Manual de Laboratorio de Quimica Analitica

MANUAL DE LABORATORIO DE QUIMICA ANALITICA ITécnicas de Laboratorio compiladas por los profesores del Departamento de Química: Hanael Ojeda Moreno Cristóbal Caicedo Medina Miriam Fontalvo Gómez INTRODUCCIÓN En la Universidad del Atlántico, las carreras de ingeniería Química, Química y Farmacia, Programa de Química y Licenciatura en Ciencias Naturales incluyen dentro de su Pensum la asignatura de Química Analítica que tiene un componente de trabajo en el laboratorio. Hoy día se tiene la tendencia de suprimir el curso de análisis cualitativo, pero la importancia del semimicroanálisis cualitativo es despertar la mente investigadora de los alumnos, orientándolos al conocimiento de los cimientos de la tecnología y de los equipos que se utilizan en la actualidad. La intención de este manual es entonces, que sirva de guía para la realización de las prácticas de laboratorio; específicamente de los alumnos de las carreras ya mencionadas, de acuerdo a la formación de investigadores. Con la ventaja de, que al hacer las mismas prácticas todos los alumnos independientemente del grupo al que pertenezcan; se logre una formación más uniforme en la materia de química. Las prácticas que aquí se incluyen, son una recopilación de algunas de las más representativas e ilustrativas, hechas con base en la experiencia tanto de docentes, y de alumnos. Cada una de éstas, han sido realizada varias veces de forma que los procedimientos mencionados, son muy confiables. Por supuesto; si se cuenta con todo lo necesario para la adecuada realización de cada una de las prácticas. Todas las sugerencias y críticas encaminadas hacia la mejora de éste manual, serán bienvenidas; y pueden hacerse llegar al Departamento de Química, Profesora Miriam Fontalvo Gómez, MSc 2 CONTENIDO OBJETIVO GENERAL ADVERTENCIAS SOBRE EXPERIMENTOS MEDIDAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO SUSTANCIAS QUE DEBEN USARSE CON PRECAUCIÓN ¿QUÉ HACER EN CASO DE ACCIDENTE? CONOCIMIENTO DEL MATERIAL DE LABORATORIO MATERIAL NECESARIO POR EQUIPO PARA LAS PRÁCTICAS DEL LABORATORIO INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ANALÍTICA PRÁCTICAS PRELIMINARES: I, II y III PRACTICAS DEL SEMIMICROANALISIS CUALITATIVO: EXPERIMENTO 1: CATIONES GRUPO I EXPERIMENTO 2: CATIONES DEL GRUPO II EXPERIMENTO 3: CATIONES DEL GRUPO III EXPERIMENTO 4: CATIONES DEL GRUPO IV EXPERIMENTO 5: CATIONES DEL GRUPO V EXPERIMENTO 6: ANIONES DEL GRUPO I EXPERIMENTO 7: ANIONES DEL GRUPO II EXPERIMENTO 8: ANIONES DEL GRUPO III EXPERIMENTO 9: ANIONES DEL GRUPO IV EXPERIMENTO 10: ANIONES DEL GRUPO V EXPERIMENTO 11: EFECTO DE LA FUERZA IONICA SOBRE LA DISOCIACION IONICA - EQUILIBRIO QUIMICO: El Principio de Le Chatelier EXPERIMENTO 12: DETERMINACIÓN DEL PRODUCTO DE SOLUBILIDAD DE UN ELECTROLITO POCO SOLUBLE EXPERIMENTO 13: SISTEMA ACIDO / BASE Y DETERMINACIÓN COLORIMÉTRICA DEL PH EXPERIMENTO 14: REACCIONES REDOX Y CONSTRUCCIÓN DE CELDAS ELECTROQUIMICAS BIBLIOGRAFÍA 3 OBJETIVO GENERAL Preparar al estudiante para identificar los distintos tipos de reacciones que se verifican en los cuatro tipos de equilibrios estudiados en la teoría e identificar los diferentes grupos de cationes y aniones que se encuentran concentrados en la tabla periódica ADVERTENCIAS SOBRE EXPERIMENTOS 1. El laboratorio de Química Analítica es un lugar donde se desarrollan las prácticas elegidas por el docente para confirmar y reafirmar los conocimientos teóricos impartidos en el salón de clase. 2. Cada alumno deberá ser parte de un equipo de trabajo (2 ó 3 estudiantes) 3. Se responsabilizarán sobre el material que le sea asignado para su uso durante cada práctica, el cual deberá ser entregado al final de la jornada, en la cantidad y estado en que se le entregó. 4. Al realizar cada práctica deben seguirse las instrucciones y registrar en su cuaderno de laboratorio todas las observaciones. 5. No cambiar de sitio los reactivos, estos siempre deben permanecer en el área de reactivos. Si llegara a faltar algún reactivo, favor pedirlo ya sea al docente o monitores. 6. Prepare la experiencia y participe en la explicación, se evitará muchas dudas a la hora de trabajar. 7. Se asesorará y resolverán las preguntas que se generen durante el análisis. 8. Es importante señalar la necesidad de seguir todos los pasos indicados en cada práctica para obtener los resultados correctos de cada experimento. En todas las prácticas deberán anotarse las observaciones, los resultados y las conclusiones. 9. En el caso de que el experimento no resultara como está planeado, el alumno deberá investigar, consultar y agotar todas las posibilidades para lograr un desarrollo correcto. Si no se lograra el objetivo de la práctica, debe preguntar al docente, él le explicará en donde está la falla y la manera de corregirla. De esta forma se logrará desarrollar una actitud crítica hacia la materia, un mejor aprovechamiento de clase práctica y un mayor apoyo a la clase teórica. 10. Los desagües ubicados en cada mesa, no son para tirar basura, para esto existe un recipiente. Evite que las tuberías se tapen y den un mal aspecto al laboratorio. 11. Todas las prácticas se reportarán en el cuaderno de laboratorio 12. Los laboratorios no tienen reposición 13. Están prohibidas las visitas durante las sesiones de laboratorio, recuerden que esas horas que dura el laboratorio deben aprovecharse al máximo 4 MEDIDAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO 1. No efectuar experimentos no autorizados, a menos que estén supervisados por el docente. 2. Cualquier accidente debe ser notificado de inmediato al docente o al monitor de laboratorio 3. Uso indispensable de bata y gafas de seguridad como medida de protección. 4. No pipetear directamente con la boca los reactivos líquidos, puede llegar a ingerirlos. Use el succionador adecuado. 5. Lea cuidadosamente la etiqueta del frasco hasta estar seguro de que es el reactivo que necesita, no utilice reactivos que estén en frascos sin etiqueta. 6. Después de utilizar un reactivo tenga la precaución de cerrar bIen el frasco 7. Los tubos, vasos de precipitados, varillas de vidrio y objetos calientes se deben colocar sobre tela de asbesto y en un lugar no muy accesible de la mesa de trabajo, para evitar quemaduras así mismo o a un compañero. 8. Los tubos de ensayo calientes, deben colocarse en una gradilla para tubos de ensayos o dentro de un vaso de precipitados. 9. Cuando se calientan sustancias contenidas en un tubo de ensayo, no se debe apuntar la boca del tubo al compañero o a sí mismo, ya que pueden presentarse proyecciones del líquido caliente 10. La dilución de ácidos concentrados debe hacerse de la siguiente manera: Utilizar recipientes de pared delgada. Añadir lentamente el ácido al agua resbalándolo por las paredes del recipiente, al mismo tiempo que se agita suavemente. NUNCA AÑADIR AGUA AL ÁCIDO, ya que puede formarse vapor con violencia explosiva. Si el recipiente en el que se hace la dilución se calentara demasiado, interrumpir de inmediato y continuar la operación sobre un baño de agua o hielo. 11. No se debe probar ninguna sustancia. Si algún reactivo se ingiere por accidente, se notificará de inmediato al docente. 12. No manipular cristalería u otros objetos directamente con las manos, si no se tiene la certeza de que están a temperatura ambiente. 13. No se debe oler directamente una sustancia, sino que sus vapores deben abanicarse con la mano hacia la nariz. 14. No tirar o arrojar sustancias químicas, sobrenadantes del experimento, al desagüe. En cada práctica se preguntará al profesor sobre los productos que se pueden arrojar por el desagüe, para evitar la contaminación de ríos y lagunas. 15. Cuando en una reacción se desprendan gases tóxicos o vapores de ácidos, la operación deberá hacerse bajo una campana de extracción. 16. Los frascos que contengan los reactivos a emplear en la práctica deben mantenerse tapados mientras no se usen. 17. No trasladar varios objetos de vidrio al mismo tiempo. 18. No ingerir alimentos ni fumar dentro del laboratorio. 19. Se deberá mantener una adecuada disciplina durante la estancia en el laboratorio. 20. Estar atento a las instrucciones del docente. 5 SUSTANCIAS QUE SE DEBEN USAR CON PRECAUCIÓN Todas las sustancias que se utilizan en las operaciones y reacciones en los laboratorios de química son potencialmente peligrosas por lo que, para evitar accidentes, deberán trabajarse con cautela y observar un comportamiento en el laboratorio, acorde con las exigencias de la seguridad personal y del grupo que se encuentre realizando una práctica. Numerosas sustancias orgánicas e inorgánicas son corrosivas o se absorben fácilmente por la piel, produciendo intoxicaciones o dermatitis, por lo que se ha de evitar su contacto directo; si esto ocurriera, deberá lavarse inmediatamente con abundante agua la parte afectada. RECOMENDACIONES PARA EL MANEJO DE ALGUNAS SUSTANCIAS ESPECIFICAS Ácido Fluorhídrico (HF) Causa quemaduras de acción retardada en la piel, en contacto con las uñas causa fuertes dolores, y sólo si se atiende a tiempo se puede evitar la destrucción de los tejidos incluso el óseo. Ácido Nítrico (HNO3) Este ácido daña permanentemente los ojos en unos cuantos segundos y es sumamente corrosivo en contacto con la piel, produciendo quemaduras y mancha las manos de amarillo por acción sobre las proteínas. Ácido Sulfúrico (H2SO4), Fosfórico (H3PO4) y Clorhídrico (HCl) Las soluciones concentradas de estos ácidos lesionan rápidamente la piel y los tejidos internos. Sus quemaduras tardan en sanar y pueden dejar cicatrices. Los accidentes más frecuentes se producen por salpicaduras y quemaduras al pipetearlos directamente con la boca. 6 ¿QUÉ HACER EN CASO DE ACCIDENTE? En caso de accidente en el laboratorio, hay que comunicarlo inmediatamente al docente SALPICADURAS POR ÁCIDOS Y ÁLCALIS Lavar inmediatamente y con abundante agua la parte afectada. Si la quemadura fuera en los ojos, acudir al servicio medico. Si la salpicadura fuera extensa, llevar inmediatamente al lesionado al chorro de la regadera y acudir después al servicio medico. QUEMADURAS POR OBJETOS, LÍQUIDOS O VAPORES CALIENTES Aplicar pomada para quemaduras o pasta dental en la parte afectada. En caso necesario, proteger la piel con gasa y acudir al servicio medico. CONOCIMIENTO DEL MATERIAL DE LABORATORIO Entre los materiales que se usan con más frecuencia en el semimicroanálisis se encuentran los siguientes:                          CÁPSULA DE PORCELANA PINZAS PARA CÁPSULA DE PORCELANA MORTERO Y PISTILO ESPÁTULA AGITADOR MATRAZ ERLENMEYER EMBUDO PIPETA PROBETA VASO DE PRECIPITADO SOPORTE UNIVERSAL TRIPODE TELA DE ASBESTO ANILLO DE HIERRO MECHERO BUNSEN TUBOS DE ENSAYO PINZAS PARA TUBO DE ENSAYO BURETA CAPSULA CUENTAGOTAS GRADILLA PARA TUBOS DE ENSAYO GRADILLA PARA REACTIVOS ESCOBILLA PARA LAVAR TUBOS DE ENSAYO CENTRIFUGADORA BAÑO MARIA GOTEROS 7 8 INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ANALÍTICA El análisis Cualitativo es una rama de la Química Analítica, que se ocupa de la identificación de los constituyentes de los materiales. Los aspectos de la química que se ilustran claramente a través de este análisis son los siguientes:  Propiedades físicas de las sustancias, tales como son solubilidad y color  Propiedades químicas de los metales, no metales y sus compuestos.  Casos de equilibrio que se encuentran en las reacciones ácido / base, oxidación / reducción, soluciones saturadas de sales ligeramente soluble y formación de precipitados. Términos empleados en análisis Cualitativo Precipitado: Es un sólido formado a partir de una solución. La mayoría de los precipitados son sales ligeramente solubles formadas por la combinación de iones de una solución saturada, la cual temporalmente se sobresatura por la adición del agente precipitante. La solución sobresaturada se convierte rápidamente a solución saturada, conforme los iones se combinan para formar el precipitado. Solución Normal: Una solución 1N es la que contiene un peso equivalente, en gramos, del reactivo en un litro de solución. Solución Molar: Una solución 1 M es aquella que contiene una mol de soluto, en un litro de solución. Centrifugado: Liquido sobrenadante de un precipitado. Residuo: Sólido que resulta al separar el centrifugado del precipitado. Baño Maria: (BoMa) baño de agua con temperatura controlada. Métodos de separación que más se utilizan en análisis cualitativo Los Métodos de Separación se basan en diferencias entre las propiedades físicas de los componentes de una mezcla, tales como: Punto de Ebullición, Densidad, Presión de Vapor, Punto de Fusión, Solubilidad, etc. Los Métodos más conocidos son: Filtración: El procedimiento de filtración consiste en retener partículas sólidas por medio de una barrera, la cual puede consistir de mallas, fibras, material poroso o un relleno sólido. Decantación: El procedimiento de decantación consiste en separar componentes que contienen diferentes fases (por ejemplo, 2 líquidos que no se mezclan, sólido y líquido, etc.) siempre y cuando exista una diferencia significativa entre las densidades de las fases. Evaporación: El procedimiento de evaporación consiste en separar los componentes más volátiles exponiendo una gran superficie de la mezcla a la acción del calor. El aplicar calor y una corriente de aire seco acelera el proceso. 9 PRÁCTICAS PRELIMINARES PRÁCTICA PRELIMINAR I OBJETIVO: Identificar cuando ha ocurrido una reacción química o cuando se ha producido un cambio químico FUNDAMENTO Uno de los principales problemas del trabajo del laboratorio es determinar cuando ha ocurrido una reacción química o cuando un cambio químico se ha producido. Los siguientes fenómenos son usualmente asociados con la ocurrencia o no de las reacciones químicas: 1.-CAMBIO DE COLOR: La formación o desaparición de un color es uno de los métodos más usados en la identificación de sustancias 2.-DISOLUCIÓN O FORMACIÓN DE UN PRECIPITADO: Un precipitado es una sustancia insoluble formada por una reacción que ocurre en una solución. En Química Analítica la formación de un precipitado característico es usado frecuentemente como una prueba o como un medio de separación de una sustancia de otra 3.-FORMACIÓN DE UN GAS: La formación de gases causa efervescencia en una solución, lo cual es un signo de que se ha producido una reacción 4.-FORMACIÓN DE UN OLOR CARACTERÍSTICO 5.-DESPRENDIMIENTO O ABSORCIÓN DE CALOR METODOLOGÍA: 1- CAMBIO DE COLOR Prueba para ión férrico (Fe+3): En tres tubos de ensayo adicionar hasta la mitad agua destilada, agregar a cada tubo 2 gotas de HCl 6M y 1 gota de solución de prueba de Nitrato férrico al segundo tubo; luego pasar unas dos gotas de esta solución diluida (del segundo tubo) al tercer tubo. Agregar a cada tubo 1 mL de solución de KSCN 1 M. Compare los colores con el primer tubo (tubo control). Anotar sus observaciones. Escriba las Reacciones observadas 2- FORMACIÓN DE PRECIPITADOS Prueba para el ion cloruro con nitrato de plata: Llenar 3 tubos de ensayo hasta la mitad con agua destilada, agregar 2 gotas de HNO3 6M a cada uno, adicionar 5 gotas de HCl al segundo tubo, incorporar 1 mL de AgNO 3 a cada tubo. Escriba las reacciones observadas 10 NOTA: La aparición de una turbidez es debido a la formación de una pequeña cantidad de precipitado TIPOS DE PRECIPITADOS La naturaleza de un precipitado es influenciada grandemente por las condiciones bajo las cuales se forma: a) PRECIPITADOS CRISTALINOS: Estos son reconocidos por la presencia de muchas partículas pequeñas con forma y superficie suaves y brillantes (con apariencia de azúcar o sal seca), un precipitado cristalino es el más estable de todos los precipitados ya que sedimenta rápidamente y es fácil de filtrar y lavar METODOLOGÍA: Colocar 1 mL de BaCl2 1M en un tubo de ensayo, agregar 3 mL de H2SO4 6 M, agitar vigorosamente. Anotar las observaciones. Escribir las reacciones observadas b) PRECIPITADOS GRANULARES: Es aquel que se agrupa en pequeños trozos o gránulos y de formas irregulares sin superficie suave, los cuales sedimentan rápidamente (apariencia de granos de café) METODOLOGÍA. Agregar 3 mL de AgNO3 0.5 M en un tubo de ensayo, adicionar HCl 6 M gota a gota (aproximadamente de 20 a 30 gotas) agitar la mezcla vigorosamente por dos minutos permitiendo que el precipitado de AgCl se produzca. Anote sus observaciones. Escribir las Reacciones observadas c) PRECIPITADOS FINAMENTE DIVIDIDOS: están formados por partículas extremadamente pequeñas, las partículas individuales son visibles a simple vista, (apariencia de harina) METODOLOGÍA: Colocar 2 mL de agua en un tubo de ensayo, incorporar cerca de 0.5 mL de BaCl2 1 M y 0.5 mL de (NH4)2SO4 1 M y agitar, permitir la sedimentación. Anotar sus observaciones. Escribir las reacciones observadas d) PRECITADOS FLOCULENTOS: Es aquel que se forma en trozos o flóculos que se precipitan gradualmente (apariencia de leche cuajada), sedimentan lentamente y es difícil lavarle las impurezas METODOLOGÍA: Colocar 5 gotas de solución de prueba de Nitrato férrico Fe(NO3)3 en un vaso de precipitado, agregar 20 mL de agua, 5 mL de NH4OH 6M, calentar hasta ebullición, dejar reposar. Observar la naturaleza del precipitado y la velocidad con la que sedimenta. Anotar sus observaciones. Escribir las reacciones observadas e) PRECIPITADOS GELATINOSOS: Son aquellos que forman una masa viscosa, muy indeseable debido a la dificultad para manipularlo, además atrapa impurezas difíciles de lavar f) PRECIPITADOS COLOIDALES: Es el extremo de un precipitado finamente dividido, las partículas son pequeñas y no sedimentan fácilmente pasan a través de los poros de un papel filtro. 11 Prueba para el ión cloruro en agua corriente METODOLOGÍA: Llenar un tubo de ensayo hasta la mitad con agua de la llave y un segundo tubo con agua destilada, agregar dos gotas de HNO3 6 M y 1mL de AgNO3 0.5 M a cada tubo y agitar. Anotar sus observaciones. Escribir las reacciones observadas 3- FORMACIÓN DE UN GAS: a) Prueba de efervescencia para carbonatos METODOLOGÍA: Llenar 4 tubos de ensayo hasta la mitad con agua destilada, adicionar 1 mL de Na2CO3 1 M al primero, 3 gotas al segundo y 1 gota al tercero, nada al último. Llenar el gotero de HCl 6 M y permitir que escurra por el lado de cada tubo. Anotar sus observaciones. Escribir las reacciones observadas b) Prueba de efervescencia para Nitritos: METODOLOGÍA: Llenar 4 tubos de ensayo hasta la mitad con agua destilada, adicionar 1 mL de KNO2 1 M al primero, 3 gotas al segundo y 1 gota al tercero, nada al último. Llenar el gotero con HCl 6 M y permitir que escurra por el lado de cada tubo. Anotar sus observaciones. Escribir las reacciones observadas 12 PRÁCTICA PRELIMINAR II MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS: DECANTACIÓN, EVAPORACIÓN Y CENTRIFUGACIÓN OBJETIVO: Separar una mezcla por las técnicas de decantación, centrifugación y evaporación FUNDAMENTO Para separar las mezclas en sus componentes o sustancias contaminadas, existen diversos procedimientos para separar los componentes presentes en dichas mezclas, los cuales son: DECANTACIÓN, FILTRACIÓN, SUBLIMACIÓN, EVAPORACIÓN, CENTRIFUGACIÓN, DESTILACIÓN. 1.- DECANTACIÓN: Se emplea para separar dos o más líquidos que no se disuelven entre si (no miscibles) y que tienen diferentes densidades. También para separar las partículas de sólidos insolubles en un líquido y que por mayor densidad sedimentan. METODOLOGÍA: Llenar hasta la mitad un tubo de ensayo con agua, añadir arena. Agitar y dejar reposar (sedimentación). Trasvasar a otro tubo de ensayo el agua, sin que la arena llegue a este 2.- CENTRIFUGACIÓN: Cuando la sedimentación es muy lenta, se acelera mediante la acción de la fuerza centrífuga. Se pone la mezcla en un recipiente, el cual se hace girar a gran velocidad, la sustancia con mayor densidad queda en el fondo del recipiente y sobre ella la de menor densidad. METODOLOGÍA: Colocar dos tubos de ensayo la misma cantidad de agua, a uno de ellos colocarle una pequeña cantidad de harina y centrifugar. Anotar sus observaciones 3- EVAPORACIÓN: se emplea para separar un sólido disuelto en un líquido, cuando éste se evapora, la sustancia sólida queda cristalizada. METODOLOGÍA: Colocar una solución de sulfato de cobre en una cápsula de porcelana y calentar hasta sequedad. Anotar sus observaciones y los cambios de coloración. 13 PRACTICA PRELIMINAR III DEMOSTRACIONES EXPERIMENTALES SOBRE LOS TIPOS DE EQUILIBRIO OBJETIVO: Distinguir mediante ensayos la aplicación del equilibrio químico a los distintitos tipos de equilibrio de importancia en la química analítica. FUNDAMENTO Las reacciones utilizadas en química analítica nunca tienen como resultados la conversión completa de reactivos a productos, más bien avanzan hacia un estado de equilibrio químico en el cual la relación de las concentraciones de reactivos y productos son constantes. La expresión de las constantes de equilibrio son ecuaciones algebraicas que describen la relación de la concentración de reactivos y productos en el equilibrio. Entre otras cosas, las expresiones de la constante de equilibrio permiten calcular el error proveniente de una cantidad de un analito que no reaccionó y que permanece cuando se ha alcanzado el equilibrio. El análisis siguiente se relaciona con el uso de las expresiones de la constante de equilibrio para obtener información acerca de los sistemas analíticos en los que están presentes solo uno de los dos equilibrios. Estos efectos se pueden predecir cualitativamente mediante el principio de Le Chatelier, el cual establece que la posición del equilibrio químico siempre se desplaza hacia la dirección que tiende a aliviar el efecto de una tensión aplicada. Así, un aumento en la temperatura altera la relación de la concentración en la dirección que absorbe calor, y un aumento en la presión favorece a las especies participantes que ocupen un volumen total menor. En un análisis es muy importante el efecto que produce agregar a la mezcla de reacción una cantidad adicional de las especies participantes se denomina efecto de acción de masas. Los estudios teóricos y experimentales de los sistemas reaccionantes a escala molecular muestran que las reacciones entre las especies participantes continúan, incluso, después de alcanzado el equilibro. La relación de la concentración constante de reactivos y productos se debe a que se iguala las velocidades de los procesos directos e inversos. En otras palabras, el equilibrio químico es un estado dinámico en el que las velocidades directas e inversas son idénticas. 14 Tipos De Equilibrio Químico  Equilibrio de oxidación reducción: La oxidación se define como la perdida de electrones y la reducción como la ganancia de electrones por un átomo. A veces la oxidación se define como el aumento del estado de oxidación de un elemento y la reducción como una disminución del estado de oxidación. En una reacción “Redox”, la oxidación y la reducción ocurren simultáneamente; depende la una de la otra, es decir, que en una reacción de oxidación – reducción no hay exceso ni deficiencia de electrones por ejemplo: Reducción − 2Fe 2 + 3Cl 2 ⇔ 2Fe 3+ Cl 3 1 Oxidación Aquí, el agente oxidante es el cloro, por ser la sustancia que causa la oxidación y como resultado su número de oxidación disminuye, el agente reductor es el hierro, por ser la sustancia que causa la reducción y como resultado su número de oxidación aumenta, en consecuencia el agente oxidante se reduce, y el reductor se oxida.  Equilibrio de Transferencia Ácido-Base: Brönsted y Lowry propusieron una definición más amplia, la cual establece que una reacción ácido-base implica la transferencia de protones; el ácido es una especie (ión o molécula) que dona un protón y la base es una especie (ión o molécula) que acepta el protón. Ejemplo: CH 3COOH + H 2O ⇔ CH 3COO − + H 3O − Ácido base base ácido  Formación Complejos Metal-Ligante: La mayoría de los iones metálicos reaccionan con donadores de pares de electrones formando complejos o compuestos de coordinación. La especie donadora, llamada ligando, deben tener disponible al menos un par de electrones no compartido para formar el enlace. El agua, el amoniaco y los iones de halogenuros son los ligandos inorgánicos más comunes de hecho muchos iones metálicos existen en solución acuosa como acuocomplejos. El numero de coordinación de un catión, es el número de enlaces covalente que tienden a formar con los donadores de electrones. Los números de coordinación más comunes son: dos, cuatro y seis. Los productos de coordinación pueden ser especies con cargas eléctricas positivas, neutra o negativa. 15  Formación de precipitados: En este equilibrio se da la formación de un segundo estado o fase de la materia, dentro de una primera fase, es decir, se da la obtención de materia sólida que por efecto de ciertas reacciones químicas se forma en el seno de una disolución y se deposita más o menos rápidamente. Esto es lo que conocemos comúnmente como precipitado. PROCEDIMIENTO: 1. Equilibrio de oxidación-reducción: A 5 ml de Nitrato Férrico 0.01 M, agregar gotas de Yoduro de Potasio 0.40 M. Homogenizar y anotar las observaciones. A la solución anterior adicionar 20 gotas de Nitrato Férrico 0.01 M. Mezclar anotar las observaciones. 2. Equilibrio de Transferencia Ácido-Base: A 5 ml de agua destilada adicionar 5 gotas HCl 6 M; a esta solución adicionar 5 gotas del indicador anaranjado de metilo, observar el color observado formado. Luego adicionar gotas de NaOH 6 M, usando la varilla agitadora para homogenizar la solución, hasta observar cambio de color del indicador. 3. Formación de Complejos Metal –Ligante: a) A 5 ml de Nitrato Férrico 0.01 M agregar unas gotas de Tiocianato de Potasio 0.1 M. Homogenizar y anotar observaciones. Luego agregar 10 gotas de Nitrato de Plata 0.1 M mezclar y anotar observaciones b) A 5 ml de Sulfato de Cobre 0.01 M agregar gotas de amoníaco concentrado, hasta observar intensificación de color. Luego adicionar gotas de HCl hasta observar cambios. 4. Formación de precipitados: A 5 ml de una solución de cloruro de bario, adicionar unas gotas de nitrato de plata hasta la formación de precipitado. Agitar y dividir en dos porciones: a) A la porción 1 adicione gotas de cloruro de sodio. Hasta observar cambios. b) A la porción 2 adicione gotas de sulfato de potasio. Hasta observar cambios. PREGUNTAS: 1. ¿Cuál es la reacción redox que se produce en el equilibrio de OxidaciónReducción? 2. ¿Qué se puede concluir en cada uno de los equilibrios dados? 3. ¿Qué observaron en el equilibrio ácido – base? 4. Escriba la reacción química que se dá en cada uno de los tipos de equilibrios ensayados 5. Qué puede concluir en el ensayo 4, en los puntos A y B 16 PRACTICAS DEL SEMIMICROANALISIS CUALITATIVO Para identificar los componentes de una muestra problema, se pueden seguir dos métodos: 1. La MARCHA SISTEMÁTICA ANALÍTICA (MSA), tiene por objeto la separación de grupos de cationes o aniones y posterior aislamiento de cada uno, para proceder a su identificación. 2. El método de las reacciones específicas (ANÁLISIS FRACCIONADO), en donde la reacción de identificación de un ion se realiza directamente sobre la solución obtenida de la muestra, aun en presencia de otros iones. (es necesario a veces, realizar “marchas cortas”) Para establecer una marcha analítica hay que tener en cuenta los siguientes factores:  El producto de solubilidad  El pH  La formación de iones complejos  El comportamiento de los cationes en presencia de soluciones reguladoras  En algunos casos el efecto del ion común MARCHA ANALITICA DE CATIONES Se identifican los iones metálicos más comunes (22 iones) más el ion Amonio, que a partir de sus nitratos o cloruros, los cuales son solubles en agua, por vía húmeda. Para la vía seca se utilizarán los cloruros por ser las sales más volátiles. La separación de los cationes en grupos, se basa en las diferencias de solubilidad de sus cloruros, sulfuros, hidróxidos y fosfatos o carbonatos. CLASIFICACIÓN ANALÍTICA DE LOS CATIONES: Por su comportamiento respecto a los reactivos generales utilizados en la MSA, a saber: HCl, H2S ó CH3CSNH2, NH4OH, NH4Cl y (NH4)2HPO4, empleados según este orden, se clasifican los cationes en cinco (5) grupos. GRUPO 1. Comprende los cationes cuyos cloruros son insolubles en ácidos diluidos. Precipitan con el HCl diluido. Estos cationes son: Ag+ , Pb2+ y Hg22+ GRUPO 2. Comprende aquellos cationes cuyos sulfuros son insolubles en los ácidos diluidos. Precipitan por la TIOACETAMIDA, (T.A.A) en dicho medio ácido. Este grupo se divide en dos subgrupos: el subgrupo I-A, formado por los cationes cuyos sulfuros no son solubles en los sulfuros alcalinos o en los álcalis cáusticos y el subgrupo II-B, constituidos por los cationes cuyos sulfuros se disuelven en los reactivos indicados para formar tiosales: Subgrupo II-A Subgrupo II-B : : Hg2+ , Pb2+ , Bi3+ , Cu2+ , Cd2+ As3+ , As5+ , Sb3+ , Sb5+ , Sn2+ , Sn4+ 17 El hecho de que el plomo figure en los grupos primero y Segundo obedece a que su precipitación como cloruro no puede ser total y hay que prever su presencia en el grupo segundo. GRUPO 3. Incluye los cationes que precipitan hidróxido o sulfuro con el NH 4OH y la T.A.A. También comprende dos subgrupos; El subgrupo III-A formado por los cationes cuyos hidróxidos y sulfuros reaccionan con el H2O2 o Na2O2 y exceso de KOH, originando complejos: aniones acuo-complejos y el subgrupo III-B constituidos por los cationes que estarán como hidróxidos o óxidos hidratados. Subgrupo III-A Subgrupo III-B : : Al3+ , Cr3+ , Zn2+ Fe3+ , Co2+ , Ni2+ , Mn2+ GRUPO 4. Constituidos por los cationes que precipitan con el fosfato monoácido de amonio en presencia de dióxido de amonio. Estos cationes son: Ca2+ , Ba2+ , Sr2+ y Mg2+ GRUPO 5. Comprende los cationes que no precipitan por los reactivos precedentes. Estos cationes son: Na+ , K+ y NH4+ 18 EXPERIMENTO 1 MARCHA SISTEMATICA ANALÍTICA GRUPO I DE CATIONES Ag + , Pb2+ y Hg22+ PROCEDIMIENTO 1: Precipitación del grupo de cationes. 1. En un tubo de ensayo, colocar de 15 a 20 gotas de la sln que se va a analizar y adicionar 4 gotas de HCl 3M. Agítar vigorosamente y centrifugar. Comprobar si la precipitación ha sido completa adicionando una gota de HCl 3F al liquido sobre nadante. Centrifugar y separar el líquido sobrenadante del precipitado. 2. Guardar el centrifugado para el análisis de los cationes de los grupos II, III, IV y V. 3. Lavar el precipitado con 10 gotas de agua destilada que contengan 1 gota de HCl 3M, agite. Centrifugar y desechar el agua del lavado. PROCEDIMIENTO 2: Separación del Cloruro de Plomo 1. El precipitado blanco obtenido en el procedimiento 1, puede contener PbCl2, AgCl y Hg2Cl2. Adicionar 6 a 8 gotas de agua destilada hirviente, agitar y mantener en el boma por 3 minutos. Centrifugar y remover el centrifugado del precipitado. 2. El centrifugado anterior dividirlo en dos porciones: Porción 1: Adicionar una gota de HAc 3M y una gota de K2CrO4 1M; la formación de un precipitado amarillo confirma la presencia del ión plomo. Porción 2: Adicionar 1 a 2 gotas de KI 1M; formación de un preciptado amarillo soluble cuando se pone en un boma hirviente ó cuando se le agrega agua destilada caliente; y por enfriamiento vuelve a precipitar en forma de escamas de color dorado brillante, confirma la presencia del ión plomo. 3. El residuo del paso 1, puede contener AgCl y Hg2Cl2, adicionarle 10 gotas de NH4OH 3M,agitar vigorosamente y centrifugar. Un ennegrecimiento de residuo indica la presencia del ión mercurioso. Remueva el centrifugado. 4. El centrifugado del paso 3, puede contener Ag(NH3)2+. Dividirlo en 2 porciones: Porción 1: Adicionar HNO3 3M gota a gota hasta que el medio sea ácido. Formación de un precipitado blanco confirma la presencia del ión plata. Porción 2: Adicionar 1 a 2 gotas de KI 1M; formación de un precipitado amarillo pálido, confirma la presencia del ión plata. 5. El residuo obtenido en el paso 3 puede contener el ión mercurioso. Lavar con 10 gotas de agua destilada; agitar, centrifugar y desechar agua de lavado. Disolver el precipitado con 2 o 3 gotas de HNO 3 concentrado; 19 diluir con 5 gotas de agua destilada (si la solución no es clara, centrifugar y desechar el residuo). Agregar al centrifugado 1 a 3 gotas de SnCl2 saturado. Un precipitado blanco o gris confirma la presencia del ión mercurioso. EXPERIMENTO 2 MARCHA SISTEMATICA ANALÍTICA GRUPO II DE CATIONES Subgrupo II-A : Hg2+ , Pb2+ , Bi3+ , Cu2+ , Cd2+ Subgrupo II-B : As 3+ , As 5+ , Sb3+ , Sb5+ , Sn2+ , Sn4+ PROCEDIMIENTO 3: Regulación de la acidez de la solución y precipitación de los cationes del grupo II. 1. El centrifugado procedente del grupo I puede contener algunos o todos los cationes de los grupos II, III, IV y V. Adicionar 2 gotas de HNO3 3M al centrifugado y calentar en el boma por 3 minutos. Adicionar gota a gota NH4OH concentrado, hasta que se obtener un pH de 9 o 10 (Una coloración azul indica presencia del ión cobre); eliminar el exceso de NH4OH, añadiendo gotas de HCl 3 M hasta un pH 7. 2. solución (si se tiene un volumen mayor). Evaporar hasta obtener 1ml de 3. Agregar un volumen igual de solución 0.6M de HCl. Llevar el tubo de ensayo con la solución al boma y adicionar 5 gotas de tioacetamida. Calentar por 5 minutos. 4. Diluir el contenido del tubo de ensayo con un volumen igual de agua destilada y agregar otras 5 gotas de tioacetamida. Calentar nuevamente en el boma por 3 a 5 minutos. Centrifugar y remover el centrifugado. 5. El centrifugado puede contener los cationes de los grupos III, IV y V. Calentar el centrifugado hasta que todo H2S se haya evaporado. Guardar para el análisis del grupo III de cationes. 6. El precipitado contiene los sulfuros de los cationes del grupo II. Estos sulfuros pueden ser: As2S3 (amarillo), As2S5 (amarillo), Sb2S3 (rojo naranja), Sb2S5 (anaranjado), SnS (marrón), SnS2 (amarillo), HgS (negro), PbS (negro), Bi2S3 (marrón-negro), CuS (negro) y CdS (amarillo). Este precipitado se trata de acuerdo al procedimiento 4. Procedimiento 4: Separación de los grupos IIA y IIB de cationes. 1. Lavar el precipitado obtenido en el paso 6 con 10 gotas de agua destilada que contenga una gota de tioacetamida y 1 a 2 gotas de NH 4Cl solución saturada. Desechar el agua de lavado. Agregar al precipitado lavado unas 10 o 15 gotas de KOH 3M. Agitar y calentar en el boma por 3 minutos. Centrifugar y separar el centrifugado. 20 2. El residuo obtenido en el paso 1, puede contener los sulfuros del grupo II A y algo de azufre. Analizar el residuo de acuerdo al procedimiento 5. 3. El centrifugado obtenido en el paso 1, puede contener en solución los iones complejos del grupo II B, los cuales son As, Sn y Sb en forma de tiosales. Analizar de acuerdo al procedimiento 6. Procedimiento 5: Separación e identificación de los cationes del grupo IIA. 1. Lavar el precipitado obtenido en el procedimiento 4 con 10 a 15 gotas de agua destilada que contengan 1 a 2 gotas de NH 4Cl saturado. Centrifugar y desechar el agua de lavado. Agregar 10 gotas de HNO3 3M y 1 a 2 gotas de NaNO2 1M, calentar en el boma por 3 minutos, centrifugar. Ahora se tienen un residuo y un centrifugado. 2. El residuo puede contener HgS (color negro), HgNO3,2HgS (blanco) y S. Disolver con 4 gotas de agua regia (3 partes de HCl concentrado y 1 parte de HNO3 concentrado), mezclar bien y calentar por 1 a 2 minutos en el boma. Adicionar 10 gotas de agua destilada y llevar al boma por 2 minutos. Enfriar el tubo al grifo. Realice cualquiera de los siguientes ensayos: Ensayo 1: Adicionar 2 a 5 gotas de SnCl2 . Formación de un precipitado blanco o gris confirma la presencia del ión mercúrico. Ensayo 2: Adicionar 1 a 2 gotas de KI 1M. Formación de un precipitado rojonaranja nos indica la presencia de HgI2 que con exceso de KI se disuelve. A la solución obtenida del complejo (HgI4)2-, añadir una gota de NH4OH 3M y varias gotas de KOH 3M. La Formación de un precipitado pardo rojizo de yoduro amoniacal de mercurio confirma la presencia del ión mercúrico. (Esta reacción se conoce como reacción de Nessler). Ensayo 3: Sobre una placa de porcelana, colocar 2 gotas de la solución problema, neutra, 1 gota de HNO3 3M y 1 a 2 gotas de difenilcarbazona, un color azul violeta indica la presencia del ión mercúrico. 3. El centrifugado obtenido en el paso 1 puede contener los iones Pb, Bi, Cu y Cd. Transferir a un tubo de evaporación, añadir 2 a 3 gotas de H 2SO4 concentrado, evaporar hasta que aparezcan unos vapores densos y sólo queden unas 2 o 3 gotas del líquido. Enfriar completamente y agregar 2 gotas de agua destilada. Agitar vigorosamente y transferir a un tubo de ensayo. Lavar el tubo de evaporación con 5 gotas de agua destilada y añadir el agua de lavado a la solución del tubo de ensayo, centrifugar y remover el centrifugado. 4. Lavar el precipitado obtenido en el paso anterior con 4 gotas de agua destilada. Desechar el agua de lavado y añadir al precipitado 10 gotas de NH4Ac saturado y calentar en el boma por 3 minutos con agitación. Si la solución resultante no es clara, centrifugar y desechar el residuo Al centrifugado claro realizarle el siguiente ensayo: agregar una gota de HAc concentrado y 2 gotas de K2CrO4 1M, un precipitado amarillo confirma la presencia del ión plomo. 5. Al centrifugado obtenido en el paso 3, adicionar gota a gota NH4OH concentrado y agitar hasta que la solución sea básica (comprobar con el papel 21 indicador de pH). Agregar 3 gotas en exceso. Centrifugar centrifugado. Ahora tiene un centrifugado y un precipitado y remover el 6. Lavar el precipitado con 5 gotas de agua destilada, desechar el lavado, adicionar al precipitado 10 o más gotas de solución recientemente preparada de estannito de potasio. El ennegrecimiento inmediato del precipitado indica la presencia del ión Bismuto. 7. El centrifugado del paso 5 contiene los complejos solubles de cobreamoniaco y cadmio-amoniaco. Si la solución es de color azul, indica la presencia del ión cobre. Dividir la solución en 2 porciones desiguales: Porción menor: acidificar con HAc 3M y agregar gota a gota solución de K4Fe(CN)6; un color o precipitado pardo rojizo confirma la presencia del ión cobre. Porción mayor: realizar cualquiera de los siguientes ensayos para determinar la presencia del ión cadmio: Ensayo 1: Adicionar gota a gota KCN 1M hasta decolorar la solución. Agregar dos gotas mas en exceso de KCN 1M. Luego añadir 5 gotas de tioacetamida y calentar en el boma por 5 minutos. Un precipitado amarillo indica la presencia del ión cadmio. Ensayo 2: Agregar una cantidad mínima de hiposulfito de sodio sólido a la porción mayor del centrifugado, calentar en el boma por 2 minutos, la formación de un precipitado negro o marrón oscuro la presencia de cobre. Centrifugar. Un precipitado amarillo comprueba la presencia del ión cadmio. Ensayo 3: Agregar H2SO4 1,5M hasta acidificar, calentar en el boma y adicionar una mínima cantidad de Fe en polvo para precipitar el cobre. Centrifugar y remover el centrifugado. Diluir el centrifugado con 5 gotas de agua destilada y neutralizar con NH 4OH 3 M; adicionar unas gotas de tioacetamida. Un precipitado amarillo de CdS indica la presencia del ión cadmio. PROCEDIMIENTO 6: Separación e identificación de los cationes del grupo IIB. 1. Al centrifugado del procedimiento 4 adicionar 5 o mas gotas de NH4Cl solución saturada y calentar ligeramente al baño maría. Si se precipita algo de color negro, probablemente sea HgS que se solubilizó en la separación del grupo II. Centrifugar y remover el centrifugado. 2. El residuo puede ser HgS, lávelo con agua destilada que contenga unas gotas de NH4Cl saturado, centrifugue y deseche el lavado. Disuelva el residuo con agua regia e identifique el ión mercurio por las pruebas ya descritas. 3. El centrifugado que contiene las tiosales se acidula gota a gota con HAc concentrado, agite constantemente hasta la formación de un precipitado, caliente al baño maría por unos minutos, centrifugue y deseche el centrifugado. El precipitado lávelo con agua destilada que contenga unas gotas de NH4Cl saturado. Centrifugue y deseche las aguas de lavado. Añada el residuo 22 de 5 a 9 gotas de HCl concentrado y un volumen igual de agua destilada, agite caliente de 3 a 5 minutos, centrifugue, remueva y guarde el centrifugado. 4. Tome el residuo y lávelo que contenga unas gotas solución de KNO3. Centrifugue y deseche el lavado. Al precipitado lavado adiciona amonio NH4OH 3M gota a gota calentando ligeramente en el baño maría y agitando hasta disolución del sulfuro de arsénico. Centrifugue si necesario para eliminar el exceso de azufre o cualquier residuo. de se de es 5. La disolución que contiene el arsénico, se calienta en el baño maría por 1 a 2 segundos con 2 o 3 gotas de H2O2 al 3% para oxidar el As+3 hasta AsO4-3 Para la identificación del As se puede utilizar cualquiera de estos ensayos. Ensayo 1: La solución anterior se acidula con HNO3 3M y se agrega una pequeña cantidad de NH4NO3 sólido o de reactivo hidratado, y unas 10 a 20 gotas de molibdato de amonio solución saturada. Caliente en el baño maría por 5ª 10 minutos. La formación de un precipitado amarillo cristalino confirma la presencia del ión arsénico. Ensayo 2: La solución que contiene el As en forma de arseniato, se le adiciona de 8 a 10 gotas de mixtura o mezcla magnesiana (solución recientemente preparada), se agita fuertemente y se reposa unos minutos al baño maría. La aparición de un precipitado blanco cristalino que se observa mejor centrifugando, confirma la presencia del ión arsénico. 6. Divida el centrifugado que contiene los iones Sb y Sn en dos porciones. Porción 1: Se diluye con 3 a 5 gotas de agua destilada y se agrega unos cristales de ácido tartárico sólido hasta saturación, seguidamente se le adiciona unas 5 a 10 gotas T.A,A. y deje reposar unos minutos. Un precipitado amarillo de sulfuro de estaño confirma la presencia del estaño, si esta mezcla se calienta en el baño de maría y el precipitado toma color rojo-naranja indica la presencia de antimonio. Porción 2: En esta disolución, confirme la presencia del antimonio utilizando cualquiera de las siguientes pruebas. Ensayo 1: Agregue una gota de HCl concentrado y 1 a 2 gotas de solución NaNO2 1M y se deja reaccionar por 1 a 2 minutos. Adicione 1 a 2 gotas de solución saturada de úrea para eliminar el exceso de nitrito por unos minutos y diluya con 5 a 8 gotas de agua destilada; agregue 1 a 2 gotas de rodaminaB se agita, se añaden 5 a 6 gotas de benceno y se vuelve a agitar. Si en la capa del benceno aparece una coloración violeta indica la presencia del Sb. Ensayo 2: Se le agrega NH4OH 3M hasta tener un pH alcalino, se le agrega unos cristales de oxalato de amonio o de ácido oxálico hasta saturación, se calienta en el baño maría por unos minutos y se le adicionan 5 a 8 gotas de T.A,A. Un precipitado anaranjado de sb2s3 indica la presencia de Sb. 23 EXPERIMENTO 3 MARCHA SISTEMATICA ANALITICA GRUPO III DE CATIONES CATIONES DEL GRUPO IIIa : Al +3 , Cr+3 , Zn+2. IIIb: Fe3+, Mn2+, Co2+, Ni2+ OBJETIVO: Identificación de los cationes del grupo III FUNDAMENTO: Estos cationes se caracterizan por precipitar cuando están en solución, si a esta se le adiciona: cloruro de amonio, amoniaco y sulfuro de hidrogeno. METODOLOGIA: 1. Adicionar 4 gotas de NH4Cl saturado a la muestra problema; mezclar cuidadosamente y luego agregar NH4OH concentrado, gota a gota, bajo constante agitación, hasta que la disolución quede apenas alcalina; enseguida agregar 5 gotas de agua destilada caliente. Agitar fuertemente. Centrifugar, pero sin separar el centrifugado; Observar cuidadosamente el color del precipitado y del liquido sobrenadante. Enseguida adicionar 10 gotas de T. A. A., agitar y calentar en el BoMa por 5 minutos, evitando que el contenido del tubo se derrame a causa de la espuma. Centrifugar y remover el centrifugado. El centrifugado contiene los cationes del grupo IV y V,. Acidificar enseguida con HCl 3 M y calentar en el BoMa hasta que el volumen haya sido reducido casi hasta la mitad. Guardar para el análisis del grupo IV. El precipitado obtenido en el proceso anterior contiene los sulfuros e hidróxidos del grupo III, analizar como sigue. 3. 4. Tratar el precipitado con 5-6 gotas de HCl concentrado; agitar y calentar en el BoMa suavemente por 1 minuto, (si el precipitado se disuelve completamente, la ausencia de Ni y Co es demostrada). Si el precipitado no se disuelve completamente, agregar 3 gotas de HNO3 concentrado, agitar y calentar en el BoMa hirviente hasta obtener una disolución transparente, (los sulfuros de cobalto y níquel son solubles). Agregar unas 5-6 gotas de agua destilada fría y trasvasar a otro tubo de ensayo para eliminar todo el precipitado de azufre. Observar el color de la disolución. Alcalinizar fuertemente, agregando KOH 3M gota a gota ; agitar cuidadosamente. Observar el color del precipitado y de la solución. Adicionar unas 5-7 gotas de H2O2 al 3% lentamente y con agitación constante (también puede usar unos 0.2 gr de Na2O2 sólido, en forma lenta y con agitación. EVITE EL EXCESO.......? ). Calentar en el BoMa por 3 minutos hasta que cese la efervescencia. Centrifugar y remover el centrifugado. Observar el color del centrifugado y del precipitado. 2. 5. 6. 7. 24 8. Lavar el precipitado con 10 gotas de agua destilada; centrifugar y añadir las aguas de lavado al centrifugado anterior. Ahora tiene un centrifugado y un precipitado. CENTRIFUGADO: Este contiene los iones aluminato, cromato y zincato que conforman el subgrupo IIIa. PRECIPITADO: Contiene los cationes del subgrupo IIIb, en forma de MnO2, y los hidróxidos de Fe, Co, Ni. Analizar de acuerdo según el paso 13. ANALISIS DEL GRUPO IIIa DE CATIONES Separación e identificación de los cationes del grupo IIIa: Procedimiento A: 1. Tratar el centrifugado con HNO3 concentrado, gota a gota hasta una ligera acidez, agregar luego NH4OH concentrado hasta alcanzar claramente la basicidad, agitar la disolución amoniacal por un minuto. Centrifugar y remover el centrifugado. 2. El residuo puede ser AL(OH)3, el cual es un precipitado gelatinoso, altamente traslúcido, muy finamente dividido y el color del vidrio blanco-azulado, su presencia no es fácil de detectar al estar suspendido en disolución. Lavar este precipitado con 10 gotas de agua destilada caliente; centrifugar y desechar el lavado. 3. Agregar al residuo unas 3-4 gotas de HNO3 3M hasta que el residuo se disuelva, seguidamente adicionar 2-3 gotas de aluminón , agitar y luego agregar NH4OH 3M, hasta alcalinizar escasamente, agitar, dejar reposar por 2 minutos y centrifugar. Un precipitado de color rojizo indica la presencia del ión aluminio Procedimiento B: 1. Al centrifugado que contiene el ion aluminato se trata con 10 gotas de NH 4Ac saturado y enseguida adicionare HAc concentrado; gota a gota hasta un pH 6, ( CUIDADO: controlar el pH con el papel indicador, EVITAR EL EXCESO.). 2. Añadir ahora NH4OH 3M hasta un pH 7-8, centrifugar y remover el centrifugado. 3. El residuo puede ser Al(OH)3, lavar con 10 gotas de agua destilada; centrifugar y desechar el lavado. Añadir al residuo HCl 3M gota a gota hasta que el residuo se disuelva; agregar 3 gotas de NH4Ac saturado y 3 gotas de aluminón, luego adicionar NH4OH 3M hasta un pH ligeramente alcalino. Dejar reposar por 2 minutos y centrifugar. Formación de un precipitado de color rojo indica la presencia del ion aluminio. 25 9. 10. 11. El centrifugado puede contener el cromo y el zinc en forma de CrO-24 y Zn(NH3)4+2, Agregar BaCl2 1M ( también puede utilizar Ba(Ac)2 1M ); gota a gota hasta que se forme un precipitado, centrifugar y remover. El residuo puede ser BaCrO4 mezclado con algo de BaSO4 . Lavar dos veces con 10 gotas de agua destilada caliente; centrifugar y desechar el lavado. Agregar 3-4 gotas de HNO3 3M, calentar suavemente en el BoMa pero sin ebullición vigorosa y agitar por un minuto, si queda un precipitado sin disolver, centrifugar y desechar este residuo. Con el centrifugado claro, realice cualquiera de estos ensayos para identificar el cromo: Ensayo 1: Sobre un aplaca de porcelana, colocar 2-3 gotas del centrifugado claro, 1-2 gotas de difenilcarbacida y después 1 gota de H2SO4 1.5 M. Coloración violeta indica presencia del ion cromo. Ensayo 2: Al centrifugado claro adicionar 10 gotas de éter o alcohol amílico y 1 gota de H2O2 al 3% , mezclar bien mediante fuerte agitación y dejar en reposo. La presencia de una coloración azul en la capa del éter debida al peroxido de cromo (CrO5) indica la presencia del cromo. Ensayo 3: Al centrifugado claro agregar 1-2 gotas de HAc 3M y unas gotas de acetato de plomo [Pb(Ac)2] 1M; un precipitado amarillo indica la presencia de Cromo. Centrifugado: puede contener el ión zinc después de la separación del cromo, acidificar con HAc 3M gota a gota y luego realice por cualquiera de los siguientes ensayos para la identificación del zinc: Ensayo 1: Al centrifugado acidificado agregar 2-4 gotas de solución de K4Fe(CN)6 ; un precipitado blanco-gris hasta verde azulado indica la presencia del ión zinc. Ensayo 2: Al centrifugado acidificado, adicionar 5 gotas de T. A. A. y calentar en el BoMa por 5minutos. La formación de un precipitado blanco indica la presencia del ión zinc. 12. 26 ANALISIS DEL GRUPO IIIb DE CATIONES 13. Separación e identificación de los cationes del grupo IIIb: El precipitado obtenido en el paso 8, que contiene los hidróxidos de Fe, Co, Ni y también dióxido de manganeso hidratado, se trata con unas 15-20 gotas de H2SO4 1.5M, agitar y calentar en BoMa por unos 2 minutos, adicionar 1 gota de H2O2 al 3%, seguir calentando por 1-2 minutos hasta cuando el precipitado se disuelva. Agregar unas 8-10 gotas de agua destilada, enfriar y dividir la solución en cuatro porciones aproximadamente iguales: Porción 1: Adicionar 1-2 gotas de NH4SCN 3M. La aparición de un color rojo sangre confirma la presencia del ión ferrico. Porción 2: Añadir con una microespatula, NaF hasta que quede una pequeña cantidad sin disolver, dejar rodar por las paredes del tubo de ensayo, unas 10-15 gotas de NH4SCN alcohólico. La aparición de un color azul-verde confirma la presencia del ión cobalto. Porción 3: Agregar 2-4 gotas de agua destilada y 2 gotas de HNO 3 3M, mezclar cuidadosamente y luego adicionar con una microespatula una pequeña cantidad de bismutato de sodio sólido,. Agitar y centrifugar, una disolución rosada a rojo- púrpura confirma la presencia del ión manganeso. Porción 4: Con esta porción identifique el ión níquel por cualquiera de estos ensayos: Ensayo 1: Añadir NaF sólido hasta que quede algo sin disolver, haga la disolución básica agregando NH4OH 3M gota agota, luego adicionar 2-4 gotas de dimetilglioxima. Un precipitado rojo, indica presencia del ión níquel. Ensayo 2: Alcalinizar la porción 4, agregando NH4OH concentrado gota a gota, si se forma un precipitado de Fe(OH) 3 ó Mn(OH)2, centrifugar y desechar el residuo. Al liquido sobrenadante agregare 2-4 gotas de dimetilglioxima, agitar y dejar en reposo por un minuto. Un precipitado rojo-fresa demuestra la presencia del ión níquel. 14. 27 EXPERIMENTO 4 MARCHA SISTEMATICA ANALITICA GRUPO IV DE CATIONES CATIONES DEL GRUPO IV: Ca+2, Sr+2, Ba+2, Mg+2. Objetivo: Identificar los cationes del grupo IV Fundamento: Estos iones pertenecen a los metales alcalinotérreos y se caracterizan por tener el mismo estado de oxidación y precipitar en forma de fosfatos ó carbonatos. METODOLOGIA 1. A la muestra problema adicionar 10 gotas de (NH4)2HPO4 0.5 M y NH4OH concentrado gota a gota hasta tener un pH alcalino. (Verificar con la cinta indicadora de pH) Centrifugar y remover el centrifugado a otro tubo de ensayo; probar si la precipitación es completa, añadiendo 2-4 gotas de (NH4)2HPO4 0.5 M al centrifugado. Centrifugar si se forma más precipitado combine los precipitados con ayuda de agua destilada, luego centrifugar nuevamente y desechar el agua. Ahora tiene un precipitado y un centrifugado. Precipitado: contiene los fosfatos de Ba, Ca, Sr, Mg. Centrifugado: Puede contener los cationes del grupo V. Guardar para el próximo experimento Lavar el precipitado que contiene los cationes del grupo IV con 5-10 gotas de agua destilada. Centrifugar y desechar el agua de lavado. Tratar el precipitado con 5-7 gotas HAc concentrado, agitar vigorosamente y diluir con 8-10 gotas de agua destilada. Seguidamente agregar 1-3 gotas de K2CrO4 1 M y agitar por 1 minuto. Centrifugar y probar si la precipitación ha sido completa. Guardar el centrifugado. El precipitado puede ser BaCrO4. Adicionar unas 2-5 gotas de HCl concentrado, calentar en el BoMa por unos minutos. Confirmar la presencia del ión bario por medio de la prueba a la llama. El ión bario imparte a la llama del mechero una coloración amarilla-verdosa. Adicionar 1-2 gotas de H2SO4 1.5 M al remanente de la solución utilizada para el ensayo a la llama. Un precipitado blanco de BaSO4 confirma la presencia del ión bario. 2. 3. 4. 5. 6. 28 7. El centrifugado obtenido en el paso 4, puede contener los iones Sr, Ca, Mg y un exceso del ión cromato. Agregar gota a gota, NH4OH concentrado hasta obtener un medio fuertemente alcalino. Centrifugar. Ahora tiene un precipitado y un centrifugado. Desechar el centrifugado que contiene los iones cromatos. El precipitado puede ser fosfato de Sr, Ca y Mg. Tratar el precipitado obtenido en el paso 7 con 4.-6 gotas de HAc concentrado y luego diluir con 5-7 gotas de agua destilada. Agregar 5-6 gotas de (NH4)2SO4 1 M, calentar a ebullición en el BoMa, enfriar y centrifugar El precipitado puede ser SrSO4. Lavar con unas 10 gotas de agua destilada caliente. Hacer esta operación tres veces, desechando las aguas del lavado, después de centrifugar. Adicionar de 2 a 5 gotas de HCl concentrado. Hacer la prueba a la llama para el estroncio. Una coloración rojiza confirma la presencia del ión estroncio. El centrifugado contiene los iones Ca y Mg. Adicionar 5 gotas de solución de (NH4)2C2O4 0.25 M y calentar a ebullición en el BoMa. Un precipitado blanco indica la presencia del ión calcio. Centrifugar y remover el centrifugado. Ahora tiene un centrifugado y un precipitado. El precipitado puede ser CaC2O4. Adicionar de 2 a 5 gotas de HCl concentrado. Hacer la prueba a la llama para el ión calcio. Una coloración rojo ladrillo confirma la presencia de este ión. El centrifugado obtenido en el paso 11, puede contener el ion magnesio. Identifique este ión, por cualquiera de los siguientes ensayos: Ensayo1: A una porción del centrifugado que contiene el ion Mg agregar 3-4 gotas de magnesón-II, (para-nitrobenceno-azo-alfa-naftol), luego adicionar gota a gota NaOH 3 M, con agitación constante hasta obtener un pH alcalino, calentar en BoMa si fuese necesario por 5 minutos. Una laca azul, indica presencia del ion Mg. Ensayo 2: A otra porción del centrifugado que contiene el ion Mg, agregar 3-4 gotas de amarillo de titanio y NaOH 3 M gota a gota hasta alcalinizar. Una coloración rosa ó un precipitado rojo o rosa indica presencia del ion Mg. 8. 9. 10. 11. 12. 13. 29 EXPLICACIÓN PARA HACER EL ENSAYO A LA LLAMA: Se emplea un hilo de platino ( en lugar de alambre de platino se puede usar un alambre de ferroniquel o también el grafito: mina de lápiz, o una jeringa), el cual debe estar libre de cualquier sustancia adherida, la cual comunicaría color a la llama. Antes de usar el hilo de platino, este se debe limpiar de la siguiente manera: se le sumerge en HCl concentrado contenido en un tubo de ensayo o vidrio de reloj, y después se introduce el hilo de platino en la llama del mechero. Si el hilo de platino está limpio no debe comunicar a la llama ningún color. Si la llama es coloreada, se sumerge otra vez el hilo de platino en el HCl concentrado y se calienta nuevamente a la llama, cuando menos medio minuto. Si el color aún persiste, se repite esta operación un número de veces con porciones recientes de HCl concentrado, hasta que el hilo de platino no comunique color a la llama. EL ENSAYO A LA LLAMA PARA UN ION PROBLEMA SE EFECTUA ASI: Se sumerge el hilo de platino limpio, en la solución problema (precipitado + HCl concentrado) y se lleva la llama del mechero. Observar el cambio de color. 30 EXPERIMENTO 5 MARCHA SISTEMATICA ANALITICA GRUPO V DE CATIONES CATIONES DE GRUPO V: Na+, K+, NH+4 OBJETIVO: Identificar los cationes pertenecientes al grupo. FUNDAMENTO: Conocer las características e importancia que tienen en su uso estos cationes. MÉTODO A: IDENTIFICACIÓN DE LOS IONES DEL GRUPO V, POR REACCIONES CARACTERÍSTICAS: Vía húmeda El análisis de una muestra para reconocer los cationes de los grupos I al V, debe empezarse por la identificación del ion amonio, ya que a través de la marcha sistemática analítica, han sido añadidas soluciones de NH4OH y sales de NH+4; por lo tanto es necesario usar una porción de la muestra original conocida o desconocida para reconocer el NH+4. Dividir la muestra problema en dos porciones: 1. IDENTIFICACION DEL ION AMONIO: Con la primera porción efectuar cualquiera de los siguientes ensayos: Ensayo 1: Acción del reactivo de Nessler: En un tubo de ensayo colocar unas 5-10 gotas de la solución original; adicionar unas 2-4 gotas de NaOH ó KOH 3 M, si aparece algún precipitado, centrifugar y desechar este precipitado. Al centrifugado agregar 2-4 gotas del reactivo de Nessler. La formación de un precipitado marrón ó coloración amarilla debida a trazas del ión NH+4, confirma la presencia del Ion amonio. Ensayo 2: Acción de los álcalis NaOH ó KOH: En un tubo de ensayo, agregar 5-10 gotas de la solución problema e inmediatamente añadir unas 5-7 gotas de NaOH ó KOH 3 M. Rápidamente tapar la boca del tubo con un pedazo de papel LITMUS ó TORNASOL humedecido con agua destilada y encima de éste, colocar una porción circular de papel filtro, para que el cierre de la boca del tubo de ensayo sea completa; luego calentar suavemente el conjunto en el BoMa. Un cambio, del color rojo a azul del papel litmus, confirma la presencia del amonio. 2. IDENTIFICACIÓN DE LOS IONES Na+ Y K+ : Con la segunda porción de la muestra problema, eliminar el ión amonio ya que impide la identificación del potasio y el sodio (en la reacción con el KH2SbO4 ). Esto puede hacerse de dos formas (aplicar la forma A): A) ELIMINACIÓN DEL ION AMONIO POR VOLATILIZACIÓN: Adicionar 2 gotas de HNO3 concentrado a la muestra problema, hervir cuidadosamente hasta obtener un residuo seco, continuar calentando por unos segundos más para eliminar todas las sales de amonio. Diluir el residuo con unas 10-15 gotas de agua destilada, ( si la solución no es clara, centrifugar y desechar el 31 residuo) . Dividir la solución obtenida en dos porciones para identificar potasio y sodio. B) por fijación del amonio, convirtiéndolo en el compuesto orgánico llamado UROTROPINA (CH2)6N4 agregando FORMALDEHIDO. 3. Con una de las porciones obtenidas en el paso 2, identificar potasio, siguiendo uno de estos ensayos: Ensayo 1: agregar 2-4 gotas de solución recientemente preparada de cobaltinitrito sódico, 2-3 gotas de NaAc 2.5 M, agitar y dejar reposar varios minutos. Un precipitado amarillo ó amarillo naranja, confirma la presencia del ion potasio. Ensayo 2: Agregar a la muestra problema 2-3 gotas de NaAc 2.5 M y 1-3 gotas de solución de dipicrilamina. La formación de un precipitado naranjarojizo, indica presencia del ion potasio. Ensayo 3: Agregar 3-5 gotas de solución recientemente preparada de tetrafenilborato sódico. La formación de un precipitado blanco de (C6H5)4BK, indica la presencia del ion potasio. 4. Con la segunda porción de la muestra obtenida en el paso 2, identificar el ión sodio. Verificar que el pH de esta fracción sea casi neutro. Si esta fracción tiene un pH ácido, debe neutralizar adicionando una o más gotas de KOH 3 M, también puede usar oxido de zinc, eliminando el exceso de oxido por centrifugación, efectuar cualquiera de los siguientes ensayos para identificar el ion sodio: Ensayo 1: Agregar 10 o más gotas de acetato de uranilo y zinc a la muestra problema, también puede usar acetato de uranilo y magnesio, agitar y dejar reposar por 8 minutos aprox. Un precipitado amarillo cristalino, confirma la presencia del ion sodio. Ensayo 2: Agregar un volumen igual al de la muestra de ortoantimoniato potásico, KH2SbO4. Dejar reposar por varios minutos, La formación de un precipitado blanco cristalino confirma la presencia del ion sodio. MÉTODO B: IDENTIFICACION DEL POTASIO Y EL SODIO POR EL METODO FRACCIONADO 1. IDENTIFICACIÓN DEL POTASIO: a 5-8 gotas de la solución original que contiene los cationes de todos los grupos, sí está presente el amonio, agregar un volumen igual de formaldehído al 40% y una gota de fenolftaleína. Adicionar gota a gota una solución de Na 2CO3 1.5 M, hasta aparición de coloración roja, si aparece un precipitado, la solución se debe calentar en el boma por 1-2 minutos. Centrifugar y desechar el precipitado. 32 2. 3. Acidificar el centrifugado con HAc 3M, hasta que desaprezca la coloración roja. Identificar el potasio adicionando gotas de solución de cobaltonitrito de sodio y calentar para asegurar que el precipitado amarillo formado corresponde exclusivamente a la identificación del ion potasio. IDENTIFICACIÓN DEL SODIO: a 5-8 gotas de la solución original de cationes, adicionar unas 2-4 gotas de K2CO3 1 M, calentar en el boma por 1-2 minutos. Centrifugar y desechar cualquier precipitado que se forme; acidificar levemente el centrifugado con HAc 3 M hasta un pH de 5-6; agregar 4-6 gotas de acetato de uranilo y zinc. Un precipitado amarillo cristalino, indica presencia del ion sodio IDENTIFICACIÓN DE LOS IONES SODIO Y POTASIO POR ENSAYOS A LA LLAMA: Vía seca 1. 2. 3. 4. 5. Transferir una porción de la muestra (o del centrifugado del grupo IV) a un tubo de evaporación, concentrar hasta un volumen aproximado de 0.50 ml. Desechar cualquier precipitado que se forme. Añadir gotas de HCl concentrado y hacer la prueba a la llama de los iones sodio y potasio de la siguiente forma: Limpiar un alambre de platino (ver explicación anterior), introducir la punta del hilo de platino en la sulución y vuelva el hilo a la llama. Una llama amarilla intensa y que dure por lo menos 5 segundos confirma la presencia del ion sodio. Si el ion sodio está ausente, el ion potasio, le transmite a la llama una coloración violeta. Si la llama amarilla del ion sodio está presente, (enmascara al ion potasio) por lo tanto será necesario observar la llama a través de un vidrio azul de cobalto ó de una solución de azul índigo contenida en un tubo de ensayo grueso o cualquier otro recipiente, para que esta solución sirva de filtro. Repetir la prueba anterior, examinando la llama a través del vidrio azul de cobalto ó por el filtro de la solución de azul índigo. Una llama violeta-rojiza vista a través del filtro, y que perdure por lo menos dos segundos confirma la presencia del ion potasio. 33 MARCHA SISTEMÁTICA ANALITICA PARA ANIONES INTRODUCCIÓN CLASIFICACIÓN ANALÍTICA DE LOS ANIONES: al igual como para los cationes existe una clasificación analítica a la que, con ligeras variantes, se adaptan casi todas las marchas analíticas, en aniones no existe una clasificación única y puede decirse que cada autor que ha investigado sobre el tema tiene la suya propia, aunque entre todas ellas existan las naturales analogías. Entre las causas que motivan la inexistencia de una clasificación única de aniones se encuentran las siguientes: A) El gran numero de aniones a considerar que incluyen no solo los formados por elementos electronegativos, sino por los electropositivos muy ácidos, como arseniatos, arsenitos, cromatos, permanganatos, vanadatos, etc. B) La ausencia, en muchos casos de reactivos verdaderamente selectivos que separen grupos bien definidos de aniones C) La inestabilidad de los aniones a los cambios de acidez que afectan a su potencial redox o a la existencia de los mismos, etc. Esta clasificación comprende 21 aniones, organizados en 5 grupos, el ordenamiento de los cuales se fundamenta en la solubilidad que presentan las sales de: calcio, bario, cadmio y plata que se forman con los aniones de una muestra problema, según el medio en el cual se encuentra sea ácido o básico es decir: Grupo 1: Incluye los aniones cuyas sales de calcio son insolubles en una solución o medio ligeramente básico. Son: CO3=, SO3=, AsO4-3, AsO2-1, y PO4-3 (subgrupo I-A), y también, C2O4= y F-1 (Subgrupo I-B). Grupo 2: Comprende los aniones cuyas sales de calcio son solubles, pero las sales de bario son insolubles en medio ligeramente básico. Son: CrO4= y SO4=. Grupo 3: Esta compuesto de los aniones cuyas sales de calcio y bario son solubles, pero las sales de cadmio son insolubles en solución ligeramente básica. Son: S=, Fe(CN)6-4 y Fe(CN)6-3. Grupo 4: Esta compuesto por los aniones cuyas sales de calcio, bario y cadmio son solubles, pero las sales de plata son insolubles en solución ligeramente ácidas. Son: S2O3=, SCN-1, Cl-1, Br-1 y I-1. Grupo 5: Incluye los aniones cuyas sales de calcio, bario, cadmio y plata son solubles en agua y ácidos. Son: NO2-1, NO3-1, ClO3-1 y BO2-1. De acuerdo a lo anterior, los agentes precipitantes de cada grupo vienen a ser respectivamente: CALCIO, BARIO, CADMIO y PLATA. Estos cationes se agregan en forma de los acetatos correspondientes. 34 ANALISIS CUALITATIVO DE ANIONES O RADICALES ACIDOS El químico analítico N. A. TANANAEV, subdivide los aniones en los siguientes subgrupos. ANIONES OXIDANTES: MnO4-1, CrO4=, NO3-1, NO2-1, AsO4-3, Fe(CN)6-3 y otros. ANIONES REDUCTORES: Cl-1, Br-1, I-1, S=, SO2=, S2O3=, SCN-1, AsO3-3, Fe(CN)6-4, C2O4= y otros. ANIONES INDIFERENTES: SO4=, PO4-3, BO2-1, SiO3-2, CO3-2, F-1, Ac-1(Acetato) y otros. IDENTIFICACIÓN POR EL METODO FRACCIONADO DE LOS ANIONES QUE NO SE IDENTIFICAN POR M. S. A. 1. IDENTIFICACIÓN DEL CROMATO: Se realiza en caso de que la solución problema de aniones presente coloración amarilla o anaranjada. PROCEDIMIENTO: a unas 5 gotas de la solución problema adicionar una gota del indicador fenolftaleína, si aparece color rojo, agregar gota a gota H 2SO4 1.5 M hasta la desaparición del color, luego adicionar varias gotas de alcohol amílico y seguidamente una gota de H2O2 al 3%, color azul fugaz del ácido percrómico (H2CrO6) indica la presencia de ion Cromato. 2. IDENTIFICACIÓN DEL OXALATO Y FLUORURO: PROCEDIMIENTO: acidificar con HAc concentrado unas 5 gotas de la solución problema (hasta pH = 4 - 5) y adicionar exceso de solución de Ca(Ac)2, o CaCl2 y calentar en el Boma. Formación de un precipitado blanco indica posibilidad de la presencia del oxalato y/o fluoruro. Centrifugar. Tratar el precipitado con agua destilada para lavar y eliminar reductores adsorbidos, luego agregar gotas de H 2SO4 1.5 M y calentar en el Boma. Si el precipitado se disuelve completamente indica la presencia de oxalato y fluoruro. Analizar de acuerdo al procedimiento del grupo I-B de aniones. 3. IDENTIFICACIÓN DEL SULFURO: PROCEDIMIENTO: a 5 - 6 gotas de la solución problema adicionar HCl 3 M( hasta pH igual o menor a 2). A la boca del tubo de ensayo acercar un pedazo de papel filtro humedecido con solución de Pb(Ac)2. Ennegrecimiento del papel indica presencia del sulfuro. 35 4. IDENTIFICACIÓN DE FERROCIANURO: PROCEDIMIENTO: a unas 5 gotas de la solución problema añadir HCl 3 M hasta reacción ácida y luego 1-2 gotas de FeCl3. Un precipitado azul llamado Azul de Berlín indica la presencia del ferrocianuro. 5. IDENTIFICACIÓN DEL FERRICIANURO: PROCEDIMIENTO: a unas 5 gotas de la solución problema acidificada con HCl 3 M adicionar unos cristales de Sulfato Ferroso Amónico. Un precipitado azul llamado Azul de Turnbull indica presencia del ion ferricianuro. EXPERIMENTO PREELIMINAR: ENSAYOS PRELIMINARES PARA ANIONES O RADICALES ACIDOS: Antes de aplicar la M. S. A. para aniones, es necesario realizar los siguientes ensayos preliminares: 1. DETERMINAR EL pH DE LA SOLUCIÓN a) Si el pH es menor o igual a 2, no pueden coexistir o estar presentes los aniones de ácidos volátiles inestables con CO3=, SO3=, S2O3= y NO2-1. Además en medio ácido no pueden coexistir los siguientes pares de aniones: I-1 y NO2-1; I-1 y IO3-1; I-1 y ClO3-1; I-1 y AsO4-3, NO2-1 y ClO3-1, NO2-1 y AsO2-1, SO3=, y AsO4-3, S2O3-2, AsO4-3. b) Si la solución problema de aniones tiene un pH alcalino, en esta pueden estar presentes todos los aniones examinados. 2. ENSAYO A LA PRESENCIA CONJUNTA DE ALGUNOS OXIDANTES Y REDUCTORES: a) A unas 5 gotas de la solución de aniones adicionarle HAc 3 M hasta acidificar. En presencia de NO2-1 y I-1 se desprende yodo libre. b) Si el ensayo anterior es negativo, la solución se acidula con HCl 3 M; el desprendimiento de yodo indica posible presencia de los pares I -1 y ClO3-1; I-1 y AsO4-3. El enturbiamiento de la solución es un indicio de la presencia del S2O3-2. 3. ENSAYO DE DESPRENDIMIENTO DE GASES: Unas 5 - 8 gotas de la solución problema se trata con unas gotas de H2SO4 1.5 M. Agitar ligeramente el contenido del tubo. Si no se observa desprendimiento de burbujas, el tubo se calienta suavemente. La formación de gases (CO2, SO2, NO2), indica la posible presencia de los iones carbonato, sulfito, tiosulfato y nitrito. 36 Recordar que: a) El CO2 es un gas incoloro que enturbia el agua de cal. b) El SO2 es un gas con olor a azufre quemado que provoca decoloración de la solución diluida de KMnO4 0.01M e yodo. c) El NO2 es un gas pardo rojizo. 4. ENSAYO DE ANIONES CON BaCl2. (ver página ¿) A unas 5-8 gotas de la solución problema neutra o débilmente alcalina a un pH igual 7-9, (se alcaliniza con solución de Ba(OH)2); Adicionar de 2 a 3 gotas de BaCl2. La formación de un precipitado puede indicar: BaSO4, BaSO3, Ba(AsO2)2, Ba3(AsO4)2, Ba3(PO4)2. 5. ENSAYO DE ANIONES CON AgNO3. (ver página ¿) A unas 5-6 gotas de la solución problema se le adiciona de 2 - 3 gotas de solución de AgNO3. Si se forma un precipitado se agregan varias gotas de HNO3 concentrado. Insolubilidad del precipitado indica la posible presencia de las siguientes sales: AgCl, AgBr, AgI, AgSCN, Ag2S (formado por dismutación del Ag2S2O3. 6. ENSAYO PARA ANIONES REDUCTORES a) A unas 3 - 5 gotas de la solución problema de aniones, adicionar una o dos gotas de KOH 3 M y una o dos gotas de KMnO4 0.01 M. Si no se forma precipitado inmediatamente, caliente en el Boma. La aparición de un precipitado pardo indica la presencia de los aniones reductores, S2O3=, SO3= , I-1 , AsO2-1, SCN-1, etc. b) Si el ensayo anterior indica presencia de aniones reductores, entonces a 3 - 5 gotas de la solución problema adicione gota a gota H2SO4 1.5 M hasta acidificar y luego agregue unas gotas de solución de yodo diluida teñida de azul por el indicador almidón. La decoloración de la solución yodo-almidón indica la presencia del Ion S2O3= o SO3=. 7. ENSAYO PARA ANIONES OXIDANTES. A unas 3-5 gotas de la solución problema de aniones, adicionar gota a gota H2SO4 1.5 M hasta acidificar; luego agregar unas 2-5 gotas de benceno o CCl 4 y 1-3 gotas de solución de KI. La aparición de una coloración violeta en la capa orgánica después de agitar la solución indica la presencia de los iones: NO2-1, IO31 , AsO4-3, ClO3-1, etc. 37 EXPERIMENTO 6: ANALISIS DEL GRUPO I DE ANIONES PROCEDIMIENTO 1: Ensayo para el ion Carbonato (CO3=) En un tubo de ensayo medir aproximadamente 2 ml de la solución problema y adicionar aproximadamente 0.1 gr (con una microespátula) de KClO3, o algunas gotas de H2O2 al 3%. Añadir 1 o más gotas de HCl 3 M y observar cuidadosamente si se produce una efervescencia, lo cual indica la presencia del ion carbonato. Otro ensayo para el ion carbonato: En un tubo de ensayo se coloca una pequeña cantidad de la sustancia por examinar (a 10 gotas, si la muestra problema es líquida), se añade algunas gotas de H2O2 al 3% o agua de bromo para oxidar los sulfitos eventualmente presentes, luego se añaden 10 o más gotas de HCl 3 M. Tapar rápidamente con un tapón de caucho horadado, equipado con un tubo de vidrio en u, cuya extremidad más larga (ver equipos para la investigación de carbonatos o consulte con el profesor), está unida a otro tubo de ensayo que contiene 1 ml de Ba(OH)2, se calienta suavemente en la llama de un mechero o en una Boma. En presencia de carbonatos el Hidróxido de Bario se enturbia por formación de BaCO3. El enturbiamiento desaparece por adición de ácido acético (diferencia con el BaSO3) En presencia de sulfitos y tiosulfatos, se trata la muestra con H2O2 o con agua de bromo o con K2Cr2O7 o (en ausencia de oxalatos) con KMnO4, y se realiza la prueba ya descrita. PROCEDIMIENTO 2: Reemplazo de los iones de metales pesados. Una microespátula llena con la muestra sólida (o 2 ml si la muestra es líquida), agregar 2 ml de agua destilada y calentar en el Boma por 2 minutos. Agregar 2 ml de NaCO3 1.5 M y calentar en el Boma por 10 minutos. Reemplazar cualquier cantidad de agua que se haya perdido por evaporación y centrifugar. Se obtiene un centrifugado y un precipitado. CENTRIFUGADO: Contiene aniones en forma de sales solubles de sodio y se analiza de acuerdo con el procedimiento 3. Desechar el precipitado, el cual está compuesto de carbonatos e hidróxidos de iones de metales pesados. PROCEDIMIENTO 3: PRECIPITACIÓN DEL GRUPO I DE ANIONES. Al centrifugado del procedimiento 2, adicionar Ca(Ac)2 2 M gota a gota hasta que la precipitación sea completa. Centrifugue. CENTRIFUGADO: Contiene los aniones de los grupos II al V. Guarde para el procedimiento 7. RESIDUO: Puede estar compuesto de las sales de calcio insolubles de los iones carbonatos, sulfitos, arsenito, arsenato, fosfato, oxalato y fluoruro. Lave el residuo 38 tres veces con agua destilada y deseche los lavados. Analice el residuo de acuerdo al procedimiento 4. PROCEDIMIENTO 4: SEPARACIÓN DEL GRUPO I DE ANIONES EN SUBGRUPOS Al residuo del procedimiento 3 adicionar 20 gotas de HAc 3 M, agitar fuertemente y centrifugar. CENTRIFUGADO: Puede contener los iones sulfito, arsenito, arsenato y fosfato. Guardar para el procedimiento 5. Grupo IA. RESIDUO: Que no se disolvió en HAc, puede ser CaC2O4 o CaF2 o ambos. Siga el procedimiento 6. Grupo IB PROCEDIMIENTO 5: IDENTIFICACIÓN DEL GRUPO I-A. El centrifugado del procedimiento 4 puede contener los iones sulfito, arsenito, arsenato y fosfato. Dividir en cuatro porciones y efectuar los siguientes ensayos: PRIMERA PORCIÓN: Puede analizarla por cualquiera de los siguientes ensayos. Ensayo 1: A la primera porción, añadir dos gotas de HCl concentrado y cinco gotas de Ba(Ac)2. Centrifugar y desechar cualquier precipitado formado. Al centrifugado claro añadir cinco gotas de H2O2 al 3%. La formación de un precipitado blanco confirma presencia del ion sulfito. Ensayo 2. A la porción 1 que debe ser neutra, añadir unos cristales de ZnSO 4 y agitar, añadir cuatro gotas de nitroprusiato sódico recién preparado (solución acuosa al 1%) y una gota de ferrocianuro potásico. Un precipitado rojo confirma la presencia del ion sulfito (Nota: la neutralización es con NaHCO3 1F). Ensayo 3. En una placa cuentagotas colocar 1 gota de la porción 1 neutra añadir una gota de verde malaquita. La decoloración indica la presencia de ion sulfito. SEGUNDA PORCION: Añadir dos gotas de HCl 3 M y dos gotas de agua destilada calentar hasta ebullición y añadir cinco gotas de TAA (tioacetamida). La formación inmediata de un precipitado amarrillo demuestra la presencia de ion arsenito. TERCERA PORCIÓN: Adicionar dos gotas de HCl 3 M y calentar en el Boma por dos minutos. Añadir unos cristales de KI. Si la solución se vuelve marrón indica la presencia del ion arsenato. Añadir diez gotas de C6H6 o CCl4 y agitar vigorosamente durante un minuto. Una coloración rosada en la capa del CCl4 confirma la presencia de ion arsenato. CUARTA PORCIÓN: Adicionar cinco gotas de HNO3 concentrado y aproximadamente 0.2 gr de ácido tartárico sólido. Agitar la solución y agregar cinco gotas de molibdato de amonio, (NH4)2MoO4 y llevar a calentamiento en el Boma por 1 minuto. La formación de un precipitado amarrillo confirma la presencia del ion fosfato. 39 PROCEDIMIENTO 6: IDENTIFICACIÓN DEL GRUPO 1-B El residuo del procedimiento 4 puede ser CaC2O4 o CaF2 o ambos. Lavar este precipitado dos veces con agua destilada y desechar los lavados. RESIDUO: Adicionar diez gotas de H2SO4 1.5 M calentar y agitar en el Boma por un minuto. Agregar dos gotas de KMnO4 0.01 M. La desaparición del color rosado demuestra la presencia del ion oxalato. (Reservar para identificar el fluoruro). IDENTIFICACIÓN DEL ION FLUORURO: Si el oxalato está presente, a la solución anterior decolorada, se le continua agregando KMnO4 0.01 M hasta que la solución tome una coloración marrón o púrpura. Desaparecer esta coloración mediante la adición de una o dos gotas de H2O2 al 3%. Centrifugar y desechar cualquier precipitado. Ahora dividir el centrifugado en dos porciones y realizar los siguientes ensayos: ENSAYO 1. A la porción 1, agregar dos o más gotas de eosina, una o dos gotas de nitrato de lantano, La(NO3)3 al 5% y tres gotas de acetato de amonio, NH4Ac saturado. Calentar en el boma por varios minutos. La formación de un precipitado rosa-naranja confirma la presencia de ion fluoruro. ENSAYO 2. En un tubo de ensayo depositar una o más gotas de nitrato de circonio, Zr(NO3)4 al 0.5% en HCl 6 M, añadir una o más gotas de solución de alizarina-S al 0.2% en etanol, hasta color violeta rojizo, sin gran exceso. Adicionar ahora la porción No. 2 que contiene el ion fluoruro. Calentar en el boma. Decoloración de la laca de circonio de violeta a amarrillo indicara la presencia del ion fluoruro. OTROS ENSAYOS PARA EL ION FLUORURO: Con el precipitado del subgrupo I-B, puede verificarse también los siguientes ensayos: ENSAYO I: En un tubo de ensayo, adicionar unas 10 gotas de mezcla crómica (bicromato potásico, K2Cr2O7 sólido más H2SO4 concentrado), calentar y hacer resbalar el liquido hasta que moje uniformemente las paredes del tubo. Añadir un poco de precipitado del precipitado del subgrupo 1-B, agitar y calentar. Si al inclinar el tubo, el liquido no moja las paredes del mismo y adquiere un aspecto de gota de grasa, indica la presencia de ion fluoruro. ENSAYO 2. Se elimina el oxalato del precipitado 1-B, por calcinación intensa por 1 minuto. Disolver el sólido con HAc 3 M y efectuar el ensayo 2. 40 EXPERIMENTO 7: ANALISIS DEL GRUPO II DE ANIONES PROCEDIMIENTO 7: PRECIPITACIÓN DEL GRUPO II DE ANIONES El centrifugado del procedimiento 3 puede contener uno o todos los aniones del grupo II al V, adicionar Ba(Ac)2 1 M, gota a gota hasta que la precipitación sea completa. CENTRIFUGADO: Contiene los aniones del grupo III al V, guarde y siga el procedimiento 9. PRECIPITADO: Puede estar compuesto de BaSO4 y BaCrO4. Siga el procedimiento 8. PROCEDIMIENTO 8: SEPARACIÓN E IDENTIFICACIÓN DE LOS ANIONES DEL GRUPO II Lavar el precipitado con 10 gotas de agua destilada y desechar los lavados. Tratar el precipitado con 5 o más gotas de HCl 3 M, agitar y centrifugar. RESIDUO: Puede ser BaSO4. Añadir 10 gotas de HCl 3 M. Un residuo blanco confirma la presencia del ion sulfato. (Lavar el precipitado con agua destilada que contenga unas gotas de HCl concentrado para eliminar el exceso del ion cromato). CENTRIFUGADO: Puede contener el ion cromato. Realizar cualquiera de los siguientes ensayos: ENSAYO 1. Adicionar al centrifugado dos o tres gotas de H2SO4 1.5 M, diez gotas de éter o alcohol amílico y una o más gotas de H 2O2 al 3%. Un color azul fugaz comprueba la presencia del ion cromato. ENSAYO 2. Sobre una placa de porcelana, colocar dos gotas del centrifugado más dos gotas de difenilcarbacida y una o más gotas de H2SO4 1.5 M. La coloración violeta indica la presencia del cromato. ENSAYO 3. Al centrifugado adicionar 3 o más gotas NaAc 2.5 M. Un precipitado amarrillo confirma la presencia del cromato. 41 EXPERIMENTO 8: ANALISIS DEL GRUPO III DE ANIONES PROCEDIMIENTO 9: PRECIPITACIÓN DEL GRUPO III DE ANIONES Al centrifugado del grupo II (procedimiento 7); adicionar Cd(Ac)2 1 M, gota a gota hasta que la precipitación sea completa. Centrifugar. CENTRIFUGADO: Puede contener los aniones del grupo IV y V. Continuar con el procedimiento 11. PRECIPITADO: Puede contener CdS, Cd2Fe(CN)6 y Cd3[Fe(CN)6]2. Continuar con el procedimiento 10. PROCEDIMIENTO 10: IDENTIFICACIÓN DE LOS ANIONES DEL GRUPO III Lavar el precipitado 2 veces con agua destilada caliente. Desechar los lavados. Tratar al precipitado con 15 o más gotas de NH4OH concentrado, calentar suavemente sin hervir y dejar enfriar. Centrifugar. PRECIPITADO: Puede ser CdS, añadir dos gotas de HCl concentrado. Tapar la boca del tubo de ensayo con un pedazo de papel filtro humedecido con solución de Pb(Ac)2 0.5 M. Una coloración negra o marrón en el papel filtro causado por la formación del PbS, indica presencia del ion sulfuro. Nota: El ion sulfuro se puede identificar en la muestra problema o en el centrifugado del grupo II, con el nitroprusiato sódico, así: En la cavidad de una placa de porcelana se coloca una gota de la solución problema, una a dos gotas de NH4OH 3 M y una gota del nitroprusiato sódico (solución recién preparada). Si aparece un color rojo violeta indica la presencia del ion sulfuro. CENTRIFUGADO: Puede contener los iones ferrocianuro y ferricianuro. Dividir en dos porciones. PORCIÓN 1. Efectué los siguientes ensayos: ENSAYO 1. En una placa de porcelana depositar dos gotas de esta porción, acidificar con dos o más gotas de HCl concentrado y adicionar una a dos gotas de molibdato amónico. La formación de un color pardo rojizo o precipitado, soluble en NaOH, confirma la presencia del ion ferrocianuro. ENSAYO 2. Colocar en una placa de porcelana, dos gotas de la porción 1, acidular con HCl concentrado y añadir unas gotas de FeCl3 1 M. Un precipitado azul oscuro confirma la presencia del ion ferrocianuro. PORCIÓN 2: Realizar cualquiera de estas reacciones: ENSAYO 1. Colocar en una placa de porcelana dos gotas de la porción 2, acidular con una o más gotas de HCl concentrado y añadir unos cristales de sulfato ferroso amónico. Un precipitado color azul indica la presencia del ion ferricianuro. ENSAYO 2. Colocar en una placa de porcelana una gota de la porción 2 y una gota de solución saturada de acetato de bencidina. Un color azul indica la presencia del ion ferricianuro. 42 EXPERIMENTO 9: ANALISIS DEL GRUPO IV DE ANIONES PROCEDIMIENTO 11: ENSAYO PRELIMINAR DEL GRUPO: A tres gotas de centrifugado del procedimiento 9, adicionar 5 gotas de AgAc solución saturada y acidificar con HNO3 3 M. La formación de un precipitado indica la presencia del grupo IV de aniones. (Si no se forma precipitado, proseguir con el experimento 10: Análisis del grupo V de aniones). PROCEDIMIENTO 12: PRECIPITACIÓN DEL GRUPO IV DE ANIONES: * IDENTIFICACIÓN DEL ION TIOSULFATO: Si la prueba preliminar indica la presencia del grupo IV de aniones, entonces a todo el centrifugado del grupo III (procedimiento 9), agregar con agitación, gota a gota, solución saturada de AgAc hasta que la precipitación sea casi completa. Centrifugar y acidificar toda la mezcla con HAc concentrado y adicionar otras gotas de AgAc solución saturada. Si se observa que el precipitado cambia de color desde blanco hasta amarillo, pasando por naranja y marrón hasta un color negro, la presencia del ion tiosulfato es confirmada. Agitar fuertemente y centrifugar. Remueva el centrifugado. CENTRIFUGADO: Contiene los aniones del grupo V. Seguir con el procedimiento 14. PRECIPITADO: Puede contener Ag2S, AgCl, AgSCN, AgI y AgBr. Analizar de acuerdo al procedimiento 13. PROCEDIMIENTO 13: SEPARACIÓN E IDENTIFICACIÓN DEL GRUPO IV DE ANIONES: Lavar el precipitado obtenido en el procedimiento 12, con agua destilada que contenga unas gotas de HNO3 3 M, hasta que las aguas del lavado no den precipitación con HCl 3 M. Desechar las aguas del lavado, lavar una vez más con agua destilada para remover el exceso de HNO3. Desechar las aguas de lavado. Tratar el precipitado con 10 gotas de AgNO3 amoniacal (llamado Reactivo de Miller), agitar fuertemente y centrifugar. En caso de no tener Reactivo de Miller, leer nota al final de la página. CENTRIFUGADO: Puede contener el ion cloruro. Añadir HNO3 3 M hasta acidificar la solución (confirmar con la cinta indicadora de pH). La formación de un precipitado blanco demuestra la presencia del ion cloruro. Nota: El precipitado puede contener AgS, AgCl, AgSCN, AgI, ABr. A cambio del Reactivo de Miller, se puede tratar el precipitado con solución de carbonato de amonio, (NH4)2 CO3 al 12% de la siguiente forma: Añadir al precipitado unas 5 a 10 gotas de solución de carbonato de amonio al 12% y agitar fuertemente. Centrifugar. El precipitado (AgBr, AgI, AgS, AgSCN) se ensaya posteriormente. 43 Al centrifugado que contiene el ion Cl-1, añadir 3 o 4 gotas de solución de KBr 1 M y agitar. La aparición de un enturbamiento de color amarrillo-blanco indica la presencia del ion cloruro. RESIDUO: Puede contener, AgBr, AgI, AgS, AgSCN. Dividir en dos porciones desiguales, una mayor y otra menor: PORCIÓN PEQUEÑA: Transferir a una placa de porcelana o un tubo de ensayo. Añadir una a dos gotas de HCl 3 M y una gota de FeCl 3 1 M. La formación de un color rojo confirma la presencia del ion tiocianato. (si la prueba se realiza en tubo de ensayo y la coloración roja aparece muy débil, se puede identificar extrayendo el tiocianato de hiero (III) con solventes orgánicos, como alcohol amílico, éter, etc.). Nota: El ion yoduro, probablemente interfiere dando una coloración pardo rojiza por oxidación a yodo por el ion férrico. Para identificar el ion tiocianato en presencia del ion yoduro se hace lo siguiente: Se trata el precipitado que puede contener AgBr, AgI, AgS, AgSCN (porción pequeña), con cinco o más gotas de solución de KBr 1 M, agitando fuertemente. Centrifugar y desechar el precipitado. El centrifugado puede contener el tiocianato, se trata así: en una placa de ensayos depositar dos gotas del centrifugado, añadir una a dos gotas de FeCl3 1 M. La aparición de una coloración roja indica la presencia del ion tiocianato. PORCIÓN GRANDE: Transferir a un tubo de ensayo, añadir 10 gotas de agua destilada, acidificar mediante la adición gota a gota H2SO4 1.5 M, y agregar con una microespátula una pequeña cantidad de zinc en polvo. Agitar fuertemente por 5 minutos y centrifugar. RESIDUO: Es exceso de Ag y Zn. Desechar. CENTRIFUGADO: Puede contener los aniones yoduro y bromuro, comprobar que el pH es ácido; de lo contrario, añadir unas gotas de H2SO4 1.5 M. Adicionar 10 o más gotas de C6H6 o CCl4 y solución de hipoclorito de sodio, NaClO gota a gota, agitando fuertemente después de cada adición. La aparición de un color violeta en la capa del solvente orgánico, indica la presencia del ion yoduro. Añadir con agitación más solución de NaClO; Si se observa que el color violeta desaparece poco a poco y la capa del solvente toma color amarrillo-marrón o amarillo-naranja, se confirma la presencia del ion bromuro. Nota: El ion yoduro, también se identifica tratando el centrifugado que contiene los aniones I-1 y Br-1, con unas gotas de H2SO4 1.5 M más 10 gotas de C6H6 o CCl4 y unos cristales de NaNO2, agitar; si un color violeta aparece en la capa del solvente orgánico esto indicará la presencia del ion yoduro. 44 EXPERIMENTO 10: ANALISIS DEL GRUPO V DE ANIONES PROCEDIMIENTO 14: IDENTIFICACIÓN DEL GRUPO V: El centrifugado del procedimiento 12, puede contener ClO3-1, BO2-2, NO2-1, NO3-1, dividir en cuatro porciones iguales. PRIMERA PORCIÓN: Añadir 5 gotas de HNO3 concentrado y dos gotas de AgNO3 0.5 M. Dejar reposar la mezcla por dos minutos. Centrifugar y desechar cualquier precipitado que se forme. Al centrifugado claro agregar unos cristales de nitrito sódico, NaNO2 y agitar. La formación de precipitado blanco confirma la presencia del ion clorato. SEGUNDA PORCIÓN: Transferir a un tubo de evaporación y añadir 5 gotas de H2SO4 concentrado. Evaporar hasta casi sequedad. Dejar enfriar el tubo con la solución, agregar 3 o más gotas de ácido carmínico y calentar ligeramente. Un cambio de color rojo a un violeta-azulado, confirma la presencia del ion borato. OTRA FORMA DE IDENTIFICAR EL ION BORATO: Se procede así: la segunda porción debe tener un pH neutro, (si no lo está, se neutraliza con HAc 3 M o con NaOH diluido), se añadir 3 gotas de fenolftaleína y luego gotas de NaOH 0.1N, justamente hasta color rojo. Adicionar 5 gotas de solución acuosa de glicerina al 10% (neutralizada a la fenolftaleína con NaOH 0.50 M), y agitar. La desaparición del color indica la presencia del borato. TERCERA PORCIÓN: Añadir un volumen igual de urea en HCl; Una evolución vigorosa de un gas indica la presencia del ion nitrito. OTRO ENSAYO PARA EL ION NITRITO: En una placa de porcelana depositar una gota de la solución problema del grupo V, neutra o ligeramente ácida, (si no está ácida acidular con HAc 3 M), añadir una gota de la solución de ácido sulfanílico al 1% en HAc al 30% y una gota de solución de alfa-naftilamina al 0.3% en HAc al 30%. Un color rosa o rojizo indica la presencia del nitrito. CUARTA PORCIÓN: Pueden realizarse los siguientes ensayos: ENSAYO 1: A 5 gotas de la solución problema añada 5 gotas de H2SO4 concentrado y varias gotas de solución de brucina al 0.2% g en ácido sulfúrico concentrado. Agite; la aparición de una coloración rosada intensa indica la presencia del ion nitrato. ENSAYO 2: En una placa de porcelana, depositar dos gotas de la solución del grupo V, añadir unos cristales de sulfato de hidracina o una a dos gotas de urea en HCl, para eliminar el nitrito, dejar reposar varios minutos, adicionar una gota de ácido sulfanílico y una gota de alfa-naftilamina, la solución debe ser incolora. Añadir unos miligramos de Zn en polvo. Un color rojo indica la presencia del nitrato. 45 EXPERIMENTO 11: EFECTO DE LA FUERZA IONICA SOBRE LA DISOCIACION IONICA EQUILIBRIO QUIMICO: El Principio de Le Chatelier OBJETIVO GENERAL Considerar el efecto de la fuerza iónica de una solución sobre la disociación iónica o la solubilidad de electrolitos poco solubles, y determinar los efectos de determinados cambios en el equilibrio. INTRODUCCIÓN FUNCION DE LA FUERZA IONICA EN LOS EQUILIBRIOS IONICOS Los equilibrios en donde participan especies iónicas son afectados por la presencia de todos los iones en una solución. La forma más apropiada de expresar la concentración total de iones en una solución es la FUERZA IONICA, u, que se define como: u= 1 2 ∑ ci z i2 Donde Ci es la concentración de la especie iónica, y Zi es la carga del Ion. La sumatoria se aplica a TODOS los iones en la solución. EFECTO DE LA FUERZA IONICA SOBRE LA SOLUBILIDAD DE LAS SALES Considérese una solución saturada de yodato mercurioso, Hg2(IO3)2 en agua destilada. Con base en el producto de solubilidad de esta sal, se espera que la concentración del Ion mercurioso sea 6.9x 10-7M: 2 Hg ( IO3 ) 2 ( S ) ⇔ Hg 2 + + 2IO3− 2 Kps = Hg 2 + . IO3− 2 S = Hg 2 + [ [ ][ ] = ( S )( 2S ) ] = 6.9 X 10 M 2 −7 Kps= 1.3X10-18 2 Esta concentración es efectivamente la que se tiene cuando se disuelve el yodato mercurioso en agua destilada Sin embargo, un efecto aparentemente extraño se observa cuando se añade a la solución una sal como KNO3. Ni el K+ ni el NO3- reaccionan con Hg22+ o IO3-. De hecho, cuando se agrega KNO3 0.050 M a la solución saturada de yodato mercurioso, se disuelve más sólido hasta que la concentración de Hg22+ se incrementa en aproximadamente 50% (hasta 1.0x10-6M). En general, cuando se añade una sal “inerte” (como KNO3) a cualquier sal escasamente soluble (como el yodato mercurioso), se incrementa la solubilidad de esta última. El término “inerte” significa que se trata de una sal cuyos iones no reaccionan con la sustancia de interés. 46 El experimento, muestra el efecto de la fuerza iónica sobre la disociación del complejo tiocianato férrico, de color rojo: Fe( SCN ) Rojo 2+ ⇔ Fe 3+ + SCN − Amarillo Pálido Tenue MATERIALES Y REACTIVOS Seis (6) tubos de ensayo de 16x 150mm; matraces aforados de 100, 250 mL; espátulas; gradillas para tubo de ensayo; agitadores de vidrio; probetas de 10mL. Solución de FeCl3 1M ( se disuelve 0.0675 g de FeCl3.6H2O en agua destilada, adicionando 4 gotas de HNO3 3.00 M y completando volumen hasta 250 mL). PROCEDIMIENTO 1. Mezclar los 250 mL de la solución de FeCl3 1,00 M con los 250 mL de al solución de NH4SCN o KSCN 1.50 M. Anotar el color de las soluciones. 2. En cada uno de cinco (5) tubos de ensayo, añadir unos 5 mL de la solución rojo pálido (del paso1). 3. Utilizar la solución en el tubo No.1 como control de comparación. 4. Al tubo No.2, añadir unos cristales de FeCl3 y/o NH4SCN, y observe como es el cambio del sistema. 5. Al tubo No.3, agregar unos cristales de NH4Cl. Observe el cambio de color. 6. Al tubo No.4, añadir 0.20 g de KNO3 para incrementar la fuerza iónica a 0.4 M y observe lo que sucede. 7. Al tubo No.5, añadir lentamente una solución de AgNO3 0.05 M hasta formación de un precipitado y desaparición del color inicial. Transfiera la mitad del contenido de este tubo al tubo de ensayo No.6 A uno de ellos añadir gota a gota KSCN 0.1000 M y al otro tubo añadir cloruro férrico 0.1000 M. Observe y anote los resultados. 47 TRATAMIENTO DE DESECHOS Eliminar productos químicos en pequeñas o grandes cantidades, requiere de procesos apropiados que eviten la contaminación innecesaria de los vertederos. En el siguiente proceso del tratamiento de desechos se describen métodos por grupo de productos antes proceder a la eliminación, pero antes debemos observar las designaciones de peligro, como la de la sustancia a tratar o los desechos del tratamiento. Como regla general, No deseche al vertedero, basura de papel filtro, trapos, aserrín u otras materias impregnadas de productos químicos, sin haber efectuado antes su destrucción o neutralización de los mismos. • ACIDOS INORGANICOS, SALES ACIDAS Y SOLUCIONES ACIDAS Diluir con agua aproximadamente 1:5 y neutralizar hasta pH 6-8 añadiendo solución de hidróxido de sodio o en escamas. La solución resultante de diluye de 1:10 y se vierte desagüe. Deje correr agua abundante. Los ácidos o soluciones ácidas derramadas, se cubren con hidróxido de calcio o con bicarbonato de sodio. Una vez terminada la reacción se disuelve en agua y se elimina por el desagüe, dejando correr abundante agua. • BASES, AMINAS, SALES BASICAS Y SOLUCIONES BASICAS Diluir con agua aproximadamente 1:5 y neutralizar hasta pH 6-8 añadiendo solución diluida de acido sulfúrico. La solución resultante de diluye de 1:10 y se vierte desagüe. Deje correr agua abundante. Las bases o soluciones básicas derramadas, se cubren con un exceso de bisulfato de sodio. Una vez terminada la reacción se disuelve en agua y se elimina por el desagüe, dejando correr abundante agua. • COMPUESTOS OXIDANTES Con precaución y en pequeñas dosis, mezclar bien con sulfito de sodio sólido, después agite y adicione un poco de agua. En caso necesario, adicione pequeñas cantidades de acido sulfúrico diluido. Neutralizar la solución resultante. Diluir con agua y eliminar por desagüe. • DISOLVENTES MISCIBLES EN AGUA Mezclar con agua en proporción como mínimo de 1:20 y eliminar por el desagüe. Dejar correr agua abundante. 48 • SOLUCIONES ACUOSAS Si la concentración del soluto y la cantidad a eliminar son elevadas, tratarlas de acuerdo a la identidad del soluto. Si ambas son bajas, diluirlas como mínimo de 1:20 con agua y eliminar por el desagüe, dejando correr abundante agua. PREGUNTAS: 1. Cual es la evidencia de que ocurrió un desplazamiento en el equilibrio cuando se añadió más FeCl3(SÓLIDO) y/o NH4SCN(SÓLIDO) a la mezcla? 2. De manera similar, se produce una perturbación del equilibrio cuando se agrega NH4Cl(SÓLIDO) o KNO3( SÓLIDO).¿ Cual es el efecto que produce la adición de estas sustancias sobre el equilibrio químico? Compare los efectos producidos por cada una de ellas. 3. ¿Qué iones causaron el desplazamiento en los casos anteriores (paso No.1) 4. ¿Cuál es la evidencia de que ocurrió un desplazamiento en qué dirección ocurre el desplazamiento? 5. El cambio en al concentración de que Ion en el equilibrio causó el desplazamiento y en qué dirección ocurre el desplazamiento? 6. Cuando la mezcla en el tubo No.5 se dividió y se ensayó de nuevo que evidencia indica que en esta mezcla hay presencia de iones Fe3+ en solución? 49 EXPERIMENTO 12 DETERMINACIÓN DEL PRODUCTO DE SOLUBILIDAD DE UN ELECTROLITO POCO SOLUBLE OBJETIVOS: 1. Determinar la solubilidad del CaSO4 por evaporación a sequedad de una muestra de solución saturada del mismo analito. 2. Determinar el producto de solubilidad del Ca(OH)2, una base fuerte pero poco soluble, por medio de neutralización con un ácido patrón. TEORÍA: Las reacciones que producen sustancias de solubilidad limitada tienen aplicación en tres procesos analíticos importantes: (1) el análisis gravimetrico, por el cual el peso de un sólido se ha formado está químicamente relacionado con la cantidad de analito; (2) el aislamiento de un analito de posibles interferencias, y (3) los métodos volumétricos basados en el volumen de un reactivo patrón que es necesario para realizar la completa precipitación de la muestra. Cada una de estas aplicaciones requiere que el sólido sea razonablemente puro, tenga un tamaño de partícula adecuado y posea baja solubilidad. El equilibrio de solubilidad es un tipo de equilibrio heterogéneo, constituido por un electrolito poco soluble y los iones que este electrolito produce en solución. La sal, MxAy, se disuelve en un volumen determinado de agua y a una temperatura fija, en una cantidad constante, según: MxAy(ac) MxAy(ac) (1) La cantidad disuelta se disocia completamente en sus iones: MX A Y ↔ X M Xy+ ac + Y A ac X− (2) La concentración de MxAy(ac) es constante y conocida como la solubilidad molar, S, del electrolito MxAy(S) y se determina conociendo la concentración de los iones, My+ o Ax-. Cuando sumamos las dos ecuaciones anteriores, se obtiene la ecuación que representa el equilibrio de solubilidad: 50 M X A Y s ↔ X M ac + Y A Y+ X− ac (3) La constante de equilibrio para esta reacción se denomina CONSTANTE DEL PRODUCTO DE SOLUBILIDAD, Kps, y se expresa: Kps = [MY+]X * [AX-]Y (4) Cuando conocemos el valor de la constante de equilibrio, (Kps), comúnmente expresado en tablas a valores de fuerzas iónicas conocidas, podemos hallar el valor de la solubilidad molar del electrolito poco soluble, MxAy, y viceversa; es decir, que si conocemos la solubilidad molar, podemos hallar el valor de la constante, Kps. TRATAMIENTO DE RESIDUOS QUÍMICOS EN EL LABORATORIO El tratamiento y eliminación de desechos provenientes de productos químicos en el laboratorio requiere de unos adecuados y cuidadosos procesos que eviten la contaminación innecesaria de los tubos de drenaje. También se debe tener en cuenta las designaciones de peligro tanto de las sustancias a tratadas en el procedimiento, como las que se produjeron al final del mismo. Se debe tener en cuenta como reglas generales lo siguiente: • En caso del derrame de una sustancia, se debe evacuar el sector lo más rápido posible, pero manteniendo la calma. Si se trata de una sustancia inflamable, se debe cortar de inmediato el suministro de gas y darle ventilación al laboratorio. • No deseche al drenaje, desechos de papel filtro, trapos, aserrín o materiales impregnados de productos químicos sin haber efectuado previamente su neutralización. Para ácidos minerales como el HCl el tratamiento es el siguiente: 1. Diluya lentamente el ácido concentrado de 1:10 con agua fría adicionando el ácido en el agua. 2. Adicione 30 mg/L de Na3PO4 o 20 mg/L de Na2HPO4 en el ácido diluido. 3. Agite y adicione lentamente NaOH 1N al ácido mineral diluido hasta que la solución obtenga un pH entre 5,5 y 12. 4. Si el ácido en algún momento se derramó, se le cubre con Ca(OH) 2 o NaHCO3 y déjelo reaccionar, luego disuelva y lave con agua y elimine por el drenaje, dejando correr abundante agua. Para sales y bases como el CaSO4 y el Ca(OH)2 el tratamiento es el siguiente: 1. Diluya lentamente la base o sal concentrada de 1:10 con agua fría, adicionando la base o sal en el agua. 2. Adicione 30 mg/L de Na3PO4 o 20 mg/L de Na2HPO4 en la base o sal diluida. 51 3. Mientras se agita, adicione en forma lenta HCl 1M a la base o sal diluida que la solución obtenga un pH entre 5,5 y 12. 4. Las bases o sales derramadas se cubren con NaHSO4 y se deja reaccionar, luego se disuelve en agua y se eliminan por el drenaje, dejando correr abundante agua. MATERIALES Y REACTIVOS: Beakers de 50, 100 y 200 mL Pipetas volumétricas de 5, 10 y 25 mL Matraz volumétrico de 100 mL Embudo de vidrio Matraces Erlenmeyer de 125 y 250 mL Bureta de 50 mL Tapones de caucho Papel aluminio Plancha de calentamiento Solución saturada de CaSO4 Solución saturada de Ca(OH)2 Solución patrón de HCl 1,00 N Solución indicadora de Fenolftaleína 52 PARTE EXPERIMENTAL PREPARACIÓN DE SOLUCIONES 1. Solución de CaSO4: Se pesa en una balanza analítica 0,6669 g de CaSO 4; la sal debe haberse depositado en un vidrio reloj limpio y seco. Luego se transfiere la sal a un matraz aforado de 1L y se diluye con agua destilada hasta el aforo. 2. Solución de Ca(OH)2: Se pesa en una balanza analítica 0.87105 g de Ca(OH)2; la base debe haberse depositado en un vidrio reloj limpio y seco. Luego se transfiere la base a un matraz aforado de 1L y se diluye con agua destilada hasta el aforo. 3. Solución patrón de HCl: Se toman con una pipeta o bureta limpia y seca 11,39789 mL de HCl concentrado y se depositan en un matraz aforado y se diluye con agua destilada hasta el aforo. 4. Solución indicadora de Fenolftaleina: 1% en etanol al 95%; pH 8.3 - 10.0 viraje incoloro a rojo violeta PROCEDIMIENTO 1: Determinar la Kps del CaSO4. 1. Pesar el beaker de 50 o 100 mL, limpio y seco en una balanza analítica. 2. Adicionar 10 mL de la solución saturada de CaSO4. 3. Evaporar hasta sequedad, por calentamiento en la plancha. Caliente el residuo sólido en el beaker durante 5 minutos a 250°C, para asegurar que el CaSO4 esté anhidro y cúbralo con papel aluminio, previamente pesado. 4. Pesar el residuo sólido de CaSO4 en una balanza analítica. 5. Realice el procedimiento 2 veces. PROCEDIMIENTO 2: Determinar la Kps del Ca(OH)2. 1. Medir con una pipeta volumétrica, 2 mL de una solución patrón de HCl 1,00 N, descargue este volumen en un matraz volumétrico de 100 mL, completar hasta el aforo con agua destilada, tapar y agitar bien hasta uniformidad. Determinar la nueva concentración del ácido. 2. Filtrar cerca de 200 mL de la solución saturada de Ca(OH)2, guardar en un matraz Erlenmeyer de 250 mL y tapar con un tapón de caucho. 3. Enjuagar 2 veces una bureta de 50 mL con la solución de Ca(OH)2 y llenar con esta misma solución. 4. En 3 matraces Erlenmeyer de 125 mL, colocar una alícuota de 25 mL de la solución de HCl (preparada en en el paso 1) y agregar de 3 a 5 gotas de Fenolftaleína en cada matraz Erlenmeyer. 5. Titular cada una de las muestras de HCl, con la solución de Ca(OH) 2 hasta obtener un color rosado. Anotar los volúmenes gastados. CÁLCULOS: 1. Determinar la solubilidad del CaSO4 y del Ca(OH)2 en moles por litro y en mg por 100 mL. 2. Determinar el valor del Kps para el CaSO4 y Ca(OH)2 respectivamente. 3. Obtener el valor promedio del Kps para ambos electrolitos poco solubles. (Utilice los resultados de todos los grupos). PREGUNTAS: 1. Indicar cómo se afectaría el valor del Kps (aumenta, disminuye, no se afecta) en cada uno de los siguientes casos. Explique brevemente su respuesta. (a) Se usa un ácido más concentrado; en el procedimiento del Ca(OH)2. (b) Se pasa del punto de equivalencia en el caso del Ca(OH)2. (c) La solución de Ca(OH)2 no ha llegado a equilibrio. EXPERIMENTO 13 Sistema Acido/Base y Determinación Colorimétrica del pH Objetivo General: Distinguir un ácido y una base de acuerdo a su pH y determinar su acidez colorimétricamente a través del uso de indicadores Introducción En el transcurso de la historia de la química se han utilizado varios conceptos ácido-base, examinaremos cuatro conceptos de uso muy general cada definición puede aplicarse según sea necesario. 1. En La Antigüedad:  Los ácidos se definían como sustancias que tienen un sabor agrio, y que colorean de rojo el tornasol  Las bases sustancias que en solución acuosa tienen un sabor amargo, colorean el tornasol de azul y tienen tacto jabonoso. Se creía también que un ácido debía tener como constituyente esencial el elemento oxigeno, pero en 1810 Humphry Davy demostró que el HCl contenía H+ y Cl- , posteriormente se acepto que todos los ácidos tenían como + constituyente esencial H HCl → H + + Cl − NaOH → Na + + Base OH − Ácido 2. Teoría De Arrhenius: Una explicación acerca de la fortaleza de los ácidos diferentes fue uno de los resultados de La Teoría De La Disociación Iónica de Svante Arrhenius desarrollada entre 1880-1990 en la cual propuso que un electrolito se disocia en solución acuosa en iones sobre esta base estableció que:  Un ácido es una sustancia química que contiene hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en el agua pura por ejemplo: HCl → H + + Cl − H Cl + H 2 O → H + + Cl −  Una base. como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH-. NaOH → Na + + OH − La teoría de Arrhenius ha sido objetos de muchas críticas. La primera es que el concepto de ácidos se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidroxilo. La segunda crítica es que la teoría sólo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones ácido-base que tienen lugar en sistemas no acuosos. 3. Concepto De Lewis: Gilbert Newton Lewis propuso un concepto más amplio sobre ácidos y bases que liberó el fenómeno acido base del protón propuso el sistema por primera vez en 1923 y lo desarrollo en 1938.  Definió un ácido como una sustancia que puede formar enlaces covalentes aceptando un par de electrones.  Definió una base como una sustancia que posee un par de electrones sin compartir Esta tiene la ventaja de que es válida con disolventes distintos del agua y no se requiere la formación de una sal o de pares ácido-base conjugado. Según esto, el amoníaco se comporta como una base, pues es capaz de ceder un par de electrones al trifluoruro de boro para formar un par ácido-base: H3N: + BF3 ⇋ H3N-BF3 4. Teoría De Brönsted-Lowry En 1923 Johannes Brönsted y, paralelamente, el químico británico Thomas Lowry propusieron un concepto más amplio de ácido/base de a cuerdo con las definiciones de Brönsted-Lowry:  Un ácido: es una sustancia que puede donar un protón (iones hidrógeno H+) en estos términos la reacción de un ácido con una base, es la transferencia de un protón del ácido a la base: HCl + H2O ⇋ H3O+ + ClÁcido Base  Una base: es una sustancia que puede aceptar un protón. NH3 + H2O ⇋ Base2 ácido1 NH4 + OHácido2 Base El concepto de ácido y base de Brönsted y Lowry ayuda a entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (al igual que sucede entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido-base se contemplan como una competición por los protones En esta reacción la base conjugada del agua H2O es el ion OH- y el ácido conjugado del amoniaco es el NH4 Fuerza De Ácidos Y Bases: Según la definición de Brönsted-Lowry un ácido fuerte tiene una gran tendencia a transferir un protón a otra molécula y una base fuerte tiene una gran afinidad por los protones probando la amplitud de los diversos ácidos a transferir un protón al agua, pueden clasificarse en orden de sus fuerzas ácidas. La medida cuantitativa de la fuerza ácida es la constante de disociación ácida, Ka que es la constante de equilibrio de la reacción. HA + H 2 O ↔ H 3O + + A − ka = [H O ][ A ] − − 3 [HA ] Una base tomara protones de cualquier ácido, incluyendo el agua. Si B es una base típica, la reacción será HB + OH − + − Kb = B + H 2 O ↔ HB + OH [ B] [ ][ ] La medida cuantitativa de la fuerza básica es la constante de disociación básica, Kb que es la constante de equilibrio de la reacción anterior. Los ácidos fuertes tienen bases conjugadas muy débiles, y los ácidos muy débiles tienen bases conjugadas fuertes. La Escala Del pH La fuerza de un ácido se puede medir por su grado de disociación al transferir un protón al agua, produciendo el ion hidronio, H3O+. De igual modo, la fuerza de una base vendrá dada por su grado de aceptación de un protón del agua. Puede establecerse una escala apropiada de ácido-base según la cantidad de H3O+ formada en disoluciones acuosas de ácidos, o de la cantidad de OH- en disoluciones acuosas de bases. Dado que las soluciones con las que se trata más comúnmente son diluidas, su concentración de ion hidrógeno en moles por litro suele expresarse en forma de potencias negativas de 10 pH = -log [H3O+] El uso de logaritmo negativo para expresar la concentración no solo se limita, al ion hidrogeno. E l de pOH al de la concentración de ion hidroxilo en una disolución acuosa: pOH = -log [OH-] El agua pura tiene un pH de 7,0; al añadirle ácido, la concentración de ion hidronio, [H3O+] aumenta respecto a la del agua pura, y el pH baja de 7,0 según la fuerza del ácido. El pOH del agua pura también es de 7,0, y, en presencia de una base cae por debajo de 7,0. Indicadores Las moléculas de colorantes cuyos colores dependen de la concentración de H3O+ son la forma más sencilla de estimar el pH de una solución. Estos indicadores son ácidos débiles o bases débiles cuyas formas ácido/base conjugada tiene diferentes colores. H ln + H2O ↔ H 3O + ln + − K1 = [H O ] [ln ] + 3 [H ln] Por ejemplo en el indicador rojo de fenol, el color de la solución dependerá de la concentración de iones hidrógeno si es grande, entonces [Hln] >>[ln -] y la solución será amarilla. Pero si es pequeña, entonces [ln-] >> [Hln] y la solución será roja K1 ln − = [H ln] H 3O − [ ] [ ] Indicadores de pH En la tabla se muestran algunos indicadores ácido-base, o de pH, con sus intervalos de viraje (intervalos de pH en los que cambian de color) y sus distintos colores según se encuentren en medio ácido o básico. Nombre Indicador universal Azul de bromofenol Anaranjado de metilo Rojo de metilo Azul de bromotimol Fenolftaleína Amarillo de alizarina Intervalo De pH 1.0-12 3,0 – 4,6 3,1 – 4,4 4,2 – 6,2 6,0 – 7,6 8,0 – 9,8 10,1 – 12,0 Color Ácido Amarillo o naranja Color Básico Azul o verde Amarillo Rojo Rojo Amarillo Incoloro Amarillo Púrpura Amarillo Amarillo Azul Rojo-violeta Violeta Hay una limitación natural al intervalo de los valores del pH en el cual es útil un indicador dado. El ojo humano solo puede determinar el cambio de color cuando la relación de las concentraciones de las dos formas coloreadas están en el intervalo de 0.1 a 10. Materiales Y Reactivos a) Materiales 1. Beaker de 100 ml 2. Beaker de 250 ml 3. Matraz volumétrico de 100 ml 4. Matraz volumétrico de 250 ml 5. Pipeta graduada de 1 ml 6. Pipeta graduada de 5 ml 7. Pipeta volumétrica de 5 ml 8. Pipeta volumétrica de 25 ml 9. Probetas de 10 ml 10. Tubos de ensayo de 12 X 100 cm b) Reactivos y Soluciones 1. HCl concentrado 2. Disolución de HCl 0.1 M: tomar 8,23 mililitros de HCl concentrado y diluir hasta completar un volumen igual a un litro de solución 3. NaOH concentrado 4. Disolución de NaOH 0.1 M: tomar 4 g de NaOH y diluir hasta un litro de solución con agua destilada. 5. Soluciones de indicadores:  Naranja de Metilo: 0.04 % en etanol al 20% ; (pH= 2.9 -4.6) viraje: rojoanaranjado a amarillo-anaranjado  Rojo de Metilo: 0.01 % en etanol al 50 %; (pH= 4.2 a 6.3), viraje: rojo a amarillo  Azul de bromotinol: 0.04 % en etanol al 20% (pH= 6 a 7.6), viraje: amarillo a azul  Fenolftaleína: 1 % en etanol al 95 %; (pH= 8.3 a 10), viraje: incoloro a rojovioleta  Amarillo de Alizarina: 0.01 % en etanol al 70 %; (pH= 10 a 12), viraje: amarillo a rojo-naranja 6. Solución de indicador universal: con rango de pH de 1.00 a 12.00. Se prepara así: 0.07 g de tropeolina; 0.1 g de naranja de metilo; 0.08 g de de rojo de metilo, 0.4 g de Azul de bromotinol; 0.5 g de Fenolftaleína y 0.1 g de Amarillo de alizarina y se completa a 500 ml con etanol del 50% 7. Solución de ácido acético 1.5M: tomar 84 ml de ácido acético y completar hasta un litro de solución con agua destilada 8. Solución de Amoniaco 2.0 M: tomar 134 ml de amoniaco y completar hasta un litro de solución con agua destilada 9. Soluciones problemas:  Vinagre blanco  Gaseosa clara (7 Up-sprite)  Solución limpiadora de vidrio o base de amoniaco  Polvo de hornear. Tratamiento De Desechos En El Laboratorio La disposición adecuada de residuos químicos es esencial para la salud y seguridad en el laboratorio, y a la comunidad circundante. La disposición responsable de los residuos químicos también reducirá presentes y futuras amenazas sobre el medio ambiente. De esta manera, resulta imperativa la disposición de todos los residuos químicos de una manera segura, eficiente, legal, y de costo adecuado.  Ácidos minerales: Para neutralizar ácidos minerales concentrados: No neutralizar ácido fluorhídrico usando este método. a. Lentamente diluya el ácido mineral concentrado de 1 a 10 con agua fría, adicionando el ácido en el agua. b. Adicione 30 mg/l de fosfato de sodio o 20 mg/l de fosfato hidrógeno de sodio en el ácido diluido. c. Mientras se agita, lentamente adicione hidróxido de sodio 1 N al ácido mineral diluido hasta que la solución obtenga un pH entre 5.5 y 12.  Bases concentradas: Use los siguientes procedimientos generales para neutralizar bases concentradas: a. Lentamente diluya la base concentrada de 1 a 10 con agua fría, adicionando la base en el agua. b. Adicione 30 mg/l de fosfato de sodio o 20 mg/l de fosfato hidrógeno de sodio en la base diluida. c. Mientras se agita, lentamente adicione ácido clorhídrico 1 M a la base diluida hasta que la solución obtenga un pH entre 5.5 y 12.  1. 2. 3. 4. 5. No pueden ser descargados al desagüe y/o al alcantarillado: Residuos que contengan sólidos precipitables > 7.0 ml; Residuos corrosivos con un pH < 5.0 o > 12.0; Residuos que contengan grasas o aceites en concentraciones > 100mg/l; o Residuos que contengan metales o cianuro en concentraciones de 1.0 a 4.0 ppm Sustancias insolubles en agua, o residuos gaseosos. El rango de pH para precipitación varía ampliamente entre iones metálicos, por lo tanto, es importante controlar el pH cuidadosamente. La solución acuosa de iones metálicos se ajusta al pH recomendado adicionando solución 1 M de ácido sulfúrico, hidróxido de sodio, o carbonato de sodio. El precipitado es separado por filtración, o decantación, y empacado para su deposición a través del programa de residuos químicos. Procedimiento 1. A partir de una solución de HCl 0.1 M preparar por dilución soluciones de pH 2, 3, 4, 5, 6 (1X10-2 M, 1X10-3 M, 1X10-4 M, 1X10-5 M, 1X10-6 M). Realizar los cálculos 2. De la misma forma a partir de una solución de NaOH 0.1 M preparar por dilución soluciones de pH 12, 11, 10, 9, y 8 (1X10-12 M, 1X10-11 M, 1X10-10 M, 1X10-9 M, 1X10-8 M). Realizar los cálculos 3. Medir 5 ml de una solución de HCl y colocar en cada uno de los 10 tubos de ensayo y agregar 2 gotas del indicador naranja de metilo en cada tubo, agitar y observar el color. Anotar el color observado en la tabla 1. de igual forma repetir el procedimiento con NaOH 4. Repetir el paso 3 para la soluciones de NaOH y HCl con los indicadores de: de de rojo de metilo, Azul de bromotinol; Fenolftaleína y Amarillo de alizarina 5. Tomar 5 tubos de ensayo y adicionar en cada tubo 5 ml de la solución de ácido acético, agregar al primer tubo dos gotas de naranja de metilo, al segundo tubo de ensayo dos gotas de rojo de metilo, al tercer tubo de ensayo dos gotas de Azul de bromotinol; al cuarto tubo de ensayo dos gotas de Fenolftaleína y al quinto tubo de ensayo dos gotas de Amarillo de alizarina. Observar y anotar los colores observados en la tabla 2 6. Repetir el paso 5 con la solución de NH4. Observar y anotar los colores observados en la tabla 2 7. Repetir el paso 5 para cada una de las soluciones problemas: Vinagre blanco, Gaseosa clara (7 Up-sprite), Solución limpia vidrio o base de amoniaco, Polvo de hornear. Observar y anotar los colores observados en la tabla 2 Nota: También puede realizar la experiencia con el indicador universal para ello debe repetir los pasos 3, 4, 5, 6, y 7. Si desea realizarlo anotar los resultados en otra tabla Resultados: Tabla 1 Anotar el color observado en las soluciones de HCl y NaOH con cada indicador pH 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 NM RM ABT F AA Tabla 2 Anote los colores observados en las soluciones de ácido acético, amoniaco y las muestras problemas Indicador CH3COOH NM RM ABT F AA NH3 Vinagre Gaseosa Clara Polvo de hornear Solución limpiadora Preguntas 1. ¿Cuál es el pH aproximado de las soluciones de ácido acético, amoniaco y de las muestras problemas? 2. Calcular el valor aproximado de las constantes de disociación, el K a del ácido acético y el Kb del amoniaco. 3. ¿Cuál es el indicador apropiado para estimar el pH de una solución CH 3COOH 0.35 M? 4. Calcular el volumen de HCl que se necesitan para preparar una solución de pH 4 partiendo de 7 ml de una solución de pH 2 5. Determínese [H3O+], [OH-], pOH, pH en cada uno de los siguientes casos:  H2O pura  CH3COOH 0.2 M  NH3 0.2 M  H2CO3 0.3 M EXPERIMENTO 14 REACCIONES REDOX Y CONSTRUCCIÓN DE CELDAS ELECTROQUIMICAS OBJETIVOS GENERALES  Determinar que es y como se produce una reacción de oxidación-reducción  Establecer que es una celda electro-química y como está formada  Diferenciar los distintos tipos de celdas INTRODUCCIÓN Una celda electro-química consiste en dos conductores denominados electrodos, cada uno sumergido en una solución electrolítica. Las soluciones en que se sumergen los dos electrodos son diferentes y deben estar separadas para evitar la reacción directa entre los reactivos. La manera más común de evitar que se mezclen es insertando un puente salino entre las soluciones. La conducción de electricidad desde una solución electrolítica hacia la otra ocurre por desplazamiento de los iones potasio del puente, hacia una dirección y los iones cloruro, hacia otra. En una celda electro-química, el cátodo es el electrodo en el que se lleva a cabo una reacción de reducción. El ánodo es el electrodo en el que tiene lugar una oxidación. Las celdas electro-químicas pueden ser galvánicas o electrolíticas. También se pueden clasificar como reversibles e irreversibles. Las celdas galvánicas o voltaicas almacenan energía eléctrica. Por lo general, las baterías se hacen con varias celdas de este tipo conectadas en serie para producir un voltaje mayor que el que puede producir una celda sencilla. Las reacciones en los dos electrodos de estas celdas tienden a ocurrir espontáneamente y producen un flujo de electrones desde el ánodo hasta el cátodo a través de un conductor externo. Por el contrario, para que una celda electrolítica funcione, necesita una fuente externa de energía eléctrica. 64 MATERIALES Y REACTIVOS  Beacker de 250, 600 o 1000 mL  Tubos en “U”  Alambres conductores con pinzas o caimanes  Voltímetros  Vaso poroso  Electrodos (Ag, Cu, Al y de grafito )  Baterías o pilas de 6 voltios  Bombillas de linternas  Papel bond  Latas vacías de gaseosa  Envases plásticos desechables de gaseosa de 1.5 a 2 litros  Bandas de caucho  Alambre de hierro de 10 cms  Algodón PROCEDIMIENTO Celdas galvánicas o voltaicas: Parte 1. CELDA DE DANIELL: Zn(s)/Zn2+ (0.5M)// Cu2+ (0.5M)/Cu(s) Disponiendo de un vaso poroso como puente salino a. Añadir CuSO4 0.5M, al vaso poroso hasta casi la mitad; introducir el electrodo de cobre limpio y unir el electrodo al terminal (+) del voltímetro. b. Agregar ZnSO4 0.5M al vaso de 1000mL hasta casi la mitad; introducir el electrodo de zinc al vaso y conectarlo al terminal (-) del voltímetro. c. Anotar la lectura del voltaje con las semiceldas en posición como indica la figura 1. d. Introducir el vaso poroso dentro del otro vaso, anotar el voltaje. Parte 2. ELECTRO CELDA DE DANIELL Disponiendo de un tubo en “U” como puente salino a. Agregar CuSO4 0.5M a un vaso de precipitado de 600 mL; introducir el cobre metálico limpio en el vaso y unir al terminal (+) del voltímetro. b. Agregar ZnSO4 0.5M a otro vaso de 600mL; introducir el zinc metálico limpio y unir al terminal (-) del voltímetro. c. Anotar la lectura de voltaje con las semiceldas en esta posición. d. Llenar con cuidado el tubo en “U” con la solución de KCl 1 M, y tapar ambos extremos con algodón, teniendo presente que no queden o se formen burbujas en el interior del tubo en “U”. 65 e. Introducir el tubo en “U”, (ver figura 2) en los dos vasos. Anotar la lectura del voltaje. GRAFICAS DE CELDAS 66 BIBLIOGRAFÍA José de Jesús Gómez Díaz Norma Gloria Rodríguez Moreno José Cuitlahuac Vázquez Saldivar PRÁCTICAS DE QUÍMICA II Dirección General de Educación Tecnológica Industrial, SEP. Ray U. Brumblay ANÁLISIS CUALITATIVO Cía. Editorial Continental S.A. de C.V., México Joseph Normann ANÁLISIS CUALITATIVO Y QUÍMICA INORGÁNICA Cía. Editorial Continental S.A. de C.V., México Manual de prácticas de Química General INSTITUTO TECNOLÓGICO DE CD. JUÁREZ http://www.mcgraw-hill.es/BCV/Tabla_periodica/mc.html Agosto 2002 http://www.tecnicsuport.com/index.asp?url=http://www.tecnicsuport.com/quimic a/elements/taules/taulaelements.html Agosto 2002 67