Marcha analítica de cationes

1. 1
Universidad Central del Ecuador
Facultad de Ciencias Químicas
Química de Alimentos
Química Analítica Cualitativa
Docente: MSc. Leal María Gabriela.
Nombre: Alejandro Alfredo Aguirre Flores. Fecha: 22/11/2017
Tema: MARCHA ANALÍTICA
REACCIONES DE LOS IONES DE METALES O CATIONES
IDENTIFICACIÓN ANALÍTICA DE LOS CATIONES
Introducción
Según (Vogel, 1974) los iones de los metales o denominados cationes más comunes se dividen con
fines analíticos de carácter cualitativo en grupos, debido a que cada grupo puede ser distinguido ya que sus
precipitados pueden reaccionar con un reactivo en particular. El presente trabajo investigativo recopila la
información de cada uno de estos grupos de cationes con la finalidad de ser aplicados como parte de un
proceso analítico. A continuación, presentamos en orden de grupo la forma de identificar a los elementos
que los conforman.
1. GRUPO I (Grupo de la Plata)
Elementos: Plomo (Pb), Mercurio (Hg) y Plata (Ag).
Cationes: (Pb2+, Hg+, Ag+)
Estos metales se caracterizan por reaccionar con Ácido Clorhídrico (HCl) diluido para formar cloruros,
se los debe realizar en frio debido que en caliente los cloruros pueden ser diluidos. Son insolubles en agua
sin embargo el Cloruro de Plomo (PbCl2) es ligeramente soluble en agua por lo que es importante
mencionar que no precipita totalmente.
Reactivo general: Ácido Clorhídrico (HCl) diluido en frío.
Reacciones de identificación
a) Identificación del plomo metálico: De manera general el Plomo es un metal de color gris azulado
con densidad 11,48 g/cm3. Se disuelve fácilmente en ácido nítrico diluido. Donde el HNO3 forma
una película protectora del nitrato de plomo.
3𝑃𝑏 + 8𝐻𝑁𝑂3 →↓ 3𝑃𝑏(𝑁𝑂3)2 + 2𝑁𝑂 + 4𝐻2 𝑂
b) Reacción del catión plomo con ácido Clorhídrico (HCl) diluido: obtención de precipitado
blanco de cloruro de plomo (PbCl2). Se forma en frio con una solución no muy diluida.
𝑃𝑏(𝑁𝑂3)2 + 2𝐻𝐶𝑙 →↓ 𝑃𝑏𝐶𝑙2 + 2𝐻𝑁𝑂3
c) Identificación de plomo con ácido sulfúrico: el PbSO4 es el producto de esta reacción en forma
de un precipitado blanco.
𝑃𝑏2 + 2𝐻2 𝑆𝑂4 →↓ 2𝑃𝑏𝑆𝑂4 + 2𝐻2

2. 2
d) Identificación de plomo con cromato de potasio (K2CrO4): produciendo PbCrO4 que es un
precipitado amarillento.
𝑃𝑏2 + 2𝐾2 𝐶𝑟𝑂4 →↓ 2𝑃𝑏𝐶𝑟𝑂4 + 2𝐾2
e) Identificación de plomo mediante el uso de sulfuro de hidrógeno H2S: produce un precipitado
negro de sulfuro de plomo PbS.
𝑃𝑏2 + 2𝐻2 𝑆 →↓ 2𝑃𝑏𝑆 + 2𝐻2
f) Identificación de plomo con KI (lluvia de oro): produce un precipitado amarillo de PbI2.
𝑃𝑏2 + 2𝐾𝐼 →↓ 2𝑃𝑏𝐼2 + 2𝐾
g) Identificación del catión plata Ag+ con ácido clorhídrico diluido: a la disolución nítrica de
AgNO3 se añada HCl diluido, este forma un precipitado blanquecino gelatinoso el AgCl. Este se
trata con NH4OH que lo disuelve para formar el complejo Ag(NH3)2
+ a esta solución amoniacal
se añade KI que formará AgI que es un precipitado blanco-amarillo.
𝐴𝑔𝑁𝑂3(𝑎𝑞) + 𝐻𝐶𝑙(𝑙) →↓ 𝐴𝑔𝐶𝑙(𝑠) + 𝐻𝑁𝑂3(𝑎𝑞)
2𝐴𝑔𝐶𝑙(𝑠) + 4𝑁𝐻4 𝑂𝐻 → 2𝐴𝑔(𝑁𝐻3)2
+
+ 𝐶𝑙2 + 4𝐻2 𝑂
𝐴𝑔(𝑁𝐻3)2
+
+ 𝐾𝐼 →↓ 𝐴𝑔𝐼 + 𝐾𝑁𝐻3
h) Identificación del catión de mercurio Hg+ con ácido clorhídrico diluido: se forma un
precipitado ennegrecido HgCl, este en presencia del NH3 (amoniaco) forma el cloruro mercur-
amónico cuyo color negro se debe al Hg.
𝐻𝑔(𝑁𝑂3)2 + 𝐻𝐶𝑙 →↓ 𝐻𝑔𝐶𝑙 + 𝐻(𝑁𝑂3)2
2𝐻𝑔𝐶𝑙 + 2𝑁𝐻3 →↓ 𝑁𝐻2 𝐻𝑔𝐶𝑙 + 𝐻𝑔 + 𝑁𝐻4 𝐶𝑙
2. GRUPO II (Grupo del Arsénico y del Cobre)
Elementos: Mercurio (ico), Plomo, Bismuto, Cobre. Cadmio, Arsénico. Antimonio y Estaño.
Cationes: Hg2+, Pb2+, Bi3+ y 5+, Cu2+ y 1+, Cd2+, As 3+y5+, Sb3+y5+, Sn 4+y2+
Los compuestos de estos elementos se caracterizan porque precipitan como sulfuros, en solución
ácida, por el sulfuro de hidrógeno. Los sulfuros de arsénico, antimonio y estaño son solubles en sulfuro
de amonio o en solución de hidróxido de sodio, mientras los de los cationes restantes son prácticamente
insolubles. En el caso del plomo las reacciones correspondientes se encuentran expresas en la parte
superior correspondientes al plomo en presencia de sulfuro de hidrogeno ítem (e). Por eso, es común
subdividir este grupo en el grupo del cobre o Grupo II A que comprende el mercurio, plomo, bismuto,
cobre y cadmio, y el grupo del arsénico o Grupo II B que incluye el arsénico, antimonio y estaño.
Análisis del Grupo II
Por H2S, en solución acidificada con HCl, precipitan los sulfuros de mercurio (ico), plomo, bismuto,
cobre y cadmio, y de arsénico, antimonio y estaño. Los sulfuros de arsénico (As2S3), antimonio (Sb2S3 y
Sb2S5)y estaño (SnS2) (Grupo II B) son solubles en solución amarilla de polisulfuro de amonio, formando
tiosales, mientras que los de los otros metales (Grupo II A) son insolubles. (Vogel, 1974). El sulfuro
estannoso SnS, es insoluble, y el tiosulfuro de antimonio, Sb2S3 es escasamente insoluble en solución
incolora de sulfuro de amonio; pero ambos se disuelven fácilmente en solución amarilla de polisulfuro de
amonio, el SnS se convierte en tioestannato. La solución incolora de sulfuro de amonio contiene en su
mayor parte (NH4)S y algo de NH4HS, mientras que la solución amarilla de polisulfuro de amonio
contiene un exceso de azufre, y se le puede atribuir la fórmula (NH4)2 Sx (con frecuencia, se usa la fórmula
(NH4)2S2 al escribir las ecuaciones).

3. 3
Por esta razón se debe emplear siempre una solución amarilla de polisulfuro de amonio para la separación
de los Grupos IIA y II B. Especialmente si hay presente Sn. Acidificando las soluciones de las tiosales
con HCI diluido precipitan los sulfuros y se descompone el exceso de polisulfuro de amonio.
Reacciones de formación de los sulfuros de este grupo:
a) 𝐻𝑔2+
+ 𝐻2 𝑆 →↓ 𝐻𝑔𝑆+↑ 𝐻2
b) 𝑃𝑏2+
+ 𝐻2 𝑆 →↓ 𝑃𝑏𝑆+↑ 𝐻2
c) 𝐵𝑖3+
+ 𝐻2 𝑆 →↓ 𝐵𝑖2 𝑆3+↑ 𝐻2
d) 𝐵𝑖5+
+ 𝐻2 𝑆 →↓ 𝐵𝑖2 𝑆5+↑ 𝐻2
e) 𝐶𝑢2+
+ 𝐻2 𝑆 →↓ 𝐶𝑢𝑆+↑ 𝐻2
f) 𝐶𝑢1+
+ 𝐻2 𝑆 →↓ 𝐶𝑢2 𝑆+↑ 𝐻2
g) 𝐶𝑑2+
+ 𝐻2 𝑆 →↓ 𝐶𝑑𝑆+↑ 𝐻2
h) 𝐶𝑢2+
+ 𝐻2 𝑆 →↓ 𝐶𝑢𝑆+↑ 𝐻2
i) 𝐴𝑠3+
+ 𝐻2 𝑆 →↓ 𝐴𝑠2 𝑆3+↑ 𝐻2
j) 𝐴𝑠5+
+ 𝐻2 𝑆 →↓ 𝐴𝑠2 𝑆5+↑ 𝐻2
k) 𝑆𝑏3+
+ 𝐻2 𝑆 →↓ 𝑆𝑏2 𝑆3+↑ 𝐻2
l) 𝑆𝑏5+
+ 𝐻2 𝑆 →↓ 𝑆𝑏2 𝑆5+↑ 𝐻2
m) 𝑆𝑛4+
+ 𝐻2 𝑆 →↓ 𝑆𝑛2 𝑆4+↑ 𝐻2
n) 𝑆𝑛2+
+ 𝐻2 𝑆 →↓ 𝑆𝑛2 𝑆2+↑ 𝐻2
3. GRUPO III (Grupo del Hierro y el Cinc)
Elementos: Cobalto, Níquel, Hierro, Cromo, Aluminio, Cinc, Manganeso.
Cationes: Co2+;Ni2+; Fe2+ y Fe3+; Cr3+;Al3+; Zn2+; Mn2+
Los cationes de este grupo son precipitados, en solución alcalinizada con hidróxido de amonio, en
presencia de cloruro de amonio por sulfuro de amonio. Estos cationes con excepción del aluminio y cromo
que son precipitados como hidróxidos debido a la hidrólisis total de sus sulfuros en solución acuosa,
precipitan como sulfuros. El hierro, aluminio y cromo son precipitados como hidróxidos por la solución
de hidróxido de amonio en presencia de cloruro de amonio, mientras que los otros metales del grupo
permanecen en solución y pueden ser precipitados después por el sulfuro de amonio. Por eso es común
subdividir este grupo en el grupo del hierro (hierro, aluminio y cromo) o grupo IIIA y en el grupo de Zinc
(níquel, cobalto, manganeso y zinc) o grupo IIIB. (Sáenz, 2017)
*GRUPO III A
a) Hierro, (Fe)
El hierro puro es un metal blanco plateado, tenaz y dúctil. El metal comercial raramente es puro y
contiene pequeñas cantidades de carburos, siliciuros, fosfuros y sulfuros de hierro y un poco de
grafito. El hierro se disuelve en ácido clorhídrico concentrado o diluido y en ácido sulfúrico diluido
con desprendimiento de hidrógeno y formación de sal ferrosa, con ácido sulfúrico concentrado y
caliente se produce dióxido de azufre y sulfato férrico. Con ácido nítrico diluido en frio se obtienen
los nitratos ferrosos y de amonio, mientras que con ácido más concentrado se produce sal férrica y
el óxido nitroso u óxido nítrico, según sean las condiciones experimentales. El ácido nítrico
concentrado no reacciona con ácido nítrico diluido ni desplaza el cobre de una solución de sal de
cobre, el hierro forma dos series importantes de sales: las sales ferrosas que provienen del óxido
ferroso, FeO, en las que el metal es divalente, y las sales férricas provienen del óxido férrico, Fe2O3,
que contienen hierro trivalente. (Sáenz, 2017) A continuación dichas reacciones:
Formación del cloruro mediante HCl:
GRUPO II A (INSOLUBLES EN
POLISULFURO DE AMONIO)
GRUPO II B (SOLUBLES EN
POLISULFURO DE AMONIO)

4. 4
𝐹𝑒2(𝑎𝑞) + 4𝐻𝐶𝑙(𝑙) →↓ 2𝐹𝑒𝐶𝑙2(𝑠)+↑ 2𝐻2(𝑔)
Formación del Sulfato de Hierro II mediante H2SO4 diluido:
𝐹𝑒2(𝑎𝑞) + 2𝐻2 𝑆𝑂4(𝑑𝑖𝑙.) →↓ 𝐹𝑒𝑆𝑂4( 𝑠)+↑ 𝐻2(𝑔)
Formación del Sulfato de Hierro III mediante H2SO4 concentrado:
𝐹𝑒2(𝑎𝑞) + 6𝐻2 𝑆𝑂4(𝑐𝑜𝑛𝑐) →↓ 𝐹𝑒2(𝑆𝑂4)3(𝑠) + 6𝐻2 𝑂(𝑙) +↑ 3𝑆𝑂2(𝑔)
Formación del nitrato de Hierro II mediante HNO3 diluido en frio:
2𝐹𝑒 𝟐(𝒂𝒒) + 10𝐻𝑁𝑂𝟑(𝒅𝒊𝒍.𝑭𝑹𝑰𝑶) →↓ 4𝐹𝑒(𝑁𝑂3) 𝟐(𝒔) + 𝑁𝐻4 𝑁𝑂3(𝑎𝑞) + 3𝐻 𝟐 𝑂(𝑙)
Formación del Nitrato de Hierro III mediante HNO3 concentrado:
𝐹𝑒2(𝑎𝑞) + 8𝐻𝑁𝑂3(𝑐𝑜𝑛𝑐.) →↓ 2𝐹𝑒(𝑁𝑂3)3+↑ 2𝑁𝑂(𝑔) + 4𝐻2 𝑂(𝑙)
b) Aluminio, (Al)
El aluminio es un metal blanco, dúctil y maleable, su polvo es gris. El metal es poco atacado por
el ácido sulfúrico diluido frío, pero se disuelve fácilmente en ácido concentrado caliente, con
desprendimiento de azufre. El ácido nítrico hace pasivo al metal, lo que puede ser debido a la
formación de una película protectora de óxido. Se disuelve fácilmente en ácido clorhídrico (diluido
o concentrado) con desprendimiento de hidrógeno. Con hidróxidos alcalinos se forma una solución
de aluminato. (Sáenz, 2017). El aluminio forma solamente una serie de sales que provienen del
óxido, Al2O3.
Formación del sulfato de aluminio:
𝐴𝑙2(𝑎𝑞) + 4𝐻2 𝑆𝑂4(𝑎𝑞) →↓ 𝐴𝑙2(𝑆𝑂4)3 + 𝑆𝑂2 + 2𝐻2 𝑂(𝑙)
Formación del cloruro de aluminio (precipitado blanco):
𝐴𝑙2(𝑎𝑞) + 6𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) →↓ 2𝐴𝑙𝐶𝑙2(𝑠) +↑ 3𝐻2(𝑔)
Formación del Aluminato de sodio:
𝐴𝑙2(𝑎𝑞) + 2𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) + 2𝐻2 𝑂(𝑙) →↓ 2𝑁𝑎𝐴𝑙𝑂2(𝑠)+↑ 3𝐻2(𝑔)
c) Cromo, (Cr)
El cromo es un metal blanco, cristalino, es poco dúctil y maleable. El metal es soluble en ácido
clorhídrico produciendo un cloruro cromoso, CrCl2, azul en ausencia de aire, pues si no se forma el
cloruro crómico, CrCl3, se desprende hidrógeno. El ácido sulfúrico diluido reacciona en forma similar
formando sulfato cromoso, CrSO4, en ausencia de aire y sulfato crómico, Cr2(SO4)3, en presencia del
aire. El ácido sulfúrico concentrado y el nítrico concentrado o diluido motivan la pasividad del metal.
*GRUPO III B
a) Cobalto, (Co)
El cobalto es un metal magnético de color gris acerado. Se disuelve lentamente en ácido sulfúrico o
clorhídrico diluido en caliente, y más rápidamente en ácido nítrico, formando compuestos cobaltosos
que provienen del óxido de cobaltoso, CoO. Existen otros dos óxidos: el óxido cobáltico, Co2O3, del
que derivan los compuestos cobálticos, extremadamente inestables, y el óxido cobaltoso. Todos los
óxidos de cobalto se disuelven en ácidos formando sales cobaltosas.
Formación del cloruro cobaltoso desde sus sales cobatosa y cobáltica:
𝐶𝑜2 𝑂3(𝑎𝑞) + 6𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) →↓ 2𝐶𝑜𝐶𝑙2( 𝑠) +↑ 𝐶𝑙2(𝑔) + 3𝐻2 𝑂(𝑙)
𝐶𝑜2 𝑂4(𝑎𝑞) + 8𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) →↓ 3𝐶𝑜𝐶𝑙2( 𝑠) +↑ 𝐶𝑙2(𝑔) + 4𝐻2 𝑂(𝑙)
b) Níquel, (Ni)

5. 5
El níquel es un metal duro, blanco plateado, es dúctil, maleable y muy tenaz. Los ácidos clorhídrico o
sulfúrico diluidos o concentrados lo atacan lentamente, el ácido nítrico diluido lo disuelve fácilmente,
pero si es concentrado motiva su pasividad. Solamente se conoce una serie de sales estables, las
niquelosas provenientes del óxido niqueloso o verde, NiO. Existe un óxido niquélico negro pardusco,
Ni2O3, pero este se disuelve en ácidos formando compuestos niquelosos. (Sáenz, 2017)
Formación del cloruro de níquel mediante dilución del Ni2O3 con HCl:
𝑁𝑖2 𝑂3(𝑠) + 6𝐻𝐶𝑙(𝑙) → 2𝑁𝑖𝐶𝑙2(𝑎𝑞) + 3𝐻2 𝑂(𝑙) + 𝐶𝑙2(𝑔)
c) Manganeso, (Mn)
El manganeso es un metal grisáceo de apariencia similar al hierro fundido. Reacciona con el agua
caliente dando hidróxido de manganoso e hidrógeno. Los ácidos minerales diluidos y también el ácido
acético lo disuelven produciendo sales de manganeso e hidrógeno. Con ácido sulfúrico concentrado
caliente se desprende dióxido de azufre.
Se conocen 6 óxidos de manganeso: MnO, Mn2O3, Mn3O4, MnO2, MnO3 y MnO7. Todos los óxidos
se disuelven en ácido clorhídrico caliente y en ácido sulfúrico concentrado, en caliente formando sales
manganosas, los óxidos superiores se reducen con desprendimiento de cloro y oxígeno, según el caso.
Formación de gas hidrógeno para determinar formación de cloruro de manganeso: se atrapa el
gas y se procede a acercar a la llama, de existir una leve explosión se estaría afirmando la presencia
de gas hidrógeno:
𝑀𝑛2 + 4𝐻𝐶𝑙(𝑐𝑎𝑙𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒) → 2𝑀𝑛𝐶𝑙2+↑ 2𝐻2
Formación de gas cloro para identificar cloruro de manganeso:
𝑀𝑛𝑂2(𝑠 + 4𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞)
∆
→ 𝑀𝑛𝐶𝑙2(𝑎𝑞) +↑ 𝐶𝑙2(𝑔) + 2𝐻2 𝑂(𝑙)
𝑀𝑛2 𝑂2(𝑠) + 4𝐻𝐶𝑙
∆
→ 2𝑀𝑛𝐶𝑙2 + 0𝐶𝑙2 + 2𝐻2 𝑂 (No hay formación del gas cloro)
Formación de Sulfato de manganeso mediante dilución de sus óxidos y producción de gas
oxígeno: se comprueba la formación de oxigeno atrapando el gas y acercando a él una astilla
incandescente que al avivarse indica presencia de oxígeno.
4𝑀𝑛𝑂3 + 4𝐻2 𝑆𝑂4 → 4𝑀𝑛𝑆𝑂4(𝑎𝑞) + ↑ 4𝑂2(𝑔) + 4𝐻2 𝑂(𝑙)
2𝑀𝑛3 𝑂4(𝑠) + 6𝐻2 𝑆𝑂4(𝑐) → 6𝑀𝑛𝑆𝑂4(𝑎𝑞)+↑ 𝑂2(𝑔) + 6𝐻2 𝑂(𝑙)
2𝑀𝑛𝑂2(𝑆) + 2𝐻2 𝑆𝑂4(𝐶) → 2𝑀𝑛𝑆𝑂4(𝑎𝑞)+↑ 𝑂2(𝑔) + 2𝐻2 𝑂(𝑙)
Formación del Hidróxido de Manganeso (precipitado):
𝑀𝑛𝐶𝑙2( 𝑎𝑞) + 2𝑁𝐻4 𝑂𝐻(𝑎𝑞) →↓ 𝑀𝑛(𝑂𝐻)2( 𝑠) + 2𝑁𝐻4 𝐶𝑙(𝑎𝑞)
Formación del sulfuro de manganeso hidratado (precipitado):
𝑀𝑛𝐶𝑙2(𝑎𝑞) + 𝑁𝑎2 𝑆(𝑎𝑞) + 6𝐻2 𝑂(𝑙) →↓ 𝑀𝑛𝑆 ∗ 6𝐻2 𝑂( 𝑠) + 2𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑞)
d) Cinc, (Zn)
Según (Sáenz, 2017) el zinc es un metal azulado, es medianamente maleable y dúctil a 110°-150°. El
puro se disuelve muy lentamente en ácidos, la reacción se acelera por la presencia de impurezas, o
contacto con platino o cobre, producidos por el agregado de algunas gotas de soluciones de las sales
de estos minerales. Esto explica por qué el zinc comercial, se disuelve fácilmente en ácidos clorhídr icos
y sulfúricos diluidos con desprendimiento de hidrógeno. Se disuelve en nítrico muy diluido, pero sin
desprendimiento gaseoso, aumentando la concentración del ácido se desprende óxido nitroso u óxido
nítrico, lo que depende de la concentración, el ácido nítrico concentrado tiene muy poca acción debido
a la escasa solubilidad del nitrato de zinc. El zinc se disuelve también en soluciones de hidróxidos
alcalinos con desprendimiento de hidrógeno y formación de zincatos. Se conoce solamente una serie
de sales que provienen del óxido ZnO.
Formación del sulfato de zinc: comprobación por desprendimiento de gas hidrógeno

6. 6
Zn2(aq) + 2H2SO4(c) →2ZnSO4(aq) +↑2H2(g)
Formación del precipitado de nitrato de zinc: blanquecino.
2Zn2(aq) + 10HNO3(c)→↓ 4Zn(NO3)2(s) + NH4NO3 (aq) + 3H2O(l)
2Zn2(aq) + 10HNO3(c)→↓4Zn(NO3)2(s) + N2O(aq) + 5H2O(l)
3Zn2(aq) + 16HNO3(c) →↓6Zn(NO3)2(s) + ↑4NO(g) + 8H2O(l)
Formación del sulfato de zinc: existe desprendimiento de dióxido de azufre.
Zn2(aq) + 4H2SO4(c)→↓2ZnSO4(s) + ↑2SO2(g) + 4H2O(l)
Formación del zincato de sodio:
Zn2(aq) + 4NaOH(aq)→↓2Na2ZnO2(s) + ↑2H2(g)
4. GRUPO IV (Grupo del Calcio)
Elementos: Calcio, Estroncio y Bario
Cationes: Ca+2; Sr+2 y Ba+2
Reactivo general del grupo: (NH4)2CO3 (Carbonato de amonio)
Medio: en presencia de NH4OH y sales de amonio (NH4Cl). Esto posibilita un pH superior a 7,8 (barrera
de las calizas) asegurando la precipitación de los carbonatos de Calcio, Estroncio y Bario. Además este
buffer asegura que el pH no llegue a ser fuertemente alcalino ya que si no precipitaría también el Mg+2
(que pertenece al 5to grupo de cationes) como Mg (OH)2, interfiriendo las reacciones. (FCNYM, 2009).
a) Calcio, Ca2+
Químicamente es un elemento normal, alcalino térreo, que da lugar a compuestos esencialmente
iónicos, que en estado sólido son blancos. Geoquímicamente es un elemento litófilo. Por su abundancia
es mayoritario. En un diagrama Harker podemos observar que la tendencia de su distribución tiene
pendiente negativa con el progreso del evento magmático, de Anortita a Albita. En la serie discontinua
segrega como Clinopiroxenos y Anfíboles. El potencial iónico ϑ (ϑ = carga del ión/radio del ión) del
Calcio es < 3 por lo tanto es un elemento hidrosoluble. Por esta razón en las aguas dulces de clima
templado se encuentra como catión. (FCNYM, 2009)
Principales minerales Plagioclasas:
Anortitia [Ca(Al2Si2O8)]
Albita [Na(AlSi3O8)].
Clinopiroxenos:
Serie Diópsido-Hedembergita:
Ca(Fe,Mg)Si2O6)
Augita (Ca(Fe,Mg,Al) [(Al,Si)2O6])
Anfíboles:
Hornablenda:NaCa2(Fe,Mg)4Al(OH)2
[(AlSi3O11)2]
Granates:
Grossularia: Ca3Al2(SiO4)3
Andradita: Ca3Fe2(SiO4)3
Uvaruvita: Ca3Cr2(SiO4)3
Wollastonita: CaSiO3
Tremolita-actinolita:
Ca(Fe,Mg)(Si4O11)2(OH)2
Fluorita: CaF2
Calcita: CaCO3 (trigonal)
Aragonita: CaCO3 (rómbico)
Dolomita: MgCO3.CaCO3
Anhidrita: CaSO4
Yeso: CaSO4 . 2 H2O
Apatita: Ca5(PO4)3(F,Cl,OH)
Schellita: CaWO4
Powellita: CaMoO4
REACCIONES DE IDENTIFICACIÓN:
REACTIVIDAD:
a) Con pH alcalinos débiles (NH4OH): .
Ca+2 + OH-1 ↔ no reacciona (catión hidrosoluble)
b) Con pH alcalino fuerte (NaOH):

7. 7
Ca+2 + OH-1 ↔ no reacciona (catión hidrosoluble)
c) Con H2S baja [S=] (en medio de HCl 0,3 M): No reacciona ni en altas ni en bajas concentraciones
de sulfuro porque no es calcófilo, y además permanece soluble por su potencial iónico
(hidrosoluble).
Ca+2 + S= ↔ no reacciona
d) Con alta [S= ] (H2S en medio amoniacal):
Ca+2 + S= ↔ no reacciona
REACCIONES DE IDENTIFICACIÓN DEL Ca+2
a) Precipitación con el R.G.G.: ½ neutro o amoniacal.
Ca+2 + CO3= ↔ CaCO3 (blanco)
b) Disolución del precipitado: en medio HCl o HAc Ø.
CaCO3 + 2H+1 ↔ H2CO3 + Ca+2 ↔ Ca+2 + CO2 (g) + H2O
Reactivos de identificación: K4Fe(CN)6 (ferrocianuro de potasio) y presencia de sales de
amonio (NH4Cl sólido).
Medio: ligeramente ácido Ca+2 + [Fe(CN)6]-4 + K+1 + NH4
+1 ↔ CaNH4K[Fe(CN)6] (blanco)
Interferencia: Esta reacción se ve interferida por el catión Ba+2.
Por ello primeramente se debe investigar si en la solución problema hay Bario. Si así fuese se debe
proceder a eliminarlo de la solución problema con K2CrO4, que lo precipita.
b) Estroncio, Sr y Bario, Ba
Según (FCNYM, 2009) químicamente son elementos normales, alcalino-térreos. Geoquímicamente
son litófilos, por su afinidad con las fases silicatadas. Por su abundancia son trazas o vestigios,
dispersos, tienen propiedades diadósicas con elementos mayoritarios. El Sr+2 es diádoco del Ca+2 y del
K+1. El Ba+2 sustituye al K+1. El potencial iónico ϑ, ϑ es menor a 3, es decir, hidrosoluble, por lo tanto
en medios supergénicos permanece en solución.
Minerales principales:
 Celestina (SrSO4)
 Baritina (BaSO4)
 Estroncianita (SrCO3)
 Whiterita (BaCO3)
 Psilomelano (Ba,H2O)Mn5O10
REACCIONES GENERALES
REACTIVIDAD DEL ESTRONCIO (Sr+2)
a) Con pH alcalinos débiles (NH4OH):
Sr+2 + OH-1 ↔ no reacciona (catión hidrosoluble)
b) Con pH alcalino fuerte (NaOH):
Sr+2 + OH-1 ↔ no reacciona (catión hidrosoluble)
c) Con H2S baja [S=] (en medio de HCl 0,3 M): No reacciona ni en altas ni en bajas concentraciones
de sulfuro porque no es calcófilo, y además es permanece soluble por su potencial iónico
(hidrosoluble).
Sr+2 + S= ↔ no reacciona
d) Con alta [S=] (H2S en medio amoniacal):
Sr+2 + S= ↔ no reacciona
REACCIONES DE IDENTIFICACIÓN DEL Sr+2
a) Precipitación con el R.G.G.: ½ neutro o amoniacal
Sr+2 + CO3= ↔ SrCO3 (precipitado blanco)
b) Disolución del precipitado: en medio HCl o HAc Ø
SrCO3 + 2H+1 ↔ H2CO3 + Sr+2 ↔ Sr+2 + CO2(g) + H2O

8. 8
Reactivo de identificación: (NH4)2SO4 al 20%
Medio: ligeramente ácido
Sr+2 + 2NH4+ + 2SO4= ↔ Sr(NH4)2(SO4)2 (precipitado blanco)
Interferencia: Esta reacción se ve interferida por el catión Ba+2. Por ello primeramente se debe
investigar si en la solución problema hay Bario. Si así fuese se debe proceder a eliminarlo de la
solución problema con K2CrO4, que lo precipita.
REACTIVIDAD DEL Bario (Ba+2)
a) Con pH alcalinos débiles (NH4OH):
Ba+2 + OH-1 ↔ no reacciona (catión hidrosoluble)
b) Con pH alcalino fuerte (NaOH):
Ba+2 + OH-1 ↔ no reacciona (catión hidrosoluble)
c) Con H2S baja [S=] (enmedio de HCl 0,3 M): No reacciona ni en altas ni en bajas concentraciones
de sulfuro porque no es calcófilo, y además es permanece soluble por su potencial iónico
(hidrosoluble).
Ba+2 + S= ↔ no reacciona
d) Con alta [S=] (H2S en medio amoniacal):
Ba+2 + S= ↔ no reacciona
REACCIONES DE IDENTIFICACIÓN DEL Ba+2
a) Precipitación con el R.G.G.: ½ neutro o amoniacal.
Ba2+ + CO3= ↔ BaCO3 (precipitado blanco)
b) Disolución del precipitado: en medio HCl o HAc Ø.
BaCO3 + 2H+1 ↔ H2CO3 + Ba+2 ↔ Ba+2 + CO2(g) + H2O
El Ba+2 Puede ser identificado de dos modos diferentes:
a) Reactivo de identificación: K2CrO4 Esta reacción requiere que el pH de la solución se encuentre
entre 4 y 5. Para ello se utiliza el buffer HAc- (NH4)Ac.
Ba+2 + CrO4= ↔ BaCrO4 (amarillo fuerte)
Como en el caso del Pb+2 (1er grupo de cationes), si el pH es menor a 4 el anión CrO4
= (cromato)
pasa a anión Cr2O7
= (dicromato). A pH elevado, a diferencia del Pb+2, el Ba+2 no reacciona.
b) Reactivo de identificación: SO4
=
Medio: HCl
Ba+2 + SO4= ↔ BaSO4 (blanco)
Se diferencia del PbSO4 porque éste es soluble en medio ácido, en tanto el BaSO4 es una sal muy poco
soluble.
PbSO4 + 2HAc ↔ Pb+2 + 2Ac-1 + SO4= + 2H+1
5. GRUPO V (Grupo de los metales Alcalinos)
Elementos: metales alcalinos.
Cationes: NH4
+1; Na+1, K+1; Mg+2, Li+1
Reactivo general del grupo: No poseen.
a) Amonio, NH4
+1
En la naturaleza se lo encuentra como derivado orgánico en suelos o como producto de emanaciones
volcánicas. (FCNYM, 2009).

9. 9
REACCIONES DE IDENTIFICACIÓN DEL NH4
+
Este catión se identifica sobre una porción de la solución original, pues a lo largo del procedimiento
analítico se adiciona el mismo en forma de NH4OH o sus sales. La identificación se basa en el hecho
de que este catión es desplazado de sus combinaciones por el agregado de una base más fuerte y fija
que él, por ejemplo: NaOH (reactivo de desplazamiento).
NH4 +1 + OH-1 ↔ NH4OH ↔ NH3(g) + H2O
Este amoníaco que se desprende de la reacción se identifica de distintas maneras:
a) Por el olor.
b) Por su alcalinidad, utilizando papel de tornasol rojo humedecido en A.D., que vira al azul (o con
papel azul que conserva su color).
c) Utilizando un papel de filtro embebido en solución de CuSO4, que reacciona con los vapores
amoniacales dando una mancha azul en el papel (de [Cu(NH3)4]+2 ):
Cu2+ + 4NH3 ↔ [Cu(NH3)4]2+
Tetramín cúprico (soluble - azul intenso)
d) Utilizando un papel de filtro embebido en solución de Hg2(NO3)2, que da una mancha negra de
Hg°, según:
e) Por medio del reactivo de Nessler (K2HgI4) Este reactivo produce un precipitado de color pardo
o amarillo según sea la cantidad de NH3 o de iones NH4
+ presentes.
b) Sodio, Na+1
Químicamente es un elemento normal, alcalino. Geoquímicamente es un elemento litófilo, dada su
afinidad con las fases silicatadas. Por su abundancia es un elemento mayoritario. En el proceso
magmático segrega en las dos series: en la continua formando plagioclasas, incrementándose en la
medida que progresa el proceso magmático. En la serie discontinua aparece en la Hornblenda y puede
también ingresar en pequeñas proporciones en la Augita. También en esta serie se incrementa a medida
que evoluciona el magmatismo. En la corteza es más abundante que el K+. En los medios exógenos,
dado que su < 3, es hidrosoluble. (FCNYM, 2009)
REACCIONES GENERALES
a) Con pH alcalinos débiles (NH4OH):
Na+1 + OH-1 ↔ no reacciona (catión hidrosoluble)
b) Con pH alcalino fuerte (NaOH):
Na+1 + OH-1 ↔ no reacciona (catión hidrosoluble)
c) Con H2S baja [S=] (enmedio de HCl 0,3 M): No reacciona ni en altas ni en bajas concentraciones
de sulfuro porque no es calcófilo, y además es permanece soluble por su potencial iónico
(hidrosoluble).
Na+1 + S= ↔ no reacciona
d) Con alta [S=] (H2S en medio amoniacal):
Na+1 + S= ↔ no reacciona
REACCIÓN DE IDENTIFICACIÓN DEL Na+1

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Reactivo de identificación: Reactivo de Blanchettière: Zn(UO2)(CH3-COO)4 (acetato doble de
uranilo y cinc o magnesio).
Medio: HC2O2H3 (ácido acético). La reacción de identificación da un precipitado amarillo verdoso de
acetato de uranilo, cinc (o magnesio) y sodio. Esta reacción debe realizarse en frío, con agregado de
exceso de reactivo y fuerte agitación, pues en caliente se solubiliza bastante y es necesaria la agitación
intensa para evitar la formación de dispersiones coloidales. (FCNYM, 2009)
Na+ + Zn2+ + 3UO22+ + 9 CH3-COO- ↔ NaZn(UO2)3(CH3-COO)9 (amarillo verdoso)
Interferencias: presencia del catión NH4+.
c) Potasio, K+1
Químicamente es un elemento normal, alcalino. Geoquímicamente es un elemento litófilo, y por su
abundancia, mayoritario. En el proceso magmático forma dos minerales esenciales de la serie
discontinua: micas (con número de coordinación 12) y feldespato potásico (con número de
coordinación 8-9). Se incrementa en la medida en que evoluciona el magmatismo. En el proceso
magmático segrega solamente en la serie discontinua en Biotita, Muscovita y Feldespato potásico. Es
diádoco del Na sólo a elevada temperatura. En los medios exógenos, dado que tiene un < 3, es un
elemento hidrosoluble (FCNYM, 2009).
REACCIONES GENERALES
1- Con pH alcalinos débiles (NH4OH):
K+1 + OH-1 ↔ no reacciona (catión hidrosoluble)
2- Con pH alcalino fuerte (NaOH):
K+1 + OH-1 ↔ no reacciona (catión hidrosoluble)
3- Con H2S baja [S=] (en medio de HCl 0,3 M): No reacciona ni en altas ni en bajas concentraciones
de sulfuro porque no es calcófilo, y además es permanece soluble por su potencial iónico
(hidrosoluble).
K+1 + S= ↔ no reacciona
4- Con alta [S=] (H2S en medio amoniacal):
K+1 + S= ↔ no reacciona
REACCIONES DE IDENTIFICACIÓN DEL K+
Puede llevarse a cabo de dos formas:
1.- Reactivo de identificación: Na3Co(NO2)6 sólido (cobaltinitrito de sodio)
Medio: HC2O2H3 (ácido acético)
La reacción de identificación debe realizarse en frío, utilizando solo una pequeña cantidad del reactivo.
Posteriormente debe agitarse enérgicamente para evitar la formación de dispersiones coloidales. Es
necesario llevar un blanco de reactivo. Para ello se coloca en un tubo la misma cantidad de agua que
demuestra problema con posible presencia de K+1 en otro tubo, y a ambos se les adicionan iguales
cantidades de HAc y de reactivo. Luego se comparan y se observa la formación de precipitado color
mostaza en la solución. Es imprescindible llevar a cabo este procedimiento porque al utilizarse un
reactivo sólido de color similar al del precipitado formado, éstos pueden confundirse y arribar a la
conclusión errónea que existe un precipitado.
3K+1 + Co(NO2)3-3 ↔ K3Co(NO2)6 (mostaza)
Interferencias:
a) presencia de NH4
+1, que da un precipitado igual. Es necesario eliminarlo.
b) presencia de I-1, que reduce el Co+3 del reactivo, según:

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2(Co+3 + e- ↔ Co+2) (2I-1 ↔ I2 + 2e-)
c) el medio alcalino fuerte que produce la precipitación del Co+3 dando Co(OH)3 .
2.- Reactivo de identificación: HClO4 (ácido perclórico) o una de sus sales solubles.
Medio: solución hidroalcohólica de este modo se obtiene un precipitado blanco de perclorato de
potasio, según:
K+1 + (ClO4)-1 ↔ KClO4 (blanco)
Se debe tener sumo cuidado al realizar esta reacción dado que el HClO4 es un ácido muy fuerte. Debe
llevarse a cabo bajo campana. Interferencia: presencia de Rb+1
d) Magnesio, Mg+2
Químicamente es un elemento normal, alcalino-térreo, por lo cual forma compuestos de carácter
preferentemente iónico. Geoquímicamente es un elemento litófilo y por su abundancia es mayoritario,
aunque el menos abundante de los mayoritarios. En el proceso magmático segrega en la serie
discontinua formando los minerales máficos junto con el Fe+2 del cual es diádoco. En el proceso
sedimentario el Mg+2 es un ion hidrosoluble ya que su < 3, por lo tanto está soluble en el medio
acuoso. (FCNYM, 2009)
REACCIONES GENERALES
a) Con pH alcalinos débiles (NH4OH):
Mg+2 + OH-1 ↔ no reacciona (catión hidrosoluble)
b) Con pH alcalino fuerte > 10 (NaOH):
Mg+2 + OH-1 ↔ Mg(OH)2↓ (blanco, cristalino)
c) Con H2S baja [S= ] (enmedio de HCl 0,3 M): No reacciona ni en altas ni en bajas concentraciones
de sulfuro porque no es calcófilo, y además es permanece soluble por su potencial iónico
(hidrosoluble).
Mg+2 + S= ↔ no reacciona
d) Con alta [S= ] (H2S en medio amoniacal):
Mg+2 + S= ↔ no reacciona
REACCIONES DE IDENTIFICACIÓN DEL Mg+2
La identificación de Mg+2 puede llevarse a cabo con dos reactivos diferentes:
a) Reactivo de identificación: Magnesón (para-nitrobenceno-azo-resorcinol)
Medio: NaOH concentrado La reacción con el reactivo orgánico Magnesón (simbolizado como
R.OH), en medio alcalino fuerte, da un precipitado de adsorción denominado “laca”, de color azul.
Esta reacción es similar a la que se produce entre el Al+3 y el Aluminón. Como en ese caso es necesario
que el reactivo orgánico esté presente antes de que se forme el hidróxido.
Mg+2 + R.OH + 2OH- ↔ Mg(OH)2 R.OH
Base fuerte (laca azul)
Interferencias: presencia de NH4 +
b) Reactivo de identificación: (NH4)2HPO4 (fosfato ácido de amonio)
Medio: amoniacal (NH4OH) y presencia de sales de amonio (NH4Cl) En estas condiciones el Mg+2
precipitará como fosfato amónico-magnésico, de color blanco.
Mg+2 + PO4-3 + NH4+1 ↔ Mg(NH4)PO4 (blanco)
La identificación debe efectuarse en medio alcalino para mantener la concentración de PO4
-3 adecuada
para tal reacción, dado que el H3PO4 esdébil y en medio ácido estaría muy poco disociado. La presencia
de sales de amonio es necesaria para regular el pH, dado que si éste fuese muy elevado el Mg2+
precipitaría como hidróxido.

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Bibliografía
FCNYM. (2009). www.fcnym.unlp.edu.ar. Obtenido de
http://www.fcnym.unlp.edu.ar/catedras/geoquimica/Archivos/cationesIV-V.pdf
Sáenz, R. (01 de 05 de 2017). Webdelprofesor. Obtenido de
http://www.webdelprofesor.ula.ve/ingenieria/lauraitm/wp-
content/uploads/2017/01/05_P3_Marcha_Analitica.pdf
Vogel, A. I. (1974). Reacciones de los Iones de metales o cationes. En A. Voguel, Química Analítica
Cualitativa (págs. 137-247). Buenos Aires: KAPELUSZ, S.A.