Análisis inorgánico cualitativo Clásico análisis inorgánico cualitativo es un método de química analítica qué búsquedas a encontrar elemental composición de compuestos inorgánicos. Se centra principalmente en la detección iones en acuoso solución solución,, de modo que los materiales en otras formas puedan necesitar ser traído en este estado antes de usar métodos e stándares. La solución entonces se trata con vario reactivo a la prueba para reacciones característica de ciertos iones, que pueden ca usar el cambio del color, la formación del sólido y otros cambios obviamente visibles.
Contenido 1
y
Detección de los cationes
1.1 1r
o
grupo analítico de cationes
o
1.2
2do grupo analítico de cationes
o
1.3
3ro grupo analítico de cationes
o
1.4
4to grupo analítico de cationes
o
1.5
5to grupo analítico de cationes
y
2 Detección de los aniones 3 Técnicas modernas
y
y
Detección
4 Vea también
de los cationes
Según sus características, cationes se clasifican generalmente en cinco grupos. Cada grupo tiene un reactivo común que se pueda utilizar para separarlos de la solución. La separación se debe hacer en la secuencia especificada abajo, si no, por ejemplo, algunos iones del
1r
grupo pueden también
reaccionar con el 2do reactivo del gr upo, de modo que la solución no deba tener ninguna iones a la izquierda de los grupos anteriores para obtener resultados significativos. La división y los detalles exactos de la separación en grupos varían levemente a partir de una fuente a otra; se da abajo uno de los esquemas de uso general.
1r grupo analítico de cationes 1r grupo analítico de cationes consiste en los iones que f orman insoluble cloruros cloruros.. Como tal, el reactivo del grupo para separarlos está ácido hidroclórico, hidroclórico , utilizado generalmente en concentración de
1-2
M. HCl concentrado no debe ser utilizado, p orque forma un ion complejo soluble
-
[PbCl4]2- con
Pb2+. Por lo tanto Pb2+ el ion iría desapercibido
Los cationes más importantes del
1r
grupo son AG+, Hectogramo22+, y Pb2+. Los cloruros de estos
elementos no pueden ser distinguidos de uno a p or su color
-
son todos los compuestos sólidos
blancos. PbCl2 es soluble en agua caliente, y puede por lo tanto ser distinguido fácilmente. Para distinguir entre los otros dos, el amoníaco se uti liza como reactivo. Mientras que AgCl d isuelve en el amoníaco (debido a la formación del ion complejo [AG (NH 3)2]+ion), hectogramo2Cl2 da un precipitado negro que consiste en una mezcla de la amida cloro -mercúrica y del mercurio elemental. Además, AgCl se reduce a la p lata bajo luz, que da a muestras un color violeta.
PbCl2 es más soluble lejano que los cloruros de los otros dos iones, especia lmente en agua caliente. Por lo tanto, HCl en las concentraciones que sedimentize totalmente el hectogramo 22+ y AG+, no puede ser suficiente hacer igual al Pb 2+ y concentraciones más altas no se pueden utilizar por las razones ya mencionadas. Así, un líquido filtrado obtenido después del primer análisis del grupo del Pb2+ contiene una concentración apreciable de este catión, bastante para dar la prueba del segundo grupo, viz formación de un sulfuro insoluble. Por esta ra zón, Pb 2+ generalmente también se incluye en el 2do grupo analítico.
2do
grupo analítico de cationes
2do grupo analítico de cationes consiste en los iones esos las formas insolubles en el ácido sulfuros.
Los cationes en el 2do grupo incluyen: Cd 2+, BI3+, Cu2+, Como3+, Como5+, Sb3+, Sb5+, Sn2+, Sn4+ y hectogramo2+. Pb2+ generalmente también se incluye aquí además del primer grupo. El reactivo puede ser cualquier sustancia que dé S 2- iones en tales soluciones; el más de uso general sea H2S (en 0.2-0.3 M), AKT (en 0.3-0.6 M). La prueba c on el ion del sulfuro se debe conducir en presencia de HCl diluído. Su propósito es g uardar la concentración del ion del sulfuro en un mínimo requerido, para permitir la precipita ción de los 2dos cationes del grupo solos. Si el ácido diluido no se utiliza, la precipitación avanzada de los 4tos cationes del grupo (si es presente en la solución) puede ocurrir, así conducir a los resultados engañosos. Los ácidos al lado de HCl se utilizan r aramente. El ácido sulfúrico puede conducir a la precipitac ión de los 4tos cationes del grupo, mientras que e l ácido nítrico reacciona directamente con el ion del sulfuro (reactivo), formando el sulfuro co loidal.
Los precipitados de estos cationes son casi indistinguibles, a excep ción de CDes cuál es amarillo. Todos los precipitados, a excepción de HgS, sea soluble en ácidos mineral diluídos. HgS es soluble solamente en el regia del aqua, que se puede utilizar para separarlo del resto. La acción del amoníaco
es también útil en distinguir los cationes. CuS disuelve e n el amoníaco que forma una solución azul intensa, mientras que los CDes disuelven la formación de una solución descolorida. Los sulfuros de Como3+, Como5+, Sb3+, Sb5+, Sn2+, Sn4+ sea soluble en el sulfuro amarillo del amonio, donde forman polysulfide complejos.
3ro
grupo analítico de cationes
3ro grupo analítico de cationes incluye los iones que forman los sulfuros que s on insolubles adentro
básico solución. Los reactivo son similares a éstos del 2do grupo, pero la separación se conduce en el pH de 8-9. De vez en cuando, a solución tapón se utiliza asegurar este pH. Los cationes en el 3ro grupo están, e ntre otros: Zn2+, Ni2+, Co2+, Manganeso2+, FE2+, FE3+, Al3+, y Cr3+.
4to
grupo analítico de cationes
Iones adentro 4to grupo analítico de cationes forma carbonatos eso es insoluble en agua. El reactivo usado generalmente es (NH 4)2CO3 (aproximadamente 0.2 M), el pH debe ser neutral o levemente básico.
La precaución se debe tomar para separar correctamente a todos los grupos analíticos más bajos de antemano, tanto de cationes en grupos a nteriores también forma los carbonatos insolubles. La mayoría de los iones importantes en el 4to grupo: Ba2+, CA2+, y Sr2+. Después de separación, la manera más fácil de distinguir estos iones está probando color de la llama: el bario da una llama de color verde amarillo, el calcio naranja -rojo y el estroncio de color rojo oscuro.
5to
grupo analítico de cationes
Cationes se dejan que después de que cuidadosamente separen a grupos anteriores se consideran para estar en q uinto grupo analítico. Los más importantes son Magnesio2+, Li+, Na+, K+ y NH4+.
Detección
de los aniones
Los Halides se precipitan cerca nitrato de plata; pueden ser identificados más a fondo por el color. Sulfatos puede ser precipitado cerca plomo. Nitratos puede ser reducido a amoníaco.
Técnicas modernas
El análisis inorgánico cualitativo ahora se utiliza solamente como a pedagógico herramienta. Técnicas modernas por ejemplo espectroscopia de la absorción atómica y ICP-MS pueda detectar rápidamente la presencia y las concentraciones de elementos usando una cantidad muy pequeña de muestra.
Inorganic analysis
Links
The purpose of inorganic qualitative analysis is to enable the
Preliminary tests
acquisition of powers of observation and deduction; to help you
Cation analysis Anion analysis
to learn inorganic reactions; and to develop practical
chemical skills. The substances that appear in A level practical examinations may be single compounds or mixtures of compounds, and may contain more than two ions. The cation or the anion may be a complex ion. Familiarity with this material will ensure not only that you can deal with analysis in practical examinations, but that you learn a lot of inorganic chemistry. That is important whether you do your practical module via continuous assessment or in an examination.
The equations and their use The
equations for the reactions are given here since they teach the chemistry; you must take advice from your teacher as to whether these are needed in your particular practical paper. Purists insist that the aqua ions of transition metals are shown as such in equations, e.g.[Fe(H 2O)6]2+ rather than simply Fe2+(aq). It·s worth getting into the habit of doing this. However, since it is a good divine that follows his own instructions, I have ignored my own advice where the equation then becomes unnecessarily complex. This is usually the case with redox reactions involving manganate(VII) or dichromate(VI) ions, where you will find Fe2+(aq) rather than [Fe(H2O)6]2+
You might think that, since the effects of aqueous sodium hydroxide and of aqueous ammonia on solutions o common aqua ions of the first transition series are required by most A level syllabuses, the reactions and their products are well-understood. Not a bit o f it. There are several problems in getting solid information: y
y
y
y
y
different books often don¶t agree ± usually on the formulae of the pro duct. This might be beca book was written from another and there were transcription errors here, but more likely becaus there is genuine uncertainty about the nature of the compounds, and perhaps one author made arbitrary choice (for the sake of simplicity) from several options and this has become perpetua Not many authors write books by doing all the experiments themselves or by going to the µori th th literature¶. In any case much of this work is from the late 19 or early 20 century and is conf because: techniques of analysis left something to be des ired, or perhaps there really are several possibili from a given aqua ion depending on the conditions under which the reactions are performed. T situation is unlikely to become much clearer because: research is expensive since someone has to do it, and the facilities and the people have to be p and: the problem is pretty unimportant in terms of the pro gress of science.
But it is quite important for you if you have to answer a question on it! I have tried to assemble here all of the answers which are likely to be acceptable. Firstly, though, a word on the nature of the µhydroxide¶ precipitate generally and how you should/might write equations.
Transition metal hydroxides and the equations for their formation. The simplest way for the Universe to have been constructed would be for all aqua ions to give the corresponding hydroxides when sodium hydroxide is added: Mn+(aq) + nOH- (aq) M(OH)n (s) Alas, it is not that simple. +
The transition metal ions are the hexaaquo species [M(H2O)6]n , octahedrally co-ordinated. The following thr questions (answers shown) arise:
y y y
Does
one start from this hexaqua species in an y equation? Yes. Do the water molecules remain in the hydroxide that is precipitated? Not f or long. Should these be shown in the equation? Probably better not, but it wouldn¶t be mark ed wrong.
The precipitation of the hydroxide is a sequential process of removing protons from the ligand water molecul acid-base reaction. The precipitation of copper(II) hydroxide from aqueous copper(II) solutions is as good an example as any: [Cu(H2O)6]
2+
-
(aq) + OH (aq) +
+
[CuOH(H2O)5] (aq) + H2O (l)
-
[CuOH(H2O)5] (aq) + OH (aq) [Cu(OH)2(H2O)4] (s) + H 2O (l) This is an acceptable answer to a question asking for the equation for the reaction between aqueous copper(II and aqueosu hydroxide ions. However, the precipitate is very unlikely to be [Cu(OH)2(H2O)4]. So what to do? The nature of the precipitate depends on how the reaction is performed. If sodium hydroxide solution is added to copper(II) sulphate solution, the precipitate is greenish-blue and is p CuSO4.3Cu(OH)2, that is the basic sulphate rather than the true hydroxide Cu(OH)2. Precipitates from so lutio copper(II) nitrate or copper(II) chloride give Cu(NO3)2.3Cu(OH)2 or CuCl2.3Cu(OH)2. This is NOT EXPECT an answer to an A level question ± but these are the compounds formed. It explains why precipitates which ar given the same formula in textbooks do not actually look the same when produced in the laboratory. If copper(II) sulphate solution is added to sodium hydroxide so lution, the precipitate is blue and is gelatinous, . probably Cu(OH)2 Addition of ammonia to a boiling solution of copper(II) sulphate until the green precipitat becomes blue, followed by washing, and then warming with sodium hydroxide so lution will give crystalline Cu(OH)2. The composition of the precipitate is in any case variable; many oxides and hydroxides are not exactly stoichiometric, that is their formulae are approximate. In addition there is the pro bability that the solid will oc (i.e. contain in pockets in the so lid lattice) some of the precipitating reagent, sodium hydroxide o r ammonia; t very difficult or impossible to eliminate (Partington 1926). Why, then, do we not tell the truth in A level texts? Lots of people think that it is easy for students to become overburdened with information. I think that, although you should not expect to have to reproduce it in an exa should know something of the background to a very complex problem. As landscape. Any other approach is patronising. Indeed, too little information makes a pro blem harder. Some will strongly disagree ± but you don to read on! But please do«. The simple lesson? That the equat ions that you use to represent the precipitation of metal hydrox ides from al solution are inevitably approximate, because t he composition of the precipitate is also approximate. So what t your answer? A simple solution is to write, for copper(II),
2+
[Cu(H2O)6]
-
(aq) + 2 OH (aq) Cu(OH)2 (s) + 6 H2O (l),
a representation which will get you the credit. If, that is, the question is about copper! Similar versions for oth aquo ions apply.
