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UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CALLAO FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Escuela Profesional de Ingeniería Química

“REACCIONES DE IDENTIFICACION DE CATIONES GRUPO 3” Fe2+, Fe 3+ , Co 2+ ,Ni2+, Al3+ , Cr3+ , Mn2+ Zn2+ Laboratorio de Química Analítica Cualitativa

DOCENTE: Ing. Gabriel Gaspar Maria GRUPO HORARIO: 92G INTEGRANTES: - Llacsa Lázaro, Patricia, Paola

1426115056

- Montes Huachaca, Katiuska Mirsa. 1616125511 - Rivas Alejandro, Joselin Katherin. 1616125232 - Vásquez Edquen, Nancy Rocío. 1616135026 SEMESTRE: 2018-A

Laboratorio de Quimica Analitica Cualitativa

FIQ - UNAC

INDICE

I.

Introducción……………………………………………..…………………..3

II.

Objetivos…………………………………………………..…………………4

III.

Marco teórico……………………………………………..…………………5

IV.

Materiales y reactivos…………………………………….……………….11

V.

Parte Experimental……………………………………….………………..12

VI.

Resultados y Análisis…………………………………….………………..15

VII.

Conclusiones…………………………………………….…………………30

VIII.

Recomendaciones…………………………………….…………………..31

IX.

Bibliografía………………………………………………..………………..32

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Laboratorio de Quimica Analitica Cualitativa I.

FIQ - UNAC

INTRODUCCION

Los iones de los metales del grupo del aluminio-níquel, conocidos como el tercer grupo, forman

ya sea sulfuros o hidróxidos (ambos insolubles), en una solución

que se a hecho ligeramente alcalina con amoníaco, a la cual se le agregan iones sulfuros. También se adiciona NH4Cl con objeto de "bufferizar" la solución contra una concentración excesivamente alta de iones oxidrilo proveniente sólo del amoniaco, lo cual podría ocasionar la precipitación de hidróxidos de elementos de los grupos subsecuentes. Por lo cual este informe está basado en dar a conocer la forma de analizar y reconocer este grupo de cationes.

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Laboratorio de Quimica Analitica Cualitativa

II.

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OBJETIVOS

 Reconocer el aluminio (Al3+) en sus diferentes reacciones como catión. Así también observar si presenta precipitado o no sabiendo su solubilidad de dicho catión. Usando los reactivos adecuadamente y analizando cada reacción resultante.  Reconocer el mercurio (Cr3+) en sus diferentes reacciones como catión. Así también observar si presenta precipitado o no sabiendo su solubilidad de dicho catión. Usando los reactivos adecuadamente y analizando cada reacción resultante.

 Analizar la solubilidad de dichos cationes con un ácido y a la vez con una base de los cationes Ni²+ y Zn²+.

 Conocer y aplicar el método analítico de identificación cualitativa de iones en solución acuosa conocido como Marcha analítica de los cationes Cobalto (𝐶𝑜+2 ) y Manganeso (𝑀𝑛+2 ). 

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Laboratorio de Quimica Analitica Cualitativa III.

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MARCO TEORICO

Química analítica: La Química Analítica puede definirse como la ciencia que desarrolla y mejora métodos e instrumentos para obtener información sobre la composición y naturaleza química de la materia. Dentro de la Química Analítica se incluye el Análisis Químico que es la parte práctica que aplica los métodos de análisis para resolver problemas relativos a la composición y naturaleza química de la materia.

Reactivos químicos: Los reactivos químicos se clasifican en generales y especiales. Los reactivos generales son comunes a un número grande de especies y se utilizan habitualmente para separaciones en grupos iónicos como acontece en las denominadas Marchas Analíticas. Los reactivos especiales actúan sobre muy pocas especies químicas y se emplean para ensayos de identificación o reconocimiento. Los reactivos especiales pueden ser: selectivos o específicos, según que actúe sobre un grupo pequeño de especies o bien sobre una sola.

Los reactivos específicos son muy escasos, pero un reactivo que tenga una selectividad definida puede hacerse específico variando convenientemente las condiciones del ensayo. Los reactivos generales son casi todos inorgánicos. Los reactivos especiales son, generalmente, de naturaleza orgánica.

Además de estos dos tipos de reactivos existen otros que se usan esporádicamente y que podemos englobar en la denominación común de reactivos auxiliares. Grupo 3: Los cationes de este grupo no son precipitados por los reactivos de grupo correspondientes a los grupos I y II pero son precipitados, en solución alcalinizada con hidróxido de amonio, en presencia de cloruro de amonio por sulfuro de amonio. Estos cationes con excepción del aluminio y cromo que son precipitados como hidróxidos debido a la hidrólisis total de sus sulfuros en solución acuosa, precipitan como sulfuros. El hierro, aluminio y cromo son precipitados como hidróxidos por la

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solución de hidróxido de amonio en presencia de cloruro de amonio, mientras que los otros metales del grupo permanecen en solución y pueden ser precipitados después por el sulfuro de amonio. Por eso es común subdividir este grupo en el grupo del hierro (hierro, aluminio y cromo) o grupo IIIA y en el grupo de Zinc (níquel, cobalto, manganeso y zinc) o grupo IIIB El producto de solubilidad (Kps): se define como la constante de equilibrio de la reacción química en la que aparece un sólido iónico como reactivo y sus correspondientes iones disueltos en agua como productos.

GRUPO III Este grupo está integrado por los iones cobalto (Co2+), níquel (Ni

2+),

hierro II y III

(Fe2+y Fe3+), cromo (Cr3+), aluminio (Al3+) , zinc (Zn2+) y manganeso (Mn2+). En éste grupo los cationes precipitan al hacerlos reaccionar con sulfuro de amonio en medio neutro o amoniacal. Los cationes de este grupo no son precipitados por los reactivos de grupo correspondientes a los grupos I y II pero son precipitados, en solución alcalinizada con hidróxido de amonio, en presencia de cloruro de amonio por sulfuro de amonio. Estos cationes con excepción del aluminio y cromo que son precipitados como hidróxidos debido a la hidrólisis total de sus sulfuros en solución acuosa, precipitan como sulfuros. El hierro, aluminio y cromo son precipitados como hidróxidos por la solución de hidróxido de amonio en presencia de cloruro de amonio, mientras que los otros metales del grupo permanecen en solución y pueden ser precipitados después por el sulfuro de amonio. Por eso es común subdividir. 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 [Fecha]

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Laboratorio de Quimica Analitica Cualitativa

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de hidrógeno y formación de sal ferrosa, con ácido sulfúrico concentrado y caliente se produce dióxido de azufre y sulfato férrico. Con ácido nítrico diluido en frio se obtienen los nitratos ferrosos y de amonio, mientras que con ácido más concentrado se produce sal férrica y el óxido nitroso u óxido nítrico, según sean las condiciones experimentales. El ácido nítrico concentrado no reacciona con ácido nítrico diluido ni desplaza el cobre de una solución de sal de cobre. Fe + 2HCl→ FeCl2 + H2 Fe+ H2SO4 (dil.) → FeSO4 + H2 2Fe +6H2SO4 (conc.) → Fe2(SO4)3 + 6H2O + 3SO2 4Fe + 10 HNO3 (frio,dil.) → 4Fe(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O Fe + 4 HNO3 (conc.) → Fe(NO3)3 + NO + 2H2O 4Fe + 10HNO→3 4 Fe(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

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2Al + 2NaOH + 2H2O →2NaAlO2 + 3H2  CROMO, Cr El cromo es un metal blanco, cristalino, es poco dúctil y maleable. El metal es soluble en ácido clorhídrico produciendo un cloruro cromoso, CrCl2, azul en ausencia de aire, pues si no se forma el cloruro crómico, CrCl3, se desprende hidrógeno. El ácido sulfúrico diluido reacciona en forma similar formando sulfato cromoso, CrSO 4, en ausencia de aire y sulfato crómico, Cr2(SO4)3, en presencia del aire. El ácido sulfúrico concentrado y el nítrico concentrado o diluido motivan la pasividad del metal. GRUPO DEL ZINC (grupo IIIB)  COBALTO, Co El cobalto es un metal magnético de color gris acerado. Se disuelve lentamente en ácido sulfúrico o clorhídrico diluido en caliente, y más rápidamente en ácido nítrico, formando compuestos cobaltosos que provienen del óxido de 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 Co3O4 + 8HCl →3CoCl2 + Cl2 + 4H2O  NIQUEL, Ni El níquel es un metal duro, blanco plateado, es dúctil, maleable y muy tenaz. Los ácidos clorhídrico o sulfúrico diluidos o concentrados lo atacan lentamente, el ácido nítrico diluido lo disuelve fácilmente, pero si es concentrado motiva su pasividad. Solamente se conoce una serie de sales estables, las niquelosas provenientes del óxido niqueloso o verde, NiO. Existe un óxido niquélico negro pardusco, Ni2O3, pero este se disuelve en ácidos formando compuestos niquelosos. Ni2O3 + 6HCl →2NiCl2 + 3H2O + Cl2

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 MANGANESO, Mn El manganeso es un metal grisáceo de apariencia similar al hierro fundido. Reacciona con el agua caliente dando hidróxido de manganoso ehidrógeno. 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 dehidrógeno. 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

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Laboratorio de Quimica Analitica Cualitativa

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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

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Laboratorio de Quimica Analitica Cualitativa IV.

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MATERIALES Y REACITIVOS

 6 Tubos de ensayo  Gradilla  Piceta  Centrifugadora  Pinza  Solución de NaOH 1M y 6M  Solución de NH4OH 1M y 6M  Solución KCN  Solución de KI  Solución de K2CrO4  Solución de HCl (6M)  Solución de HNO3 (6M)  Solución de Na2CO3  Solución de K4Fe(CN)3  Solución de KSCN  Solución de Na2S (6M)  Solución de KNO2  Aluminon  Solución de Na2HPO4  Solución de H2O2 al 3%  Dimetilglioxima  Solución de NaF

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Laboratorio de Quimica Analitica Cualitativa V.

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PARTE EXPERIMENTAL

ZINC (Z𝒏+𝟐 ) 1. MP + NH₄OH 1M, gota a gota hasta obtener precipitado (observar); agregar NH₄OH 6M hasta disolver, llevar a la campana y agregar Na2S. 2. MP + NaOH 1M, gota a gota hasta obtener precipitado (observar). Separar en dos porciones ensayar la solubilidad del precipitado en acido fuerte 6M e NaOH 6M. 3. MP + R₄[Fe(CN)₆] observar. Ensayar la solubilidad del precipitado con ácido fuerte 6M e NaOH 6M. 4. MP + KCN gota a gota la formación de precipitado. Luego agregar exceso de reactivo. NIQUEL (N𝒊+𝟐 ) 1. MP + NH₄OH 1M, gota agota hasta obtener precipitado (observar), luego añadir NH₄OH 6M agitando hasta disolver (observar). 2. MP + NaOH 6M, gota a gota hasta formación de precipitado, (observar) luego añadir 5 gotas de exceso. 3. MP + Na₂CO₃ gota a gota hasta formación de precipitado. 4. MP + NH₄OH 6M + 2-3 gotas de DMG. Observar. 5. MP + KCN, hasta obtener precipitado. Agregar exceso de reactivo. Observar. 6. MP + Na2HPO4 Ensayar la solubilidad en ácido 6M e NaOH 6M. COBALTO (𝑪𝒐+𝟐 ) 1. MP + NaOH 6M, gota a gota hasta formación de precipitado. Calentar, luego agregar 2-3 gotas de H2O2 al 3% (observar). 2. MP + NH4OH 6M, gota a gota hasta formación de precipitado (observar), luego añadir exceso de NH4OH 6M (observar el color de la solución), luego agregar 2-3 gotas de H2O2.

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Laboratorio de Quimica Analitica Cualitativa

FIQ - UNAC

3. MP + 10 gotas NH4SCN ò KSCN 0,5M + 8 gotas de alcohol amílico agitar y observar. 4. MP + KCN gota a gota hasta obtener precipitado. Agregar exceso de reactivo. Observar. 5. MP + Na2HPO4 (hidrofosfato sódico). Ensayar la solubilidad en ácido 6M e NaOH 6M. MANGANESO (Mn2+)

1. MP + NaOH 6M, hasta formación de precipitado (observar), agregar 5 gotas en exceso, agitar, observar, luego agregar 2-3 gotas de H2O2 al 3% (observar). 2. MP + NH4OH 6M hasta formación de precipitado (observar). 3. MP + KCN hasta obtener precipitado. Luego añadir exceso de reactivo. HIERRO (Fe2+) 1. MP + NaOH 6M, gota a gota hasta formación de precipitado (observar). 2. MP + NH4 OH(ac) 6M, gota a gota hasta formación de precipitado (observar), luego añadir 3 gotas de H2O2 al 3%, agitar la mezcla y observar. HIERRO (Fe3+) 1. MP + NaOH 6M, gota a gota hasta formación de precipitado (observar). Ensayar la solubilidad del pp en exceso de reactivo precipitante. 2. MP + NH4OH 6M, gota a gota hasta formación de precipitado (observar). Agregar exceso de reactivo (5 gotas). Ensayar la solubilidad del precipitado en HCl 6M. 3. MP + 𝐾4 [𝐹𝑒(𝐶𝑁)6 ] observar. Ensayar la solubilidad del precipitado con HNO3 e NaOH 6M. 4. MP + KSCN, agitar y observar. Agregar NaF, agitar, observar. 5. MP + KCN lentamente hasta obtener pp. Agregar exceso de reactivo

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Laboratorio de Quimica Analitica Cualitativa

FIQ - UNAC

ALUMINIO (Al3+) 1.

MP + NaOH 1M hasta obtener formación de precipitado (Observar), Separar el precipitado en 2 porciones y ensayar la solubilidad del precipitado en NaOH 6M y H2SO4 6M.

2.

MP + NH₄OH 6 M hasta formación del precipitado.

3.

MP + 3 gotas de HCCH3O2 +2-3 gotas de solución de aluminón al 0,1%, calentar BM. Luego agregar 3 gotas de NH₄OH 6 M y 3-4 gotas de solución de (NH4)2CO3. Observar

4.

MP + Na2CO3 hasta obtener precipitado.

5.

MP + Na2HPO4 hasta formación de precipitado. Ensayar la solubilidad en un ácido fuerte.

ION CROMO (Cr3+) 1.

MP + NaOH 1M hasta obtener precipitado, observar. Separar en dos tubos porciones de muestra y ensayar la solubilidad en NaOH y HCl 6M.

2.

MP + NaOH 1 M hasta obtener precipitado, observar, agregar NaOH 6M, agitar y observar, luego agregar 3-4 gotas de H2O2 al 3% agitar y calentar en BM por 5 min, observar la coloración de la solución, enfriar y luego añadir BaC2H3O2 o BaCl2 Observar.

3.

MP + NH₄OH 6 M hasta formación del precipitado. Observar.

4.

MP + Na2HPO4 hasta obtener precipitado. Ensayar la solubilidad en acido fuerte 6M.

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Laboratorio de Quimica Analitica Cualitativa

VI.

FIQ - UNAC

RESULTADO Y ANALISIS

ZINC (Z𝒏+𝟐 ) 1. MP + NH₄OH 1M, gota a gota hasta obtener precipitado (observar); agregar NH₄OH 6M hasta disolver, llevar a la campana y agregar Na2S. Se forma una solución lechosa con pp blanco. 𝑍𝑛2+ + 2𝑁𝐻3 + 2𝐻2 𝑂 → 𝑍𝑛(𝑂𝐻)2 ↓ +2𝑁𝐻4 Al agregarle NH₄OH 6M, se torna una solución transparente, es soluble. 𝑍𝑛(𝑂𝐻)2 ↓ +2𝑁𝐻3 + 𝐻2 𝑂 → 𝑍𝑛(𝑁𝐻3 )2 + 𝐻2 𝑂 + 2𝑂𝐻 − Al agregarle Na2S en la campana; notamos que se forma un pp blanco. 𝑍𝑛(𝑁𝐻3 )2 + 𝑁𝑎2 𝑆 → 𝑍𝑛𝑆 ↓ +2𝑁𝑎(𝑁𝐻)3

2. MP + NaOH 1M, gota a gota hasta obtener precipitado (observar). Separar en dos porciones ensayar la solubilidad del precipitado en acido fuerte 6M e NaOH 6M. Se observa un pp blanco. 𝑍𝑛2+ 2𝑂𝐻 − → 𝑍𝑛(𝑂𝐻)2 ↓ Al separar la solución y probar la solubilidad en H2SO4 y NaOH nos da soluciones transparentes y resulta soluble. 𝑍𝑛(𝑂𝐻)2 ↓ +𝑆𝑂42− → 𝑍𝑛(𝑆𝑂4 )2 + 𝑂𝐻 − 𝑍𝑛(𝑂𝐻)2 ↓ +2𝑂𝐻 − → [𝑍𝑛(𝑂𝐻)4 ]2−

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3. MP + R₄ [Fe(CN)₆] observar. Ensayar la solubilidad del precipitado con ácido fuerte 6M e NaOH 6M.

Observamos una solución ligeramente verde con pp verde claro. 2𝑍𝑛2+ + [𝐹𝑒(𝐶𝑁)6 ]4− → 𝑍𝑛2 [𝐹𝑒(𝐶𝑁)6 ] ↓ Con H2SO4, obtenemos pp blanco turbio. Es insoluble. 𝑍𝑛2 [𝐹𝑒(𝐶𝑁)6 ] ↓ +𝑆𝑂4 → 𝑍𝑛𝑆𝑂4 ↓ Con NaOH, obtenemos pp blanco. Es insoluble. 𝑍𝑛2 [𝐹𝑒(𝐶𝑁)6 ] ↓ +𝑂𝐻 − → 𝑍𝑛(𝑂𝐻)2 ↓

4. MP + KCN gota a gota la formación de precipitado. Luego agregar exceso de reactivo. Se forma una solución blanca. 𝑍𝑛2+ + 𝐶𝑁 − → 𝑍𝑛(𝐶𝑁)2 ↓ Con el exceso de reactivo observamos que se forma una solución totalmente incolora. 𝑍𝑛(𝐶𝑁)2 ↓ +𝐶𝑁 − → 𝑍𝑛(𝐶𝑁)3

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Laboratorio de Quimica Analitica Cualitativa

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NIQUEL (N𝒊+𝟐 ) 1. MP + NH₄OH 1M, gota agota hasta obtener precipitado (observar), luego añadir NH₄OH 6M agitando hasta disolver (observar). Se obtiene una solución ligeramente verde, con pp verde. 𝑁𝑖 2+ + 6𝑁𝐻3 + 2𝐻2 𝑂 → 𝑁𝑖(𝑂𝐻)2 ↓ +2𝑁𝐻4 Agregamos NH₄OH y el pp se disolverá. 𝑁𝑖(𝑂𝐻)2 ↓ +2𝑁𝐻3 + 𝐻2 𝑂 → 𝑁𝑖(𝑁𝐻3 )2 + 2𝑂𝐻 − + 𝐻2 𝑂

2. MP + NaOH 6M, gota a gota hasta formación de precipitado, (observar) luego añadir 5 gotas de exceso. Solución gelatinosa con pp verde. 𝑁𝑖 2+ + 2𝑂𝐻 − → 𝑁𝑖(𝑂𝐻)2 ↓ Con exceso del reactivo, el pp se disuelve. 𝑁𝑖(𝑂𝐻)2 ↓ +2𝑂𝐻 − → [𝑁𝑖(𝑂𝐻)4 ]2−

3. MP+ Na₂CO₃ gota a gota hasta formación de precipitado.

Se forma pp blanco. 𝑁𝑖 2+ +𝐶𝑂32− → 𝑁𝑖(𝐶𝑂3 )2 ↓

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Laboratorio de Quimica Analitica Cualitativa

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4. MP + NH₄OH 6M + 2-3 gotas de DMG. Observar.

Se torna una solución ligeramente azulada. 𝑁𝑖 2+ + 6𝑁𝐻3 + 2𝐻2 𝑂 → 𝑁𝑖(𝑂𝐻)2 ↓ 2𝑁𝐻4

5. MP + KCN, hasta obtener precipitado. Agregar exceso de reactivo. Observar.

Solución verde agua. 𝑁𝑖 2+ + 𝐶𝑁 − → 𝑁𝑖(𝐶𝑁)2 ↓ Con el exceso del reactivo, es soluble. 𝑁𝑖(𝐶𝑁)2 ↓ +𝐶𝑁 − → 𝑁𝑖(𝐶𝑁2 )2

6. MP + Na2HPO4 Ensayar la solubilidad en ácido 6M e NaOH 6M. Solución con pp verduzca celeste. 𝑁𝑖 2+ + 𝐻𝑃𝑂42− → 𝑁𝑖𝑃𝑂4 ↓ +𝐻 + En HCl resulta soluble. 𝑁𝑖𝑃𝑂4 ↓ +𝐻𝐶𝑙 → 𝑁𝑖𝐶𝑙 + 𝐻𝑃𝑂4 En NaOH resulta insoluble. 𝑁𝑖𝑃𝑂4 ↓ +2𝑂𝐻 − → 𝑁𝑖(𝑂𝐻) ↓ +𝐻𝑃𝑂4

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Laboratorio de Quimica Analitica Cualitativa

FIQ - UNAC

COBALTO (𝑪𝒐+𝟐 ) 1. MP + NaOH 6M, gota a gota hasta formación de precipitado. Calentar, luego agregar 2-3 gotas de H2O2 al 3% (observar). 𝑪𝒐(𝑵𝑶𝟑 )𝟐(𝒂𝒄) + 𝐍𝐚𝐎𝐇(𝐜𝐜) → 𝑪𝒐(𝑶𝑯)𝑵𝑶𝟑(𝒔) ↓ +𝟐𝑵𝒂+ 𝐩. 𝐩. 𝐚𝐳𝐮𝐥 ∆

𝑪𝒐(𝑶𝑯)𝑵𝑶𝟑(𝒔) ↓ +𝐍𝐚𝐎𝐇(𝐜𝐜) → 𝑪𝒐(𝑶𝑯)𝟐(𝒔) ↓ +𝐍𝐚𝐍𝐎𝟑(𝐚𝐜) 𝐩. 𝐩. 𝐫𝐨𝐬𝐚

Al combinar el catión con hidróxido de sodio se apreció un precipitado de color azul que es una sal básica pero después de calentarlo cambio a un color rosa ya que se formó el hidróxido cobaltoso insoluble en agua 𝟐𝑪𝒐(𝑶𝑯)𝟐(𝒔) + 𝐇𝟐 𝐎𝟐(𝐚𝐜) → 𝟐𝑪𝒐(𝑶𝑯)𝟑(𝒔) ↓ 𝐩. 𝐩 𝐦𝐚𝐫𝐫ó𝐧

2. MP + NH4OH 6M, gota a gota hasta formación de precipitado (observar), luego añadir exceso de NH4OH 6M (observar el color de la solución), luego agregar 2-3 gotas de H2O2.

𝑪𝒐(𝑵𝑶𝟑 )𝟐(𝒂𝒄) + 𝐍𝐇𝟒 𝐎𝐇(𝐚𝐜) → 𝑪𝒐(𝑶𝑯)𝑵𝑶𝟑(𝒔) ↓ +𝑵𝑯𝟒 + 𝒑 . 𝒑. 𝒂𝒛𝒖𝒍

𝑪𝒐(𝑶𝑯)𝑵𝑶𝟑(𝒔) + 𝐍𝐇𝟒 𝐎𝐇(𝐜𝐜) → 𝑪𝒐[𝑵𝑯𝟑 ]𝟔

𝟐+

+ 𝑯𝟐 𝑶(𝒍) + 𝑵𝑶𝟑 −

𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏 𝒗𝒆𝒓𝒅𝒐𝒔𝒂

Al combinar el catión con hidróxido de amonio se apreció un precipitado de color azul. 𝟐𝑪𝒐[𝑵𝑯𝟑 ]𝟔

𝟐+

+ 𝐇𝟐 𝐎𝟐(𝐚𝐜) → 𝟐𝑪𝒐[𝑵𝑯𝟑 ]𝟔𝟑+ + 𝟐𝑶𝑯− 𝐬𝐨𝐥𝐮𝐜𝐢ó𝐧 𝐫𝐨𝐣𝐢𝐳𝐚

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3. MP + 10 gotas NH4SCN ò KSCN 0,5M + 8 gotas de alcohol amílico agitar y observar.

𝑪𝒐𝟐+ + 𝟒𝑲𝑺𝑪𝑵(𝒂𝒄) + 𝒂𝒍𝒄𝒐𝒉𝒐𝒍 𝒂𝒎𝒊𝒍𝒊𝒄𝒐 → 𝑪𝒐[𝑺𝑪𝑵]𝟒

𝟐−

+ 𝟒𝑲+

𝐬𝐨𝐥𝐮𝐜𝐢ó𝐧 𝐚𝐳𝐮𝐥

Al agregar la solución tiocianato y alcohol amílico agitamos y notamos la aparición de dos fases en el tubo en la primera la fase orgánica la solución era de color azul debido esta la fase acuosa de color rosa donde está el catión cobalto sin reaccionar. 4. MP + KCN gota a gota hasta obtener precipitado. Agregar exceso de reactivo. Observar.

𝑪𝒐𝟐+ + 𝟐𝐊𝐂𝐍(𝐚𝐜) → 𝑪𝒐(𝑪𝑵)𝟐(𝒔) ↓ +𝟐𝑲+ 𝐩. 𝐩. 𝐫𝐨𝐣𝐨 𝐩𝐚𝐫𝐝𝐨

Con este reactivo se forma un precipitado rojo pardo de cianuro cobaltoso, insoluble en agua. 𝑪𝒐(𝑪𝑵)𝟐(𝒔) + 𝟒𝐊𝐂𝐍(𝐚𝐜) → 𝑪𝒐[𝑪𝑵]𝟔

𝟒−

+ 𝟒𝑲+

𝐩. 𝐩. 𝐦𝐚𝐫𝐫ó𝐧

Con exceso de reactivo se forma el complejo cianurado con una solución color pardo, vemos que el complejo es más estable que el precipitado.

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MANGANESO (Mn2+) 1. MP + NaOH 6M, hasta formación de precipitado (observar), agregar 5 gotas en exceso, agitar, observar, luego agregar 2-3 gotas de H2O2 al 3% (observar).

𝑴𝒏𝟐+ + 𝟐𝑵𝒂𝑶𝑯(𝒂𝒄) → 𝑴𝒏(𝑶𝑯)𝟐(𝒔) ↓ +𝟐𝑵𝒂+ 𝐩. 𝐩. 𝐛𝐥𝐚𝐧𝐜𝐨

𝑴𝒏(𝑶𝑯)𝟐(𝒔) ↓ +𝟐𝑵𝒂𝑶𝑯(𝒂𝒄) → 𝒊𝒏𝒔𝒐𝒍𝒖𝒃𝒍𝒆 Al combinar el catión con hidróxido de sodio se apreció un precipitado de color blanco que es el hidróxido de manganeso (II) 𝟐𝑴𝒏(𝑶𝑯)𝟐(𝒔) + 𝐇𝟐 𝐎𝟐(𝐚𝐜) → 𝟐𝑴𝒏𝑶(𝑶𝑯)𝟑(𝒔) ↓ +𝑯𝟐 𝟎 p.p.pardo oscuro casi negro -burbujeo

2. MP + NH4OH 6M hasta formación de precipitado (observar). 𝑴𝒏𝟐+ + 𝟐𝐍𝐇𝟒 𝐎𝐇(𝐚𝐜) → 𝑴𝒏(𝑶𝑯)𝟐(𝒔) ↓ +𝟐𝑵𝑯𝟒 + 𝐩. 𝐩 . 𝐛𝐥𝐚𝐧𝐜𝐨

𝑴𝒏(𝑶𝑯)𝟐(𝒔) ↓ +𝐍𝐇𝟒 𝐎𝐇(𝐚𝐜) → 𝒊𝒏𝒔𝒐𝒍𝒖𝒃𝒍𝒆 Con exceso de reactivo el precipitado no desaparece por lo tanto decimos que es insoluble en exceso.

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Laboratorio de Quimica Analitica Cualitativa

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3. MP + KCN hasta obtener precipitado. Luego añadir exceso de reactivo. 𝑴𝒏𝟐+ + 𝟐𝐊𝐂𝐍(𝐚𝐜) → 𝑴𝒏(𝑪𝑵)𝟐(𝒔) ↓ +𝟐𝑲+ Con este reactivo se forma un precipitado pardo amarillo de cianuro de manganeso (II), insoluble en agua. 𝑴𝒏(𝑪𝑵)𝟐(𝒔) + 𝟒𝐊𝐂𝐍(𝐚𝐜) → 𝑴𝒏[𝑪𝑵]𝟔

𝟒−

+ 𝟒𝑲+

𝐬𝐨𝐥𝐮𝐜𝐢ó𝐧 𝐚𝐦𝐚𝐫𝐢𝐥𝐥𝐞𝐧𝐭𝐚

𝟒𝑴𝒏[𝑪𝑵]𝟔

𝟒−

+ 𝑶𝟐(𝒈) + 𝐇𝟐 𝐎(𝐥) → 𝟒𝑴𝒏[𝑪𝑵]𝟔

𝟑−

+ 𝟒𝑶𝑯

−

𝐬𝐨𝐥𝐮𝐜𝐢ó𝐧 𝐫𝐨𝐣𝐢𝐳𝐚

Nota : EL O2 ambiental oxida rápidamente al 𝑴𝒏[𝑪𝑵]𝟔 𝟒− en 𝑴𝒏[𝑪𝑵]𝟔

𝟑−

de color rojizo.

HIERRO (𝑭𝒆𝟐+ ) 1. MP + NaOH 6M, gota a gota hasta formación de precipitado (observar). 𝑭𝒆𝟐+ + 𝟐𝐍𝐚𝐎𝐇(𝐜𝐜) → 𝑭𝒆(𝑶𝑯)𝟐(𝒔) ↓ +𝟐𝑵𝒂+ Al combinar el catión con hidróxido de sodio se apreció un precipitado de color blanco que es hidróxido ferroso insoluble en agua con un valor de 𝑲𝒑𝒔 = 𝟒. 𝟖𝟕 × 𝟏𝟎−𝟏𝟕 . Este bajo valor hace que las concentraciones de los cationes la alcancen fácilmente y precipite. Si lo dejamos reposar el Fe2+ pasa a Fe3+ por acción del oxígeno y precipita como un sólido rojizo pardo de hidróxido férrico, pero lo que se observo fue un precipitado negro que es la combinación de los dos hidróxidos o también conocido como magnetita. (𝑭𝒆𝟑 𝑶𝟒 ∙ 𝒙𝑯𝟐 𝑶) 𝟒𝑭𝒆(𝑶𝑯)𝟐(𝒔) + 𝑶𝟐(𝒈) + 𝟐𝐇𝟐 𝐎(𝐥) → 𝟒𝑭𝒆(𝑶𝑯)𝟑(𝒔) ↓

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2. MP + 𝐍𝐇𝟒 𝐎𝐇(𝐚𝐜) 6M, gota a gota hasta formación de precipitado (observar), luego añadir 3 gotas de H2O2 al 3%, agitar la mezcla y observar. 𝑭𝒆𝟐+ + 𝟐𝐍𝐇𝟒 𝐎𝐇(𝐚𝐜) → 𝑭𝒆(𝑶𝑯)𝟐(𝒔) ↓ +𝟐𝑵𝑯𝟒 + + Al combinar el catión con hidróxido de sodio se apreció un precipitado de color blanco que es hidróxido ferroso insoluble en agua con un valor de 𝑲𝒑𝒔 = 𝟒. 𝟖𝟕 × 𝟏𝟎−𝟏𝟕 Con exceso de reactivo se aplica el efecto del ion común los iones amonio disminuyen la concentración de los iones oxhidrilo hasta que no alcance el producto de solubilidad del precipitado de hidróxido ferroso. 𝑵𝑯𝟒 + + 𝑶𝑯− → 𝐍𝐇𝟒 𝐎𝐇(𝐚𝐜) 𝑭𝒆(𝑶𝑯)𝟐(𝒔) → 𝑭𝒆𝟐+ + 𝟐𝑶𝑯− Al agregarle peróxido de hidrogeno se notó la aparición de un precipitado pardo rojizo que es el hidróxido férrico insoluble en agua con un valor de 𝑲𝒑𝒔 = 𝟐. 𝟕𝟗 × 𝟏𝟎−𝟑𝟗 , aquí hay una reacción de tipo redox donde el peróxido actúa c.omo agente oxidante pasando hierro 2+ a 3+. Esta reacción es espontanea pero lenta y con el peróxido se acelera. 𝟐𝑭𝒆(𝑶𝑯)𝟐(𝒔) + 𝐇𝟐 𝐎𝟐(𝐚𝐜) → 𝟐𝑭𝒆(𝑶𝑯)𝟑(𝒔) ↓

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HIERRO (𝑭𝒆𝟑+ ) 1. MP + NaOH 6M, gota a gota hasta formación de precipitado (observar) Ensayar la solubilidad del pp en exceso de reactivo precipitante 𝑭𝒆𝟑+ + 𝟑𝐍𝐚𝐎𝐇(𝐜𝐜) → 𝑭𝒆(𝑶𝑯)𝟑(𝒔) ↓ +𝟑𝑵𝒂+

Al combinar el catión con hidróxido de sodio se apreció un precipitado de color marrón rojizo que es hidróxido férrico insoluble en agua con un valor de 𝑲𝒑𝒔 = 𝟐. 𝟕𝟗 × 𝟏𝟎−𝟑𝟗 . 𝑭𝒆(𝑶𝑯)𝟑(𝒔) + 𝟐𝑵𝒂𝑶𝑯(𝒂𝒄) → 𝑿𝑿𝑿

Con exceso de reactivo el precipitado no cambio en nada por lo que se concluye que es insoluble en exceso de este. 2. MP + 𝑵𝑯𝟒 𝑶𝑯 6M, gota a gota hasta formación de precipitado (observar). Agregar exceso de reactivo (5 gotas). Ensayar la solubilidad del precipitado en HCl 6M. 𝑭𝒆𝟑+ + 𝟑𝐍𝐇𝟒 𝐎𝐇(𝐚𝐜) → 𝑭𝒆(𝑶𝑯)𝟑(𝒔) + 𝟑𝑵𝑯𝟒 +

Al combinar el catión con hidróxido de amonio se apreció un precipitado de color marrón rojizo gelatinoso que es hidróxido férrico insoluble en agua con un valor de 𝑲𝒑𝒔 = 𝟐. 𝟕𝟗 × 𝟏𝟎−𝟑𝟗 . 𝑭𝒆(𝑶𝑯)𝟑(𝒔) + 𝐍𝐇𝟒 𝐎𝐇(𝐜𝐜) → 𝑿𝑿𝑿 Con exceso de reactivo el precipitado no cambio en nada por lo que se concluye que es insoluble en exceso de este. 𝑭𝒆(𝑶𝑯)𝟑(𝒔) + 𝟑𝑯𝑪𝒍(𝒄𝒄) → 𝑭𝒆𝑪𝒍𝟑(𝒂𝒄) + 𝟑𝐇𝟐 𝐎(𝐥)

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Con ácido clorhídrico el precipitado desaparece ya que formamos una reacción de neutralización produciéndose la sal de cloruro férrico y agua la solución se vuelve amarilla. 3. MP + 𝑲𝟒 [𝑭𝒆(𝑪𝑵)𝟔 ](𝒂𝒄) observar. Ensayar la solubilidad del precipitado con HNO3 e NaOH 6M 𝟒𝑭𝒆𝟑+ + 𝟑𝑲𝟒 [𝑭𝒆(𝑪𝑵)𝟔 ](𝒂𝒄) → 𝑭𝒆𝟒 [𝑭𝒆(𝑪𝑵)𝟔 ]𝟑(𝒔) ↓ +𝟏𝟐𝑲+

Al combinar con ferrocianuro se observó la aparición de un precipitado azul intenso que es el ferrocianuro férrico (“azul de Prusia”) insoluble en agua por su valor de 𝑲𝒑𝒔 = 𝟑. 𝟑 × 𝟏𝟎−𝟒𝟏 . 𝑭𝒆𝟒 [𝑭𝒆(𝑪𝑵)𝟔 ]𝟑(𝒔) + 𝑯𝑵𝑶𝟑(𝒂𝒄) → 𝑿𝑿𝑿 

Con ácido nítrico el precipitado no sufrió cambio aparente, se concluye que este solido es insoluble en acido. 𝑭𝒆𝟒 [𝑭𝒆(𝑪𝑵)𝟔 ]𝟑(𝒔) + 𝟏𝟐𝑵𝒂𝑶𝑯(𝒄𝒄) → 𝟑𝑵𝒂𝟒 [𝑭𝒆(𝑪𝑵)𝟔 ](𝒂𝒄) + 𝟒𝑭𝒆(𝑶𝑯)𝟑(𝒔)



Con hidróxido de sodio el precipitado desaparece y se forma un precipitado marrón rojizo que es el hidróxido férrico, aquí vemos que el ferrocianuro férrico es soluble en hidróxidos alcalinos

4. MP + 𝐍𝐇𝟒 𝐒𝐂𝐍(𝐚𝐜) ó KSCN, agitar y observar. Agregar NaF, agitar, observar

𝑭𝒆𝟑+ + 𝟔𝐍𝐇𝟒 𝐒𝐂𝐍(𝐚𝐜) → 𝑭𝒆[𝑺𝑪𝑵]𝟔

𝟑−

+ 𝟔𝑵𝑯𝟒 +

Al agregar el tiocianato de amonio notamos que la solución adquiero una tonalidad rojo intenso debido a la formación del complejo de tiocianato férrico. 𝑭𝒆[𝑺𝑪𝑵]𝟔

𝟑−

+ 𝟔𝑵𝒂𝑭(𝒂𝒄) → [𝑭𝒆𝑭𝟔 ]𝟑− + 𝟔𝑵𝒂𝑺𝑪𝑵(𝒄𝒄)

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Cuando agregamos fluoruro de sodio la solución cambio de color, de rojo a incoloro ya que se forma el complejo de hexafluoruro férrico acaparando toda la concentración del ion Fe, este complejo es más estable que el tiocianato. 5. MP + KCN lentamente hasta obtener pp. Agregar exceso de reactivo

FeCl3 + 6 KCN = K3Fe(CN)6 + 3 KCl Al agregar el tiocianato de potasio vemos q la solución de adquiere una solución naranja amarillento ya que forma un complejo de hexacianoferrato de potasio y cloruro de potasio. Al agregar e exceso de reactivo vemos q no hay reacción, por tanto no es soluble.

ALUMINIO (Al3+) 1. MP + NaOH 1M hasta obtener formación de precipitado (Observar), Separar el precipitado en 2 porciones y ensayar la solubilidad del precipitado en NaOH 6M y H2SO4 6M. Se obtiene una precipitado blanco de hidróxido de Aluminio Al(OH)3. 𝐴𝑙 3+ + 3𝑂𝐻 − → 𝐴𝑙(𝑂𝐻)3 ↓ + 𝐻2 𝑂 Al ensayar la solubilidad en Hidróxido de sodio (NaOH) 6M disuelve formando Tetraoxidó aluminato soluble. 𝐴𝑙(𝑂𝐻)3 ↓ +𝑂𝐻 − → [𝐴𝑙(𝑂𝐻)4 ]− Al ensayar la solubilidad en Acido Sulfúrico (H2SO4) 6M no se disuelve el precipitado de hidróxido de Aluminio Al(OH)3 insoluble. 𝐴𝑙(𝑂𝐻)3 ↓ +𝑆𝑂3−2 → 𝑁𝑂 𝐻𝐴𝑌 𝑅𝐸𝐴𝐶𝐶𝐼𝑂𝑁 2. MP + P + NH₄OH 6 M hasta formación del precipitado.

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Al realizarse la reacción se obtiene

un precipitado blanco

hidróxido de Aluminio Al(OH)3. 𝐴𝑙 +3 + 3𝑁𝐻3 + 3𝐻2 𝑂 → 𝐴𝑙(𝑂𝐻)3 ↓ +3𝑁𝐻4+

3. MP + 3 gotas de HCCH3O2 +2-3 gotas de solución de aluminón al 0,1%, calentar BM. Luego agregar 3 gotas de NH₄OH 6 M y 3-4 gotas de solución de (NH4)2CO3. Observar Se obtiene una reacción con

precipitado rosa-rojizo

de

acetato básico de Aluminio. 𝐴𝑙 +3 + 3𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂− + 2𝐻2 𝑂 → 𝐴𝑙(𝑂𝐻)2 𝐶𝐻3 𝐶𝑂 ↓ +2𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂− .

4. MP+ Na2CO3 hasta obtener precipitado. Se obtiene un precipitado blanco de hidróxido de Aluminio Al(OH)3. 𝐴𝑙 +3 + 3𝐻2 𝑂 ↔ 𝐴𝑙(𝑂𝐻)3 ↓ +3𝐻 + 𝐶𝑂3−2 + 2𝐻 + → 𝐻2 𝐶𝑂3 → 𝐻2 𝑂 + 𝐶𝑂 ↑ 5. MP + Na2HPO4 hasta formación de precipitado. Ensayar la solubilidad en un ácido fuerte.

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Se obtiene un precipitado blanco gelatinoso

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de fosfato de

Aluminio AlPO4. 𝐴𝑙 3+ + 𝐻𝑃𝑂42− ↔ 𝐴𝑙𝑃𝑂4 ↓ +𝐻 + Al ensayar la solubilidad en Ácido Sulfúrico (H2SO4) 6M se disuelve el precipitado de hidróxido de fosfato de Aluminio AlPO 4 Soluble. Ello solo se da con ácidos fuerte e NaOH. CROMO (Cr3+)

1.

MP + NaOH 1M hasta obtener precipitado, observar. Separar en dos tubos porciones de muestra y ensayar la solubilidad en NaOH y HCl 6M.

Se obtiene un precipitado verduzco-amarillento

de

hidróxido de cromo Cr(OH)3. 𝐶𝑟 3+ + 3𝑂𝐻 − → 𝐶𝑟(𝑂𝐻)3 ↓ Al ensayar la solubilidad en hidróxido de sodio (NaOH) 6M se obtiene que es soluble en exceso de reactivo. 𝐶𝑟(𝑂𝐻)3 ↓ +𝑂𝐻 − ↔ [𝐶𝑟(𝑂𝐻)4 ]− Al ensayar la solubilidad en ácido clorhídrico (HCl) 6M se obtiene que es soluble, En distintos ácidos. 𝐶𝑟(𝑂𝐻)3 ↓ +𝐻𝐶𝑙 ↔ 𝐶𝑟𝐶𝑙3 + 𝐻𝑂2 2.

MP + NaOH 1 M hasta obtener precipitado, observar, agregar NaOH 6M, agitar y observar, luego agregar 3-4 gotas de H2O2 al 3% agitar y calentar en BM por 5 min, observar la coloración de la solución, enfriar y luego añadir BaC2H3O2 o BaCl2 Observar.

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Al realizarse la reacción Se obtiene un precipitado verduzco-amarillento de hidróxido de cromo Cr(OH)3. 𝐶𝑟 3+ + 3𝑂𝐻 − → 𝐶𝑟(𝑂𝐻)3 ↓ Al ensayar la solubilidad en hidróxido de sodio (NaOH) 6M se obtiene que es soluble en exceso de reactivo. Se observa con color de solución verde esmeralda. 𝐶𝑟(𝑂𝐻)3 ↓ +𝑂𝐻 − ↔ [𝐶𝑟(𝑂𝐻)4 ]− Agregar 3-4 gotas de H2O2 al 3% agitar y calentar en BM por 5 min, observar la coloración de la solución, enfriar y luego añadir BaCl2. Se obtiene una solución amarilla. 2[𝐶𝑟(𝑂𝐻)4 ]− + 3𝐻2 𝑂2 + 2𝑂𝐻 − → 2𝐶𝑟42− + 8𝐻2 𝑂 3.

MP + NH₄OH 6 M hasta formación del precipitado. Observar.

Se obtiene una reacción con precipitado verde- gris

de

hidróxido de cromo Cr(OH)3. 𝐴𝑙 +3 + 3𝑁𝐻3 + 3𝐻2 𝑂 → 𝐶𝑟(𝑂𝐻)3 ↓ +3𝑁𝐻4+

4.

MP + Na2HPO4 hasta obtener precipitado. Ensayar la solubilidad en acido fuerte 6M. Se obtiene un precipitado verde de fosfato de cromo CrPO4. 𝐶𝑟 3+ + 𝐻𝑃𝑂42− ↔ 𝐶𝑟𝑃𝑂4 ↓ +𝐻 + Al ensayar la solubilidad en Ácido Sulfúrico (H2SO4) 6M se disuelve el precipitado de fosfato de cromo CrPO4 Soluble. Ello solo se da con ácidos fuerte

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Laboratorio de Quimica Analitica Cualitativa VII.

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CONCLUSIONES

 En la experiencia realizada en el laboratorio con el Zinc se observó qué con una base de 1M se pone de color blanco la solución, así mismo el Níquel con una base de 1M se torna una solución ligeramente verde.  Se pudo concluir que las reacciones para iones de Aluminio, que al agregar ácido fuetes como el ácido sulfúrico es soluble con una reacción de fosfato pero cuando se agregan ácidos débiles no es soluble. La mayoría de los precipitados para el aluminio son blancos.  Comprobamos que una forma de detectar sin realizar ninguna prueba química si nuestra muestra contiene algunos cationes es por el color que presenta como el hierro de color amarillo en su forma de Fe3+, y los cationes Ni2+ y Cr3+ son de color verde y el Co2+ de color rosa, así que no necesitaríamos hacer pruebas para comprobar su presencia solo con el color de la solución se sabría.  El hidróxido cobaltoso se oxida fácilmente con el oxígeno del aire pasando a su mayor estado de oxidación, esto se ve por el color del solido formado.  Se pudo concluir que las reacciones para iones de cromo, que al agregar ácido fuetes como el ácido sulfúrico es soluble con una reacción de fosfato pero cuando se agregan ácidos débiles no es soluble. La mayoría de los precipitados para el aluminio verduzco- amarillentos.

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Laboratorio de Quimica Analitica Cualitativa VIII.

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RECOMENDACIONES

 Se recomienda que después de cada ensayo en los tubos aparte de lavarlos se debería agregar solución de HNO3 con el fin de eliminar alguna sal restante.  Se recomienda guardar los reactivos de acuerdo a su reactividad ya que por precaución un ácido no puede estar junto a una base.

 Para trabajar con la centrifugadora se debe usar tubos de igual volumen, colocándolos en posición uno delante de otro y por seguridad deberían taparlos.  Se recomienda trabajar con tubos en buen estado, libre de ralladuras ya que permite observar mejor los precipitados formados.

 Se recomendaría para mayor seguridad además de trabajar en la campana extractora se debería usar guantes para prevenir lesiones por salpicadura de ácidos concentrados o de sulfuro de sodio.

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Laboratorio de Quimica Analitica Cualitativa IX.

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BIBLIOGRAFIA

1. Química General - Raymond Chang - 6ta Edición 2. Química Analítica Cualitativa- Arthur I. Vogel- Editorial Kapeluz- Buenos Aires. 3. Tomado de: http://es.wikipedia.org/wiki/Marcha_anal%C3%ADtica 4. Durán, A. “Marcha analítica o sistemática para la determinación de cationes y aniones”. Consultado el 7 de abril de 2016. 5. Burriel, F; Lucena, F; Arribas, S; Hernández. Química Analítica Cualitativa.

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