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Introducción a la experimentación

química y a las técnicas instrumentales en

Química Analítica Curso 2009-2010 Licenciatura en Química

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Descripción: Asignatura: IEQ yTIQA Carácter: Troncal Curso: Primero Carga docente: 7.5 créditos prácticos Departamento: Química Analítica, Nutrición y Bromatología Profesores: Dra. Nuria Grané (coordinador) Dra. Montserrat Hidalgo Dra. Mª Carmen Garrigós Objetivos/Competencias: Conceptuales

Conocer las normas de seguridad que se deben seguir en un laboratorio.

Conocer el material básico de laboratorio y su correcta utilización.

Saber expresar la concentración de una disolución de formas distintas.

Conocer las reacciones específicas para la identificación de algunos cationes en disolución.

Conocer el principio de funcionamiento de algunos instrumentos sencillos: fotómetro, pH-metro, balanza y conductímetro.

Expresar correctamente los resultados obtenidos experimentalmente.

Procedimentales Manejar el material de laboratorio de forma

adecuada. Gestionar correctamente los residuos

generados en un laboratorio. Desarrollar correctamente algunas

operaciones básicas de laboratorio: pesada, filtración, etc.

Preparar disoluciones de concentración perfectamente conocida.

Utilizar la libreta de laboratorio para realizar todo tipo de anotaciones.

Desarrollar la habilidad de trabajo en el laboratorio siendo cuidadosos y metódicos.

Utilizar adecuadamente el material de seguridad: gafas, guantes, etc.

Contenidos: Seminarios:

Seminario 1 1. Introducción (Objetivos, conocimientos

previos, programa, metodología, evaluación)

2. Definición de Química Analítica 3. Cuaderno de laboratorio 4. Normas de seguridad 5. Etiquetado de reactivos 6. Gestión de residuos Seminario 2 1. Herramientas de la Química Analítica:

teóricas; experimentales 2. Materia 3. Operaciones básicas: homogeneización,

lavado, pesada, material volumétrico y volumetrías

4. Expresión de resultados Prácticas

Práctica 0: Preparación de disoluciones en diferentes unidades de concentración Práctica 1: Métodos y técnicas utilizados para el análisis de diferentes parámetros en aguas Práctica 2: Reactividad: aprovechamiento de los equilibrios químicos para la separación, enmascaramiento e identificación de cationes.

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Normas de seguridad en el laboratorio de Química Analítica (El incumplimiento de cualquiera de estas normas puede provocar la expulsión del laboratorio)

1. Antes de comenzar a trabajar en el laboratorio, se debe estar informado de la situación de todas las medidas de seguridad del laboratorio (extintores, salidas, duchas, etc.).

2. Es obligatorio el uso de BATA BLANCA para la realización de los experimentos.

3. Se recomienda siempre la utilización de gafas de seguridad.

4. No es conveniente la utilización de lentes de contacto en el laboratorio, incluso cuando se empleen gafas de seguridad. Las lentes de contacto impiden el lavado adecuado de los ojos. Además, los vapores del laboratorio (e.g., HCl) se pueden disolver en los líquidos oculares y concentrase bajo las lentes. Finalmente, las lentes pueden ser atacadas por algún producto químico.

5. El pelo largo debe de llevarse recogido. 6. Es recomendable utilizar calzado cerrado y no

utilizar nunca sandalias. 7. El alumno EN TODO MOMENTO deberá seguir

las directrices dadas por el responsable del laboratorio (profesor) y el guión de prácticas, sin improvisar por su propia cuenta.

8. Una vez que comience un experimento debe permanecer ATENTO al mismo. Nunca abandonará un aparato en funcionamiento, a no ser que el guión especifique claramente que puede hacerlo.

9. En el laboratorio no se puede fumar 10. No se pueden tomar comidas o bebidas. Existe

riesgo evidente de envenenamiento. 11. Los productos químicos no se deben tocar

jamás con las manos. Muchos reactivos se absorben en la piel. Las manos deben lavarse con abundante agua y jabón al finalizar el trabajo en el laboratorio

12. Cuando deba de OLERSE ALGÚN VAPOR desprendido en una reacción NO se acercará

la nariz a los vapores sino que éstos se llevarán hacia ella con un movimiento de la mano.

13. Las reacciones en que se produzca cualquier gas nocivo se llevarán a cabo siempre en vitrinas con el sistema de aspiración en funcionamiento. La atmósfera del laboratorio debe mantenerse siempre lo más limpia posible.

14. NUNCA se probará una sustancia en el laboratorio.

15. No succione con la boca las pipetas para trasvasar LÍQUIDOS CÁUSTICOS O TÓXICOS. Utilice una propipeta.

16. Nunca trabaje solo en el laboratorio. 17. Los aparatos y las mesas de laboratorio

deben mantenerse siempre ordenadas y limpias. a. En el caso de que se vierta algún

producto sobre la mesa, debe limpiarse inmediatamente con agua, secando seguidamente.

b. Al terminar cada sesión de laboratorio, la mesa de laboratorio debe quedar limpia y ordenada, y las llaves de gas y agua deben dejarse bien cerradas.

18. El material antes de comenzar y al terminar la sesión prácticas, debe limpiarse con agua y jabón, y enjuagarlo primero con agua corriente y luego con agua destilada en dos o tres porciones.

19. Para el buen desarrollo de los trabajos experimentales, el material de vidrio y los productos deberán manejarse con CUIDADO. Ello evitará roturas y derramamientos innecesarios.

20. Los frascos de reactivos de uso general deberán ser colocados en su sitio, inmediatamente después de usarlos.

21. Los tapones de los frascos de reactivos no se pondrán en contacto con la mesa de trabajo. El tapón debe mantenerse en la mano mientras se utiliza un frasco. Si la manipulación fuese larga, puede colocarse sobre un papel de filtro pero de forma que

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quede hacia arriba la parte que entra en el frasco.

22. Antes de utilizar un reactivo lea un par de veces el RÓTULO que lleva el frasco, cerciorándose de que es el que necesita en el experimento a realizar.

23. Al manipular sólidos se debe de evitar en todo momento tocarlos, siendo conveniente el empleo de una espátula.

24. Los mecheros que no se estén utilizando deben apagarse. Los aparatos y material calientes deben de manejarse con cuidado, usándose para ello pinzas u otros utensilios apropiados.

25. Los reactivos corrosivos, como ácidos y álcalis fuertes, deben de manejarse siempre con precaución, especialmente cuando estén concentrados y/o calientes. En estos casos se trabajará siempre con gafas de seguridad, guantes (siempre que no exista fuente de calor cercana), propipetas, etc.

26. Cuando tenga que diluirse un ácido, deberá añadirse siempre EL ÁCIDO SOBRE EL AGUA.

27. Los metales alcalinos requieren PRECAUCIONES ESPECIALES en cuanto a su manipulación, por su gran reactividad. Sus restos deben destruirse con alcohol etílico, NUNCA con agua.

28. Al operar con sustancias inflamables es necesario asegurarse siempre, antes de abrir el frasco, de que no hay llamas próximas, debiendo guardarse esta precaución todo el tiempo en el que el frasco permanezca abierto.

29. Los productos sólidos inservibles, como cerillas, papel de filtro, papel indicador, etc., deben de tirarse en papeleras que deberán de estar perfectamente señalizadas, pero en NINGÚN CASO A LAS PILETAS. Los líquidos no tóxicos deben de tirarse al fregadero dejando correr abundante agua. Los líquidos tóxicos y residuos sólidos tóxicos deben depositarse en RECIPIENTES HABILITADOS PARA ELLOS EN EL LABORATORIO.

30. Al CALENTAR un tubo de ensayo que contenga una sustancia, la boca del mismo debe de estar dirigida hacia donde no haya ninguna persona. Puede haber PROYECCIONES de dicha sustancia durante el calentamiento. El calentamiento se realizará, siempre que sea posible, en baño de agua caliente.

31. Al manipular vidrio debe tenerse presente que éste tiene el mismo aspecto frío y caliente, por lo que si se ha tenido que calentar, debe de dejarlo reposar un tiempo sobre la mesa, antes de volverlo a utilizar.

32. Al introducir un tubo de vidrio en un tapón horadado hágalo SIEMPRE PROVISTO DE UNA BAYETA. El vidrio es frágil y puede partirse, provocando cortes.

Actuaciones en caso de accidente: Como norma general se debe actuar de

forma inmediata 1. Quemaduras:

a. Lavar la zona afectada con agua fría y aplicar un aerosol para quemaduras.

b. Si la quemadura es por ácidos o bases, lavar la zona afectada con abundante agua. Si el reactivo ha entrado en contacto con la ropa, ésta debe quitarse para prevenir una reacción posterior del reactivo con la piel.

c. Si la quemadura es importante, se debe acudir al médico inmediatamente.

2. Salpicaduras en los ojos, es esencial actuar con la máxima velocidad: normalmente no se produce ninguna lesión de importancia si el tratamiento se inicial antes de 10 segundos. El primer paso consiste en el lavado de los ojos durante unos 10-15 minutos empleando una ducha lavaojos. Es imprescindible mantener los ojos abiertos. A continuación acuda al médico inmediatamente.

3. Cortes: Limpiar la herida con agua. Si el corte es pequeño y deja de sangrar, comprobar que no hay partículas extrañas y

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colocar un apósito. Si el corte es grande y no deja de sangrar hay que solicitar asistencia médica.

4. Inhalación de productos químicos. Conducir a la persona afectada hasta un lugar con aire fresco. Si no pierde la conciencia sólo cabe mantenerla en observación. Si es necesario solicitar asistencia médica. En el caso de que se produzca pérdida de conciencia se debe acudir inmediatamente al servicio médico.

5. Ingestión de productos químicos. Normalmente los productos químicos no se llegan a ingerir y los daños quedan limitados a la zona de la boca. En este caso, enjuagar la boca con abundante agua. Si se trata de un reactivo corrosivo, beber unos 250 ml de agua con objeto de diluirlo y solicitar asistencia médica inmediata. En este caso es fundamental indicar al médico el compuesto químico ingerido. Nunca provoque el vómito del producto ingerido si éste es corrosivo.

6. Fuego a. Fuego en el laboratorio. Evacuar el

laboratorio lo antes posible. Si el fuego es pequeño, apagarlo con un extintor. Retirar los productos inflamables que se encuentren alrededor del fuego. No utilizar agua para apagar un fuego provocado por la inflamación de un disolvente. Si el fuego es grande, tratar de apagarlo con extintores y avisar a los bomberos.

b. Fuego en el cuerpo. Pedir ayuda inmediatamente. Tirarse al suelo y girar para apagar las llamas. Cubrir el cuerpo con una manta ignífuga, llevarlo hasta la ducha o hacerlo rodar por el suelo. NUNCA utilizar un extintor. Una vez apagado el fuego buscar ayuda médica.

Nombre: Si tiene alergia a algún medicamento o requiere algún tratamiento médico especial indíquelo a continuación: He leído y entendido las presentes Normas de seguridad y dispongo de una copia de las mismas. Fecha y Firma:

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Etiquetado de reactivos: Símbolos de peligrosidad

Sustancias inflamables Este símbolo se utiliza para sustancias autoinflamables (fósforo), gases fácilmente inflamables (butano) y sustancias que en contacto con el agua desprenden gases inflamables (sodio)

Sustancias corrosivas El contacto con estos productos destruye tejidos vivos y otros materiales (ácido sulfúrico, bromo)

Sustancias explosivas Productos que son más sensibles a los golpes que el nitrobenceno o que pueden explotar bajo el efecto de una llama o fricción (nitroglicerina)

Sustancias comburentes Productos que en contacto con otros, particularmente los inflamables, originan una reacción altamente exotérmica (clorato potásico)

Sustancias tóxicas Productos que inhalados, ingeridos o en contacto con la piel provocan lesiones e incluso la muerte (cloruro de mercurio)

Práctica 0. Preparación de disoluciones en distintas unidades de concentración. Introducción: La concentración de una disolución se puede expresar en muy diversas formas. Las más importantes son: Molaridad (M) Moles de soluto / litro de disolución Molalidad (m) Moles de soluto / kilo de disolvente Fracción molar (X) Moles de soluto / moles totales Razón molar Moles de soluto / moles de

disolvente Fracción másica Gramos de soluto / gramos totales Razón másica Gramos de soluto / gramos de

disolvente % en peso (p/p) (Gramos de soluto / gramos totales

disolución)*100 % en peso (p/v) (gramos de soluto/ mililitros totales

disolución)*100 Gramos por litro (g/l) Gramos de soluto/ litro de disolución ppm mg de soluto/ kg de disolución

Procedimiento: 1. Pesar, con precisión del miligramo, unos 20

gramos de NaCl en un frasco limpio y seco y disolverlos en la cantidad necesaria de agua para obtener una concentración del 20% en peso. Llamar A a esta disolución y medir su densidad.

2. A partir de la disolución A, preparar 100 mL de disolución de concentración 5000 ppm. Llamar B a esta disolución y medir su densidad.

3. A partir de la disolución A. preparar 100 mL de disolución 1 molar. Llamar C a esta disolución y medir su densidad.

4. A partir de la disolución A, preparar 100 gramos de disolución 1 molal. Llamar D a esta disolución y medir su densidad.

5. Preparar 100 gramos de disolución de carbonato sódico al 5% en peso partiendo de la sal hidratada (Na2CO3⋅10H2O). Llamar E a esta disolución y medir su densidad.

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Cálculos: 1. Realizar los cálculos necesarios para poder

llevar a cabo cada uno de los apartados anteriores y mostrarlos previamente al profesor.

2. Calcular la concentración de las disoluciones A, B, C, D y E en cada una de las diez formas descritas en la introducción y expresar los resultados en una tabla, junto con las densidades.

Cuestiones: 1. Se deben preparar 250 ml de una disolución

acuosa 0.5M de carbonato sódico a partir del compuesto sólido puro. Realizar los cálculos pertinentes.

2. Preparar 100 ml de una disolución 0.1M a partir de la anterior.

3. Se deben preparar 200g de una disolución 0.07m de permanganato potásico a partir del compuesto puro. Realizar los cálculos pertinentes.

4 Se deben preparar 150g de una disolución al 7.3% (w/w) de etanol a partir de etanol al 96%. Realice los cálculos pertinentes.

5. Se deben preparar 100g de una disolución acuosa 0.5m de cloruro sódico a partir de una disolución al 10% de una disolución en peso de la misma sal. Realice los cálculos pertinentes. (Densidad de la disolución de cloruro sódico al 10%: 1.1 g/cm3).

Práctica 1. Métodos y técnicas utilizados para el análisis de diferentes parámetros en aguas.

El agua es el soporte de la vida en la Tierra. Sus propiedades la convierten en la sustancia más versátil y estratégica que se conoce. Integra casi el 80% de la estructura viviente organizada y participa, en mayor o menor

medida, en la disolución de casi toda la materia inerte existente.

La cantidad de agua disponible en el

planeta es limitada y el consumo en los países desarrollados se ha disparado en las últimas décadas. Por ello es necesario el tratamiento de las aguas con vistas a su posible reutilización. Por otra parte, en zonas como la comunidad valenciana el agua potable presenta una concentración de sales tan elevada que, en ocasiones, la hace inadecuada para consumo humano o uso agrícola. Además, muchos de los electrodomésticos resultan muy afectados por la presencia de iones en disolución.

En los laboratorios analíticos el agua es

muy importante y la que se utiliza ha de ser pura (sin sales). Sin embargo, conviene señalar que el grado de pureza depende de la utilidad que se le vaya a dar. Así, no se requiere el mismo grado de pureza para el lavado de material o el análisis de los componentes mayoritarios de una muestra que para el análisis de iones en concentraciones extremadamente bajas.

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La determinación de la concentración de una sustancia en una muestra dada es uno de los principales objetivos de la Química Analítica. A lo largo de los años, y a medida que se ha ido progresando en el nivel de conocimientos en las diferentes ramas de la Química así como en campos como la óptica, la electrónica, etc., el Químico Analítico ha ido desarrollando multitud de métodos y técnicas orientadas a la determinación de este importante parámetro. Entre estos métodos caben destacar: (i) los métodos volumétricos clásicos que se basan en la aplicación analítica de los diferentes equilibrios en disolución (ácido-base, redox, etc.); (ii) métodos potenciométricos y conductométricos, basados en la medida de propiedades eléctricas de la disolución relacionadas con su composición; y, (iii) métodos fotométricos basados en la medida de la cantidad de radiación que es absorbida por una determinada sustancia.

Objetivos:

Adquirir destreza en el correcto manejo del material volumétrico y en la preparación de disoluciones

Conocer algunos de los métodos analíticos que nos permiten calcular la concentración de una especie química en disolución.

Manejar y conocer el fundamento de algunas técnicas instrumentales sencillas: potenciometría, conductimetría y espectrofotometría

Aprender a tratar adecuadamente los resultados analíticos

Material: Antes de comenzar la práctica elaborar una

lista del material necesario para llevarla a cabo.

Precauciones: Ver la ficha de seguridad de todos los

reactivos empleados en cada una de las prácticas

Bibliografía: 1. J. Mora, L. Gras, S. Maestre, J.L. Todolí, Introducción a la Experimentación en Química Analítica,

Publicaciones de la Universidad de Alicante, 2005 2. D.A. Skoog, D.M. West, F.J. Holler, Química Analítica, 6ª Ed., McGraw Hill, 1995 3. D.C. Harris, Análisis Químico Cuantitativo, 2ª Ed., Reverté, 2001

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Práctica 1.a. Conductimetría. Análisis del contenido total de sólidos disueltos en aguas. Objetivos: Conocer el principio de funcionamiento de

un conductímetro Aprender a manejar un conductímetro Conocer las posibilidades que presenta un

conductímetro para la determinación de la concentración de sólidos disueltos en una disolución

Adquirir destreza en la preparación de disoluciones de baja concentración

Introducción:

Las aguas presentes en la naturaleza presentan un contenido elevado en sustancias disueltas: gases, sólidos y, aunque menos frecuentemente, líquidos. Los gases disueltos pueden ser eliminados fácilmente. Sin embargo, los sólidos disueltos son más difíciles de eliminar de este tipo de muestras. La presencia de sólidos disueltos es un parámetro indicativo de la calidad de un agua y determina su aplicación para el consumo humano, para riego, etc. La legislación europea mediante la Directiva 98/83/CE (DOCE nº L 330, de 5 de diciembre de 1998) relativa a la calidad de las aguas destinadas al consumo humano limita el valor de este parámetro a 2500 µS cm-1 a 20ºC.

Teoría:

Un electrolito disuelto* confiere a la disolución la capacidad de conducir la corriente eléctrica. El agua pura, prácticamente no conduce la corriente, sin embargo el agua con

* Un electrolito es una sustancia que genera iones positivos (cationes) y negativos (aniones) cuando se pone en disolución.

sales disueltas sí lo hace. Los iones cargados positiva y negativamente son realmente los que conducen la corriente, y la cantidad conducida dependerá del número de iones presentes y de su movilidad. La movilidad, a su vez, es una función de la carga neta del ión (cuanto mayor es ésta, mayor es la movilidad) y de su radio iónico (cuanto menor es éste, mayor es la movilidad). Conociendo estos factores, la medición de la conductancia nos permite tener una idea muy aproximada de la cantidad de sales disueltas.

Algunas sustancias cuando se disuelven se ionizan en forma más completa que otras y por lo mismo conducen mejor la corriente. Podemos establecer dos grupos de sustancias en función de su capacidad para conducir electricidad:

Buenos conductores: ácidos, bases y sales inorgánicas como HCl, NaOH, NaCl, Na2CO3

Malos conductores: moléculas de sustancias orgánicas como la sacarosa, el benceno, los hidrocarburos, los carbohidratos.... etc, que, al no ionizarse en agua, no conducen la corriente eléctrica.

La conducción de electricidad en una disolución obedece la ley de Ohm:

R

EI = (1)

donde I es la intensidad de corriente en amperios (A), E es el potencial en voltios (V) y R es la resistencia en Ohmnios (Ω). La resistencia es una medida de la capacidad de un medio cualquiera para conducir una corriente eléctrica y, en el caso de una disolución, está directamente relacionada con la concentración de iones presentes en la misma.

Como el tratamiento de una disolución desde este punto de vista es el mismo que se le puede aplicar a un sólido conductor, se puede decir que una disolución está caracterizada por una resistencia, R, cuya recíproca se denomina conductancia, σ. De tal manera que tenemos:

R

1=σ (2)

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Las unidades de la conductancia son Ω-

1, que normalmente se denominan mho o Siemens, S.

Al igual que en un conductor sólido, la resistencia de una disolución de un electrolito es proporcional a la longitud, L, del conductor e inversamente proporcional a la sección transversal de paso de corriente, A. De tal manera que tenemos:

A

LR ρ= (3)

donde ρ es la resistencia específica, definida como la resistencia de una disolución de 1 cm de longitud y 1 cm2 de área.

Sustituyendo la ecuación 3 en la 2, tenemos:

=

=

L

AK

L

A1

ρσ (4)

donde K es la denominada conductancia específica. Dado que la resistencia específica tiene unidades de Ω cm, K tiene unidades de mho/cm. Se puede definir, por tanto, como la conductancia de un conductor de 1 cm de longitud y 1 cm2 de sección. La conductancia específica depende de la naturaleza de los iones en disolución, su concentración y la temperatura.

Para medir la capacidad conductora de una disolución, se hace uso de una célula de conductividad. Si se llena una célula con un electrolito en disolución y se aplica un potencial sobre los electrodos, la corriente que aparece obedece la ley de Ohm (es decir, la intensidad es proporcional al voltaje).

En la figura 1 se muestra un esquema de una célula de conductividad. Está formada por dos electrodos de platino (sección ≈ 1 cm2). Si la separación entre los mismos es 1 cm, tendremos que L/A = 1 cm-1.

Figura 1. Esquema de una célula de conductividad

Normalmente, el cociente L/A (ec. 3) se

obtiene experimentalmente. Para ello se mide σ para una disolución cuya conductancia específica es conocida (p.e., cloruro potásico) y se calcula dicha relación aplicando la ec. 3. La relación entre la distancia de electrodos y el área de los mismos se conoce como constante de célula (χ)†. Por lo tanto, la conductancia específica de una disolución problema puede calcularse aplicando: σχ=K (5) que, de hecho, es la ecuación (4) reordenada.

Las unidades de la conductancia específica (K) son mho cm-1.

A efectos prácticos, se suele emplear como parámetro de medida la conductancia equivalente, Λ, que se define como la conductancia por unidad de concentración y viene dada por:

C

K1000=Λ (6)

las unidades de C son L

aargcionesdemoles

y Λ

tiene unidades de mho cm2/mol. Para la mayoría de las soluciones acuosas,

cuanto mayor sea la cantidad de sales disueltas, mayor será la conductividad. Esto es así hasta que la solución contiene tantos iones que se restringe la libertad de movimiento y la

† Normalmente, la constante de célula toma valores comprendidos entre 0.10 y 1 cm-1.

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conductividad puede disminuir en lugar de aumentar, dándose casos de dos diferentes concentraciones con la misma conductividad.

La figura 2 muestra un esquema de un conductímetro común. Ajustando el valor de R1 hasta que la corriente que pasa por el registrador es cero, se obtiene el valor de Rx para la disolución.

Figura 2. Esquema del funcionamiento de un conductímetro

Por último, en la figura 3 se presenta el

conductímetro CRISON microCM 2200 que se utilizará en el laboratorio.

Figura 3. Conductímetro CRISON microCM 2200

Precauciones: No se requiere ningún tipo de precaución específica.

Procedimiento: 1. Calibrado del conductímetro: seguir las

instrucciones específicas de cada instrumento.

2. Preparar 100 ml de una disolución de cloruro sódico de concentración 0.1 M. A partir de ella preparar disoluciones de 100 ml de la sal de concentración 10-2 M; 10-3 M; 5x10-3 M y 10-4 M.

3. Medir la conductividad de cada una de las disoluciones preparadas anteriormente a la temperatura del laboratorio, así como de la disolución blanco (agua destilada); por triplicado.

4. Medir la conductividad de las muestras problema suministradas por el profesor, por triplicado.

Gestión de residuos: Las disoluciones de cloruro sódico no generan residuos tóxicos.

Análisis de resultados: 1. Obtener la recta de calibrado

representando la conductividad en función de la concentración de cloruro sódico y ajustando los puntos a una recta mediante mínimos cuadrados.

2. A partir de los datos de conductividad obtenidos para cada una de las muestras problema, calcular la concentración de sólidos totales disueltos (expresados como concentración molar de cloruro).

3. Obtener los valores de algunos parámetros analíticos: intervalo lineal, sensibilidad.

Cuestiones: 1. ¿De qué factores depende la conductividad

de una disolución? 2. ¿En qué condiciones se puede utilizar una

recta de calibrado?

célula de conductividad sonda de temperatura

medida conductividad

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Práctica 1.b. Espectrofotometría. Análisis del contenido en hierro presente en una muestra de agua. Objetivos: Conocer el principio de funcionamiento de un

espectrofotómetro Manejar un espectrofotómetro

Introducción:

La determinación exacta de iones metálicos en aguas resulta esencial desde el punto de vista medioambiental. Los metales mayoritarios son habitualmente nutrientes esenciales y una deficiencia puede producir enfermedades tanto en animales como en plantas. Por otro lado, algunos de estos metales pueden resultar tóxicos y su concentración no debe exceder de un determinado valor límite fijado por la legislación aplicable en cada caso.

El hierro puede existir en el agua tanto en forma de Fe2+ como de Fe3+. Una cantidad considerable de hierro se encuentra en suspensión o en forma de coloides. Sin embargo, la mayor parte del hierro presente en un agua se encuentra en forma de complejos solubles tanto orgánicos como inorgánicos. Niveles de hierro altos (por encima de 1mg/L) confieren al agua un sabor agridulce. Teoría:

El análisis de hierro en aguas suele llevarse a cabo empleando técnicas espectrofotométricas. En este caso el hierro se hace reaccionar con un reactivo adecuado que permita obtener un compuesto coloreado y así poder medir la absorción de radiación producida por este compuesto a la longitud de onda adecuada. Dado que existe una relación directa entre esta señal (absorbancia) y la concentración del metal, de este modo se puede

determinar la concentración de hierro en la muestra.

Existen muchos compuestos capaces de reaccionar con el hierro para dar compuestos coloreados. Sin embargo, muchos de ellos forman complejos coloreados sólo con una especie de hierro disuelto (Fe2+ o Fe3+). En estos casos, la determinación total de hierro implica necesariamente una primera etapa de digestión ácida para disolver los complejos orgánicos de este metal. Además, con este tratamiento se eliminan cianuros y nitratos que pueden interferir en el análisis. A continuación se lleva a cabo una etapa de oxidación o reducción para asegurar que todo el hierro presente en la muestra se encuentra en el estado de oxidación adecuado para que se produzca la reacción con el reactivo elegido.

Así, por ejemplo, la o-fenantrolina reacciona específicamente con el Fe2+ dando un complejo de color amarillo, por lo que es necesario reducir previamente el Fe3+ presente en la muestra a Fe2+ utilizando hidroquinona. En otras ocasiones, la reacción es específica para el Fe3+. Tal es el caso de la reacción del hierro con ión tiocianato:

Fe3+ + SCN- ⇔ FeSCN2+ En este caso debemos asegurarnos que

todo el hierro presente en la muestra se encuentre en forma de Fe3+. Para ello se suele emplear un medio sulfúrico y reacción con exceso de agua oxigenada. Espectrofotometría

La espectrofotometría es quizá la más ampliamente empleada de entre las técnicas espectroscópicas. La luz está formada por una combinación de ondas de diferente longitud de onda, λ, (figura 1).

Figura 1. Descomposición de la luz blanca en sus componentes dentro del la zona del visible

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En este caso, se mide la cantidad de luz absorbida por un compuesto molecular dentro de la zona del espectro de radiación electromagnética perteneciente al visible – ultravioleta. Esta zona contiene radiación cuyas longitudes de onda oscilan entre unos 200 y 800 nm. Esta técnica se puede emplear para la determinación de la concentración de especies en disolución. Obviamente, para que se pueda determinar una especie mediante espectrofotometría visible – ultravioleta, ésta debe absorber radiación que posea una longitud de onda incluida en dicha región del espectro electromagnético. Por otra parte, para una determinación precisa, el equipo empleado debe ser capaz de separar la radiación en sus diferentes componentes.

La ley fundamental de los métodos colorimétricos y espectrofotométricos es la ley de Lambert – Beer o simplemente la ley de Beer: A = ∈∈∈∈ b C (1) donde A es la absorbancia de la disolución, ∈∈∈∈ la absortividad molar (variable característica de las sustancias absorbentes) cuyas unidades son l(mol cm)-1, b la anchura del volumen absorbente (también conocida como camino óptico) y C la concentración de especie absorbente en la disolución.

El parámetro A es determinado experimentalmente por el espectrofotómetro y viene definido por:

I

IlogA 0= (2)

donde I0 e I (figura 2) son las intensidades de luz registradas para una disolución que no contiene la especie absorbente (disolución blanco) y para otra que la contiene, respectivamente. Dado que I0 > I, la absorbancia debe ser siempre mayor que 0. Un número negativo de esta magnitud indica que el procedimiento de medida no se ha seguido correctamente. Posiblemente, una mala medida de la disolución blanco sea el motivo de este resultado.

Figura 2. Absorción de la radiación por parte de un compuesto dado

De acuerdo con la ley de Beer existe una

relación lineal entre la absorbancia medida y la concentración. Hay que tener en cuenta que si la concentración de especie es demasiado elevada, deja de cumplirse la relación lineal A – C. En la práctica, se preparan disoluciones de concentración conocida (patrones) dentro de un intervalo adecuado, se mide la absorbancia y se representa ésta en función de la concentración (curva de calibrado). Seguidamente, se mide la absorbancia para una muestra y a partir de la curva de calibrado se determina la concentración de dicha muestra.

La figura 3 muestra el esquema de un espectrofotómetro. La luz emitida por una fuente, la cual posee multitud de longitudes de onda, se introduce en un selector de longitud de onda (monocromador o filtro) que elimina aquellas componentes de la radiación que no interaccionen con el compuesto que se desea determinar. A la salida del selector, se coloca una cubeta de un material transparente a la radiación que posee la muestra. Seguidamente, nos encontramos con el detector que registra los cambios producidos en la intensidad de luz provocados por la presencia de especies absorbente. El detector transforma la radiación en corriente eléctrica cuya intensidad es proporcional a la de la radiación electromagnética.

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Figura 3. Espectrofotómetro básico de visible. Un aumento en la concentración de

especie absorbente conlleva un aumento en la absorbancia. La figura 4 muestra una gama de disoluciones que contienen cobre creciente. Se puede observar que el color de la disolución es más intenso cuanto mayor es la concentración de especie coloreada (al desplazarnos hacia la derecha en la figura 4). Asimismo, la absorbancia aumenta linealmente conforme lo hace la concentración de especie absorbente.

Figura 4. Matraces aforados con disoluciones de Cu de concentración creciente. En la parte inferior de esta figura se representa la recta de calibrado obtenida tras medir la variación de la absorbancia con la concentración.

Precauciones: Trabajar con guantes y en campana

extractora al utilizar sulfúrico concentrado

Usar gafas de seguridad Utilizar propipetas Consultar la ficha de seguridad de todos los

reactivos utilizados Procedimiento: 1. Disoluciones:

a. Preparar 100 ml de una disolución patrón de hierro (III) de concentración 50 ppm a partir de alumbre férrico (sulfato doble de amonio y hierro (III)). Para ello, disolver la cantidad necesaria de alumbre en un poco de agua caliente. Dejar enfriar y añadir ácido clorhídrico concentrado de modo que la disolución final presente una concentración de ácido 0.5M.

b. Preparar 250 ml de una disolución al 10% (p/v) de tiocianato potásico

2. Optimización de la longitud de onda de medida: a. Preparar 100 mL de una disolución de

concentración aproximada 7 ppm de Fe3+ mezclando 20 mL de la disolución de tiocianato potásico 10% y el volumen adecuado de la disolución patrón de hierro.

b. Preparar una disolución blanco (debe contener los mismos reactivos sin el analito).

c. Con cada una de las disoluciones anteriores registrar el valor de la absorbancia obtenida en función de la longitud de onda seleccionada. Realizar medidas entre 400 y 500 nm a intervalos de 10 nm.

3. Obtención de la recta de calibrado: a. En un matraz de 100 mL introducir 20

mL de la disolución de tiocianato potásico, y el volumen necesario de la disolución patrón de Fe3+ para obtener patrones de concentración final 1, 2, 3, 4 y 5 ppm.

b. Medir la absorbancia de cada uno de estos patrones a la longitud de onda

Fuente Selector de longitud de onda

Cubeta (muestra)

Detector y registro

Obturador

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óptima (de máxima absorbancia) encontrada en el apartado 2‡, por triplicado.

4. Tratamiento de la muestra problema: a. Tomar 50 mL de la muestra problema

de agua y verter en un matraz aforado de 100 mL. Añadir 20 mL de tiocianato potásico. Enrasar con agua desionizada.

b. Medir la absorbancia de la disolución, por triplicado.

c. Si la absorbancia de la muestra es mayor que la máxima absorbancia obtenida por el conjunto de patrones, repetir el apartado 4.a reduciendo el volumen de muestra utilizado.

Gestión de resíduos: Los residuos de tiocianato deben eliminarse en la cubeta adecuada. Análisis de resultados: 1. Representar la variación de la absorbancia

con la longitud de onda para seleccionar la condición más adecuada para realizar las medidas de absorbancia.

2. Obtener la recta de calibrado representando la absorbancia en función de la concentración de hierro en cada uno de los patrones. Ajustar los puntos a una recta mediante mínimos cuadrados.

3. ¿Cuál es la sensibilidad del método? 4. Con ayuda de la recta de calibrado

obtenida anteriormente calcular la concentración de hierro en la muestra de agua.

Cuestiones: 1. Cita otros métodos para la determinación

fotométrica de hierro en aguas. 2. ¿Para qué se utiliza la disolución blanco?

‡ λmax = 480 nm

3. ¿Por qué se utiliza alumbre férrico para preparar la disolución patrón de hierro?¿Se podría utilizar cualquier otra sal de Fe3+ o cualquier otra sal de Fe2+?

4. ¿Por qué es necesario reducir el volumen de la muestra en el caso que se contempla en el apartado 4.c?

5. Hacer una relación del material necesario para realizar la práctica.

Práctica 1.c. Volumetría redox. Análisis del contenido en dicromato potásico presente en una muestra de agua residual. Introducción:

Los estados de oxidación del cromo más comunes son el III y el VI (Cr3+ y Cr6+), estos tienen diferentes efectos sobre la salud: mientras que el Cr3+ es considerado un elemento esencial para los humanos, el Cr6+ es altamente tóxico y cancerígeno. Además, en contacto con la piel puede causar alergias e irritación. Por ello, es necesario determinar la concentración de Cr6+ en muestras de agua.

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Teoría: Las volumetrías redox como la que aquí nos

ocupa constituyen una de las aplicaciones analíticas de los equilibrios de oxidación- reducción.

Los equilibrios redox son equilibrios de intercambio de electrones entre una especie que los capta y otra que los cede. La especie que da electrones se dice que es un agente reductor: reduce a otra especie y él se oxida. La especie que capta electrones es un agente oxidante: oxida al dador y él se reduce.

Son equilibrios del tipo: Ox1 + Red2 ⇔ Red1 + Ox2

donde se intercambian n electrones. Un proceso redox se puede describir como

un equilibrio acoplado de dos procesos, uno de reducción y otro de oxidación. Así,

Ox1 + n1e- ⇔ Red1 Red2 ⇔ Ox2+ n2 e-

n2 Ox1 + n1 Red2 ⇔ n2 Red1 + n1 Ox2 En una volumetría se trata de medir el

volumen de una disolución de concentración conocida (disolución valorada) que reacciona directa o indirectamente con la sustancia que se trata de determinar. Esta operación recibe el nombre de valoración. A partir del volumen medido, la concentración de la disolución valorada y la estequiometría de la reacción implicada en la valoración se puede determinar el número de moles de sustancia problema.

Para la determinación de la concentración de dicromato potásico en una muestra problema realizaremos la valoración de esta sustancia frente a sulfato ferroso amónico hidratado con seis moléculas de agua (Sal de Mohr). El proceso involucrado es: Cr2O7

2- + 14H+ + 6Fe2+ ⇔ 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O

Precauciones: El dicromato potásico es un reactivo

altamente tóxico. Procedimiento:

Pesar exactamente tres porciones de sulfato ferroso amónico hidratado lo más próximas posibles a 2.353 g y pasarlas a otros tantos matraces erlenmeyer, donde se disuelven en unos 20 ml de agua destilada. Añadir a cada matraz seis gotas de difenilaminsulfonato de sodio (disolución al 0.05% en agua), 5 ml de ácido fosfórico concentrado y adicionar disolución problema desde la bureta hasta que aparezca color azul violáceo que persiste aún agitando.

Gestión de residuos: Las disoluciones de dicromato potásico son

altamente tóxicas y sus residuos hay que eliminarlos haciendo uso de la cubeta correspondiente (grupo 10). Análisis de resultados:

Calcular la concentración de dicromato potásico en la muestra problema. Cuestiones: 1. ¿Por qué se emplea como reactivo

valorante la sal de Mohr? ¿Se podría sustituir por cualquier otro reactivo de hierro?

2. ¿Qué reactivo se oxida y cuál se reduce? 3. ¿Para qué se utiliza el difenilaminsulfonato

de sodio? 4. ¿Qué es un indicador? 5. ¿Por qué se añade ácido fosfórico a la

disolución de dicromato potásico? 6. Con los datos obtenidos y teniendo en

cuenta que el peso equivalente del sulfato ferroso amónico es igual al peso molecular, calcular el peso equivalente del dicromato en reacciones redox.

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Práctica 1.d. Volumetría ácido-base con seguimiento potenciométrico de la reacción. Análisis del contenido en dicromato potásico presente en una muestra de agua residual. Introducción: Las volumetrías ácido base constituyen una de las principales aplicaciones analíticas de los equilibrios ácido-base.

En este caso se va a valorar la disolución de dicromato potásico problema con una disolución de hidróxido sódico, siguiendo la valoración potenciométricamente mediante la utilización de un electrodo de referencia (calomelanos) y uno de medida (vidrio) o bien uno combinado. Teoría:

La reacción que tiene lugar durante la valoración es la siguiente:

K2Cr2O7. + H2O ⇔ 2K+ + 2 HCrO4-

2 HCrO4- + 2 OH- ⇔ 2 CrO4

2- + 2 H2O

K2Cr2O7. + 2 OH- ⇔ 2K+ + 2 CrO42 + H2O

Electrodo de vidrio para medida del pH

La medición de pH puede realizarse por diversos métodos que van desde el simple uso de indicadores hasta la determinación electrométrica. Este último se basa en la medida de la fuerza electromotriz de una celda electroquímica, de la cual forma parte la solución cuyo pH se desconoce.

El equipo requerido para la medida del pH se compone de varias partes fundamentales que son:

Electrodo de referencia. Su función es mantener un potencial eléctrico constante frente al cual se pueden medir las variaciones de potencial. Los más utilizados son el de calomelanos y el de plata-cloruro de plata. El primero está formado por un tubo exterior que posee una disolución saturada de KCl y uno interior que contiene pasta de mercurio, cloruro mercurioso y disolución saturada de KCl. El tubo interior posee un pequeño orificio. El electrodo de plata – cloruro de plata consiste en una pieza de plata metálica revestida de cloruro de plata y sumergida en una disolución saturada de cloruro potásico. El potencial se deriva de la reacción: Plata – cloruro de plata

AgCl (s) + e- ↔ Ag0 + Cl-

Calomelanos saturado Hg2Cl2 (s) + 2 e- ↔ 2 Hg (l) + 2 Cl-

El contacto con la disolución problema se mantiene por medio de un puente salino de cloruro potásico cuya unión se efectúa por medio de una materia fibrosa

Electrodo de vidrio. Su función es establecer un potencial eléctrico que responda al cambio de la actividad del ión H+ de la disolución problema. Su estructura es un tubo de vidrio de alta resistencia terminado en un bulbo de vidrio de baja resistencia de muy poco espesor que es el que responde a los cambios de pH. El potencial del electrodo dependerá de la disolución interior en la que esté sumergido (HCl) con la que el electrodo de AgCl está en contacto.

La figura 1.a muestra las partes más relevantes de un electrodo de calomelanos para la determinación de la concentración de protones. En el electrodo combinado de pH (figura 1.b), el de referencia está situado dentro del cuerpo único del electrodo.

El electrodo de pH pertenece al grupo de electrodos de membrana sólida, siendo el mejor de los electrodos selectivos y es sensible a los iones hidrógeno. La composición de los electrodos de vidrio usados para la medida del

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pH corresponde a, silicatos con modificadores iónicos. La naturaleza del vidrio usado para la construcción de los electrodos es un factor muy importante, como veremos más adelante.

(a)

(b)

Figura 1. Esquema del sistema de medida de pH basado en un electrodo de referencia de calomelanos saturado (a) y uno de Ag/AgCl (b).

Existen dos grandes tipos:

Membrana T: Na2O - CaO - SiO2 (22:6:72)% Membrana U: Li2O -Cs2O2 - BaO - La2O3 - SiO2 (28:2:4:3:63)%

Estos modificadores iónicos retardan la hidrólisis del silicato

Cuando se sumerge el electrodo en agua, en la capa superficial existe un proceso de intercambio iónico entre el H+ de la disolución externa y el Na+ ó Li+ de la membrana. La figura 2 muestra la estructura de la membrana así

como los procesos de intercambio que tienen lugar entre los cationes presentes en la misma y los cationes en disolución.

Figura 2. Esquema de la estructura de la membrana y del proceso de intercambio de los cationes presentes en los intersticios de la estructura de la membrana y aquéllos presentes en la disolución. En el caso de la media de pH, los cationes que se introducen en la membrana son H+.

La actividad del agua en la disolución juega

un papel muy importante en la respuesta del pH en la membrana de vidrio. Por ello, todos los electrodos de vidrio deben ser acondicionados durante un tiempo en agua, tampón diluido ó KCl, formándose un gel sobre la membrana cuyo espesor aproximado es de unos 10 nm. Con ésta capa sobre la membrana disminuyen los errores cuando medimos el pH en disoluciones de fuerza iónica extremadamente alta, ó cuando puedan estar presentes disolventes no acuosos.

En los electrodos de vidrio sensibles a H+, la estabilidad química y la resistencia eléctrica están siempre ligadas. La resistencia eléctrica de los electrodos de pH, en función de la composición de la membrana, tamaño y forma, puede variar entre 5 - 500 MW. Así, los electrodos con buena estabilidad química a elevadas temperaturas, tienen una resistencia eléctrica excesiva para bajas temperaturas. Contrariamente, electrodos con buena respuesta a bajas temperaturas degeneran rápidamente a altas temperaturas.

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Debido a ésta contraposición, los electrodos son diseñados de forma específica para ciertos rangos de temperatura y pH. Error Alcalino Positivo. El error alcalino es debido al intercambio de otros cationes, distintos al H+, presentes en las disoluciones de análisis. El error puede ser grande con muestras que contienen cationes monovalentes comunes a los existentes en la membrana de vidrio. Error Acido Negativo. En disoluciones fuertemente ácidas, [H+] > 1 M, la actividad del agua en la disolución se reduce afectando a la capa hidratada sobre la membrana, ya que se disminuye la zona donde verdaderamente tiene lugar las reacciones de intercambio iónico.

Las valoraciones potenciométricas en las que se emplea un electrodo de medida de pH se llevan a cabo empleando un montaje como el mostrado en la figura 3.

Figura 3. Esquema del montaje empleado en el seguimiento de una valoración potenciométricamente.

Precauciones: El dicromato potásico es un reactivo

altamente tóxico. Las disoluciones de hidróxido sódico se

guardan en botellas de plástico.

Procedimiento: 1. Preparación de una disolución de hidróxido

sódico 0.100 M: a. Preparar 250 mL de la disolución de

hidróxido sódico. b. Determinación de la concentración de

la disolución de hidróxido sódico: i. Desecar, en un pesasustancias,

durante dos horas a 100 - l20ºC la cantidad suficiente de sustancia patrón primario (ftalato ácido de potasio) para llevar a cabo al menos tres valoraciones concordantes.

ii. Pesar exactamente tres porciones de tipo primario, de forma que en su valoración consuman unos 20 ml de hidróxido sódico, y pasarlos a otros tantos matraces erlenmeyer, donde se disuelven en unos 20 ml de agua destilada. Añadir dos gotas de fenolftaleina (disolución al 1% en etanol-agua 1:1) y adicionar el reactivo (NaOH), desde la bureta, hasta aparición de coloración rosa débil.

2. Análisis de la concentración de dicromato potásico en la muestra problema: a. En un vaso de precipitados colocar

10.00 ml de la disolución problema de dicromato potásico, añadir unos 10 ml de agua destilada y colocar sobre un agitador magnético.

b. Introducir los electrodos en la disolución y a continuación adicionar el hidróxido sódico, desde la bureta, en porciones de un ml, anotando la lectura del potenciómetro después de cada adición. Cuando se observe que el pH aumenta más bruscamente agregar porciones de menor volumen (0.2 ml).

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Gestión de residuos: Las disoluciones de dicromato potásico son

altamente tóxicas y sus residuos hay que eliminarlos haciendo uso de la cubeta correspondiente (grupo 10). Análisis de resultados: 1. Dibujar la curva pH vs V (ml agregados) y a

partir de ella obtener el volumen correspondiente al punto final. Repetir al menos tres veces. Obtener también el punto final obteniendo la primera y segundas derivadas de estos datos.

2. Con los datos obtenidos y teniendo en cuenta que todas las reacciones se llevan a cabo equivalente a equivalente y que el peso equivalente del hidróxido sódico es igual al peso molecular, calcular el peso equivalente del dicromato potásico en reacciones ácido-base.

Práctica 2. REACTIVIDAD: Aplicación de los equilibrios químicos para la separación, enmascaramiento e identificación de cationes Objetivos: Manejar adecuadamente material de

laboratorio (tubos de ensayo, centrífugas, etc...) y realizar correctamente operaciones básicas.

Conocer las posibilidades que tiene la utilización de los equilibrios químicos para separar, enmascarar e identificar cationes en disolución

Introducción:

Algunas reacciones químicas dan lugar a fenómenos fácilmente observables que de alguna

manera, se relacionan de forma específica con una sustancia o grupo de ellas, pueden ser utilizadas por la Química Analítica para la identificación de dicha/s sustancias.

Las reacciones más utilizadas por la Química Analítica, aunque no las únicas, para la identificación son las que tienen lugar en disolución y las más importantes son las reacciones: ácido-base, formación de complejos, precipitación y oxidación-reducción.

Durante años, la Química Analítica realizó un gran esfuerzo en el desarrollo de esquemas de trabajo que permitieran, gracias al conocimiento profundo de los equilibrios involucrados, separar e identificar especies en muestras desconocidas. Fruto de este esfuerzo surgió lo que se conoce como análisis sistemático, tanto de cationes como de aniones.

En esta práctica se va a proceder a la utilización del análisis sistemático de cationes para determinar la presencia de algunos de ellos. En concreto, se utilizará una parte del esquema propuesto por Arribas que se basa en la utilización del carbonato como reactivo general.

Grupo quinto o de los hidróxidos CATIONES: Fe3+, amarillo; Cr3+, azul oscuro; Bi3+ y Al3+, incoloros.

Se fundamenta la separación de los cationes de este grupo de los del sexto en el empleo, como precipitante, de una disolución reguladora amoniaco-sal amónica, conteniendo un ligero exceso de amoniaco. Este formará complejos amoniacales solubles del tipo Me(NH3)n2+ con los cationes

Cu2+, Ni2+, Co2+, Cd2+ y Zn2+ La presencia de suficiente sal amónica, por

efecto de ion común, rebaja la concentración de iones OH- para que no precipiten los hidróxidos de Mn2+ y Mg2+, evitando asimismo la

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precipitación de posibles sales básicas de Ca2+ o hidróxidos de los cationes del grupo sexto que forman complejos aminados.

El catión Hg2+ frente a la disolución reguladora nitrato amónico-amoniaco pasa al grupo sexto formando especies aminadas solubles de estequiometría no definida.

La disolución reguladora formada proporciona un pH adecuado (aproximadamente 9.5) para la precipitación de los hidróxidos de los cationes de este grupo, favorecida por la acción floculante del ion NH4+, que impide la peptización de alguno de ellos (especialmente el Al(OH)3).

Esta separación tiene sus dificultades, debidas principalmente al carácter gelatinoso de algunos de los hidróxidos precipitados, en particular los de hierro, aluminio y cromo, que pueden retener, por adsorción, cantidades apreciables de cationes del grupo sexto y de una manera especial, manganeso y cobalto.

Como en medio alcalino se incrementa el poder reductor de los sistemas Mn(IV)/Mn(II) y Co(III)/Co(II), el oxigeno atmosférico o disuelto, va oxidando paulatinamente a ambos cationes cuando son retenidos, obteniéndose precipitados pardo oscuros de Mn2O3.nH2O o de Co(OH)3. El primero, a su vez, puede formar diversos manganitos insolubles, particularmente con el cinc y el calcio. Por eso es necesario efectuar una reprecipitación con objeto de recuperar los cationes del grupo sexto que hayan podido quedar retenidos, particularmente cuando el precipitado es abundante.

El precipitado de hidróxidos purificado se disuelve en HCl 6M y en porciones independientes de la disolución se identifican los cationes. Procedimiento: 1. Al líquido de partida, colocado en un tubo de centrifuga, una vez comprobado que tiene pH ácido (en caso contrario se acidifica con HNO3 concentrado), se añade, primero NH4NO3 sólido hasta alcanzar una altura de aproximadamente 1.5 cm y luego, poco a poco y agitando,

disolución concentrada de amoniaco hasta alcanzar pH 9.5 a 10 y dos gotas más. Calentar en baño de agua no más de dos minutos. Una calefacción excesiva, o de mucha duración, puede eliminar el exceso de amoniaco necesario para la formación de los complejos.

No conviene añadir gran exceso de amoniaco por la posibilidad de que parte del cromo forme complejos amoniacales de color malva, o de que peptice parte de hidróxido de aluminio. 2. Centrifugar. 3. Separar el líquido y guardarlo en un tubo

tapado y etiquetado como “Grupo sexto” 4. Disolver el precipitado en la menor cantidad

posible de HCl 6M, añadir un poco de NH4NO3 sólido y repetir la precipitación con amoniaco. Centrifugar el líquido aún caliente. Agregar el líquido al obtenido antes y etiquetado como grupo sexto.

5. Se lava el precipitado, al menos dos veces, con agua caliente a la que se añade una gota de amoniaco diluido. Se trata el precipitado con 3 ml de HCl 6M, calentando para favorecer la disolución. En esta disolución clorhídrica se identifican los cationes de este grupo.

HIERRO (III)§ Ensayo a: FUNDAMENTO. Precipitado de color azul oscuro (azul de Prusia) con el hexacianoferrato (II) de potasio (ferrocianuro potásico).

4 Fe3+ + 3 Fe(CN)64- ⇔ ↓Fe4(Fe(CN)6)3 (azul) PROCEDIMIENTO. A dos gotas de la disolución clorhídrica, en placa, se añade otra de ferrocianuro potásico 0.5M. Precipitado de color azul oscuro.

§ Los colores, azul y rojo obtenidos respectivamente en los

ensayos a y b deben ser intensos. Una débil tonalidad azul claro o ligero color rosado no son reacciones positivas y, a lo sumo, indicarán indicios de Fe3+, que pueden proceder de las impurezas de los reactivos, principalmente del ácido clorhídrico.

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Ensayo b: FUNDAMENTO. Color rojo oscuro con tiocianato potásico**

Fe3+ + SCN- ⇔ FeSCN2+ (rojo) PROCEDIMIENTO. A dos gotas de la disolución añadir tres de KSCN 0.5M. Color rojo oscuro. SELECTIVIDAD. El Bi3+ forma un complejo de color amarillo que no perturba.

BISMUTO (III) FUNDAMENTO. Reducción a bismuto elemental, de color negro, por el Sn (II) en medio alcalino (estannito).

Sn2+ + 2 OH- ⇔ ↓Sn(OH)2 Sn(OH)2 + 2 OH- ⇔ SnO22- + 2 H2O

2 Bi3+ + 3 SnO22- + 6 OH- ⇔ 3 SnO32- + 2 ↓Bi0 + 3 H2O

PROCEDIMIENTO. En un tubo de ensayo se depositan dos gotas de disolución de SnCl2 0.5M y después las necesarias de NaOH 2M para redisolver el precipitado blanco inicial de Sn(OH)2 (formación de estannito) añadiendo a continuación dos o tres gotas más de NaOH 2M.

** El Fe3+ y el SCN- forman diversos complejos, todos ellos

del mismo color rojo, que suelen coexistir. Con exceso de SCN- predomina el Fe(SCN)63- y con defecto el Fe(SCN)2+.

Añadir ahora en un tubo de ensayo una o dos gotas de la disolución clorhídrica del grupo 5º y tres gotas de estannito. Precipitado negro inicia Bi3+.

SELECTIVIDAD. Hg2+ origina también precipitado negro por reducción al estado metálico.

Si se sospecha que también puede haber Hg2+, operar de la manera siguiente:

A dos gotas de la disolución clorhídrica se le añaden otras dos de SnCl2 0.5M (disolución clorhídrica). Precipitado blanco o gris señala la presencia de Hg2+. Si la prueba es negativa, no hay que tener precaución alguna y el ensayo es especifico del bismuto. Si el resultado es positivo, se separa el precipitado obtenido por centrifugación, se comprueba que la disolución ya no precipita con más SnCl2 y en el líquido claro se practica la reacción con estannito. CROMO (III) FUNDAMENTO. Formación de anión cromato, CrO42-, de color amarillo, por la acción del peróxido de hidrógeno en medio alcalino de NaOH e identificación del cromato formado.

2 Cr3 + 3 H2O2 + 10 OH- ⇔ 2 CrO42- + 8 H2O PROCEDIMIENTO. A cuatro gotas de la disolución clorhídrica del grupo 5º añadir otras de hidróxido sódico 2M, hasta reacción alcalina, más cuatro gotas de peróxido de hidrógeno al 3 por 100. Hervir. Centrifugar. Si hay cromo, el líquido será amarillo. Se comprueba el cromo, después de enfriar, añadiendo primero diez gotas de éter,

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después un par de gotas de ácido sulfúrico 2M y una gota de peróxido de hidrógeno al 3 por 100. Agitar. Color azul de la capa etérea.

2 CrO42- + 2 H+ ⇔ Cr2O72- + H2O Cr2O72- 4 H2O2 + 2 H+ ⇔ 2 CrO5 + 5 H2O

SELECTIVIDAD. Operando en las condiciones establecidas el ensayo es específico del cromo. ALUMINIO (III)

El reconocimiento del aluminio exige una separación previa porque sus reacciones pueden ser interferidas por los restantes iones del grupo. Esta separación se logra aprovechando el carácter anfótero acusado del Al(OH)3, pues basta tratar con ligero exceso de NaOH para que se forme el aluminato. Se hierve para destruir el posible cromito y reprecipitar el Cr(OH)3. En la disolución se reconoce el aluminio escogiendo la oportuna reacción de identificación. Separación del Aluminio: PROCEDIMIENTO. A diez gotas de la disolución clorhídrica del grupo 5º se añaden las necesarias de NaOH 2M hasta reacción alcalina, más cuatro en exceso. Hervir suavemente. Centrifugar. Trasvasar el líquido claro para el ensayo del Al(III).

Al3+ + 4 OH- ⇔ AlO2- + 2 H2O Ensayo del Aluminio: FUNDAMENTO. Formación de una laca de color rojo rosado entre el hidróxido de aluminio, recién precipitado, y el aluminón (sal amónica del ácido aurintricarboxílico).

AlO2- + 4 H+ ⇔ Al3+ + 2 H2O Al3+ + 3 OH- ⇔ ↓Al(OH)3

PROCEDIMIENTO. A cinco gotas de la disolución en NaOH obtenida antes, añadir dos gotas de aluminón (disolución acuosa del producto al 0.1 por 100); luego ácido acético 2M hasta reacción débilmente ácida y, finalmente, amoniaco 2M hasta neutralidad. Calentar en baño de agua. Precipitado coposo rojo rosado.

Grupo sexto o de los complejos aminados CATIONES: Cu(NH3)42+, azul intenso; Ni(NH3)42+, azul más claro; Co(NH3)62+, amarillo rojizo; Zn(NH3)42+, Cd(NH3)42+, Mn2+, Ca2+ y Mg2+, incoloros. El Hg2+ se encuentra formando diversas especies aminadas incoloras y solubles.

El líquido de este grupo puede tener ligero color violáceo debido a pequeñas cantidades de cromo en forma de complejos aminados cuando la cantidad de este catión es grande o se añadió gran exceso de amoniaco en la separación del grupo quinto.

Los cationes de este grupo se reconocen en porciones independientes del líquido amoniacal mediante reacciones escogidas para no ser mutuamente interferidas. Debe seguirse el orden que se indica en la identificación para saber que precauciones hay que tomar cuando un catión pueda perturbar en reacciones posteriores.

Si existe Mn2+ es necesario separarlo de todo el líquido del grupo sexto para evitar su perturbación en el reconocimiento de cadmio y

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magnesio, y para evitar que se formen manganitos de cinc y calcio.

Cuando el contenido en manganeso es abundante, el líquido de este grupo suele enturbiarse durante su permanencia en el laboratorio, dando precipitados oscuros (oxidación a compuestos de Mn(IV) lo que es indicio de su existencia.

Este enturbiamiento o precipitación no es obstáculo para el análisis, ya que la separación del manganeso se realiza precisamente favoreciendo esta oxidación en medio alcalino por adición de peróxido de hidrógeno. MANGANESO (II)

Se sospecha su existencia por el enturbiamiento pardo paulatino del líquido de este grupo al dejarlo en el laboratorio. FUNDAMENTO. El Mn2+ es poco estable en medio amoniacal; aún en presencia de una sal amónica en cantidad suficiente siempre quedan partículas coloidales de Mn(OH)2 que lentamente se oxidan por el oxigeno disuelto, a Mn2O3. nH2O pardo, más insoluble.

Si la oxidación es lenta, pueden formarse manganitos diversos, particularmente del propio manganeso (MnMnO3, manganito manganoso, pardo) o de cinc, o de calcio, reteniendo indebidamente estos cationes.

Pero si es rápida, por adición de un oxidante, como el peróxido de hidrógeno y se verifica en caliente, la precipitación del manganeso es cuantitativa como MnO2 hidratado, de color más oscuro, casi negro

Mn2+ + H2O2 + 2 OH- ⇒ ↓ MnO2·2H2O y la formación de manganitos es casi nula. Esta prueba sirve de identificación de Mn.

PROCEDIMIENTO. Tomar la disolución del grupo sexto y añadir cinco gotas de H2O2 al 3%. Calentar suavemente. Si no hay precipitado o entrubiamiento pardo, no existe manganeso, a no ser que haya precipitado totalmente por haber dejado mucho tiempo al aire la disolución del grupo sexto.

Si la prueba es positiva, es necesario separar el manganeso de todo el líquido para lo cual se añaden al mismo gotas de H2O2 al 3% mientras se calienta suavemente (baño de agua), hasta que la precipitación del manganeso sea completa (comprobar y repetir la operación si es necesario como máximo tres veces). No conviene adicionar exceso de H2O2 porque puede oxidar al NH3 con posible destrucción de los complejos aminados, particularmente el de cobre. Adicionar más NH3 si se comprueba que el pH disminuye.

Cuando hay cobalto, el líquido cambia del

color amarillo rojizo del complejo amoniacal de Co(II) al rojo violáceo del correspondiente al Co(III).

Centrifugar. Trasvasar el líquido a un tubo etiquetado “Resto del grupo 6º” para el reconocimiento de los demás cationes. COBRE (II)

El color azul intenso de la disolución es suficiente prueba de su existencia, salvo en el caso de que haya níquel cuyo complejo amoniacal es parecido.

Se confirma con el siguiente ensayo: FUNDAMENTO. Mancha verde sobre papel de filtro, con cuprón (α-benzoinoxima), debido a la formación de un quelato de estructura polímera.

Cu(NH3)62+ + α-benzoinoxima (cuprón) ⇔ quelato verde

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PROCEDIMIENTO. Sobre una tira de papel de filtro se dispone una gota de cuprón (disolución en etanol al 5%) y encima otra de disolución amoniacal del grupo 6º. Se origina una mancha de color verde claro. SELECTIVIDAD. Ensayo específico en este grupo. La reacción es muy sensible. COBALTO (II) Ensayo a: FUNDAMENTO. En medio amoniacal el peróxido de hidrógeno oxida al complejo amoniacal de Co(II), Co(NH3)62+, de color amarillo rojizo, al correspondiente de Co(III), rojo violáceo, Co(NH3)63+. Este último, en presencia de Na2-AEDT forma, primero, un complejo de color azul más estable que el anterior, de formula CoY(OH)2-, el que, por ebullición pasa a la especie violeta CoY-.

2 Co(NH3)62+ + H2O2 ⇔ 2 Co(NH3)63+ +2 OH- Co(NH3)63+ + Y4- + OH- ⇔ CoY(OH)2- + 6 NH3

CoY(OH)2- + ∆ ⇔ CoY- + OH- PROCEDIMIENTO. A cinco gotas de la disolución del grupo sexto se añaden diez de Na2-AEDT al 5% y dos de peróxido de hidrógeno al 3%. Calentar en baño de agua unos minutos. Aparece primero un color azul que lentamente vira a violeta, cuya intensidad depende de la cantidad de cobalto. SELECTIVIDAD. El color azul del complejo amoniacal del cobre no interfiere porque casi se desvanece al adicionar el Na2-AEDT. Sin embargo, el azul del níquel se intensifica, pero no vira al violeta como lo hace el de cobalto. El cromo puede interferir, si por haber operado mal ha llegado hasta aquí, ya que origina un color azul con el Na2-AEDT en medio alcalino, que vira a violeta en medio ácido. Pero si se tiene la precaución de que el medio este siempre amoniacal, la interferencia del cromo no existe. Ensayo b: FUNDAMENTO. Reacción con tiocianato amónico concentrado, para formar un complejo de color azul intenso en el que predomina la especie Co(SCN)3-. Esta especie forma un par

iónico con el catión amonio, Co(SCN)3.NH4, que es extraído en alcohol etílico, amílico, acetona y otros disolventes, intensificándose el color azul.

Co(NH3)62+ + 6 H+ ⇔ Co2+ + 6 NH4+ Co2+ + 3 SCN- ⇔ Co(SCN)3-

Co(SCN)3- + NH4+ ⇔ Co(SCN)3·NH4 Este complejo lo forma el Co(II) y no el Co(III),

(diferencia del ensayo anterior), por lo que previamente debe de destruirse el posible complejo aminado de Co(III) que se puede haber formado por oxidación al aire, o bien por el H2O2 si hubo que separar el manganeso. Esta destrucción y reducción a Co(II) se logra por simple acidulación y calentando (el Co3+ que queda libre no es estable en disolución acuosa y se reduce a Co2+).

En medio acuoso, el complejo azul se disocia lo suficiente para que el color azul desaparezca y quede el color rosa del Co2+; el alcohol o la acetona estabilizarán el color azul. PROCEDIMIENTO. Se acidulan con acético cuatro gotas de la disolución del grupo sexto y se hierve. Añadir, poco a poco y agitando esta mezcla sobre un volumen doble de otra preparada en el acto disolviendo unos cristales de NH4SCN en etanol o acetona. Color azul o azul verdoso intenso. SELECTIVIDAD. Mucho cobre produce un color pardo oscuro que perturba la apreciación del azul. En este caso se calienta con precaución. Desaparece el color pardo del cobre y permanece el azul verdoso del cobalto. Buena reacción. NIQUEL (II) FUNDAMENTO. Precipitado rojo rosado con dimetilglioxima por formación de un quelato. Ni(NH3)42+ + dimetilglioxima ⇔ ↓dimetilglioximato de niquel (rojo rosado) PROCEDIMIENTO. A una gota de la disolución del grupo sexto, en placa de ensayos, añadir dos gotas de dimetilglioxima (disolución al 1% en etanol). Precipitado rojo rosado.

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SELECTIVIDAD. El cobre (II) y el cobalto (II) dan coloraciones o precipitados pardos con el reactivo. En este caso, adicionar cuatro gotas de dimetilglioxima. El color rosado del compuesto de níquel se destaca siempre, excepto cuando hay muy pequeñas cantidades del elemento frente a otras mucho mayores de los cationes interferentes. Aun en este caso extremo, es posible reconocer el níquel si el ensayo se efectúa sobre papel de filtro de la forma siguiente: se pone una gota del reactivo sobre papel de filtro, se deja secar la mancha y sobre ella se deposita otra de la disolución amoniacal. La mancha roja del níquel se destaca.

La reacción es muy sensible y quizás la más segura entre las que utilizan reactivos orgánicos. MERCURIO (II)

En este grupo sexto se encuentra formando diversos compuestos aminados incoloros, solubles, que se han formado en el tratamiento con la disolución reguladora amoniaco-sal amónica. PROCEDIMIENTO.- En un tubo de ensayo se depositan dos gotas de disolución de SnCl2 0.5M y después las necesarias de NaOH 2M para redisolver el precipitado blanco inicial de Sn(OH)2 (formación de estannito) añadiendo a

continuación dos o tres gotas más de NaOH. Se disponen ahora dos gotas de la disolución del grupo sexto y tres gotas de la disolución de estannito en un tubo de ensayo. Precipitado gris o negro inmediato, indica mercurio.

2 Hg2+ + SnO22- + 2 OH- ⇔ Hg22+ + SnO32- + H2O

Hg2+ + SnO22- + 2 OH- ⇔ SnO32- + H2O + Hg0 (negro)

Hg22+ + 2 Cl- ⇔ ↓Hg2Cl2 (blanco)

CADMIO (II) FUNDAMENTO. El cadmio carece de buenos reactivos especiales. Los que han sido descritos como tales, aparte de su carestía, tienen muchas interferencias cuya eliminación es muy laboriosa, dando resultados frecuentemente dudosos. Por es se recurre a su identificación como sulfuro, de color amarillo o amarillo naranja, que si bien es una reacción no muy sensible, es más segura que todas las consignadas para este elemento.

Cd2+ + S2- ⇔ ↓ CdS (amarillo) Puesto que en este grupo forman precipitado

negro con el ion sulfuro, en medio amoniacal, Cu2+, Co2+, Ni2+ y Hg2+, habrá que impedir dicha precipitación, lo que se consigue formando los

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complejos cianurados correspondientes a los tres primeros y añadiendo un exceso de reactivo para que el posible HgS se disuelva formando la tiosal incolora HgS22-. Con exceso de cianuro, el Cd2+ también forma complejo, pero este no es tan estable como los de los otros cationes citados, y permite la precipitación del CdS, amarillo, cuando es tratado con sulfuro sódico.

Hg2+ + S2- ⇔ ↓HgS ↓HgS + S2- ⇔ HgS22-

PROCEDIMIENTO. Consideremos los dos casos posibles: 1. Existen algunos de los cationes Cu2+, Co2+,

Ni2+. A cuatro gotas de la disolución para este

grupo se añaden otras de KCN 1M hasta total decoloración si el problema contiene Cu2+, o hasta color amarillo parduzco si también tiene Ni2+ o Co2+.

Añadir ahora disolución concentrada y reciente de sulfuro sódico.

Si también hay Hg2+ podrá aparecer un precipitado negro de HgS que se disuelve con más sulfuro sódico para formar la tiosal incolora HgS22-. Si el precipitado negro subsiste puede ser debido a que no se añadió suficiente cianuro potásico para complejar los cationes

interferentes, en cuyo caso se adicionan más gotas de KCN y luego más sulfuro sódico.

Disuelto cualquier precipitado negro, se calienta la mezcla en baño de agua. Precipitado amarillo o amarillo sucio indica cadmio.

Cu(NH3)42+ + 2 CN- ⇔ Cu(CN)2 + 4 NH3 2 Cu(CN)2 ⇔ (CN)2 + 2 Cu(CN) Cu(CN) + 2 CN- ⇔ Cu(CN)32-

Co(NH3)63+ + 6 CN- ⇔ Co(CN)63- + 6 NH3 Ni(NH3)42+ + 4 CN- ⇔ Ni(CN)42- + 4 NH3

2. No existen ninguno de los cationes citados en 1 No es necesaria la adición de KCN, por lo

que a cuatro gotas de muestra se le agrega directamente sulfuro sódico. Si hay Hg2+, añadir exceso de Na2S hasta redisolución del precipitado negro. Calentar en baño de agua. Precipitado amarillo o amarillo sucio indica cadmio. SELECTIVIDAD. En las condiciones de trabajo citadas solo el Zn2+ precipita ZnS blanco, que no perturba la apreciación del color amarillo del sulfuro de cadmio.

En presencia de cobre en cantidad abundante, que exige la adición de mucho cianuro potásico para complejarlo, puede, al adicionar el sulfuro sódico, aparecer un precipitado rojo cristalino de ácido rubeanhídrico (CSNH2)2, soluble en caliente, aunque esto suele ser raro. CINC (II) FUNDAMENTO. El anión Hg(SCN)42- origina con el catión Zn2+, en medio ácido mineral diluido, un precipitado blanco de Zn[Hg(SCN)4]. El mismo anión y en el mismo medio ácidos, forma con el catión Cu2+ un precipitado verde de Cu[Hg(SCN)4]·H2O, siendo ambas reacciones muy poco sensibles, pero si el mercuriotiocianato actúa sobre una disolución que contiene simultáneamente los iones Zn2+ y Cu2+, con predominio de concentración del primero, el Zn[Hg(SCN)] induce la precipitación del correspondiente mercuriotiocianato de cobre anhídro, de color negro violáceo.

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Zn Cu2+ + Hg(SCN)42- ⇔ ↓CuHg(SCN)4

PROCEDIMIENTO. A cuatro gotas de la disolución, en placa de ensayos, se añaden en este orden, y no al revés, gotas de ácido sulfúrico 2M hasta acidez (comprobar), una sola gota del reactivo Montequi A (contiene Cu2+) y cuatro del reactivo Montequi B (contiene Hg(SCN)42-). Frotar la excavación de la placa con una varilla. Lentamente aparece un precipitado de color violeta oscuro casi negro.

Hay que frotar un rato por la tendencia del precipitado a formar disoluciones sobresaturadas. Comprobar que el líquido queda ácido, ya que si es alcalino se obtendrán precipitados blanco-amarillentos de sales de mercurio del reactivo B. SELECTIVIDAD. Cuando el problema contiene cobre no es necesario añadir el reactivo A. Si la cantidad de cobre es elevada, se obtiene un precipitado verde que perturba fuertemente, por lo que en este caso hay que operar como sigue:

A cuatro gotas de la disolución del grupo sexto se le añaden otras de ácido sulfúrico diluido hasta acidez (comprobar). Añadir, ahora, cuatro gotas de KSCN y un cristal de sulfito sódico. Hervir. Separar el CuSCN precipitado por centrifugación.

Al líquido claro obtenido se le añaden los reactivos Montequi A y B procediendo como se ha indicado antes.

En presencia de cobalto se obtiene un precipitado azul claro, el que ya se obtiene con cobalto solo, si bien en ausencia de cinc el precipitado azul tarda en aparecer. Si hay cobalto, añadir a cuatro gotas de disolución amoniacal, una gota de peróxido de hidrógeno, agitar, acidular con sulfúrico y continuar como antes. El precipitado obtenido ahora, si hay cinc, será violeta azulado. Operar rápidamente para evitar la reducción del Co(III) obtenido por acción del H2O2.

En presencia de níquel, añadir doble cantidad de los reactivos.

Esta reacción para el cinc es buena si se siguen fielmente las indicaciones del procedimiento. CALCIO Y MAGNESIO FUNDAMENTO. Estos cationes deben ser separados previamente precipitándolos con fosfato disódico. En el medio amoniacal en el que se encuentra el problema, con abundancia de sales amónicas y una vez separado el manganeso, solo estos dos cationes precipitan con el citado reactivo, operando sin calentar, el primero como Ca3(PO4)2 y el segundo como MgNH4PO4.

El precipitado de fosfatos obtenido, se lava y se disuelve en ácido acético diluido. En gotas de esta disolución se identifica el calcio por precipitación de oxalato cálcico, blanco, con oxalato amónico.

Realizar siempre la identificación del magnesio en el líquido procedente de separa el oxalato de calcio por centrifugación. En medio alcalino y en ausencia de sales amónicas el Mg2+ forma lacas coloreadas originadas por adsorción de ciertos reactivos cobre el Mg(OH)2 recientemente formado.

El amarillo de titano, amarillo de titán, amarillo de tiazol o amarillo de Clayton son colorantes que adsorbidos por el Mg(OH)2 origina lacas de color rojo brillante.

3 Ca2 + 2 HPO42- ⇔ ↓Ca3(PO4)2 + H+ Mg2+ + NH4+ + HPO42- ⇔ ↓Mg(NH4)PO4 + H+

PROCEDIMIENTO. A medio mL de la disolución amoniacal de este grupo se le añaden cinco gotas de fosfato disódico 0.5M. Se agita fuertemente y se frotan las paredes del tubo con una varilla (el precipitado de magnesio tiende a formar disoluciones sobresaturadas). No calentar. Se centrifuga. Se desprecia el líquido y el precipitado se lava dos veces con medio mL de agua a la que se han añadido dos gotas de amoniaco 2M (el agua sola disuelve el precipitado). Se disuelve el precipitado en medio mL de ácido acético 2M, calentando si es necesario. Un posible residuo insoluble se

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desprecia (a veces, cuando hay mucho calcio y magnesio, o ambos, puede quedar parte sin disolver, lo que no es obstáculo para identificarlos en la parte disuelta). Calcio: A cinco gotas de la disolución se le agregan otras cinco de oxalato amónico 0.5M y se calienta en baño de agua. Turbidez o precipitado blanco indica calcio.

Ca2+ + C2O42- + ∆ ⇔ ↓CaC2O4 Magnesio: Sobre la disolución obtenida después de separar el precipitado de oxalato de calcio, se añaden dos gotas de amarillo de titano y después gotas de NaOH 2M hasta franca alcalinidad. Precipitado rojo vivo con amarillo de titano, que se observa mejor calentando en baño de agua, confirma magnesio.

amarillo de titanio Mg2+ + 2 OH- ⇔ ↓Mg(OH)2 (laca roja)

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Nombre:______________________________________________ Grupo:_________ INFORME SOBRE LA PRÁCTICA DE ANÁLISIS CUALITATIVO DE CATIONES

Problema Nº: 1 Color: pH: Color del precipitado del grupo V : Color de la disolución del grupo VI : Justificar cada uno de los pasos seguidos en la separación e identificación de los cationes que componen el grupo V : Justificar cada uno de los pasos seguidos en la separación e identificación de los cationes que componen el grupo VI :

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Nombre:______________________________________________ Grupo:_________ INFORME SOBRE LA PRÁCTICA DE ANÁLISIS CUALITATIVO DE CATIONES

Problema Nº: 2 Color: pH: Color del precipitado del grupo V : Color de la disolución del grupo VI : Justificar cada uno de los pasos seguidos en la separación e identificación de los cationes que componen el grupo V : Justificar cada uno de los pasos seguidos en la separación e identificación de los cationes que componen el grupo VI :

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Nombre:______________________________________________ Grupo:_________ INFORME SOBRE LA PRÁCTICA DE ANÁLISIS CUALITATIVO DE CATIONES

Problema Nº: 3 Color: pH: Color del precipitado del grupo V : Color de la disolución del grupo VI : Justificar cada uno de los pasos seguidos en la separación e identificación de los cationes que componen el grupo V : Justificar cada uno de los pasos seguidos en la separación e identificación de los cationes que componen el grupo VI :