“Separación de los iones Ag+, Hg22+ y Pb2+”
Separación de los iones Ag+, Hg22+ y Pb2+
Separación de los iones Ag+, Hg22+ y Pb2 I. Objetivos: -
Separar e identificar cationes Ag+, Hg22+ y Pb2+ presentes en una mezcla.
II. Fundamento teórico: La concentración de una disolución saturada se denomina solubilidad. Una disolución saturada es un punto de equilibrio entre la disolución y la cristalización del soluto. A este punto de equilibrio se le asocia una constante, Kps (producto de solubilidad), es igual al producto de las concentraciones molares de los iones constituyentes, cada uno elevado a la potencia de su coeficiente estequiométrico en la ecuación de equilibrio. Por ejemplo:
AgCl( s ) Ag ( aq) Cl ( aq) , de donde, K ps [ Ag ][Cl ]
Si el producto iónico de una disolución es menor que Kps, la disolución no es saturada; por el contrario, si el producto iónico es mayor de Kps, la disolución precipitará.
A veces, debido a que se producen varios equilibrios acido-base, la precipitación selectiva o la disolución de los solutos iónicos depende del pH. La formación de un ion complejo es un proceso de equilibrio con una constante de equilibrio denominada constante de formación, Kf. En general, si la constante de formación de un ion complejo es grande, la concentración del ion metálico sin complejar, en equilibrio con el complejo es muy pequeña. La formación de un ion complejo puede hacer que algunos materiales insolubles sean bastante solubles en disoluciones acuosas adecuadas, como el AgCl(s) en NH3(aq). Las reacciones de precipitación, acido-base, oxidación-reducción y de formación de iones complejos se utilizan mucho en el análisis cualitativo de iones. Estos análisis pueden proporcionar un medio rápido para determinar la presencia o ausencia en un material desconocido.
La separación sistemática de diversos cationes contenidos en una muestra, siguiendo una serie de reglas que están fundadas en las propiedades de los iones, es lo que se conoce como “marcha analítica”. _________________________________________________________________________
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Separación de los iones Ag+, Hg22+ y Pb2+ Según la marcha analítica del acido sulfhídrico, los cationes se dividen en cinco grupos: 1. Grupo 1 de cationes: Los que precipitan cuando se les agrega una solución con iones Cl-: Pb2+, Hg22+ y Ag+. 2. Grupo 2 de cationes: Grupo de los cationes presentes en una solución que se les trata con H2S a pH 0,5 para dar sulfuros insolubles en medio acido: Cu2+, Cd2+, Hg2+, As3+, Sb3+, Bi3+, Sn2+, Sn4+ y Pb2+. El Fe3+ se reduce a Fe2+ en esta etapa. 3. Grupo 3 de cationes: Los que precipitan al ser tratados con H2S en medio básico: Zn2+, Mn2+, Ni2+, Fe2+, Co2+ (precipitan como sulfuros) y Al3+ y Cr3+ (precipitan como hidróxidos). 4. Grupo 4 de cationes: Alcalinotérreos que forman fosfatos insolubles cuando se les trata con (NH4)2HPO4 en medio ligeramente básico, o carbonatos si se les agrega Na2CO3: Mg2+, Ca2+ y Ba2+. 5. Grupo 5 de cationes: Iones que quedan después de separar los anteriores: NH 4+, Na+ y K+.
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III. Procedimiento Experimental: Experimento 1: Diagrama de “Reacciones del ion plata, Ag+”
AgNO3 (ac) 0,1 M
Tubo A
Tubo B
HCl (ac) 6M
AgCl (s) + HCl
HCl (ac) 6M
AgCl (s) + HCl Centrifugar
Centrifugar
Decantar y lavar
Decantar y lavar
AgCl
AgCl
(s)
(s)
20 gotas de agua destilada
NH3 (ac) 15M
Calentar
Observar
HNO3 6M
AgCl(s)
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Separación de los iones Ag+, Hg22+ y Pb2+ Experimento 2: Diagrama “Reacciones del ion mercurioso, Hg22+”
Hg2 (NO3)2 (ac) 0,1M O
Tubo A
Tubo B
HCl (ac) 6M
HCl (ac) 6M
Hg2Cl 2(s) + HCl
Hg2Cl2 (s) + HCl Centrifugar
Centrifugar
Decantar y lavar
Decantar y lavar
Hg2Cl2 (s)
Hg2Cl2 (s) 20 gotas de agua destilada Calentar
NH3 (ac) 15M Observar
Observar
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Separación de los iones Ag+, Hg22+ y Pb2+ Experimento 3: Diagrama “Reacciones del ion plomo, Pb2+”
Pb(NO3)2(ac) 0,1M
HCl(ac) 6M
PbCl2(s) + HCl
Centrifugar Decantar y lavar
PbCl2(s) 20 gotas de agua destilada Calentar Pb2+ + Cl- + H2O K2CrO4 0,5M
Pb2(CrO4)2(s)
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Separación de los iones Ag+, Hg22+ y Pb2+ Experimento 4: “Separación e identificación de iones en una muestra problema”
Solución problema
HCl (ac) 6M
Precipitado blanco Agua destilada Calentar Decantar Precipitado blanco
Solución incolora K2CrO4 0,5M
Contiene Pb
Si
NH3 (ac) 15M
Precipitado amarillo
No
Precipitado negro
No
No contiene Hg
Si
No contiene Pb
Contiene Hg Centrifuga r Decantar y lavar
Solución incolora
Precipitado negro
HNO3 6M
Precipitado blanco
No
No contiene Ag
Si Contiene Ag
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IV. Observaciones experimentales: Experimento 1: 1. Se notó que al agregar HCl 6M se formó un precipitado de color blanco. 2. En el tubo A se noto que al agregar agua destilada y calentar, el precipitado no se diluyó. 3. En el tubo B se notó que al agregar NH 3; el precipitado se disolvió, formando una solución cristalina. Experimento 2: 1. En el tubo A se observa que el precipitado formado al agregar HCl al Hg2 (NO3)2(aq), no diluye al agregarle agua y calentarlo. 2. En el tubo B se observa que al agregar NH 3 al precipitado hace que éste cambie de blanco al negro. Experimento 3: 1. Al agregar HCl a la solución Pb(NO3)2(ac) 0,1M se forma un precipitado al calentarlo junto con agua destilada se nota que el precipitado se diluye totalmente. 2. A la solución obtenida se agrega K 2CrO4 0,5M, de lo cual se observa que se forma un precipitado amarillo anaranjado. Experimento 4: 1. Se notó que al agregar el HCl a la solución problema se formó un precipitado blanco; y al calentar el precipitado con agua, el residuo de la decantación se agregó K2CrO4 0,5M lo cual cambió a un amarillo anaranjado. 2. Al agregar NH3 al precipitado restante el precipitado cambia de blanco al negro. 3. Al residuo de la decantación del precipitado negro se le agregó HNO3 de lo cual se observó que se formó un precipitado blanco.
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V. Discusiones experimentales: Experimento 1: 1. Al agregar HCl a la solución de AgNO 3 (ac), los cuales reaccionan formando AgCl(s) precipitado de color blanco. 2. Según su estructura de Lewis el AgCl(s) completa el octeto y donde Ag no tiene pares libres de electrones lo cual hace que la fuerza de atracción entre la Ag y Cl sea muy fuerte lo cual lo hace poco soluble incluso en el agua caliente (solubilidad de AgCl(s) en agua hirviendo 1,5 x 10-4). 3. El AgCl(s) se disuelve en NH3 por formar el complejo diaminargéntico:
4. La solubilidad del AgCl(s) es insensible a los cambios de pH ya que HCl es un ácido fuerte, por lo que nos se combina con H + en disolución ácida. Los cationes Ag+ al formar complejos con NH3 aumentará la solubilidad. Experimento 2: 1. El HCl reacciona con Hg2 (NO3)2
(ac)
formando el precipitado Hg2Cl2
(s);
su
solubilidad en agua a 25ºC es 7,9 x 10-7 y a 100ºC es 3,7 x 10-5. 2. El Hg2Cl2
(s)
reacciona con el NH3; el cloruro de mercurio sufre lo que se conoce
como una reacción de desproporción, es decir el ion mercurio es a la vez oxidado a Hg2+ y reducido al mercurio metálico. Experimento 3: 1. El HCl reacciona con el Pb (NO3)2 (ac) formando PbCl2(s), el cual es soluble en agua caliente con una solubilidad igual a 1,2 x 10-1. 2. El K2CrO4 reacciona con PbCl2
(ac)
formando un precipitado amarillo anaranjado
de PbCrO4, insoluble en CH3COOH. Experimento 4: 1. El residuo de la decantación al cambiar de color a amarillo anaranjado evidencia que la solución problema tiene Pb por las características observadas en el experimento 3; esto quiere decir que el precipitado al ser calentado con agua el Pb
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Separación de los iones Ag+, Hg22+ y Pb2+ que contenía se diluyó y se quedó en el residuo de la decantación y al agregar K2CrO4 cambió de color. 2. El cambio de color del precipitado hace notar que el precipitado contiene Hg; por la reacción de desproporción en donde se produce Hg 0 el cual le da ese color. 3. La formación del precipitado blanco al agregar HNO 3 al residuo de la decantación; evidencia que ésta solución contiene Ag, la cual fue diluida al agregar NH 3 al precipitado anterior.
VI. Recomendaciones: 1. Para el caso de la disolución de un compuesto, asegurarse de que este se disuelva lo más que se pueda inclusive calentando la muestra. Así se evitará dar un veredicto apresurado sobre la solubilidad del mismo. 2. Tener cuidado al emplear acido clorhídrico para la precipitación de diferentes iones, ya que su exceso puede provocar la formación de complejos no deseados. 3. Tener cuidado con el uso de la centrifugadora ya que esta al ser manipulada bruscamente, especialmente cuando aún se encuentra en movimiento, puede ocasionar accidentes como la ruptura del tubo de ensayo introducido.
VII.
Conclusiones:
1. La marcha analítica usando HCl da un buen rendimiento en la separaciòn de iones de mezcla. 2. Mediante las técnicas aprendidas en los experimentos 1, 2 y 3, se logro determinar los cationes presentes en una muestra problema los cuales, para nuestra muestra asignada fueron, coincidentemente: Pb2+, Hg22+ y Ag2+.
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VIII.
Cuestionario:
1. ¿Por qué un exceso grande de HCl seria perjudicial para la precipitación de cloruros del primer grupo de cationes? El anion Cl-, proveniente del HCl, además de tener la capacidad de hacer precipitar cloruros insolubles con los cationes del primer grupo, cuando se encuentra en altas cantidades también puede actuar como complejante, formando complejos normalmente no muy estables. Entre ellos, tienen interés analítico el AgCl43- y el PbCl42-. 2. ¿Se podría usar NH4Cl como reactivo precipitante en lugar de HCl? Podría emplearse al igual que el HCl, ya que al reaccionar con AgNO 3 se lleva a cabo la siguiente reacción:
AgNO3 ( aq) NH 4 ( aq) AgCl ( s ) NH 4 NO3 ( aq) Obteniéndose, por tanto, el precipitado cloruro de plata (AgCl(s)) 3. Escriba la reacción que describe la destrucción del complejo aminado de plata por el HNO3.
AgCl ( s ) 2 NH 3( aq) Ag ( NH 3 ) 2 Ag ( NH 3 ) 2
( aq)
( aq)
Cl ( aq)
Cl ( aq) 2 HNO3( aq) ( Ag ( aq) Cl ( aq) ) (2 NH 3( aq) H ( aq) NO3
( aq)
AgCl ( s) 2 NH 4 NO3( aq)
4. Describa algunos de los inconvenientes que presenta la separación del Pb 2+. Cuando a la mezcla que contenía iones Pb2+ se le agrego K2CrO4, se formo un precipitado amarillo, PbCrO4. No obstante, es probable que no haya reaccionado todo el ion Pb2+ presente; ya que posiblemente este se encontraba en exceso respecto al K2CrO4. 5. El ennegrecimiento del precipitado por la presencia de Hg libre puede ser confundido por el oscurecimiento del AgCl al exponerse a la luz ¿Cómo diferenciarlo? El
AgCl,
al
estar
expuesto
a
la
luz,
sufre
la
siguiente
reacción:
2 AgCl( s ) h Ag ( s ) Cl2 ( g )
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)
Separación de los iones Ag+, Hg22+ y Pb2+ Por este comportamiento que presenta ante la luz, el AgCl se usa en placas fotográficas. En la ecuacion se aprecia que es el precipitado, Ag(s), el que le da una tonalidad oscura. Además, si se halla en suspensión en agua, da lugar a desprendimiento de oxigeno y a que se forme con el tiempo acido clorhídrico. Si en una muestra se tiene Hg(s) y se quiere averiguar si existe además Ag(s) (color negro) o no, una alternativa seria agregar AgNO 3; ya que, de existir Ag(s) en agua, eventualmente se tendrá HCl como se mencionó, el mismo que reaccionará con AgNO3 formando el precipitado AgCl (color blanco). En caso de no haber Ag(s) en la muestra, no se apreciara reacción alguna.
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IX. Referencias bibliografícas: 1. SAYAN, ROSA; DEZA, ELIZABETH; LA ROSA TORO, ADOLFO; “Manual de laboratorio de Química”, 2da edición. Universidad Nacional de Ingeniería. Facultad de Ciencias. (Págs. 120 - 123). 2. BURRIEL MARTI, FERNANDO; LUCENA CONDE, FELIPE; ARRIBAS JIMENO, SIRO; HERNANDEZ MENDEZ, JESUS. “Química analítica cualitativa”. 18º edición. Thomson Editores Spain, Madrid, 1985 (Pág. 402 - 404). 3. PETRUCCI, RALPH, HARDWOOD, WILLIAM. HERRING GEOFFREY. “Química General” 8va edición. Prentice Hall, Madrid 2002.(Págs. 749 - 773) 4. ZUMDAHL, STEVEN S. “Chemical Principles”, 6ta edición. Cengage Learning. Boston, 2009. (Pág. 345). 5. MASTERTON, WILLIAM L.; HURLEY, CECILE N. “Chemistry: principles and reactions”. 6ta edición. Cengage Learning. Belmont, 2009. (Pág. 442). 6. REGNAULT, V; “Curso elemental de Química”, Tomo III. 1ra edición. Imprenta de Crapelet. Paris, 1850 (Pag. 358). 7. GRAY, HARRY B; HAIGHT, GILBERT P. “Principios básicos de química”. 1ra edición. Editorial Reverté. Barcelona, 1980 (Pág. 18 – 25). 8. BUSCARONS ÚVEDA, FRANCISCO. “Análisis inorgánico cualitativo sistemático”. 1ra edición. Editorial Reverté. Barcelona, 1986 (Pág. 129 – 130). 9. http://www.100ciaquimica.net/exper/exp2bqui/e2bq21r.htm (28-10-09) 10. http://www.docstoc.com/docs/2367420/ANALYSIS-OF-THE-SILVER-GROUPCATIONS (28-10-09)
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