Analisis del grupo III de cationes

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA - FIGMM

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA

FACULTAD DE INGENIERIA GEOLÓGICA, MINERA Y METALÚRGICA

LABORATORIO N°4

ANÁLISIS DEL GRUPO III DE CATIONES

CURSO : ANÁLISIS QUÍMICO

PROFESOR : ING. VIZARRETA ESCUDERO, TOMAS

ALUMNOS : - BARRERA VERGARA, JORMAN IVÁN - 20112612B

- SALDAÑA VELIZ, LUIS OSCAR – 20111145A

SECCIÓN : “S”

2013-II2013-II

4° LABORATORIO – ANÁLISIS QUIMICOPágina 1


OBJETIVOS

El objetivo de esta práctica es observar e identificar las reacciones características de algunos de los cationes pertenecientes al grupo III, para su posterior separación e identificación.

Comprobar cómo varia la solubilidad con el efecto salino.



FUNDAMENTO TEÓRICO

En el III grupo encontramos dos subgrupos divididos por sus propiedades. Al primer sub grupo pertenecen los iones Fe+3 , Al 3+, Cr 3= ; que manifiestan semejanza en su capacidad de precipitación en forma de fosfatos poco solubles en agua, e incluso en ácido acético a este mismo subgrupo pertenecen los iones Fe2+, que se oxidan fácilmente a iones Fe3+.

Al segundo subgrupo pertenecen los iones Zn2+, Mn2+, Ni2+ que precipitan por acción del (NH4)2 S en forma de sulfuros y forman precipitados solubles.

Precipitación de los Sulfuros

A diferencia de los sulfuros de los cationes de los grupos analíticos V y IV bien solubles en agua, los cationes de los grupos III, II y I forman por acción de los iones sulfuro unos compuestos que son prácticamente insolubles en agua. Por consiguiente la acción de los iones sulfuro, se utiliza en el desarrollo sistemático del análisis para separar los grupos analíticos III y II de los grupos V y IV. No obstante, los iones sulfuro son los aniones de un ácido muy débil, el ácido sulfhídrico H 2 S, que se disocia según las ecuaciones:

H 2 S❑⇔

H+¿+H S−¿ ¿¿

H S−¿❑

⇔H +¿+S2−¿¿ ¿¿

Como H 2 S es un ácido débil, los iones S2−¿¿ introducidos en la solución se fijan por los

iones H+¿¿ formando H S−¿¿ y moléculas no disociadas de H 2 S. Por esta razón, la

concentración de los iones S2−¿¿ depende en alto grado de la concentración de los iones

H+¿¿, es decir, del pH de la solución. La relación entre estas concentraciones se establece

muy fácilmente, partiendo de las ecuaciones de las constantes de disociación, de H 2 S correspondientes a las dos etapas de su disociación.

En efecto, no se puede olvidar que las soluciones de las sales de los cationes del grupo III presentan, sin ser acidificadas, una reacción ácida debido a su hidrólisis. Además, el propio hidrógeno sulfurado, siendo un ácido, al disolverse en agua disminuye el pH aproximadamente hasta pH=4 y durante la formación de los precipitados de los sulfuros de los cationes del grupo III se acumulan los iones H+¿¿:

Me2+¿+H 2 S❑

⇔MeS ↓+2 H +¿¿¿



Por esta razón, a diferencia de los sulfuros del grupo II, los sulfuros del grupo III no precipitan en general cuando se hace pasar el hidrógeno sulfurado a través de la solución analizada.

De este modo, para lograr la precipitación completa de todos los cationes del grupo III por acción H2S, es necesario previamente introducir en la solución una mezcla amortiguadora que mantenga el pH prácticamente constante (pH ≥ 8,7). De las mezclas amortiguadoras empleadas habitualmente en la práctica, solamente es conveniente en este caso la mezcla amortiguadora amoniacal con el pH ≈ 9,24.

En vez de H2S se utiliza frecuentemente para la precipitación de los cationes del grupo III una solución de sulfuro de amonio (NH4)2S que es precisamente el reactivo de grupo del grupo III. Igualmente que para la separación de los cationes del grupo II, la cuestión sobre el valor del pH necesario para la precipitación de los cationes del grupo III por el sulfuro de amonio, resulta en gran parte predeterminada, porque en las soluciones (NH4)2S es prácticamente hidrolizado totalmente.

NH 4+¿+S2−¿+H

2O❑

⇔

HS−¿+NH

4OH ¿

¿ ¿

Sistemas Coloidales

El proceso de precipitación se complica frecuentemente debido a la formación de soluciones coloidales como resultado de la formación de estas soluciones, las sustancias correspondientes poco solubles (por ejemplo los cationes del grupo III) no pueden ser separadas de la solución ni por centrifugación ni por filtración. Así, el objetivo de toda la operación –la separación de los iones- no se logra.

Para evitar este inconveniente hace falta tomar ciertas precaución destinadas a prevenir la formación de soluciones coloidales o a destruirlas si estas ya se formaron.

Recordaremos que representan las soluciones coloidales y cuáles son sus propiedades más importantes para la química analítica.

Si se dispersan las partículas minúsculas de una sustancia en otra sustancia, se formara un sistema disperso. El conjunto de las partículas separadas de ese sistema se llama fase dispersa y la sustancia en la que estas están repartidas se denomina medio de dispersión.

Los sistemas dispersos se distinguen entre sí primeramente por su grado de dispersión, o sea, por las dimensiones de las partículas. Cuanto más pequeñas sean estas partículas, tanto mayor se considerará el grado de dispersión, y viceversa. Si las partículas de la fase dispersa son mayores que 100 nm, el sistema disperso correspondiente se llama suspensión, en el caso de que las partículas son sólidas y emulsión, en el caso de que son líquidas.



Coprecipitación

Los precipitados cuando se separan de la solución adsorben en su superficie tantos iones comunes como extraños.

En particular es de gran e efecto la adsorción por las partículas coloidales sumamente desarrolladas. El analista debe tomar en consideración el fenómeno de absorción, especialmente para la identificación de cantidades pequeñas (“trazas”) de impurezas. Durante las reacciones de precipitación estas pequeñas cantidades de impurezas con frecuencia son íntegramente arrastradas por el precipitado y no pueden ser identificadas en la solución.

El tipo de iones extraños que adsorbe el precitado en cada caso concreto depende, en gran parte, de las condiciones de precipitación

La práctica ha demostrado que a menudo primeramente se adsorben los iones constituyentes de partículas coloidales determinadas, que durante este proceso adquieren una carga eléctrica de signo correspondiente. Dichas partículas, cargadas de electricidad, al coagular arrastran consigo al precipitado los iones extraños de carga opuesta. Así, cuando el hidróxido férrico precipita en un medio amoniacal, las partículas de Fe(OH)3 adsorbiendo OH-1 adquieren una carga negativa y debido a esto, durante la coagulación arrastran al

precipitado diferentes cationes, por ejemplo Mg2+¿ ,Ca2+¿¿ ¿, y sobre todo Co2+¿ , Mn2+¿ ,¿2+¿¿¿ ¿, etc., lo

que se debe tener en cuenta analizando los cationes del grupo III.

Por el contrario, cuando el hidróxido férrico es precipitado en un medio débilmente ácido,

las partículas de Fe(OH)3, debido a la adsorción de iones Fe(OH )2+¿¿

o de Fe(OH )2+¿¿ se

cargan positivamente. Gracias a esto el precipitado adsorbe de la solución diferentes

aniones (Cl−¿ , SO42−¿ ,etc .¿¿). Tal arrastre por el precipitado de sustancias extrañas que de por sí,

en condiciones de experimento, no precipitan por la acción del agente precipitante dado, se denomina coprecipitación.

Hidrólisis de las Sales

La hidrólisis de las sales juega un papel importantísimo en el análisis. Así, el pH de muchas soluciones de sales depende de su hidrólisis. Si estas sales se emplean como agentes precipitantes, su exceso determinará en grado considerable el pH de la solución y, por consiguiente, la totalidad de la precipitación. Estos casos ya se aclararon en el estudio de la precipitación de los cationes de los grupos analíticos IV y III mediante sus reactivos de grupo. Con frecuencia se observa que en consecuencia de la hidrólisis de los reactivos en lugar de formarse algunas sales pocos solubles (como Al2S3, Cr2(CO3)3, etc.) sucede un desprendimiento de hidróxidos de los metales correspondientes (Al(OH)3, Cr(OH)3, etc).



Todos estos casos demuestran con evidencia que en el estudio de la química analítica al fenómeno de hidrólisis se ha de prestar atención especial.

Determinación del ph del medio en el curso de análisis cualitativo

En algunos casos el control previo del medio con ayuda de un indicador no es suficiente. Por ello, en el análisis cualitativo se utilizaran otros métodos más exactos de determinación de la concentración de los iones hidrógeno o ph, se usan potenciómetros ph-metros de laboratorio dedicados a la medición del ph de las diluciones acuosas.

Uno de los métodos mas sencillos es el método colorimetrito, este se basa en el uso de los reactivos que cambian de color en concentración de iones hidrógeno. Tales reactivos adquieren el nombre de indicadores.

Mezclas amortiguadores y su utilización en la química analítica

Si la disolución de algún ácido o álcali se le añade entonces, por supuesto la concentración de iones hidrógeno o hidroxilo, respectivamente disminuye pero, si cierta cantidad se añade la mezcla de ácido acético y acetato de sódico o a la mezcla de amoníaco y cloruro amónico, la concentración de iones hidrógeno o hidroxilo no cambiará.

La propiedad de mantener invariable la concentración de iones hidrógeno después de la dilución y también después de la adición de pequeñas cantidades de ácidos o álcali fuertes es conocida bajo el nombre de acción amortiguadoras. Las diluciones que ejercen acción amortiguadora, se denominan disoluciones amortiguadoras, o mezclas amortiguadoras.

Semejantes mezclas se pueden considerar como mezclas de electrolitos que contienen iones comunes.



1. GRUPO DEL HIERRO (grupo IIIA)

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 frío se obtienen los nitratos ferroso 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.

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2

Fe H2SO4 (dil.) → FeSO4 + H2

2Fe +6H2SO4 (conc.) → Fe2(SO4)3 + 6H2O + 3SO2

4Fe + 10HNO3 (frio,dil.) → 4Fe(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

fe + 4HNO3 (conc.) → Fe(NO3)3 + NO + 2H2O

4Fe + 10HNO3 → 4Fe(NO3)2 + N2O + 5H2O

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 ácido clorhídrico (diluido o concentrado) con desprendimiento de hidrógeno. Con hidróxidos alcalinos se forma una solución de aluminato.

2Al + 4H2SO4 → Al2(SO4)3 +SO2 + 2H2O

2Al + 6HCl → 2AlCl2 + 3H2

2Al + 2NaOH + 2H2O → 2NaAlO2 + 3H2

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 acido 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.

2. GRUPO DEL ZINC (grupo IIIB)

Coblato, 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 cobaltoso, 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.



Co2O3 + 6HCl → 2CoCl2 + Cl2 + 3H2O


Niquel, Ni

El niquel 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.

Ni2O3 + 6HCl → 2NiCl2 + 3H2O + Cl2

Manganeso, Mn

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.



Mn + 2HCl → MnCl2 + Mn

MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O

Mn2O2 + 8HCl → 3MnCl2 + Cl2 + 4H2O

2MnO3 + 4H2SO4 → 4MnSO4 + O2 + 4H2O

2Mn3O4 + 6H2SO4 → 6MnSO4 + O2 + 4H2O

2MnO2 + 2H2SO4 → 2MnSO4 + O2 + 2H2O

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.

Zn + H2SO4 → ZnSO4 +H2

4Zn + 10HNO3 → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

4Zn + 10HNO3 → 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O

3Zn + 8HNO3 → 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Zn + 2H2SO4 → ZnSO4 + SO2 + 2H2O

Zn + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2

Se conoce solamente una serie de sales que provienen del óxido ZnO.



PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

1. Recibimos una solución que contiene los cloruros de los metales del grupo III, añadimos gotas de NH4Cl (4-5), no observamos cambio alguno, luego alcalinizamos la solución, en este momento observamos una sustancia gelatinosa pardo-verdusca que posteriormente cambiará a un color oscuro ante la adición de Na2S. Filtramos y desechamos la solución pasante.



2. El Precipitado obtenido contiene CoS, NiS, FeS, MnS, Al(OH)3, Cr(OH)3, ZnS; Lavamos el precipitado con 10 ml de HCl 1.2 N, agite el contenido del vaso y filtre. Conserve la solución filtrada.

3. El precipitado obtenido en 3 está formado por: CoS, NiS; se divide en dos partes:

Reconocimiento del cobalto:

Con ayuda de un alambre de platino (o micrón) y bórax sólido se prepara una perla y se

adhiere a la parte del precipitado.

La cual adquiere un color azul tanto en llama reductora como en llama oxidante.


Borax


Reconocimiento del Níquel:

Disuelva la parte restante de precipitado con unos 8 ml de agua regia,

Alcalinice la solución con NH4OH 15N (con unas 12 gotas bastan), si observa formaciones

de azufre filtre, en caso contrario agregue gotas de dimetilglioxima hasta la formación de

un precipitado rojo-cereza.


Agua regia


4. La solución filtrada de 2) es recibida en un vaso y contiene FeCl2, AlCl3, CrCl3, ZnCl2, y

alcalinícela con Na2CO3 (sólido).

Solución Agregar Carbonato de Sodio

Luego agregue una pequeña cantidad de Na2O2 (sólido), agitamos suavemente el

contenido del vaso, observe la formación de un precipitado. Caliente unos segundos,

enfriamos y filtramos. Conserve la solución filtrada.



5. El precipitado obtenido en 4) está formado por Fe(OH)2, MnO2 (probablemente con algo

de Co(OH)3 Ni(OH)3 se divide en dos partes:

Reconocimiento del fierro:

Disuelva el precipitado el vaso con gotas de HCl 12N, caliente unos segundos. Enfríe.

Diluimos la solución y la pasamos a un tubo de ensayo y agregue gotas de K 4Fe(OH)6

observe el precipitado obtenido de color azul conocido como azul de prusia.



Reconocimiento del manganeso:

Preparamos una perla de NaCO3 y algo de precipitado.

Calentamos directamente en la llama oxidante luego retiramos la perla e

incorporamos cristales de KClO3 y seguimos calentando unos

segundos, una perla de color verde nos indicará la presencia del

manganeso.

6. La solución filtrada de 4) contiene NaAlO2, Na2CrO4, Na2ZnO2. Acidificamos la solución con HNO3 6N.



Luego agregamos gotas de NH4Cl 5N., finalmente alcalinizamos la solución con NH4OH 15N.

Calentamos por unos segundos y observamos la formación de un precipitado blanco gelatinosa

de Al(OH)3, filtramos.

Precipitado en papel filtro

7. La solución restante contiene (NH4)2CrO4, Zn(NH3)6(NO3)2. Pasamos la solución a un vaso,

acidificamos con CH3COOH 17N. Luego añadimos gotas (10-15) de NH4CH3COO.



Calentamos hasta hervir la solución, en este momento le añadimos gota a gota de BaCl2 y

observamos la formación de un precipitado. Filtramos.

8. La

solución

pasante

contendrá Zn(CH3COO)2. Luego le añadimos gotas de Na2S(ac) y observamos precipitado

blanquecino que corresponde a ZnS.



OBSERVACIONES Y RECOMENDACIONES

Es necesario tener en cuenta la temperatura de la llama del mechero de gas al efectuar el ensayo de perlas coloreadas,cobalto y manganeso.

La coloración de la perla del Borato de Cobalto es de color azul obscuro.

La coloración de la perla del Borato de Manganeso es de color verde azulado en su oxidación a permanganato.

La coloración del precipitado del níquel es rojo escarlata.

El PH en medio alcalino amoniacal es de 9, el sulfuro amónico que tiene PH 9.3 precipita por completo todos los sulfuros e hidróxidos de los cationes del III grupo analítico.



CONCLUSIONES

La mayoría de los compuestos de cationes del III grupo son poco solubles en agua .

Son solubles en agua todos los cloruros, bromuros, yoduros, nitritos, nitratos, acetatos, sulfatos, tiocianatos, cromatos de cinc, aluminio manganeso y hierro.

Los cationes de este grupo no son precipitados por los reactivos correspondientes a los grupos I y II; pero son precipitados en solución alcalizada con hidróxido de amonio en presencia de cloruro de amonio por sulfuro de cloruro de amonio

La formación de perlas constituye un método de identificación de cationes

Al tercer grupo pertenecen los cationes de carga triple : Al3+, Cr3+, Fe3+y los cationes de carga doble Co2+, Fe2+, Ni2+, Mn2+, Zn 2+ . los cationes de este grupo precipitan en un medio débilmente alcalino, bajo la acción del reactivo del grupo (NH4)2S formando sulfuros e hidróxidos ya vistos.

El hierro (Fe2+) es obtenido en un precipitado azul oscuro (azul de Prusia) al añadir el K4Fe (CN)6, ocurriendo primero la oxidación del Fe (II) a Fe (III) a la vez que se forma el ferrocianuro.

Al agregarle a la solución Na2S, los únicos que precipitan como sulfuros son el Co, Ni, Fe, Mg y el Zn; los demás en forma de hidróxidos (Al(OH)3, Cr(OH)3 ).

Para el reconocimiento del níquel utilizamos el compuesto orgánico Dimetilglioxima.



CUESTIONARIO

PREGUNTA N°01:

a) Indique brevemente y con toda claridad ¿Cómo se efectúa la precipitación completa o total del cuarto grupo?

A la muestra recibida se le agrega NH4OH + NH4Cl + Na2S de lo cual nos quedará un precipitado color oscuro y la solución pasante serán los cationes de otros grupos. En el precipitado obtendremos CoS – NiS - FeS – MnS – ZnS - Al(OH)3 - Cr(OH)3 a los cuales se tratan con Se trata con HCl (1.2 N) quedando de residuo CoS – NiS, al CoS se le identifica mediante la perla con ayuda de bórax (azul oscuro) y para identificar la precipitación de Niquel es mediante la reacción de agua regia NH4OH, dimetilglioxioma (rojo cereza). Continuando con la solución pasante después de agregar HCl nos queda FeCl2 – AlCl3 CrCl3, ZnCl3 – MnCl2 y adicionando Na2CO3 + Na2O2 se caliente y se filtra quedando como residuo Fe(OH)2 - MnCl2, al hierro se le añade HCl (calentar) más K4Fe(CN)6 generándose Azul de Prusia; para el manganeso identificamos con la perla con ayuda de Na2CO3 - KClO3 (color verde). De otro lado a la solución pasante NaAlO2 - Na2CrO4 - Na2ZnO4 se le añade HNO3 + NH4OH + NH4Cl y al calentar queda como residuo Al(OH)3 (prec. Blanco gelatinoso) identificando la precipitación del aluminio. Siguiendo con la solución pasante tenemos (NH4)2CrO4 - Zn(NH3)6(NO3)2 al cual se añade CH3COOH + (NH4)CH3COO Acidificándolo luego hervir y Añadir BaCl2 generándome un precipitado amarillo BaCrO4 y en la solución obtenida tenemos Zn(C2H3O2)2, al cual le agregamos Na2S generándose un precipitado blanco de ZnS identificando al catión Zn+1 y así determinamos la precipitación de los cationes de manera breve y concisa.

b) El precipitado anterior se sometía al lavado, con la solución indicada. ¿En qué momento de la marcha analítica es preciso volver a lavar? ¿Por qué?

En la marcha analítica hay momentos en los cuales el precipitado se vuelve a lavar con compuestos como NH4Cl, Na2S, HCl y agua regia, todos estos reactivos sirven ya sea para alcalinizar y acidificar la solución a tratar ya sea para que algunos compuestos reaccionen en medio básico y otros en medio ácido generando un ambiente de reacción estable y de

completa precipitación ya que la mayoría de compuestos son insolubles en agua, pero son precipitados en solución alcalizada con hidróxido de amonio en presencia de cloruro de amonio por sulfuro de cloruro de amonio y Al agregarle a la solución inicial Na2S, los únicos que precipitan como sulfuros son el Co, Ni, Fe, Mg y el Zn; los demás en forma de hidróxidos (Al(OH)3, Cr(OH)3 ).



PREGUNTA N°02:

Los cationes de este grupo cuando están por separado en la forma química adecuada, se le puede hacer la prueba de la flama, dando cada uno de ellos, un color característico.

a) Indique ¿Qué color produce cada catión?

En la marcha analítica obtuvimos dos colores de flama o llama los cuales corresponden al Cobalto cuya llama característica fue de color azul, y para el reconocimiento del manganeso que de manera igual al del cobalto se preparó una perla con bórax para generar un compuesto y la calcinarlo me genere una llama de color verde para el manganeso.

b) A los compuestos, que obtuvimos de esos cationes ¿Se le puede hacer directamente la prueba de la flama? ¿Por qué?

La respuesta es que algunas sustancias fundidas en el extremo del hilo de platino da unas perlas que toman diferentes colores según las sustancias que se agreguen en pequeña cantidad y según el carácter oxidante o reductor de la llama empleada. Las perlas pueden ser acidas (bórax, sal de fosfato) o alcalinas (carbonatos de sodio o potasio)

Cuando una muestra sólida inorgánica es sometida a un calentamiento en la flama ésta se oxida o se reduce. Para poder identificar los productos de la oxidación o la reducción se requiere de un medio que sea capaz de absorberlos y retenerlos; si la sustancia tiene color se utiliza el bórax (Na2B407 10H2O), pero si es incolora o blanca se usa la sal de fosfato de sodio y amonio (NaNH4 HPO4). Estas dos sustancias al calentarse se deshidratan y funden produciendo unas perlas vítreas transparentes.

Si éstas se calientan nuevamente sin llegar a la fusión y se ponen en contacto con unas partículas de muestra, la perla las absorbe y al calentarla actúa como ácido formando los boratos y ortofosfatos de los cationes con los que se combina.

Si el catión tiene varios números de oxidación, el color que se produce en la perla en la zona oxidante puede ser diferente al que se produce en la zona reductora; estos colores son característicos de cada catión.

En la reacción se toma el precipitado de 3MnO(OH)2 y se calcina intensamente con presencia de perlas de Na2CO3 y KClO3 la formación de una perla de color verde, confirma la presencia de manganeso

3MnO(OH)2 + 3Na2CO3 + KClO3 → 3Na2MnO4 + KCl

+ 3H2O↑ + 3CO2↑



Comunmente ocurre en el laboratorio la siguiente reacción identificando así la presencia de manganeso mediante la prueba de la flama:

2MnO2 + O2 + 2Na2CO3 → 2Na2MnO4 + 2CO2

PREGUNTA N°6: Escribir las ecuaciones químicas balanceadas y sus respectivas reacciones.

Aluminio:

2AlCl3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2

AlCl3 + 3NH4OH → Al(OH)3 + 3H2O

2AlCl3 + 3NaS + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2S + 6NaCl

Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O

AlCl3 + Na2CO3 → 2NaAlO2 + CO2 + 3H2O

Cromo:

CrCl3 + 3NH4OH → Cr(OH)3 + 3H2O + Cl2

2CrCl3 + 3Na2S + 6H2O → 2Cr(OH)3 + 3H2O + 6NaCl

2CrCl3 + 3Na2O2 + 4NH4OH → 2Na2Cr +6NH4Cl+ 2H2O

Níquel:

Ni2O3 + 6HCl → 2NiCl2 + 3H2O + Cl2

NiCl2 + NH4OH → Ni(OH)Cl + NH4Cl

Ni(OH)Cl + 7NH4OH → (Ni(NH3)6)(OH) + 6H2O + NH4Cl

NiCl2 + NaS → NiS + 2NaCl



Cobalto:



CoCl2 + NH4OH → Co(OH)Cl + NH4Cl

CoCl2 + Na2S → CoS + 2NaCl

Manganeso:

Mn + 2HCl → MnCl2 + H2

MnCl2 + 2NH4OH → Mn(OH)2 + 2NH4Cl

MnCl2 + Na2S + xH2O → MnS.xH2O + 2NaCl

Zinc:

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

ZnCl2 + 2NH4OH → Zn(OH)2 + 2NH4Cl

Zn(OH)2 + 6NH4OH → (Zn(NH3)6)(OH)2 + 6H2O

ZnCl2 + NaS → ZnS + 2NaCl

2C4H8O2N2 + NiSO4 + 2NH4OH → C8H4O4N4Ni + (NH4)2SO4 + 2H2O



Hierro:

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2

FeCl3 + 3NH4OH → Fe(OH)3 + 3NH4Cl

2FeCl3 + 3Na2S → Fe2S3 + 6NaCl

4FeCl3 + 3K4(Fe(CN)6) → Fe4(Fe(CN)6)3 + 12KCl

PREGUNTA N°7: Para el análisis del alumbre de amonio comercial, se ha tomado una muestra de 0,8563 gr y se ha obtenido un precipitado de Al2 O3, oxido de aluminio de 0,0914gr. Calcule el tanto por ciento del hidrato cristalino químicamente puro, en la muestra.

Muestra: 0,8563 gr → Al2O3 ↓↓

0,0914 gr

Según la reacción:

Al NH 4(SO¿¿4)2 .12H 2 O+…→ Al2O3+…¿

Cuya relación es de 1:1

453g

mol→102 g/mol

X → 0,0914 gr

→ X=453 × 0,0914102

=0,405923 gr

El (%) de alumbre de amonio en la muestra es: 0,406

0,8563× 100 %

Rpta :47,4 %



PREGUNTA N°8: a) 145 ml de NH 4 OH (ac )0,5 N contiene 0,78 gr de cloruro de amonio

anhidro. Calcule el pOH de la solución.

nNH4 Cl=0,78 gr

53,5 g /mol=0,01458 mol

NH 4 Cl↔ NH 4+¿+Cl−¿¿ ¿

0,0146 mol 0,0146 mol

→Relación de 1:1, entonces las moles del ión común amonio será:

nNH4+¿=0,0146 mol ¿

→145 ml de NH 4 OH (ac )0,5 N , entonces la concentración molar es 0,5 M de NH 4 OH (ac ).

→¿

NH 4 OH (ac)↔ NH 4+¿+OH −¿ ¿¿

0,5 M 0,1 M−¿

−X+ X+X

→ 0,5−X 0,1+ X X

Datos según Tabla: K NH4 OH=1,75×10−5

K NH4 OH=¿¿

0,1 X0,5

=1,75 ×10−5 → X=8,7 × 10−5 → [ OH ]=8,7 ×10−5

→ pOH=− log [OH ]=4,06



PREGUNTA N°8: b) La muestra de carbón de piedra contiene el 8,12% de humedad y el 24,05% de sustancias volátiles inflamables. De la muestra de coque, obtenida por coquización de la muestra pesada de 1,3875 gr se obtuvo 0,208 gr de ceniza. Calcule el % del contenido de ceniza, en la muestra de carbón de piedra.

Carbón: 8,12 % Humedad , 24,05 % Sustancias volátiles

Suponiendo una masa de carbón de piedra: 100m

Masa de Coque será: 100m – 8,12m - 24,05m = 91,88m

Según los datos la muestra de coque es: 1,3875 gr; y la de ceniza es: 0,208 gr

→ 91,88 m=1,3875 → m=0,01510 gr

∴El porcentaje de ceniza en lamuestra decarbon de piedra será :

Masa decenizaMasade carbónde piedra

× 100 %=0,2081,51

×100 %=13,77 %

PREGUNTA N°9: Las Kps (constante del producto de solubilidad) del hidróxido férrico y del hidróxido de zinc, son: 4 ×10−38 y 4,5 ×10−17 respectivamente. ¿Cuál de los dos hidróxidos es más soluble? Y ¿en cuántas veces?

Fe(OH )3↔ Fe3+¿+3 OH−¿¿ ¿

S 3 S

Kps=S (3S )3=4 × 10−38

27 S4=4 ×10−38

→ S=1,962 ×10−10

Zn(OH )2↔ Zn2+¿+2OH−¿¿ ¿

S 2 S

Kps=S (2 S)2=4,5 ×10−17

4 S3=4×10−17



→ S=2,24 × 10−6

→SFe (OH )3

SZn (OH )2

=2,24 × 10−6

1,962 ×10−10 =11420,5

∴El Zn(OH )2es más soluble que el Fe(OH )3en 11420,5 veces



BIBLIOGRAFÍA

Semimicroanálisis Químico Cualitativo. V. N. Alexeiev. Ed. Mir. URSS 1975.

Química Analítica Cualitativa. Arthur I. Vogel. Editorial Karpelusz. Quinta Edición.

Buenos Aires 1974.

Hernández, A. (1995). Análisis Químico Cuantitativo. Ed. Felix Varela.


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Analisis del grupo III de cationes