Analisis cualitativo

Antecedentes

A diferencia de los compuestos covalentes, que pueden identificarse utilizando propiedades físicas como el punto de ebullición y el índice de refracción, los compuestos iónicos se identifican más adecuadamente con sus propiedades químicas. En el procedimiento de análisis cualitativo, las propiedades químicas de una sustancia desconocida se determinan mediante la reacción sistemática de lo desconocido con varios reactivos diferentes. Al predeterminar lo que producirá la reacción particular si está presente un ion específico, se pueden identificar los iones que realmente están en la solución. Por ejemplo, si se sabe que una reacción produce un precipitado si el ion A está presente y se forma un precipitado cuando se ejecuta la reacción, entonces el ion A puede estar presente en solución (puede haber, y generalmente hay, otros iones que también precipitar con un reactivo particular). Si no se forma un precipitado cuando se ejecuta la reacción, entonces el ion A claramente no está presente en la solución desconocida y tendrá que realizarse una reacción diferente para determinar qué iones están presentes.

Hay dos situaciones generales en las que se utiliza el análisis cualitativo: en la identificación de una sal simple o en la identificación de múltiples cationes en una solución.

Identificación de una sal simple

El procedimiento de prueba básico para identificar una sal es el siguiente.

 
1. Aspecto del compuesto
    

   El compuesto probablemente estará en forma sólida. Tenga en cuenta el color y la forma de los cristales. Los compuestos iónicos formados a partir de los elementos representativos tienden a ser blancos o incoloros, mientras que los iones de los elementos de transición tienden a ser coloreados. La siguiente es una tabla de los colores de los iones metálicos en solución con NO ₃ ^– .

    

    
    
    

    

    

    

    
    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

   Iones	Color
   Co 2+	rosa
   Co 3+	violeta
   Cr 3+	violeta
   Cu 2+	azul
   Fe 2+	verde pálido, violeta pálido
   Fe 3+	amarillo-marrón
   Mn 2+	rosa pálido
   Ni 2+	azul-verde

    

 

2. Efecto de calentamiento
    

   El calentamiento de un compuesto puede hacer que un líquido se condense en el interior del tubo de ensayo. Probablemente sea agua, lo que indica que el compuesto es un hidrato. Si se desprende un gas, tenga en cuenta el color y el olor del gas. Los iones nitrato, carbonato y sulfito pueden descomponerse, como lo ilustran las reacciones:

    

   2 Pb (NO ₃ ) ₂ (s) + calor → 2 PbO (s) + O ₂ (g) + 4 NO [19459009 ] 2 (g, marrón)
   CaCO ₃ (s) + calor → CaO (s) + CO ₂ (g, incoloro, inodoro)
   CaSO ₃ (s) + calor → CaO (s) + SO ₂ (g, incoloro, picante)

    

   Algunos bromuros y yoduros se descomponen para dar Br ₂ (g, naranja-marrón) e I ₂ (g, púrpura).

    

 

3. Prueba de llama
    

   Las soluciones de iones, cuando se mezclan con HCl concentrado y se calientan sobre un alambre de níquel / cromo en una llama, hacen que la llama cambie a un color característico del átomo. Los colores visibles se producen con los siguientes iones:

    

    
      
    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

   Sodio	Amarillo brillante (intenso, persistente)
   Potasio	Violeta pálido (leve, fugaz)
   Calcio	Rojo ladrillo (medio, fugaz)
   Estroncio	Carmesí (medio)
   Bario	Verde claro (leve)
   Plomo	Azulado pálido (leve, fugaz)
   Cobre	Verde o azul (medio, persistente)

    

 

4. Solubilidad en agua
    

   Coloque una pequeña espátula del compuesto en 1 ml de agua. Si el compuesto es soluble, esta cantidad se disolverá después de una agitación considerable. Si el compuesto es moderadamente soluble, parte de esta cantidad se disolverá. Si el compuesto es insoluble, incluso una cantidad muy pequeña no se disolverá.

    

   Reglas generales de solubilidad:

    

    
   • Todos los nitratos son solubles.

    

   • Prácticamente todas las sales de sodio, potasio y amonio son solubles.

    

   • Todos los cloruros, bromuros y yoduros son solubles, excepto los de plata, mercurio (I) y plomo (II).

    

   • Todos los sulfatos son solubles, excepto los de estroncio, bario y plomo (II), que son insolubles, y los de calcio y plata que son moderadamente solubles.

    

   • Todos los carbonatos, sulfitos y fosfatos son insolubles, excepto los de sodio, potasio y amonio.

    

   • Todos los sulfuros son insolubles, excepto los de los metales alcalinos, los metales alcalinotérreos y el amonio.

    

   • Todos los hidróxidos son insolubles, excepto los de los metales alcalinos. Los hidróxidos de calcio, estroncio y bario son moderadamente solubles. El hidróxido de amonio no existe; El hidróxido de amonio es un nombre inapropiado para el amoniaco acuoso, NH ₃ (ac).

    

    

 

5. Reacción con ácido nítrico
    

   Agregue ácido nítrico al compuesto y observe cualquier reacción que ocurra. Si el compuesto se disuelve en agua, debe disolverse en ácido nítrico. Si no se disolvió en agua, pero parece estar disolviéndose en ácido nítrico, está experimentando una reacción química. En general, los compuestos que contienen aniones que son las bases conjugadas de ácidos débiles reaccionarán (a menos que los compuestos sean muy insolubles). Por ejemplo:

    

   CaCO ₃ (s) + 2 H ⁺ (aq) → Ca ₂ ⁺ (aq) + H [19459009 ] 2 O (l) + CO ₂ (g, incoloro, inodoro)
   NiS (s) + 2 H ⁺ (aq) → Ni ₂ ⁺ (aq) + H ₂ S (g, incoloro, olor a huevo podrido)
   Ca ₃ (PO ₄ ) ₂ (s) + 6 H ⁺ (aq) → 3 Ca ₂ ⁺ (aq) + 2 H ₃ PO ₄ (ac)

    

   Las pruebas restantes deben realizarse en una solución del compuesto.
   Si el compuesto es insoluble en agua, disuélvalo en ácido nítrico. De lo contrario, disolver en agua.

    

 

6. Reacción con hidróxido de sodio
    

   Agregue NaOH gota a gota a la solución, agite o agite la solución y observe cualquier reacción (si el compuesto se disolvió en ácido nítrico, las primeras gotas neutralizarán el ácido, así que asegúrese de verificar el pH con papel tornasol). Busque un precipitado (consulte las reglas de solubilidad para hidróxidos). Si se forma un precipitado, continúe agregando NaOH. Algunos hidróxidos metálicos son anfóteros y formarán un ion complejo y se redisolverán. Ver las Figuras 1, 2 y 3 para un ejemplo de esta reacción. Los siguientes iones son anfóteros:

    

    
    
    

    

    

    

    
    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

   Especie	Solución ácida	Solución ligeramente básica	Solución básica
   Al 3+	Al 3+ (aq)	Al (OH) 3 (s)	Al (OH) 4 – (ac)
   Cr 3+	Cr 3+ (aq)	Cr (OH) 3 (s)	Cr (OH) 4 – (ac)
   Pb 2+	Pb 2+ (aq)	Pb (OH) 2 (s)	Pb (OH) 4 2- (ac)
   Zn 2+	Zn 2+ (aq)	Zn (OH) 2 (s)	Zn (OH) 4 2- (ac)
   Sn 4+	Sn 4+ (aq)	Sn (OH) 4 (s)	Sn (OH) 6 2- (ac)

    

    

    

   

    

   Figura 1. Al (NO ₃ ) ₃ en solución.

    

    

    

   

    

   Figura 2. Al (OH) ₃ precipita con la adición de NaOH.

    

    

    

   

    

   Figura 3. Cuando se agrega NaOH en exceso, el precipitado se redisuelve a medida que se forma el ion complejo Al (OH) ₄ ^– .

    

    

    

 

7. Reacción con amoníaco
    

   Agregue NH ₃ gota a gota a la solución, agite o agite la solución y observe cualquier reacción. Si se forma un precipitado de hidróxido metálico, continúe agregando amoníaco. Algunos hidróxidos metálicos de un ion complejo y redisolver. Ver las Figuras 4, 5 y 6 para un ejemplo de esta reacción. Los siguientes iones forman complejos de amoníaco:

    

    
    
    

    

    

    

    
    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

    

   Solución ácida	Solución básica	Solución con exceso de NH 3	Color del complejo
   Ni 2+ (aq)	Ni (OH) 2 (s)	Ni (NH 3 ) 6 2+ (aq)	violeta
   Cu 2+ (aq)	Cu (OH) 2 (s)	Cu (NH 3 ) 4 2+ (aq)	azul
   Zn 2+ (aq)	Zn (OH) 2 (s)	Zn (NH 3 ) 6 2+ (aq)	incoloro
   Ag + (ac)	Ag 2 O (s)	Ag (NH 3 ) 2 + (aq)	incoloro
   Cd 2+ (aq)	Cd (OH) 2 (s)	Cd (NH 3 ) 4 2+ (aq)	incoloro

    

    

    

   

    

   Figura 4. Cu (NO ₃ ) ₂ en solución.

    

    

    

   

    

   Figura 5. Cu (OH) ₂ precipita con la adición de NH ₃ .

    

    

    

   

    

   Figura 6. Con exceso de NH ₃ , el cobre forma el ion complejo Cu (NH ₃ ) ₄ ^2- .

    

    

    

 

8. Reacción con ácido clorhídrico
    

   Agregue HCl gota a gota hasta que la solución sea ácida al papel tornasol y observe cualquier reacción. Se formará un precipitado con cualquier catión que forme un cloruro insoluble (consulte las reglas de solubilidad). Por ejemplo:

    

   Pb ²⁺ + 2Cl- → PbCl ₂ (s)

    

 

9. Reacción con ácido sulfúrico
    

   Agregue H ₂ SO ₄ gota a gota hasta que la solución sea ácida y observe cualquier reacción. Se formará un precipitado con cualquier catión que forme un sulfato insoluble (consulte las reglas de solubilidad). Por ejemplo:

    

   Ba ²⁺ + SO ₄ ^2- → BaSO ₄ (s)

    

 

10. Reacción con nitrato de plata
     

    Agregue HNO ₃ gota a gota hasta que la solución sea ácida (a menos, por supuesto, que se haya disuelto en ácido nítrico), luego agregue unas gotas de AgNO ₃ y observe cualquier reacción. Se formará un precipitado con ciertos cationes que forman compuestos de plata insolubles, pero debido al ambiente ácido, algunas sales de plata insolubles (por ejemplo, sales que contienen CO ₃ ^2- , S ^{2 –} , y PO ₄ ^3- iones) son “destruidos”. Cl ^– , Br ^– e I ^– forman compuestos insolubles, mientras que SO ₄ ^2- forma un compuesto moderadamente insoluble.

     

    Ag ⁺ + Cl ^– → AgCl (s)

     

 

11. Reacción con nitrato de bario
     

    Agregue HNO ₃ gota a gota hasta que la solución sea ácida, hierva la solución durante dos minutos, luego pruebe con papel tornasol. Continúe agregando y hirviendo hasta que la solución permanezca ácida después de hervir. Enfríe la solución y agregue unas gotas de Ba (NO ₃ ) ₂ y observe cualquier reacción. Se formará un precipitado con aniones que forman un compuesto de bario insoluble (excepto los destruidos por el ácido como en la prueba anterior).

     

 

12. Pruebas específicas
     

    Algunas veces las pruebas anteriores no pueden confirmar definitivamente la presencia de un ion específico. En estos casos, es necesario hacer pruebas específicas para un ion particular.

     

    Ejemplo de sales desconocidas

     

    La muestra 1 tenía las siguientes características:

     

    Conclusión: la muestra 1 es Pb (NO ₃ ) ₂

     

    La muestra 2 tenía las siguientes características:

     

    Conclusión: la muestra 2 es BaCO ₃

     

    La muestra 3 tenía las siguientes características:

     

    Conclusión: la muestra 3 es FeCl ₃

     

    Pruebas específicas

     

     
    1. Pruebas de identificación de cationes
        
       1. Cationes generalmente solubles
           
           
          • Iones de amonio:
             

            Tome una pequeña cantidad del material a analizar y colóquelo en un vaso de precipitados de 50 ml. Agregue NaOH 6 M y huela con cuidado. El olor a amoníaco indica la presencia de iones de amonio. Si no huele a amoníaco, caliente el vaso de precipitados y vuelva a oler los vapores emitidos. El amoníaco liberado también cambiará el color de una tira humedecida de papel tornasol rojo que se encuentra en la entrada del tubo de ensayo.

             

            NH ₄ ⁺ (aq) + OH ^– (aq) → NH ₃ (g) + H ₂ O

             

            Esta prueba es muy confiable. Debe realizarse siempre que se sospeche que los cationes generalmente solubles, NH ₄ ⁺ , Na ⁺ y K ⁺ .

             

           

          • Iones de sodio:
             

            El método más común de identificación de Na ⁺ es la prueba de llama. El sodio imparte una llama amarilla brillante y duradera que enmascara los colores de otros iones. La prueba puede realizarse en una pequeña muestra de lo desconocido tratado con HCl concentrado o unas pocas gotas de solución desconocida tratada con HCl concentrado. La llama debe ser brillante y debe durar tanto como la de NaCl 0.1 M. El sodio es una impureza común y se pueden encontrar rastros en casi cualquier desconocido. Debe aprender a distinguir entre un desconocido que tiene iones de sodio como catión y un desconocido que tiene iones de sodio como impureza.

             

           

          • Iones de potasio:
             

            El método más común de identificación de K ⁺ es la prueba de llama. La prueba puede realizarse en una pequeña muestra de lo desconocido tratado con HCl concentrado o unas pocas gotas de solución desconocida tratada con HCl concentrado. La llama violeta no es intensa pero es claramente visible en ausencia de iones de sodio. El vidrio de cobalto filtra la luz amarilla de las impurezas de sodio y permite ver la llama violeta. No confunda el alambre brillante con la llama de potasio.

             

           

           

        

       2. Cationes que forman cloruros insolubles
           
           
          • Iones de plata:
             

            Aunque Ag ⁺ , Pb ²⁺ y Hg ₂ ²⁺ todos forman cloruros blancos insolubles, Ag ⁺ es el único de estos cationes que forma un complejo de amoníaco. Por lo tanto, AgCl se disuelve fácilmente en NH acuoso ₃ . Cuando la solución resultante se acidifica con HNO ₃ , el AgCl se reprecipita.

             

            AgCl (s) + 2NH ₃ (aq) → Ag (NH ₃ ) ²⁺ (aq) + Cl ^{– [19459012 ] (aq)
            Ag (NH ₃ ) 2+ (aq) + Cl – (aq) + 2H ₃ O + → AgCl (s) + 2NH ₄ + + 2H ₂ O}

             

            Agregue 3 M HCl gota a gota a la solución que se está probando. Si se forma un precipitado blanco, centrifugar y eliminar el líquido sobrenadante. Añadir 6 M NH ₃ solución al precipitado. Si el precipitado se disuelve, agregue HNO 6 M ₃ . La formación de un precipitado blanco indica Ag ⁺ .

             

           

          • Iones de plomo:
             

            Aunque PbCl ₂ es insoluble a temperatura ambiente, su solubilidad aumenta dramáticamente a temperaturas más altas; Se disuelve fácilmente en agua hirviendo. Pb ²⁺ también forma un sulfato blanco insoluble, que se disuelve en una solución que contiene ión acetato debido a la formación del electrolito débil, Pb (CH ₃ COO) _{2 [ 19459010]. La adición de iones cromato a esta solución de acetato de plomo produce un precipitado de cromato de plomo amarillo.}

             

            Pb ²⁺ (aq) + SO ₄ ^2- (aq) → PbSO ₄ (s)
            PbSO ₄ (s) + 2CH ₃ COO ^– (aq) → Pb (CH ₃ COO) _{2 [19459010 ] (aq) + SO 4 ^2- (aq)
            Pb (CH 3 COO) 2 (aq) + CrO 4 ^2- (aq) → PbCrO 4 (s) + 2CH 3 COO ^– (aq )}

             

            A la solución a probar, agregue 3 M HCl gota a gota. (Debe evitarse un gran exceso de HCl debido a la formación del complejo de cloro soluble, PbCl ₄ ^2- .) Centrifugar y eliminar el sobrenadante del precipitado blanco (PbCl [19459009 ] 2 ). Agregue agua caliente al precipitado y revuelva. Si el precipitado se disuelve, se indica Pb ²⁺ . Agregue 3 M H ₂ SO ₄ a la solución caliente. Centrifugar y eliminar el líquido sobrenadante del precipitado blanco (PbSO ₄ ). Añadir al precipitado 3 M NH ₄ (CH ₃ COO) y agitar. Si el precipitado blanco era PbSO ₄ , se disolverá. Para confirmar, agregue unas gotas de 0.5 M K ₂ CrO ₄ a la solución resultante. Un precipitado amarillo de PbCrO ₄ indica la presencia de Pb ²⁺ .

             

           

          • Iones de mercurio (I):
             

            Cuando Hg ₂ Cl ₂ se trata con NH acuoso ₃ se produce una reacción en la que se forman mercurio libre y amidocloromercurio (II).

             

            Hg ₂ Cl ₂ (s) + NH ₃ (aq) → Hg (l) + HgNH ₂ Cl ( s) + HCl (aq)

             

            El HgNH ₂ Cl es un sólido blanco, mientras que el Hg en un estado finamente dividido aparece negro. La mezcla resultante es gris a negra.

             

            Agregue HCl 3 M a la solución a analizar para detectar Hg ₂ ²⁺ . Si se forma un precipitado blanco, centrifugar y eliminar el líquido sobrenadante. Al precipitado, agregue 6 M NH ₃ y agite. La aparición de un precipitado de gris a negro es positivo para Hg ₂ ²⁺ .

             

           

           

        

       3. Cationes que forman sulfatos insolubles
           

          Las pruebas de identificación para Pb ²⁺ y Ag ⁺ (Ag ₂ SO ₄ es moderadamente soluble) se describen anteriormente (Cations que forman cloruros insolubles). Ba ²⁺ , Sr ²⁺ y Ca ²⁺ forman sulfatos moderadamente solubles.

           

          Los iones alcalinotérreos Mg ²⁺ , Ca ²⁺ , Sr ²⁺ y Ba ²⁺ son ​​uno de Los mejores ejemplos de una relación periódica entre los elementos de una familia. Las solubilidades de sus compuestos se gradúan muy bien y las separaciones (cualitativamente) se pueden lograr fácilmente. Las pruebas de llama son muy importantes.

           

           
          • Iones de bario:
             

            Los iones de bario se pueden identificar por precipitación de su sal amarilla insoluble BaCrO ₄ . Si Ca ²⁺ o Sr ²⁺ están presentes, también precipitarán en presencia de altas concentraciones de CrO ₄ ^2- . Sin embargo, los cromatos de Ca ²⁺ y Sr ²⁺ son ​​moderadamente solubles; su precipitación puede evitarse mediante la adición de ácido acético. Este ácido débil proporciona suficientes iones de hidronio para reducir la concentración de CrO ₄ ^2- suficiente para mantener CaCrO ₄ y SrCrO ₄ en solución pero para permitir que el BaCrO ₄ precipite.

             

            2CrO ₄ ^2- (aq) + 2H ⁺ (aq) → Cr ₂ O _{7 [19459010 ] ^2- (ac) + H 2 O}

             

            La prueba de llama en el cromato sólido es importante para la confirmación.

             

            A aproximadamente 1 ml de solución agregue 10 gotas de CH 6 M ₃ COOH. Luego agregue unas gotas de solución de 0,5 M K ₂ CrO ₄ . La aparición de un precipitado amarillo indica la presencia de Ba ²⁺ . Para confirmar, disuelva el precipitado en HCl concentrado y prueba de llama.

             

           

          • Iones de estroncio:
             

            El estroncio se puede identificar, en ausencia de calcio, precipitando su sulfato. A la solución agregue 0.1 M H ₂ SO ₄ gota a gota. La formación de un precipitado blanco cristalino finamente dividido indica la presencia de Sr ²⁺ . (Ba ²⁺ debe estar ausente, por supuesto). Para confirmar, disuelva el precipitado en HCl concentrado y prueba de llama.

             

           

          • Iones de calcio:
             

            Si Ba ²⁺ y Sr ²⁺ están ausentes, Ca ²⁺ puede precipitarse como el oxalato de soluciones neutras o alcalinas. Pruebe la acidez de la solución con papel tornasol. Si es ácido, agregue 3 M NH ₃ hasta que sea básico. Luego agregue 0.2 M (NH ₄ ) ₂ C ₂ O ₄ solución. La formación de un precipitado blanco indica la presencia de Ca ²⁺ . Confirme agregando unas gotas de HCl concentrado y pruebas de llama.

             

           

           

        

       4. Cationes que forman complejos de amoníaco
           
           
          • Iones de cadmio:
             

            El cadmio forma un precipitado amarillo con iones sulfuro ya sea de una solución neutra que contiene Cd libre ²⁺ o de una solución amoniacal de Cd (NH ₃ ) _{4 [19459010 ] ²⁺ . Como la mayoría de los sulfuros son insolubles, y muchos de ellos son negros, la presencia de otros iones metálicos puede dificultar la detección del color amarillo de CdS. Por lo tanto, las separaciones deben ser lo más completas posible antes de realizar la prueba de Cd ²⁺ .}

             

            Cd ²⁺ (aq) + S ^2- (aq) → CdS (s)
            Cd (NH ₃ ) ₄ ²⁺ (aq) + S ^2- (aq) → CdS (s) + 4NH ₃

             

            Para una solución de Cd ²⁺ o para una solución que se cree que contiene Cd (NH ₃ ) ₄ ²⁺ add 0.1 M Na ₂ S solución gota a gota. La formación de un precipitado amarillo confirma la presencia de Cd ²⁺ .

             

           

          • Iones de cobre (II):
             

            El color azul profundo muy distintivo del complejo de amoníaco de cobre se puede utilizar para identificar Cu ²⁺ . Esta identificación puede llevarse a cabo en presencia de otros cationes que forman complejos de amoníaco incoloros o precipitados blancos. Por lo tanto, Zn ²⁺ , Cd ²⁺ , Al ³⁺ , entre otros, no interferirán.

             

            En soluciones relativamente diluidas, el color del complejo de amoníaco puede no ser lo suficientemente intenso como para proporcionar una identificación no calificada, y se debe utilizar alguna otra prueba para confirmar. Cu ²⁺ forma un hexacianoferrato marrón rojizo muy insoluble (II).

             

            2Cu ²⁺ (aq) + Fe (CN) ₆ ^4- (aq) → Cu ₂ Fe (CN ) ₆ (s)

             

            Otros cationes que reaccionan con este reactivo para formar precipitados altamente coloreados deben estar ausentes (Co ²⁺ y Fe ³⁺ por ejemplo). Acidifique la solución de prueba con ácido acético. Luego agregue unas gotas de solución de hexacianoferrato de potasio (II) 0.1 M (K ₄ Fe (CN) ₆ ). Un precipitado rojo-marrón confirma la presencia de Cu ²⁺ .

             

           

          • Iones de níquel (II):
             

            El níquel (II) es uno de los cationes más fáciles de identificar. Ni ²⁺ forma un precipitado rojo con dimetilglioxima en una solución de ácido tamponado. El paladio (II) es el único otro catión que forma un precipitado con este reactivo. Sin embargo, algunos otros cationes pueden interferir. El cobalto (II) forma preferentemente una solución de color marrón oscuro con dimetilglioxima, y ​​se debe usar un exceso de reactivo en su presencia.

             

            Acidificar la solución a analizar con CH 6 M ₃ COOH. Luego agregue aproximadamente un ml de solución de NaOOCCH ₃ 0.2 M. Agregue la solución de dimetilglioxima gota a gota. Un precipitado rojo brillante es positivo para Ni ²⁺ .

             

           

          • Iones de zinc:
             

            El zinc forma uno de los pocos sulfuros blancos insolubles. Se precipita de una solución del complejo de amoníaco. Obviamente, pequeños rastros de cationes que forman sulfuros de color oscuro interferirán.

             

            Agregue un exceso de 3 M NH ₃ a la solución de prueba, de modo que cualquier zinc presente esté en forma de Zn (NH ₃ ) ₄ ²⁺ . Luego agregue unas gotas de solución de Na ₂ S 0.1 M. Un precipitado blanco indica la presencia de Zn ²⁺ .

             

           

           

        

       5. Cationes que forman hidróxidos anfóteros
           
           
          • Iones de aluminio:
             

            El aluminio se identifica generalmente haciendo uso de la propiedad anfótera de su hidróxido y el color rojo del “lago” AlOH ₃ se forma con el reactivo, aluminio. El aluminio es un tinte (una molécula orgánica, generalmente bastante grande, que absorbe la luz visible). A medida que el Al (OH) ₃ precipita, el tinte se adsorbe en las partículas de Al (OH) ₃ . La adsorción del tinte se llama “falta”. El aluminio es una impureza bastante común y se debe tener cuidado de que no se reporten cantidades traza. Como la mayoría de las manipulaciones de laboratorio se realizan en recipientes de vidrio, el gel de sílice, que físicamente se parece al hidróxido de aluminio, también es una impureza común.

             

            Ajuste el pH de aproximadamente 1 ml de la solución de prueba (con NaOH 3 M y HNO 3 M ₃ ) para precipitar el hidróxido. Centrifugar la mezcla. Retire las aguas madres con una pipeta capilar y lave el precipitado con agua destilada. Centrifugar la mezcla. Retire las aguas madres con una pipeta capilar y lave el precipitado con agua destilada. Centrifugue la mezcla y retire las aguas madres con una pipeta capilar. Estos lavados repetidos eliminan otros iones del precipitado. Disolver el precipitado en 3 M HNO ₃ . Si algún precipitado no se disuelve en el ácido nítrico, retire el sobrenadante a un tubo de ensayo limpio y deseche el residuo. Agregue dos gotas de reactivo de aluminio (evite cualquier exceso). Agregue 3 M NH ₃ (aq) hasta que la solución sea básica. Centrífugo. Un precipitado gelatinoso rojo (a veces llamado lago rojo) indica Al ³⁺ .

             

            Cualquier precipitado que quede después de la adición del ácido nítrico es probablemente gel de sílice, SiO ₂ • xH ₂ O. El gel de sílice está presente en muchas soluciones; se lixivia de envases de vidrio. Any silica gel present must be removed before the addition of the aluminon and the ammonia because silica gel will also give a red lake.

             

            Do not confuse traces of red-brown ferric hydroxide for the red lake. Other precipitates will also form colors with the reagent. The supernatant liquid will be an intense blue-purple color if too much reagent has been added. This color has nothing to do with the presence of aluminum. The color of the reagent is sensitive to changes in pH, (the reagent is an acid-base indicator).

             

           

          • Chromium(III) Ions:
             

            Chromium can be taken through a series of colored tests which leaves no doubt as to its identity. Chromium(III) forms a steel green hydroxide which dissolves in excess strong base to give a deeply green colored solution of the hydroxy complex. Treating this complex with 3% hydrogen peroxide gives the yellow solution of the chromate ion, which upon acidification with dilute nitric acid gives the orange color of dichromate. Treatment of the cold solution of dichromate with 3% hydrogen peroxide gives the intense blue color of a peroxide of chromium. (The actual composition of this peroxide is not known, but it is believed to have the empirical formula CrO ₅ .) This peroxide readily decomposes to the pale violet color of the original hydrated chromium(III) ion. In low concentrations of dichromate the blue color is fleeting, and attention must be focused on the test tube during the addition of the hydrogen peroxide to avoid missing the color change.

             

            Cr(OH) ₄ ^– (green) –(H ₂ O ₂ )–(OH ^– )→ CrO ₄ ^2- (yellow)
            CrO ₄ ^2- –(H ⁺ )→ Cr ₂ O ₇ ^2- (orange)
            Cr ₂ O ₇ ^2- –(H ₂ O ₂ )–(HNO ₃ )→ CrO ₅ (blue)→ Cr(H ₂ O) ₆ ³⁺ (violet)

             

            The following color changes are all indicative of Cr ³⁺ . Add an excess of 6 M NaOH to about one mL of test solution. To this green solution add 10 drops of 3% H ₂ O ₂ . Heat the test tube in the water bath until the excess H ₂ O ₂ is destroyed as indicated by the cessation of bubbles. Acidify the yellow solution with 3 M HNO ₃ . Cool the resulting orange solution in an ice bath. To the cooled solution add a drop or two of 3% H ₂ O ₂ and observe the immediate fleeting blue color.

             

           

          • Tin(IV) Ions:
             

            Sn ⁴⁺ is most conveniently identified by reduction of Sn ⁴⁺ to Sn ²⁺ with iron. The Sn ²⁺ solution is treated with HgCl ₂ solution, whereupon Sn ²⁺ is oxidized to Sn ⁴⁺ and, simultaneously, HgCl ₂ is reduced to Hg ₂ Cl ₂ (a silky, white precipitate). The Hg ₂ Cl ₂ is further reduced by Sn ²⁺ to Hg, which appears black.

             

            Sn ⁴⁺ (aq) + Fe(s) → Sn ²⁺ (aq) + Fe ²⁺ (aq)
            Sn ²⁺ (aq) + 2HgCl ₂ (aq) → Sn ⁴⁺ (aq) + Hg ₂ Cl ₂ (s) + 2Cl ^– (aq)
            Sn ²⁺ (aq) + Hg ₂ Cl ₂ (s) → Sn ⁴⁺ (aq) + 2Hg(l) + 2Cl ^– (aq)

             

            Add some concentrated HCl to the solution to be tested for Sn ⁴⁺ . Place an iron brad (or small iron wire) in this solution and heat in a water bath for 5 minutes. Take the clear solution (filter if necessary) and add HgCl ₂ solution dropwise. The appearance of a silky, white precipitate, which then turns black, confirms the presence of tin.

             

           

           

        

       6. Other Cations
           
           
          • Manganese(II) Ions:
             

            Manganese is easily identified by oxidation of Mn ²⁺ to purple MnO ₄ ^– using sodium bismuthate (NaBiO ₃ ). Heat must be avoided to prevent the decomposition of permanganate ion to brown, insoluble manganese dioxide. Chloride ion must be absent, because it reduces permanganate ion to either manganese dioxide or manganese(II) depending upon the conditions.

             

            Acidify the test solution with 3 M HNO ₃ . Add solid NaBiO ₃ and stir. Centrífugo. If the supernatant has the characteristic purple color of MnO ₄ ^– , Mn ²⁺ was present.

             

            2Mn ²⁺ + 14H ⁺ + 5NaBiO ₃ → 5Bi ³⁺ + 5Na ⁺ + 7H ₂ O + 2MnO ₄

             

           

          • Bismuth(III) Ions:
             

            Bismuth(III) forms a highly insoluble hydroxide which upon treatment with the hydroxy complex of tin(II) is immediately converted to free bismuth, a black precipitate.

             

            3Sn(OH) ₄ ^2- (aq) + 2Bi(OH) ₃ (s) → 2Bi(s) + 3Sn(OH) ₆ ^2- (aq)

             

            Precipitate Bi ³⁺ from the test solution with 3 M NaOH and centrifuge the precipitate. Then, to a solution of tin(II) chloride add with stirring 6 M sodium hydroxide until the precipitate of tin(II) hydroxide which first forms just redissolves. This solution is then added dropwise to the precipitate of bismuth(III) hydroxide. The rapid formation of a black color confirms bismuth.

             

           

          • Iron(III) Ions:
             

            The Fe ³⁺ ion is readily identified in a dilute nitric acid solution through the blood red color of its thiocyanate complex. A large excess of reagent should be avoided.

             

            Fe ³⁺ (aq) + SCN ^– (aq) → Fe(SCN) ²⁺ (aq)

             

            Acidify the solution with 3 M HNO ₃ . Then add a few drops of 0.1 M NH ₄ SCN solution. The solution turns red if Fe ³⁺ is present.

             

           

           

        

     

    2. Anion Identification Tests
        
       1.  
           
          • Carbonate Ions:
             

            The most characteristic reaction of carbonate is the formation of carbon dioxide upon treatment with acid:

             

            CO ₃ ^2- (aq) + 2H ⁺ (aq) → CO ₂ (g) + H ₂ O(l)

             

            The colorless, odorless carbon dioxide can be identified by bubbling it through a saturated solution of barium hydroxide, with which it forms a white precipitate of barium carbonate.

             

            CO ₂ (g) + Ba ²⁺ (aq) + 2OH ^– (aq) → BaCO ₃ (s) + H ₂ O(l)

             

            Assemble a gas-liberation apparatus from a small test tube and a section of bent tubing. Dissolve or suspend a portion of your compound in a small amount of water and place it in the small test tube. Add about 0.5 mL of 6 M HCl and quickly fit the tube into the small test tube, allowing the gas liberated to bubble into a 6″ test tube of saturated Ba(OH) ₂ solution. The formation of a white precipitate in the large test tube (if the gas liberated is odorless) is a positive test for carbonate. It is imperative to test the gas-liberation apparatus by adding HCl to Na ₂ CO ₃ .

             

           

          • Sulfide Ions:
             

            When treated with nonoxidizing acids (HCl, CH ₃ COOH) sulfides react to liberate H ₂ S gas (rotten-egg odor). If the sulfide is very insoluble liberation of the gas may require concentrated acids (indeed some sulfides, HgS, CuS, are so insoluble that dissolution requires special treatment). The gas is generally identified by its odor and its precipitation of colored sulfides of various metal ions. Sulfides or hydrogen sulfide also are oxidized to elemental sulfur and sulfate by oxidizing agents such as permanganate, nitric acid, sulfuric acid, Fe(III), etc.

             

            3H ₂ S(aq) + 2H ⁺ (aq) + 2NO ₃ ^– (aq) → 2NO(g) + 4H ₂ O + 3S(s)

             

            Acidify a sample with 6 M hydrochloric acid and warm. Cautiously smell the gas evolved and also test the gas with a piece of filter paper moistened with lead acetate solution. A foul smelling gas which turns lead acetate paper black constitutes a positive sulfide test.

             

           

          • Sulfate Ions:
             

            Sulfate is conveniently identified by precipitation of BaSO ₄ . Other insoluble barium salts contain anions of weak acids (CO ₃ ^2- , SO ₃ ^2- and PO ₄ ^3- ). Precipitation of these anions is prevented by acidifying the solution.

             

            Acidify the test solution with 6 M HCl, and add a few drops of 0.2 M BaCl ₂ solution. A white precipitate indicates the presence of SO ₄ ^2- .

             

           

          • Nitrate Ions:
             

            The most notable feature of the chemistry of the nitrate ion is its oxidizing ability as illustrated by the following reactions:

             

            3Fe ²⁺ (aq) + 4H ⁺ (aq) + NO ₃ ^– (aq) → NO(g) + 2H ₂ O + 3Fe ³⁺ (aq)

             

            In the last reaction the nitrogen oxide reacts with excess Fe ²⁺ to give the brown complex ion Fe(NO) ²⁺ . It is the formation of this brown complex that is used to identify NO ₃ ^– (called the brown ring test).

             

            Acidify about 2 mL of the test solution with 3 M H ₂ SO ₄ and then dissolve one-half spatula full of solid FeSO ₄ .7H ₂ O in the acidified solution. Cool the solution and then carefully introduce about 0.5 mL of concentrated H ₂ SO ₄ by allowing it to flow down the side of the tilted test tube. Allow the solution to sit undisturbed so that the sulfuric acid forms a definite layer. The formation of a brown color at the interface of the layer constitutes a positive test for nitrate.

             

           

          • Phosphate Ions:
             

            The precipitation usually used to identify phosphate is the formation of yellow ammonium molybdophosphate from ammonium molybdate in acidic solution.

             

            12MoO ₄ ^2- + 3NH ₄ ⁺ + PO ₄ ^3- + 24H ⁺ → (NH ₄ ) ₃ [P(Mo ₁₂ O ₄₀ )] + 12H ₂ O

             

            Acidify the sample with concentrated nitric acid and add several drops in excess. Then treat the solution with ammonium molybdate reagent and warm. The formation of a yellow crystalline precipitate confirms the presence of phosphate.

             

           

          • Chloride, Bromide, and Iodide Ions:
             

            All three of these anions form insoluble silver salts. Although the precipitates are of different colors (AgCl white, AgBr cream, AgI yellow) the colors are difficult to distinguish, and confirmatory tests are necessary.

             

            Silver chloride, the most soluble of the three, dissolves readily in 6 M NH ₃ solution because of formation of the ammonia complex. Furthermore, when the solution of the ammonia complex is acidified, AgCl reprecipitates. Neither AgBr nor AgI will dissolve readily in 6 M NH ₃ , a much higher concentration of NH ₃ being required to form the complex.

             

            Cl ^– (aq) + Ag ⁺ (aq) → AgCl(s)
            AgCl(s) + 2NH ₃ (aq) → Ag(NH ₃ ) ²⁺ (aq) + Cl ^– (aq)
            Ag(NH ₃ ) ²⁺ (aq) + Cl ^– (aq) + 2H ⁺ (aq) → AgCl(s) + 2NH ₄ ⁺ (aq)

             

            Bromide and iodide are usually identified by oxidation to the free elements with chlorine. The elements thus formed are extracted into carbon tetrachloride and identified by their color.

             

            2Br ^– (aq) + Cl ₂ (g) → Br ₂ (g) + 2Cl ^– (aq)
            2I ^– (aq) + Cl ₂ (g) → I ₂ (s) + 2Cl ^– (aq)

             

             
            • Chloride:
               

              Acidify the test solution with 3 M HNO ₃ . Then add several drops of 0.1 M AgNO ₃ . If a white precipitate forms, centrifuge and remove the supernatant. To the precipitate add 6 M NH ₃ with stirring. If the precipitate dissolves, add 6 M HNO ₃ to the solution. A white precipitate will form if the original test solution contained Cl ^– .

               

             

            • Bromide and Iodide:
               

              Acidify the sample with several drops of 6 M HCl and add 4-5 drops of carbon tetrachloride. Then add about 0.5 mL of chlorine water and shake. Appearance of an orange-brown carbon tetrachloride layer indicates the presence of bromide. Formation of a purple layer indicates iodide.