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INFORME
Reconocimiento de Grupo de cationes II
Curso :
Laboratorio de química Orgánica II
Profesor:
ING. Pablo Calderón Bacón
Alumnos:
Canales López, Huber Omar
Semestre:
2009-II
OBJETIVOS:
Lograr el debido reconocimiento de cada uno de los elementos
que forman parte del grupo de cationes II.
Adquirir ciertos conocimientos acerca de los grupos de cationes
II durante la práctica.
Aprender a diferenciar por el debido color de cada precipitado.
INTRODUCCIÓN
El objeto de esta práctica es observar e identificar las reacciones
Características de algunos de los cationes pertenecientes al grupo II.
Los cationes de este grupo tienen la particularidad de que
forman sulfuros insolubles en ácidos diluidos.
Es el método ideal de aprendizaje para la determinación de la
presencia de un cierto ión en una solución, consiste en utilizar
reactivos específicos de dicho ión, ello implica disponer de una cierta
cantidad de reactivos, uno para cada ión, lo que es bastante difícil de
lograr. Con el fin de utilizar el mínimo número de reactivos y que
además no se produzcan interferencias, se han desarrollado las
llamadas Marchas Analíticas.
Consiste en separar cada grupo de los demás, mediante el agregado de reactivos específicos de cada grupo, los cuales precipitan los
cationes correspondientes en forma específica, es decir, el reactivo de un grupo precipita los cationes correspondientes a dicho grupo, pero
los cationes de los demás grupos quedan en solución.
II GRUPO DE CATIONES
ION MERCURIO Hg2+
La Sal
HgCl2 está poco ionizada; se disocia en HgCl+ y Cl- , pero
la consideraremos como HgCl2.
1. El H2S forma precipitado HgS.
Hg2+ + H2S - HgS + 2H+
Negro
La precipitación forma al comienzo HgCl2.2HgS por lo que el
precipitado aparece primero blanco, luego amarillento y finalmente
negro.
El HgS es el compuesto más insoluble de todos los compuestos del
mercurio. La solubilidad es aproximadamente 4.6 x 10-25g/lt.
2. El SnCl2 precipita las soluciones con pequeñas cantidades de HgCl2
originando Hg2Cl2 p. Blanco.
2HgCl2 + Sn2+ --- Hg2Cl2 + Sn4+ + 2Cl-
p. Blanco
Por adición de más SnCl2 el p. blanco se vuelve negro por
formación de Hg (metálico).
Hg2 Cl2 + Sn2+ -- 2Hg + Sn4+ + 2Cl-
Negro
3. Los HIDROXIDOS ALCALINOS precipitan HgO Amarillo
Hg2+ + 2OH- -- HgO + H2O
p. Amarillo
4. Con el NH4OH produce precipitado blanco de Hg (NH2) Cl
HgCl2 + 2NH4OH ---- HgNH2Cl + NH+4 + Cl- + 2H2O
5. El IODURO DE POTASIO precipita HGI2 Anaranjado soluble
exceso de Reactivo
Hg2+ + 2I- - HgI2
Anaranjado
HgI2 + 2I- --- HgI42-
6. Los CARBONATOS ALCALINOS Na2 CO3 precipita Carbonato
Básico Rojizo.
4HgCl2 + 4CO-3 -- HgCO3.3HgO + 3CO2 + 8Cl-
Rojizo
7. El Cu, Zn, Fe metálicos precipitan Hg Metálico.
Cu + Hg2+ -- Cu 2+ + Hg.
ION BISMUTO Bi3+
1. El H2S precipita a Bi2S3 de color pardo (marrón negruzco)
2Bi3+ + 3H2S --- Bi2S3 + 6H+
El Bi2S3 es soluble en HNO3 diluido y caliente
Bi2S3 + 2NO3- +8H+ --
2. Los hidróxidos alcalinos precipitan Bi(OH)3 de color blanco
3. Los estannitos alcalinos precipitan bismuto (Bi) de color negro. El
estannito se prepara a partir del SnCl2 con NaOH que precipita a
Sn(OH)2 de color blanco: que en exceso de reactivo (NaOH) se
disuelve el precipitado formando estannito de sodio Na2SnO2. Las
reacciones ionicas son:
Sn2+ + 2OH- -- Sn(OH)2
p. blanco
Sn (OH)2 + 2OH- -- SnO2-2 + 2H2O
Incoloro
El estannito SnO2-2 actúa sobre las sales de Bi3+
2Bi3+ + 3SnO2-2 + 6OH- -- 2Bi + 3SnO2-
3 + 3H2O
4. El KI precipita BiI3 de color pardo oscuro soluble en exceso de
reactivo formando solución amarilla o anaranjada.
Bi3+ + 3I- --- BiI3 precipitado pardo oscuro
BiI3 + I- -- BiI4 - solución amarilla
Diluyendo el BiI3 con bastante agua da pp. Anaranjado.
BiI3 + H2O -- 2H+ + 2I- + BiOI
p. anaranjado
ION CUPRICO:
1. Los Hidróxidos Alcalinos precipitan Cu (OH)2 gel azul
Cu2 + + 2OH- ---- Cu (OH)2
p. celeste gelatinoso
El Cu (OH)2 por ebullición produce CuO precipitado Negro
Cu(OH)2 Calor CuO + H2O
En presencia de ácido tartárico, ácido cítrico no precipita hidróxido al
agregar álcali, pero la solución se vuelve azul intenso, la solución
alcalina de sál cúprica con tartrato se llama SOLUCION DE FELHING
que se utiliza para reconocer el poder reductor de azúcares en
especial de la GLUCOSA.
2. El NH4OH en pequeña cantidad y en solución muy diluída precipita
Sal Básica Cu2 (OH)2SO4 color azul claro; soluble en exceso de
reactivo dando solución azul añil de Cu (NH3) 4SO4.
Cu2+ + SO42- + 2NH4OH ----CuSO4.Cu(OH)2 +NH4
2+
P.AZUL CLARO
CuSO4.Cu(OH)2 + NH42+ +2NH4OH ----2Cu(NH3)4
2+ +SO42- +8H2O
En algunos casos la reacción es tan rápida (que es muy reducida la
ionización del OH- ) que da directamente.
Cu2+ +4NH4OH ---- Cu(NH3)42+ +4H2O
3. El H2S precipita CuS de color Negro.
Cu2+ + H2S ---- CuS + 2H+
P.p. negro
El CuS es saluble en HNO3 diluida y caliente
3CuS + 2NO3-2 +8H+ ----3Cu2+ +3S +2NO + 4H2O
4. El K4 {Fe (CN)6} da un precipitado pardo rojizo.
2Cu2+ +{Fe (CN)6}4- ----Cu2{Fe (CN)6}
p. pardo rojizo
El pp. Es soluble en NH4OH originando la celeración azul.
5. El KI produce precipitado blanco de CuI con formación del Iodo
I2 que comunica color pardo a la solución.
2Cu2+ + 4I- ----2CuI +I2
P. BLANCO
6. Los Carbonatos Alcalinos precipitan Carbonato Básico.
6Cu2+ +CO32- +3H2O----3CuCO3.3Cu(OH)2 +3CO2
P. AZUL VERDOSO
Este precipitado es soluble en NH4 OH dando coloración azul y con
NaCN da incolora.
7. Los metales encima del cobre en la Serie de electro química
especialmente el Fe reducen a Cu metálico.
Cu2+ + Fe --- Fe2+ + Cu.
8. ENSAYO POR VIA SECA
Las sales especialmente Halogenuros y a{un Sulfatos humedecías en
HC1 antes de calentar dan hermoso color VERDE ESMERALDA.
ION CADMIO
1. Los HIDROXIDOS ALCALINOS precipitan Cd(OH)2 Blanco.
Cd2+ + 2OH- --- Cd (OH)2
p. Blanco
El Cd (OH) es insoluble en exceso de reactivo.
2. El NH4OH precipita Cd (OH)2 soluble en exceso de reactivo.
Cd2+ + 2NH4OH --- Cd(OH)2 + 2NH4+
Cd (OH)2 + 2NH4+ + 2NH4 OH --- cd (NH3)4
2+ + 4H2O
3. El H2S precipita CdS. Amarillo
Cd2+ + H2S - CdS +2H+
p. Amarillo
CdS es soluble en HNO3 diluido y caliente.
3CdS + 2NO3- + 8H+ - 3Cd2+ + 3S+2NO + 4H2O
4. El KCN precipita Cd (CN)2 Blanco Soluble en exceso de reactivo.
Cd2+ + 2CN- -- Cd (CN)42-
ARSENICO
El Arsénico al arder desprende un fuerte olor a ajo debido a la
formación del TRIOXIDO ARSENICO As2O3 polvo de color blanco
insoluble en agua.
El Pentoxido de Arsénico As2O5 se obtiene calentando el ácido
Arsénico. El As2O5 es soluble en agua formando el ácido arsénico:
As2O5 + 3H2O -- 2H3AsO4
Existen 2 Series de Compuestos del ARSENICO. Los compuestos
Arseniosos derivados del As2O3 y los Compuestos Arsénicos derivados
del As2O5.
Por ser anfótero el As2O3 reacciona con ácidos y con hidróxidos.
Ej.: con el HCl forma el AsCl3 y con los hidróxidos da Arsenitos.
As2O3 + 6H+ + 6Cl- ---- 2AsCl3 + 3H2O
As2O3 + 2OH- ---- 2AsO2- + H2O
As2O3 + 3H2O ----- 2H3AsO3 --- 2HAsO2 + 2H2O
---- ---
o. arsenioso m. arsenioso
AsCl3 + 2H2O ---- HAsO2 + 3H+ + 3Cl-
En el Laboratorio, se empela el As2O3 en solución acuosa con HCl
HCl
As2O3 + 3H2O -- 2H3AsO3 ---2HAsO2 + 2H2O
--- ---
También se emplea solución de Arsenito Sodio NaAsO2
Para los compuestos del Arsénico (V) se emplean los Arseniatos
Alcalinos que son los únicos solubles.
Los Óxidos del Arsénico en realidad son As4O6, As4O10 sino que por
simplicidad sus fórmulas son As2O3 As2O5.
IMPORTANTE: Todos los compuestos del Arsénico son venenosos.
COMPUESTOS ARSENIOSOS.
1. El H2S en una solución ácido de un Arsenito da As2S3
precipitado Amarillo.
As2O3 + 3H2S --- As2S3 + 3H2O
p. Amarillo
2AsCl3 + 3H2S -- As2S3 + 6H+ + 6Cl-
2HAsO2 + 3H2S - As2O3 + 4H2O
ácido débil
2ASO-2 + 3H2S + 2H+ -- As2S3 + 4H2O
El As2S3 es insoluble en HCl 12M pero soluble en Hidróxidos
Alcalinos con formación de ARSENITO y TIOARSENITO.
2As2S3 + 4OH- - AsO-2 + 3AsS-
2 + 2H2O
De esta solución precipita As2S3 Amarillo
AsO-2 + 3AsS-
2 + 4H+ - 4H+ -- 2As2S3 + 2H2O
p. Amarillo
2. El AgNO3 con las soluciones neutras de Arsenito precipita
Ag3AsO3 Amarillo (diferencia de Arseniato de Plata rojo).
AsO-2 + 3Ag+ + H2O Ag3AsO3 + 2H+
p. Amarillo
El Ag3AsO3 es soluble en HNO3 y también en NH4OH
Soluble en NH4OH Ag3AsO3+6NH4OH-3Ag NH3)+
2 + AsO3-3 + 6H2O
Soluble en HNO3 Ag3AsO3 + 3H+ 3Ag+ + H3AsO3
3. La MIXTURA AMONICO – MAGNESIANA (Mgcl2, NH4OH, NH4Cl)
no precipita (a diferencia de los ARSENIATOS que sí precipita).
Mezcla magnesiana (para 500ml de solucion)
50 g. MgCl2.6H2O
50 g. NH4Cl
25 ml. NH4OH d= 0.88
4. La solución lugol (solución I2 y KI) se decolora por formación de :
AsO-2 + I2 + 2 H2O H2AsO4
- + 2 H+ + 2 I-
La reacción no es cuantitativa por el HI formado pero este se
neutraliza con HCO3-
AsO-2 + I2 + 2 HCO3
- AsO43- + 2 I- + 2 CO2 + H2O
COMPUESTOS ARSENICOS (V)
1.-El H2S precipita As2S3 formando productos intermedios como
tioarseniato H2AsO3S- el cual en presencia del ion H+ se descompone
lentamente formando HAsO2 + S + H2O
Las reacciones son:
H2AsO4 + H2S H2AsO3S- + H2O
H2AsO3S- + H+ HAsO2 + S + H2O
Ac. Débil
2HAsO2 + 3H2S As2S3 + 4 H2O
P. amarillo
Si hay gran exceso de HCl concentrado y el paso de H2S es rápido
precipita As2S5 amarillo
2 H2AsO4- + 5H2S + 2H+ As2S5 + 8 H2O
P. amarillo
2.-El AgNO3 precipita Ag3AsO4 pardo rojizo cuando la solución que
contiene al arseniato es neutra.
AsO43- + 3 Ag+ Ag3AsO4
P. pardo rojizo
El precipitado es soluble en ácidos y amoniaco
3.-la mixtura magnesiana con soluciones neutras o amoniacales
precipita NH4MgAsO4 precipitado blanco (a diferencia de los
arsenitos).
AsO43- + Mg2+ + NH4
+ NH4MgAsO4
P. blanco
A este precipitado se agrega ac. Acético y AgNO3, precipita AgAsO4
pardo rojizo
4.-los arseniatos con KI en solución acida y ausencia de oxidantes
forma I2 que puede reconocerse con cloroformo. Esta reacción
permite investigar arseniatos en presencia de arsenitos
AsO43- +2 I- + 5 H+ HAsO2 + I2 +2 H2O
5.-El molibdato de amonio y HNO3 a ebullición da precipitado amarillo
H2AsO4 + 3 NH4+ 12 MoO4
2- +22 H+ (NH4)3AsO4 (MoO3)12 + 12 H2O
P. amarillo
Esta reacción no la dan los arsenitos y sirve para diferenciarlos.
Compuestos estannicos
La sal más común es SnCl4.5H2O en solución con HCl da
probablemente acido HEXACLOROESTANNICO H2SnCl6.
1.-El H2S precipita SnS2 de color amarillo
SnCl4 + 2H2S SnS2 +4 H+ + 4 Cl-
p. amarillo
SnCl62- + 2H2S SnS2 +4 H+ + 6 Cl-
El precipitado SnS2 es soluble en (NH4)2S.
SnS2 + (NH4)2S 2 NH4+ + SnS3
2-
La solución de tioestannato precipita a SnS2 al adicionar HCl
SnS32- + 2H+ SnS2 + H2S
2.-Con los hidróxidos alcalinos forman precipitado blanco Sn (OH)4
pero es soluble en exceso de reactivo formando estannato.
SnCl4 + 4 OH- Sn (OH)4 + 4 Cl-
Sn (OH)4 + 2 OH- SnO32- +3 H2O
3.-El HgCl2 no forma precipitado a diferencia de los compuestos
estannosos.
4.-El Hierro reduce las sales estannicas a estannosas.
SnCl4 + Fe Fe2+ + Sn2+ + 4 Cl-
SnCl62- + Fe Fe2+ + Sn2+ + 6 Cl-