Cd2+

- Cu2+

a) Solución que al ser tratada con tioacetamida en HCl 0,3 M da un precipitado negro que se

disuelve en medio de HNO3 cc. Luego de eliminar TA, y de neutralizar el exceso de ácido, se

trata con NH3, obteniéndose una solución azul.

b) Solución que al tratarse con TA en HCl 0,3 M da precipitado pardo que se disuelve en HNO3

cc. Se agrega HCl cc. y se calienta sin dejar llegar a sequedad; se neutraliza y luego se agrega

NH3, dando precipitado blanco insoluble en álcali fuerte. La solución amoniacal es incolora.

c) Solución que al tratarla con NH3 da un precipitado blanco soluble en álcali fuerte y

solución azul.

8- Se tiene una solución que sólo puede contener cationes de 2do

y 3er

grupo y que al tratarse con TA en medio amoniacal se forma un precipitado amarillo y una solución incolora.

En base a lo anterior detalle:

Cuál/es cationes están ausentes (productos que hubiesen formado), cuál/es evidenciables y cuál/es cationes no presentan evidencias suficientes para decidir su presencia.

9- Una solución sólo puede contener los nitratos de los siguientes cationes:

Pb2+

- Cu2+

- Bi3+

- Ag+ - Fe

3+ - Na

+ - Zn

2+

Si a la misma se le efectúa el siguiente tratamiento:

a) Se agrega HCl diluido sin que se observen cambios visibles.

b) A la solución anterior se la alcaliniza con NH3, observándose precipitado blanco y

solución incolora.

35

En base a lo anterior detalle:

Cuál/es cationes están presentes, cuál/es están ausentes; y cuál/es no presentan suficiente evidencia.

10- Una muestra líquida sólo puede contener alguno/s de los siguientes cationes:

Al3+

- Ag+ - Cd

2+ - Na

+ - Bi

3+ - Cu

2+

Ante el agregado de NH3 concentrado, se observa un precipitado blanco y una solución

incolora. Indique a su criterio, haciendo uso de reactivos generales, un esquema que le permita aclarar la constitución de la muestra.

11- Para una muestra que puede contener algunos de los siguientes cationes

Ag1+

- Pb2+

- Cu2+

- Cd2+

- Fe3+

- Al3+

- Cr3+

- Ca2+

- Ni2+

- As (III)

se observa:

a) al adicionarle HCl diluido, no se observa precipitado. b) al tratar la muestra con HCl 0.3M y TA en caliente, se obtiene un precipitado amarillo que al tratarlo con NaOH en caliente se disuelve completamente.

c) del sobrenadante que acompaña al precipitado amarillo se elimina TA y se adiciona NH3 /

NH4+ hasta un pH 9 dando un precipitado gris verdoso, el cual al tratarse con H2O2 e NaOH

se disuelve totalmente, quedando una solución amarilla. A la solución que acompaña al precipitado gris verdoso se le agrega TA y no se obtiene precipitado.

Indique: Cationes presentes, ausentes y no evidenciables. Justifique.

12- A una solución que puede contener nitratos de alguno/s de los siguientes cationes

Hg2 2+

- Cr3+

- Zn2+

- Co2+

- Na1+

Se le realiza el siguiente tratamiento:

a) Se le adiciona NaOH hasta un pH 14, obteniéndose una solución verdosa. b) A la solución obtenida en a) se le adiciona TA en caliente, obteniéndose un precipitado

blanco. Indique en base a esto: cationes ausentes, cationes no evidenciables y cationes responsables de las observaciones obtenidas. Justifique en cada caso con la fórmula del

producto correspondiente.

RESOLUCIONES DE CATIONES

1- a) [Al(H2O)6]3+

+ H2O

[Al(H2O)5(OH)]2+

+ H2O

[Al(H2O)4(OH)2]+ + H2O

↔

↔

↔

[Al(H2O)5(OH)]2+

+ H3O+

[Al(H2O)4(OH)2]+ + H3O

+

[Al(H2O)3(OH)3] + H3O+

(Para los demás cationes es igual el planteo de los equilibrios)

b) b1 (F) b2 (F) b3 (V) b4 (V)

b5 (V) b6 (F) b7 (F) b8 (F)

36

2-, 3-, 4- se desarrollarán en clase. Ejemplo modelo: caso 2a)

Ag1+

Fe3+

+ NH3________

Ag(NH3)21+

Fe(OH)3

Ecuaciones Químicas Iónicas

Ag+ + 2 NH3 ↔ Ag(NH3)2

+

Fe3+

+ 3 NH3 + 3 H2O ↔ Fe(OH)3 + 3 NH4+

5- a) HCL: SO4Ba + H+

↔ NR

SO3Ba

SO32-

+ H+

↔

↔

SO32-

+ Ba2+

SO3H-

SO3Ba + H+ ↔ SO3H

- + Ba2+

b) HCL: Fe(OH)3 + 3 H+ ↔ Fe

3+ + 3H2O ; AgCl + H

+ ↔ NR

c) H2O: El KNO3 es soluble en H2O y el CuO no lo es.

7- a) Probable con evidencia: Cu2+

Sin evidencia: Cd2+

Ausente: Hg2+

, Pb2+

, Bi3+

b) Probable con evidencia: Bi3+

Sin evidencia: Cd2+

Ausente: Hg2+

, Pb2+

, Cu2+

c) Probable con evidencia: Pb2+

, Cu2+

Sin evidencia: Cd2+

Ausente: Hg2+

, Bi3+.

8- Probables con evidencia: Son igualmente probables: Cd2+

, Sn (IV) dando CdS(s),

SnS2(s). Ambos precipitados son amarillos, por lo que al menos uno debe estar presente para ser responsable de la observación.

Sin evidencias: Al3+

, Zn2+

, Mn2+

: sus precipitados quedan solapados.

As (III) y (V) ; Sb(V) dan tiosales incoloras solubles.

Ausentes: Hg2+

→ HgS (s) (negro)

Pb2+

→ PbS (s) (negro)

Cu2+

→ CuS(s) (negro)

Bi3+

→ Bi2S3(s) (pardo)

Sb (III) → Sb3S2 (s) ( naranja) Sn (II) → SnS (s) (pardo)

37

Fe+3

→ Fe2S3 (s) ó Fe(OH)3(s) **

Cr3+

→ Cr(0H)3 (s) (verdoso)

Co2+

→ CoS(s) (negro)

Ni2+

→ NiS(s) (negro)

** En medio neutro o alcalino y en presencia de un complejante que evite la precipitación

de Fe(OH)3, como por ejemplo tartrato, precipita el sulfuro férrico.

En medio ácido se ponen de manifiesto las propiedades redox, entonces al ser el Fe3+

un oxidante relativamente fuerte y el sulfuro un reductor, la reacción redox es más importante

que la precipitación, obteniéndose Fe2+

y un precipitado lechoso de azufre.

9- Presentes: Bi3+

Ausentes: Pb2+

, Ag1+

, Fe3+

, Cu2+

Sin evidencia: Zn2+

, Na1+

11. Presentes: As (III), Cr3+

.

Ausentes: Ag+

, Pb2+

, Cu2+

, Cd2+

, Fe3+

, Ni2+

Sin evidencia: Al3+

, Ca2+

12. Cationes responsables de la observación: Cr3+

→ Cr(OH)41-

solución

verdosa. Zn2+

→ ZnS (s) blanco

Cationes ausentes: Hg22+

→ HgO(s) + Hg° negro ; Co

2+ → Co(OH)2 (s)

rosa Cationes sin evidencia: Na1+

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