2 Div. Cationes

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ANÁLISIS SISTEMATICO DE LA SEGUNDA DIVISIÓN DE CATIONES

1. INTRODUCCIÓN

Así como el primer grupo de cationes se caracterizó por la insolubilidad de sus cloruros, el II grupo tiene como reactivo precipitante el H2S en un medio moderadamente ácido (Ph = 3). grupo

vuelve a aparecer

En este

++

el Pb , debido a que en el primer grupo precipita solamente una

cantidad menos a un miligramo por mililitro de solución y en el caso del ión mercurioso del primer grupo se oxida a mercúrico y no precipita como cloruro sino que los hace hasta el segundo como sulfuro. Para verificar la precipitación del grupo II es necesario tener en cuenta algunos factores como son: a) La acidez ( concentración de iones hidrógeno) b) La ionización de H2S c) Las constantes del producto de solubilidad de los sulfuros del II y III grupos. e) La formación de sales básicas. Así de las diversas clasificaciones propuestas, la más popular y satisfactorio desde el punto de vista de la práctica de laboratorio, de la industria y de la aplicación de la teoría de las soluciones, es la que se basa en precipitaciones sucesivas con ion Cl-, ion S= en medio ácido, S= en medio básico y ion CO3-2, tenemos

Ubicación en la tabla periódica

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d) El efecto del ión común en el equilibrio del H2S y

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Para realizar un estudio de las diferencias y similitudes químicas y físicas de los iones en solución, sólo tendremos en cuenta aquellos elementos considerados comunes y/o importantes o de con una abundancia relativamente alta en la naturaleza. Segunda división (Grupo 2) son aquellos cationes cuyos sulfuros son insolubles en ácidos diluidos. Precipitan con H2S en medio ácido 0,3 N de HCl: Cd2+, Cu2+, Pb2+, Hg2+, Bi+3, Sn2+/4+, As+3/5+, Sb3+/5+, Se4+, Te4+, Pt2+, Au+/3+

2.1.

Objetivo General  Realizar el reconocimiento de cationes de la segunda división mediante reacciones características para cada catión.

2.2.

Objetivos Específicos  Analizar las características cualitativas presentes en la identificación de los cationes del grupo 2.  Determinar las reacciones obtenidas en la identificación de Hg2+, Pb2+, Bi3+, Cd2+,Cu2+, As3+,As5+,Sb3+, Sb5+, Sn2+, Sn4+.  Verificar los colores de los iones formados.

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2. OBJETIVOS

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3. FUNDAMENTO TEORICO

Dado que el análisis cualitativo se basa en la separación de iones por medio de un reactivo general (o de grupo) utilizamos H2S en medio ácido para efectuar la separación de los cationes de la 2° división.

Vamos a ver cuál es el medio ácido óptimo para realizar dicha separación H2S

HS - + H+

K1 = 1.10-7 = [HS -] * [H+] / [H2S]

HS -

S2- + H+

K2 = 1.10-15 = [S =] * [H+] / [HS -]

H2S

S2- + 2 H+

KT = K1 * K2 = 1.10-22 = [S =] * [H+]2 / [H2S]

El H2S es un gas poco soluble en agua (una solución saturada a temperatura y presión ordinaria alcanza

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Ubicación en la tabla periódica

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solamente una concentración de 0,1M en H2S) El producto de KT * [H2S] es una constante y se la conoce como producto iónico para el H2S KT * [H2S] = K1 * K2 * [H2S] = 1.10-22 * 0,1 = 1.10-23 = [S2-] * [H+]2 (I) Esta ecuación nos muestra que al fijar la concentración de [H+] queda fijada perfectamente la [S =] y por lo tanto se controla así toda precipitación que implique el equilibrio y S2- + 2 Mey+

Me2Sy

La concentración de [H+] necesaria para evitar la precipitación de un sulfuro metálico dado, puede calcularse a partir de (I) y la Kps correspondiente. Para producir la separación entre el 2° y 3° grupo se deben comparar los Kps de los distintos sulfuros metálicos y se encuentra que el Kps del sulfuro más soluble del grupo 2° es el SnS que es del orden del 10-26 y el del más insololuble del grupo 3° es el ZnS es

HgS

Kps HgS = 10-51

ZnS

Kps ZnS = 10-24

CuS

Kps CuS = 10-36

Ce2S3

Kps Ce2S3 = 10-10

Bi2S3

Kps Bi2S3 = 10-33

NiS

Kps NiS = 10-19,5

CdS

Kps CdS = 10-27

CoS

Kps CoS = 10-21

PbS

Kps PbS = 10-28

MnS

Kps MnS = 10-13

SnS

Kps SnS = 10-26

FeS

Kps FeS = 10-18

Considerando que [Me] 10-2 Kps = 1.10-26 = [S2-] * [Sn2+] [S2-] = Kps / [Sn2+]

[S2-] = 1.10-26 / 1.10-2 = 1.10-24

[H+] = (1.10-23 / 1.10-24)½ = 3 es la [H+] en el cual comienza a precipitar el SnS ps = 1.10-24 = [S2-] * [Zn2+] [S2-] = Kps / [Zn2+]

[S2-] = 1.10-24 / 1.10-2 = 1.10-22

[H+] = (1.10-23 / 1.10-22)½ = 3.10-1 es la [H+] en el cual comienza a precipitar el ZnS en consecuencia la [H+] debe ser mayor que este último valor, pero menor que 3 para que precipite todo el SnS.

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de 10-24, es posible establecer mediante el cálculo, el pH adecuado para una buena separación entre ellos.

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0,3 < [H+] < 3

Por lo tanto Si [H+] = 0,3 M

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implica

[S2-] = 1.10-23 / (0,3)2 = 1.10-23 / 0,09 = 1,1. 10-22

[Sn2+]soluc. = Kps / [S2-] = 1.10-26 / = 1.10-22 = 1.10-4

Resulta

% [Sn2+] = 1.10-4 / = 1.10-2 = 1 % o sea que se precipita el 99% del Sn2+ inicial. Esto no es una precipitación cuantitativa la cual me pide un valor del 99,9% pero se logra una buena separación. Veamos ahora porque conviene [H+] < 3 M. Esto es porque hay una variación de acidez en el transcurso de la precipitación; pues: y H2S + 2 Mey+

Me2Sy + 2y [H+]

Supongamos que tenemos todos los cationes de 2° división y los precipitamos totalmente, el aumento de acidez (es decir el aumento de la concentración de protones) será y veces la suma de todas las

Hg2++ H2S

HgS + 2 H+

2 Bi3+ + 3 H2S

Pb2++ H2S

PbS + 2 H+

2 Sb3+ + 3 H2S

Sb2S3 + 6 H+

Cd2++ H2S

CdS + 2 H+

2 As3+ + 3 H2S

As2S3 + 6 H+

Sn2+ + H2S

SnS + 2 H+

As5+ + H2S

As3+ + Sº + 2 H+

Cu2+ + H2S

HgS + 2 H+

Sn4+ + H2S

Sn2+ + Sº + 2 H+

Sb5+ + H2S

Sb3+ + Sº + 2 H+

Mo6+ + 3 H2S

MoS3 + 6 H+

Bi2S3 + 6 H+

La concentración de [H+] será 40 veces 10-2 es decir que el aumento es de aproximadamente 0,4 M. La [H+] final estará incrementada en aproximadamente 0,4 M, y para que precipite el Zn necesito una concentración de 3 M que no debo superar. En consecuencia, para precipitar 2º de cationes necesito una concentración de [H+] = 0,3 M. Hemos hecho una discusión simplificada basándonos nada más que en los Kps, en los estados de oxidación de algunos elementos de segunda y en el producto iónico del sulfhídrico, pero en realidad es mucho más complejo, pues existen otros factores que influyen en la solubilidad modificando la [Men+] libre o la del [S2-] y estos pueden ser: 1.

Formación de compuestos clorados.

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concentraciones carga de todos los cationes. Por ejemplo si tenemos:

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Si bien en medio H2SO4 relativamente fuerte precipitan los sulfuros de Sn2+, Sb3+, estos no lo hacen en un medio clorhídrico debido a la formación de complejos del tipo: SbCl4-, SbCl63-, SnCl62-, etc. 2.

Formación de complejos con otros aniones existentes en solución (CN-, F-, Ox2-, S2-, CO32-, PO43-, etc) y por esto es que se realiza en general la solución preparada

3.

Presencia de oxidantes. Pues oxidan al H2S originando Sº que en pequeñas cantidades es beneficioso en la separación de 2 A de 2 B, pues facilita la formación de tiosales, pero no en cantidades grandes pues adsorbería en su superficie sulfuros metálicos (MeS), impidiendo de esta forma su posterior separación, disolución, etc. Si la oxidación es enérgica puede llegar a oxidar el S 2- a SO42-, lo cual precipitaría otros iones, además de disminuir la [S2-] del medio. Por esto esta sepación debe efectuarse lo más ajustado posible.

La precipitación de los sulfuros con tioacetamida es una precipitación en fase homogénea y se han postulados dos mecanismos distintos, a partir de la cinética para la reacción de precipitación de los MeS: Hidrólisis y directa

Esta catalizada por los H+ y los HO –

H2O

+

+

H2S

En este caso la solución a temperatura ambiente queda con una concentración menor que 0,1 M en H 2S (sol. sat.) corriéndose el riesgo de no precipitar completamente Sn, Cd y Pb, Además para favorecer la hidrólisis es necesario calentar, con lo cual se pierde parte del H2S formado por volatilización. Por esto se agrega un gran exceso. Por otra parte la tioacetamida es un agente reductor más poderoso que el sulfhídrico y las reacciones redox secundarias pueden ser muy importantes modificando los estados de oxidación.  Directa Este mecanismo propone que el metal reacciona directamente con la tioacetamida (TA) y el compuesto por calentamiento en medio acuoso se descompone precipitando el sulfuro correspondiente. Ejemplo:Ag(TA)4Cl

Ag2S precipitado (los complejos dan soluciones opalescentes blancas)

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 Hidrólisis:

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Los sulfuros en general tienden a dar suspensiones coloidales y en especial aquellos que tienen Kps pequeños (CuS, As2S3), por esto es que se deben lavar con un electrólito fuerte, como el NH4NO3, para que no pepticen. Debido a la estrecha relación existente entre la química del O y del S, se observa en los sulfuros un anfoterismo como el que existe en los óxidos. La disolución de los sulfuros en exceso de sulfuro originando el anión correspondiente a la tiosal o por los oxidrilos (dando oxisales), obedecen a las mismas reglas que regulan la disolución de los hidróxidos en exceso de hidroxilos. En consecuencia formarán tiosal los sulfuros de los cationes muy ácidos, o sea, los sulfuros de los elementos de valencia elevada y de poco volumen atómico. Los elementos típicos formadores de tiosales son: Ge, As, Sb, Sn (también el Mo, Se, Te y algo el Hg). Debido a esto, se separan con el agregado de sulfuros y/o de hidroxilos y se forman los subgrupos 2 A y 2 B, en otras palabras, estos sulfuros actúan como ácidos frente a las bases hidroxilo o sulfuro.

de 2 A de 2 B solo disolverán a aquellas sulfuros más ácidos y en la solución se originan mezclas de oxisal y oxosal Ejemplo:

As2S3 + 6 HO-

As2S33- + As2O33- + 3 H2O

2ª A de CATIONES El precipitado se disuelven haciendo uso al hecho de que los sulfuros metálicos pueden disolverse por la disminución de la [S2-], de la concentración de [Men+] o de ambos a la vez. La disminución de la [S2-] se consigue por la acción de los [H+] de los ácidos a que forman H2S, o de los oxidantes que dan Sº y/o SO42-, se utiliza el HNO3 aprovechando esto pues crea un medio ácido y oxidante a la vez. Empleamos estos efectos para separar a los sulfuros del grupo 2 A Se sabe que la [S2-] está en razón inversa al cuadrado de [H+]: [S2-] = K = [H2S] / [H+]2 De manera que la adición de [H+] disminuirá la [S2-], consiguiendo la disolución del sulfuro si su producto

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Debido a que los hidroxilos no poseen el carácter sulfurante, al emplear éste como reactivo en la separación

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de solubilidad no es muy elevado (Ejemplo típico Sn y Sb con HCl del subgrupo 2B). Generalmente cuanto más noble es el metal, más insoluble es el sulfuro en los ácidos y en éstos se necesita además la acción oxidante, debido a que su Kps es pequeño (Cu, Pb); en aquellos casos en que los sulfuros son muy insolubles como los de Hg, Au, Pt y Pd, se necesita además la acción conjunta de un complejante que actúe sobre la [Men+]. Esto se logra con el agregado de HCl. En la disolución nítrica se separa el Pb2+ por agregado de H2SO4 precipitándolo como PbSO4 insoluble; en esta etapa debo asegurar la eliminación completa del ácido nítrico pues éste afecta la solubilidad del sulfato de plomo. Nos aseguramos la ausencia del nítrico por el desprendimiento humos blancos (debidos al SO3 que me asegura la eliminación del NO), esto se realiza por calentamiento de la solución. La separación de Bi, Cu y Cd se basa en que uno de estos iones el Bi no forma iones complejos con el NH3 ; esto es debido a que al ser el NH3 un electrólito débil, se encuentran en solución las especies NH3, NH4+ y HO- y en consecuencia puede actuar como hidróxido y/o complejante; y como el efecto complejante es más importante que el efecto básico, éste actúa preferentemente sobre los iones Cu y Cd dando los complejos amoniacales correspondientes (todo los cationes que forman complejos amoniacales se encuentran juntos en el sistema periódico: Co, Ni, Cu, Cd, Zn, Ag, Pd y Rh). El Bi no forma complejo debido a que sus

Cd2+ + 4 NH3

Cd(NH3)42+ Ki = 2,5.10-7 Kf = 4,0.106

Cu2+ + 4 NH3

Cu(NH3)42+ Ki = 5,0.10-10 Kf = 2,0.109

El complejo amoniacal del Cu2+ es azul, por lo tanto, una solución de este color indica presencia de Cu2+. El agregado de CN- tiene por objeto evitar la interferencia del cobre durante la precipitación del Cd como sulfuro. Se obtienen los complejos cianurados correspondientes. Cd(NH3)42+ Cd2+ + 4 CN-

Cd2+ + 4 NH3

Ki = 2,5.10-7

Cd(CN)42-

Kf = 7,0.1016

Cd(NH3)42+ + 4 CN-

Cd(CN)42- + 4 NH3

K1 = 1,7.1010

Cu(NH3)42+

Cu2+ + 4 NH3

Ki = 5,0.10-10

Cu2+ + CN-

Cu+ + ½ (CN)2

Kr = 1.1010

Cu+ + 4 CN-

Cu(CN)43-

Ki = 1,4.10-17

Kf = 2.1027

Ki = 5,0.10-28

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orbitales internos se encuentran completos.

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Cu(NH3)42+ + 5 CN-

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½ (CN)2+ 4 NH3 + Cu(CN)43-

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K2 = 5,0.1027

Además la reacción entre cobre y cianuro sufre una óxido reducción dando el ion Cu(I) y el gas ½ (CN)2 en medios ácidos y básicos moderados según la reacción: Cu2+ + 2 CN-

Cu(CN)2

½ Cu2(CN)2 + ½ (CN)2

en medio de pH > 11 el producto de reacción es Cu(I) y CNO-, según la reacción: 2 Cu(NH3)42+ + 9 CN- + 2 HO-

2 Cu(CN)43- + H2O + 8 NH3 + CNO-

El desplazamiento del NH3 por el CN- es debido a la menor Ki de estos complejos. Por esta diferencia de estabilidad de estos complejos, puede hacerse la separación con el uso [H2S], debido a que el complejo Cd(CN)42- suministra una concentración de Cd2+ en solución, aún en exceso de CN-, que permite la precipitación del CdS (amarillo) con el H2S.

[Cu2+] = 1.10-2 [Cd2+] = 1.10-2 [S2-]f sol. = 1.10-2 y

[CN-]en exc. = 2.10-2

Kps = [S2-] * [Cd2+] = 1,4.10-28 Kps = [S2-] * [Cu+]2 = 2.10-47 1.10-2 = [Cu+] + Cu(CN)43[Cu+] = 1.10-2 * Ki / (Ki + [CN-]4)

1.10-2 = [Cu+] (1 + [CN-]4 / Ki) [Cu+] = 1.10-2 * 5.10-28 / (5.10-28 + 16.10-8)

[Cu+] = 5.10-22 / 16 = 3.10-23 [Cu+]2 * [S =] = 1.10-2 * 9.10-46 = 9.10-48 o sea está en el borde y no precipita. En cambio para el Cd: 1.10-2 = [Cd2+] + Cd(CN)42-

1.10-2 = [Cd2+] ( 1 + [CN-]4 / Ki )

[Cd2+] = 1.10-2 * Ki / (Ki + [CN-]4)

[Cd2+] = 1.10-2 * 1,4.10-17 / (1,4.10-17 + 16.10-8)

[Cd2+] = 1,4.10-11 / 16 = 8,7.10-13

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Supongamos:

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[Cd2+] * [S2-] = 1.10-2 * 8,7.10-13 = 8,7.10-15

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precipita en estas condiciones.

A la solución nítrica de los cationes de 2° A (Pb2+, Cd2+, Cu2+, Bi3+) se le puede realizar una separación e identificación cromatografía radial sobre papel con KI-cinconina, comparando los resultados con los obtenidos con una solución patrón conteniendo la mezcla de Pb2+, Cu2+ y Bi3+ en las proporciones 1:2:2.

2ª B de CATIONES Acidulando la solución de las tiosales vuelve a reprecipitarse los sulfuros de estos cationes, y esto es debido a su carácter anfótero. La separación se debe a la disminución de la [S=] por acción del HCl. El motivo por el cual no se disuelve el As2S3 o As2S5 es debido al aumento de densidad de carga del arsénico con respecto al Sn y Sb (disminución del radio) lo cual hace que tenga características más ácidas.

estable con el Sn que con el Sb y en consecuencia no es desplazado el Sn por el H 2S, cuando se quiere precipitar el Sb.

4.

MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS Materiales  4 Tubos de ensayo  1 Varilla de vidrio  1 Capsulo de porcelana  1 Gotero  1 Pipeta  1 Pinzas de madera  1 Vaso de precipitado de 250 ml  1 Gradilla

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A posterior se hace la separación de Sn y Sb se debe a que el C2O4H2 forma un complejo más

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 1 Pizeta  1 Pera de goma  1 Alambre de Cobre  1 Clavo de hierro Equipos  1 Centrifugadora  1 Hornilla eléctrica Reactivos  Agua destilada (H2O dest.)  Amoniaco concentrado (NH3(c))  Ácido clorhídrico concentrado (HCl(c))  Ácido clorhídrico 3M (HCl 3M)  Sulfuro de hidrogeno (H2S) (No se uso)  Sulfato de sodio (Na2S) (Se uso de cuenta (H2S))  Hidróxido de Sodio concentrado (Na(OH) (c))  Hidróxido de Sodio 6 M (Na(OH) 6M)  Agua sulfhídrica  Ácido nítrico concentrado (HNO3(c))  Acido Sulfúrico concentrado (H2SO4 (c) )  Acetato de amonio 3M (NH4Ac 3M)  Cromato de potasio 1M (K2CrO4 1M)  Amoniaco concentrado (NH3(c))  Cianato de potasio  NaHSnO2  Agua oxigenada (H2O2)  Molibdato de amonio ((NH4)2MoO4) (s)

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 Nitrato de Amonio ( NH4NO3 0.5 M)

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5. PROCEDIMIENTO

ESQUEMA: PROCEDIMIENTO DE OBTENCION DE LOS CATIONES DE LA SEGUNDA DIVISION MUESTRA: Contiene del 2do al 5to grupo de cationes.

Colocamos la muestra en un tubo de ensayo aforado a 3 ml.

La solución se hace alcalina con NH3(c), neutralidad (tornasol) con HCl (c)

Agregamos Na2S (l) gota a gota

Centrifugamos

Se Separa en:

Precipitado :

Solución 1:

S2-

+ Hg2+

HgS (Negro)

S2-

+ Cu2+

CuS (Pardo a Negro)

3 S2- + 2 As3+

As2S3 (Amarillo)

3 S2- + 2 Sb3+

Sb2S3 (Naranja rojizo)

3 S2- + 2 Bi3+

Bi2S3 (Pardo)

S2-

+ Pb2+

Cl2SPb (Rojo)

PbS (Negro)

3ra hasta la 5ta división de cationes (color amarillo bajito)

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Se ajusta con HCl diluido, para tener [H+] final a 0.3M

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Ebullición bajo campana

Lavamos el precipitado con 5 gotas de NH4NO3 Centrifugar

Se Separa en:

Precipitado: (Olor a pólvora).

Solución:

Disolver con 0.5 ml NaOH 6M, agregar 2 ml de agua destilada y calentar la solución en baño maría (t=3min.)

Se agrega 3 gotas de agua sulfhídrica Agitar y centrifugar

Solución: (2B)

Precipitado: (2A)

Hg2+ Sn2+ y Sn4+ Se4+ As3+ y As5+ Sb3+ y Sb5+

Cd2+ (CdS) Cu2+ (CuS) Pb2+ (PbS) Hg2+ (HgS) Bi3+ (Bi2S3)

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Se lo lleva a la solución 1

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Precipitado: 2o “A” Cationes HgS, PbS, Bi2S3, CuS, CdS Agregar 1 ml HNO3(c) Calentar en baño maría agitando durante 3 min.

Centrifugar

Precipitado:

Solución: Pb2+, Bi3+, Cu2+, Cd2+

HgS (Negro)

2 NO3- + 8 H+ + Bi2S3

2 Bi3+ + NO

Hg2S(NO3)2Hg (Blanco)

2 NO3- + 8 H+ + 3 CuS

3 Cu2+ + 2 NO + 4 H2O + 3 So

So

2 NO3- + 8 H+ + 3 CdS

3 Cd2+ + 2 NO + 4 H2O + 3 So

2 NO3- + 8 H+ + 3 PbS

3 Pb2+ + 2 NO + 4 H2O + 3 So

Agregar 3 gotas de HSO4 (c) Llevar a baño maría y hervir bajo campana hasta humos blancos Enfriar bajo campana

Agregar 0.5 ml de H2O destilada. Agitar (1min.) en baño maría

+ 3 So

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1

+ 4 H2O

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Separar

Precipitado: PbSO4

Solución: Cd2+, Cu2+, Bi3+

Pb2+ + SO42-

PbSO4 (Blanco)

Añadir Agregar

NH3(c) hasta neutralizar Agregar

3 gotas de NH4Ac 3M

0.3 ml de NH3(c) (exceso)

Solución: PbSO4 + 4 NH4AcO

Pb(AcO)42-

+ SO2- + 4 NH4+

Identificar Pb con (3 gotas) K2CrO4 1M

Precipitado: Bi(OH)3

Solución: Cu(NH3)42+ , Cd(NH3)42+

Precipitado: Pb(AcO)42 + CrO42-

Blanco de una sal básica de Bi composición variable

A

Identificar Bi con SnO22Agregamos NaHSnO2

Precipitado: 2 Bi3+ + 3 SnO22- + 6HO-

2Bio (negro) + 3 SnO32- + 3H2O

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Centrifugar

Pb CrO4 (Amarillo)

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A

Solución: Cu2+ + 2 NH3

Sal básica + 2 NH3

Cu (NH3)42+ (Azul)

Cd2+ + 2 NH3

Cd(OH)2 (Blanco) + 2 NH3

Cd(NH3)42+ (Incoloro)

CN-

Agregar KCN Precipitado: Cu(NH3)42+

+ 4 CN-

Cu (CN)2 (Amarillo)

Cd(NH3)42+

+ 2 CN-

Cd (CN)2 (Blanco)

Solución: Cu (CN)2

½ Cu2(CN)2 + ½ CN-

Cd (CN)2 + 2CN-

Cu(CN)43-

Cd (CN)42-

Identificar Cd con Na2S Precipitado: Cd (CN)42- + Na2S

CdS (Amarillo) + 2CN-

+ 2 NaCN

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CN- (Exceso)

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1 Lavar con 3 gotas de H2O. Desechar el líquido del lavado

Disolver con 4 gotas de agua regia (3 de HCl (c) y 1 de HNO3(c) )

Calentar en baño maría.

Agregar 3 gotas agua y centrifugar

Precipitado:

Solución

Hg2+

(Desechar la solución)

Identificar Hg con Cuo (alambre de Cu)

Reacción: Oxido-Reducción Hg2+ + Cuo

Hgo (Negro) + Cu2+ (Celeste)

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Llevar a sequedad

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Solución: 2o “B” Cationes Solución básica (NaOH) de los sulfuros (exceso de HO- y S2-) formando tiosales As2S33- + As2O33-, Sb2S33- + Sb2O33-, Sn2S32- + Sn2O32-, HgS22-

Neutralizar con HCl 6 M hasta acidez (pH 11 el producto de reacción es Cu+ y CNO-, según la reacción: 2 Cu(CN)43- + H2O + 8 NH3 + CNO-

4. Porque es posible investigar Sb en presencia de Sn con H2S en medio acido, si se agrega acido oxálico? La separación de Sn y Sb se debe a que el C2O4H2 forma un complejo más estable con el Sn que con el Sb y en consecuencia no es desplazado el Sn por el H2S, cuando se quiere precipitar el Sb. 5. Escriba las ecuaciones balanceadas correspondientes a todas las reacciones efectuadas Precipitado: Na2S (l) + Cationes S2-

+ Hg2+

HgS (Negro)

S2-

+ Cu2+

CuS (Pardo a Negro)

3 S2- + 2 As3+

As2S3 (Amarillo)

3 S2- + 2 Sb3+

Sb2S3 (Naranja rojizo)

3 S2- + 2 Bi3+

Bi2S3 (Pardo)

S2-

+ Pb2+

Cl2SPb (Rojo)

PbS (Negro)

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2 Cu(NH3)42+ + 9 CN- + 2 HO-

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Precipitado: 2o “A” Cationes HgS, PbS, Bi2S3, CuS, CdS Solución:

HNO3(c) + cationes (Pb2+, Bi3+, Cu2+, Cd2+)

2 NO3- + 8 H+ + Bi2S3

2 Bi3+ + NO + +4 H2O

+ 3 So

2 NO3- + 8 H+ + 3 CuS

3 Cu2+ + 2 NO + +4 H2O + 3 So

2 NO3- + 8 H+ + 3 CdS

3 Cd2+ + 2 NO + +4 H2O + 3 So

2 NO3- + 8 H+ + 3 PbS

3 Pb2+ + 2 NO + +4 H2O + 3 So

Precipitado: HSO4 (c) + H2O+ PbSO4 Pb2+ + SO42-

PbSO4 (Blanco)

Solución: + SO2- + 4 NH4+

Precipitado: NaHSnO2 + Bi3+ 2 Bi3+ + 3 SnO22- + 6HO-

2Bio (negro) + 3 SnO32- + 3H2O

Solución: Cu2+ + 2 NH3

Sal básica + 2 NH3

Cu (NH3)42+ (Azul)

Cd2+ + 2 NH3

Cd(OH)2 (Blanco) + 2 NH3

Cd(NH3)42+ (Incoloro)

Precipitado: Cu(NH3)42+

+ 4 CN-

Cu (CN)2 (Amarillo)

Cd(NH3)42+

+ 2 CN-

Cd (CN)2 (Blanco)

Solución: CN- (Exceso) º Cu (CN)2

½ Cu2(CN)2 + ½ CN-

Cd (CN)2 + 2CN-

Cd (CN)42-

Cu(CN)43-

Laboratorio de Química Analítica Cualitativa

Pb(AcO)42-

PbSO4 + 4 NH4AcO

Universidad Mayor de San Simón

Facultad de Ciencias y Tecnología

28

Precipitado: Cd (CN)42- + H2S

CdS (Amarillo) + 2CN-

+ 2 HCN

Reacción: Oxido-Reducción Hg2+ + Cuo

Hgo (Negro) + Cu2+ (Celeste)

Solución: 2o “B” Cationes Solución básica (NaOH) de los sulfuros (exceso de HO- y S2-) formando tiosales As2S33- + As2O33-, Sb2S33- + Sb2O33-, Sn2S32- + Sn2O32-, HgS22-

As2S33- + As2O33-

+ H+

As2S3 (Amarillo)

Sb2S33- + Sb2O33

+ H+

Sb2S3 (Rojo anaranjado)

Sn2S32- + Sn2O32-

+ H+

Sn2S3 (Parduzco)

Precipitado: Feo + SbCl63-

Sbo (Negro) + Fe2+ +Cl-

Solución: Feo + SnCl62-

Sn2+ + Fe2+ +Cl-

Precipitado: Sn2+ + HgCl2

Hg2Cl2 (Blanco) + Sn4+

Sn2+ + HgCl2

Hgo (Negro) + Sn4+

Precipitado: Cl6Sb3- + Na2S

Cl- + Na+ + Sb2S3 (Rojo naranja)

Laboratorio de Química Analítica Cualitativa

Precipitado: Na2S (l) + Cationes (As2S33- + As2O33-, Sb2S33- + Sb2O33-, Sn2S32- + Sn2O32-, HgS22-)