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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

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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

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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.

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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

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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

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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.

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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

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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

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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.

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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

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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

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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.

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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

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4. El KCN precipita Cd (CN)2 Blanco Soluble en exceso de reactivo.

Cd2+ + 2CN- -- Cd (CN)42-

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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.

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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

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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

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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

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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.

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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-