Cationes y aniones

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INTRODUCCIÓN 
 
Tanto el análisis cualitativo como el cuantitativo se sustentan en el EQUILIBRIO QUÍMICO el cual está 
regido por una constante de equilibrio y tiene una cierta estequiometría que indica cuantos moles de 
un reactivo reaccionan con el otro para dar tanta cantidad de producto. 
DEFINICIONES IMPORTANTES 
ANÁLISIS CUALITATIVO → establece la identidad química de los componentes de la muestra. 
ANÁLISIS CUANTITATIVO → establece la cantidad relativa de los componentes de la muestra en forma 
numérica. 
MUESTRA → es la porción de materia a analizar, la cual debe ser representativa. Previo al análisis se 
llevará a cabo un tratamiento de la misma; y además, cuanta mayor información se tenga sobre la 
muestra, esto ayudará a elegir el método analítico más adecuado para su estudio. 
MUESTRA ANALÍTICA → es la porción de muestra tratada para abalizar. Por ejemplo: si se tienen 500 
comprimidos, esta será la muestra, pero solo se tomará una cantidad de ellos para analizar, lo cual 
será la muestra analítica. 
ANALITO → es la sustancia objeto del análisis; el cual puede ser un componente mayoritario de la 
muestra (1-100%p/p), minoritario (1-0,1%p/p), puede estar en trazas o vestigios (<0,01%p/p) o en 
ultratrazas (ppm, ppt, ppb). 
TÉCNICA → es el medio, ya sea instrumental o químico, de obtener información del analito. 
 
Las TITULACIONES permiten informar 
cuanto se tiene de determinado 
compuesto a partir del conocimiento 
de una sustancia de concentración 
conocida que reacciona con el 
compuesto de interés. 
Las titulaciones van a establecer 
distintos tipos de equilibrios de acuerdo 
al principio puesto en juego entre el 
analito o valorando y la sustancia de 
concentración conocida o valorante. 
PROCEDIMIENTO ANALÍTICO → conjunto de operaciones aplicadas al análisis de una muestra. 
SENSIBILIDAD → es la mínima cantidad del analito de interés que se puede detectar o cuantificar en 
una muestra. 
SELECTIVIDAD → es la capacidad del método de detectar o cuantificar el analito de interés dentro de 
la matriz. Cuando la selectividad es del 100%, el método es ESPECÍFICO. 
ESPECIFICIDAD → un método es específico cuando está dirigido a un analito particular. 
PRESICIÓN → un método es preciso si al repetir el análisis múltiples veces, se obtienen resultados muy 
cercanos entre sí. 
ROBUSTEZ → que un método sea robusto quiere decir que no varía ante cualquier cambio (por ejemplo, 
ante un cambio de temperatura). 
REACCIÓN ANALÍTICA 
Una reacción analítica es una reacción química que ocurre entre un analito de interés y los reactivos, 
y que produce un efecto observable o medible → y este fenómeno se relaciona con la o las sustancias 
presentes en la muestra. 
 Un reactivo es GENERAL cuando el mismo puede reaccionar con muchos elementos de la tabla 
periódica. 
 Un reactivo se vuelve SELECTIVO cuando el mismo reacciona con un grupo reducido de elementos. 
 Un reactivo es ESPECÍFICO cuando solamente reacciona con un elemento. 
En cuento a las reacciones, las mismas pueden ser: 
 CUALITATIVAS → solo dicen que se tiene 
 CUANTITATIVAS → de acuerdo a la proporción en que reaccionan los productos, se puede decir que 
cantidad está presente del analito. 
Reacciones analíticas para cationes y aniones 
Las reacciones para cationes y aniones pueden utilizar reactivos generales o especiales. 
Si se utilizan REACTIVOS GENERALES, no serán 
selectivos → sino que reaccionarán con un 
grupo grande de elementos. Permiten 
tener una idea preliminar de la 
composición de la muestra, sobre todo si la 
misma es desconocida. Generalmente son 
reactivos inorgánicos y no permiten 
identificar. 
Si se utilizan REACTIVOS ESPECIALES → se podrá identificar un determinado elemento ya que son 
selectivos y específicos. Generalmente son sustancias orgánicas y tienen mayor sensibilidad que los 
reactivos generales. 
PROCESO ANALÍTICO 
1. Definición del problema analítico. 
2. Elección del método de análisis. 
3. Obtención de una muestra representativa (muestreo). 
4. Tratamiento previo de las muestras → una vez que se tiene la muestra se la debe adecuar para 
ayudar a la selectividad del método, por ejemplo: se puede concentrar el analito para ayudar a 
que el método le alcance la selectividad, o también se puede diluir el mismo con el mismo 
propósito. Otros tratamientos son pulverización, secado, disolución, extracción, eliminación de 
interferencias, concentración, etc. 
5. Observación y/o medición de la propiedad del analito (análisis cualitativo, análisis cuantitativo). 
6. Obtención de los resultados 
7. Evaluación de la confiabilidad de los resultados. 
8. Elaboración del informe. 
CONSTIUYENTES DE UNA MUESTRA 
En una muestra se cuenta con el analito de interés y con otros compuestos que constituyen la 
matriz. Entonces, en analito será la sustancia de interés muestras que la matriz son los demás 
constituyentes de la muestra que no son el objeto de estudio → y en esta matriz pueden existir 
INTERFERENCIAS, que pueden ser IMPUREZAS INERTES (no intervienen en el análisis) o IMPUREZAS QUE 
INTERFIERAN EN EL ANÁLISIS, perjudicando el estudio del analito de interés. 
 
Las interferencias pueden ser: 
 positivas → son interferencias que reaccionan de igual manera que el analito (por ejemplo: que 
muestren el mismo color o precipiten ambos). Ejemplo: la reacción del plomo con rodizonato de 
sodio da un quelato de color rojo; sin embargo, si hay bario presente, se observará el mismo 
quelato rojo. A pesar de estar usando un reactivo orgánico selectivo, este no es específico 
únicamente para el Plomo, ya que interviene el Bario, que funciona como un interferente positivo. 
Si quisiese eliminarse este interferente positivo podría agregarse sulfato de sodio → ya que este 
hace que el bario precipite como sulfato de bario, que es mucho más insoluble que el sulfato de 
plomo, por ende, deja libre al plomo para que solo éste reaccione con el rodizonato. 
OJO: NO SIEMPRE UNA REACCIÓN POSITIVA ES COLORA → a veces, una reacción positiva es la 
desaparición de color (no siempre que se vea aparición de color quiere decir que se trate de una 
respuesta positiva). El ensayo que permite conocer las características de la reacción positiva es el 
ensayo testigo. 
 negativas → los interferentes negativos son aquellas sustancias presentes en la matriz que 
impiden ver el resultado positivo. Ejemplo: si se sabe que para determinar catión hierro se debe 
agregar tiocianato, lo cual daría un complejo rojo y no se observa dicha reacción, entonces puede 
ser o que no esté presente el catión férrico o que haya un interferente → si se asegura que la 
muestra posee catión férrico y al agregarse el tiocianato no se observa la aparición del complejo 
rojo, se puede asegurar que existe la presencia de algún interferente negativo, como por ejemplo 
el fluoruro, ya que este forma complejos muy estables con el catión férrico, los cuales son 
. Si quisiese 
eliminarse este interferente negativo, podría agregarse aluminio, el cual forma un complejo más 
estable con el fluoruro que el que el fluoruro forma con el hierro, de manera que el hierro quede 
disponible para reaccionar con el tiocianato, observándose el complejo rojo. 
 por enmascaramiento → es cuando un color impide la visualización del color de la reacción 
positiva. Ejemplo: se quiere determinar plomo, para lo cual se utiliza la reacción de precipitación 
del cromato de plomo; sin embargo, si también hay plata presente, también se observará un 
precipitado de color, lo cual genera que se impida la visualización del color del precipitado del 
cromato de plomo por enmascaramiento con el color de otro compuesto. Si quisiese eliminarse 
este interferente por enmascaramiento, podría agregarse amoniaco, el cual formaría un 
complejo soluble incoloro con la plata, de manera que solo se vería la formación del precipitado 
del cromato de plomo. 
Si es necesario eliminar las interferencias,se podrán hacer tratamientos previos de la muestra. De 
esta manera, los TRATAMIENTOS PREVIOS pueden ser tanto para acondicionar la muestra de manera 
tal que el catión (analito de interés) esté disponible para reaccionar con el reactivo; o puede ser 
también para eliminar interferencias. 
 
En conclusión, las interferencias son las sustancias que alteran el resultado, y que pueden ser 
positivas, negativas o por enmascaramiento, y que hay que tenerlas presentes ya que su presencia 
altera el resultado del análisis, por lo cual, en caso de estar presentes SIEMPRE HAY QUE ELIMINARLAS. 
 
ensayos 
Si se tiene una MUESTRA CONOCIDA → se llevarán a cabo ensayos de confirmación/identificación; 
mientras que si se tiene una MUESTRA DESCONOCIDA → se llevarán a cabo primero ensayos 
preliminares, luego reacciones de identificación y por último ensayos de reacciones de confirmación. 
ensayos confirmatorios: en blanco, control y testigo. 
Estos 3 ENSAYOS CONFIRMATORIOS otorgan una 
cierta confianza sobre el resultado obtenido a 
partir de la muestra → corroboran tanto un 
resultado positivo como negativo de la 
muestra. 
 ENSAYO O PRUEBA EN BLANCO → es una prueba 
que debe dar un resultado negativo, ya que 
un blanco es TODO MENOS EL ANALITO DE 
INTERÉS, A LO CUAL SE AGREGA EL REACTIVO DE 
IDENTIFICACIÓN. Este ensayo permite 
conocer como son las características de una reacción negativa. 
 
Si diese positivo, quiere decir que hay un interferente positivo en la matriz → es decir, hay un 
elemento en la matriz que da el mismo resultado que el analito de interés. UN RESULTADO POSITIVO 
DEL ENSAYO EN BLANCO DA SOSPECHA DE LA PRESENCIA DE UN INTERFERENTE POSITIVO EN LA MATRIZ. 
 
El ensayo de blanco permite hacer correcciones debidos a respuestas generadas por el solvente o 
la matriz. PERMITE CONOCER COMO ES UN RESULTADO NEGATIVO (por ejemplo, si en usencia del analito 
se presente algún color, o si la solución es incolora, etc.). 
 
 ENSAYO O PRUEBA TESTIGO → la prueba testigo es la que usa una solución estándar del analito + el o 
los reactivos que se sepa que reaccionan con el analito (NO CONTIENE LA MATRIZ). Debe dar 
POSITIVO. Por ejemplo: se toma un estándar de hierro y se agrega como reactivo tiocianato, y se 
sabe que la reacción debe arrojar un color rojo, en cuyo caso es positivo. 
 
Si la prueba da negativa, se puede deber, por ejemplo, a un interferente negativo. 
 
Este ensayo PERMITE CONOCER COMO ES UN RESULTADO POSITIVO; además, permite evaluar la 
sensibilidad → si el estándar está en una concentración muy baja, tal vez no se llegue a observar, 
por ejemplo, el color; entonces, esta prueba es importante también para evaluar, en una forma 
SEMICUANTITATIVA, en que concentración debería estar el analito para que la técnica sea visible. 
SI EL TESTIGO ESTÁ BIEN Y DA POSITIVO, EL BLANCO, POR MÁS QUE HAYA UN CAMBIO DE COLOR, NO TIENE 
QUE TENER EL MISMO COLOR QUE EL TESTIGO. 
 ENSAYO O PRUEBA CONTROL → este ensayo debe hacerse cuando el resultado del análisis de la 
muestra es negativo. 
 
Si se agarra la muestra, se le agrega el reactivo y se espera un resultado positivo pero se observa 
un resultado negativo → entonces, se agrega el estándar del analito y se fuerza a que sea positivo. 
Si al agregar el estándar, la prueba control sigue dando negativo, quiere decir que hay algo que 
está impidiendo la reacción, por ejemplo, un interferente negativo. 
 
Ejemplo: a la muestra problema se le agrega tiocianato y se espera ver el color rojo producto de la 
reacción con el catión férrico, sin embargo, se observa una solución incolora. Entonces, se agrega 
estándar de hierro (prueba control), forzando así a que sea positivo; si aun así da negativo, esto 
me debe hacer sospechar que hay presencia de un interferente negativo, como fluoruro o 
ascórbico, que está impidiendo que el hierro reaccione con el tiocianato. 
TABLA PERIÓDICA Y QUÍMICA ANALÍTICA 
CATIONES → son átomos o grupos de átomos que perdieron electrones, y por ende tienen carga 
positiva → los de mayor interés serán Al3+, Na+, Cr2+, Fe3+, Fe2+, Zn2+, K+, Pb2+, Bi3+, NH4+, Mg2+, Mn2+, Co2+, Ni2+, 
Cu2+, Ag+, Cd2+, Ba2+ y Hg2+. 
ANIONES → son átomos o grupos de átomos que tienen electrones en exceso, y por ende tienen carga 
negativa → los de mayor importancia son CO3
2-, HCO3
-, MnO4
-, PO4
3-, HPO4
-, H2PO4
-,CrO4
2-, IO3
-, AsO4
3-, AsO3
-, 
ClO3
-, BrO3
-, SO3
2-, S2O3
2-, CN-, SO4
2-, NO3
-, S2-, NO2
-, F-, Cl-, I- y Br-. 
clasificación de elementos y propiedades periódicas 
 
 
PROPIEDADES PERIÓDICAS DE IMPORTANCIA: 
 ELECTRONEGATIVIDAD → es la fuerza con que un átomo atrae a los electrones de un enlace. La 
diferencia de electronegatividad entre dos elementos es indicativa de la validez del modelo de 
enlace propuesto: 
 diferencias pequeñas menores a 1,5 corresponden a UNIONES CONVALENTES. 
 diferencias mayores a 2 se ajustan a ENLACES IÓNICOS. Ejemplo: entre metales y no metales, 
como el NaCl. 
En la tabla periódica, la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha. Los elementos más 
electronegativos son los halógenos; y los menos electronegativos son los metales alcalinos y 
alcalinos térreos. 
 RADIO ATÓMICO → en la tabla periódica, disminuye de izquierda a derecha en un período; y 
aumenta desde arriba hacia abajo en un grupo. Así, el fluoruro es el elemento de menor radio 
iónico. 
 
 POTENCIAL DE IONIZACIÓN (PI) → es la energía mínima requerida para separar un electrón de un 
átomo y formar así iónes. En la tabla periódica disminuye al descender en un grupo y aumenta 
de izquierda a derecha en los períodos. 
 Aquellos elementos que tengan bajo PI (necesitan poca energía para separar un electrón de un 
átomo) → tendrán tendencia a formar cationes. 
 Aquellos elementos que tengan alto PI (necesitan mucha energía para separar un electrón de un 
átomo) → tendrán tendencia a formar aniones. 
ESCALA DE TRABAJO 
Para las escalas de trabajo se debe tener en cuenta si el componente de interés a encontrar es un 
MACROCONSTITUYENTE (componente mayoritario en alta cantidad) o si es un MICROCONSTITUYENTE 
(constituyente minoritario en baja cantidad). 
 Macroconstituyentes → 1-100% 
 Microconsituyentes → 1-0,01% 
 Trazas → ppm 
 Ultatrazas → ppb 
análisis cualitativo 
En un análisis cualitativo se puede partir de una muestra de COMPOSICIÓN CONOCIDA y para 
identificar su composición se llevan a cabo REACCIONES DE IDENTIFICACIÓN. 
Si en cambio se parte de una muestra de COMPOSICIÓN DESCONOCIDA, deben llevarse a cabo ENSAYOS 
PRELIMINARES para identificar qué elementos son probables que la compongan y luego se llevan a 
cabo REACCIONES DE INDENTIFICACIÓN para esos elementos probables. 
análisis DE CATIONES 
ENSAYOS PRELIMINARES 
 observar las características de la muestra (si tiene olor, color, aspecto). Ejemplo: si tengo una 
solución azul puede ser una sal de cobre y si tengo una rosa puede ser de cobalto (OJO: esto 
depende de la concentración, si están en muy baja concentración pueden no presentar color e 
igualmente estar presentes → NO ES CONCLUYENTE). 
 ensayar la reacción al medio → si es neutra (no hidrolizan, como el sodio y el potasio) o ácida 
(como Al(III), Fe(III), Cr(III) y Bi(III)). 
 Acción de los reactivos generales (inorgánicos) en pequeña cantidad y en exceso → lo cual da idea 
de si están presentes cierto grupo de cationes. Estos reactivos generales son: 
- Hidróxido de sodio/potasio 
- Amoniaco 
- Carbonato de sodio/potasio 
- Cianuro de potasio 
- Ácido clorhídrico 
- Ácido sulfúrico 
Todo esto permite un acercamiento a conocer cuáles son los cationes que posiblemente tenga la 
muestra. 
ACIDEZ DE LOS CATIONES 
La acidez de los cationes es una propiedad que depende de la relación entre el radio iónico y la carga 
o valencia → 
 
 
 → cuanto mayor sea el valor de este cociente (iones con radio 
pequeño y alta carga), mayor será la acidez del catión,y a mayor acidez del mismo, más inestable 
es en agua (da hidrólisis ácida). 
 
Esto se debe a que los cationes están solvatados y la molécula de agua actúa como un dipolo → de 
esta manera, cuanto más pequeño sea el radio del elemento y mayor la densidad de carga positiva 
del mismo, habrá mayor atracción de la parte negativa del dipolo hacia el centro del elemento, 
hasta llegar un momento en donde se genera tanta atracción, que se termina generado repulsión 
del protón y se pierde uno de los protones del agua, liberándolo al medio. 
 
Los cationes más ácidos son: ALUMINIO, CATIÓN FÉRRICO, CROMO Y BISMUTO → son cationes que debido 
a su capacidad polarixante, es decir, su capacidad de perder protones (son ácidos de Brönsted) 
pueden perder un protón, generando una hidrólisis ácida. 
Por ejemplo → si se tiene en solución cloruro férrico y se lo deja en agua neutra → el hierro, al tener la 
esfera de hidratación, comenzará a perder protones debido a su acidez, generando hidróxido 
férrico. Para evitar esto, generalmente, las soluciones de catión férrico se conservan con el 
agregado de ácido nítrico. 
 
Luego, hay otro grupo de cationes menos ácidos denominados grupo IIa. 
 
De este tabla, el catión más ácido es el berilio, ya que tiene el mayor valor de relación carga/radio → 
con lo cual, será estable solo en un medio ligeramente ácido. Mientras que, por ejemplo, el calcio y el 
magnesio se pueden mantener estables, no precipitan en agua. 
 
Luego, hay otro grupo de cationes aún menos ácidos denominados grupo III. 
 
El sodio y el magnesio son cationes estables, mientras que el aluminio es un catión ácido y es estable 
solo en medio ácido → si se tiene una solución de aluminio y se la deja un tiempo sin acidificar el 
medio, lo más probable es que precipite. 
Entonces, si los cationes muy ácidos no están en medio ácido terminarán precipitando y dando un 
hidróxido de esos elementos (anfóteros). 
En medio acuoso los 
iones están 
solvatados, siendo la 
coordinación más 
frecuente 4 o 6. 
La solvatación 
depende de la carga 
(es la carga x2) → 
para carga 2+ son 4 y 
para carga 3+ son 6 
GRÁFICO RELACIÓN CARGA/RADIO 
Relación carga/radio en función del 
pKa → los cationes ácidos se ubican en 
el extremo superior derecho; mientras 
que los que no son ácidos o lo son muy 
poco están en extremo inferior 
izquierdo. 
Redondeados en rojo se encuentran los 
más ácidos; y en azul se marcan 
aquellos que tienen un 
comportamiento particular. 
 
ACCIÓN DE LOS REACTIVOS GENERALES 
 
NaOH o KOH: 
 
Hay ciertos cationes que no reaccionan con los hidróxidos fuertes, tales como el sodio, el potasio, el 
calcio y el bario (no dan precipitados, no se ven cambios en la solución); mientras que otros tendrán 
reacciones particulares → por ejemplo, si se tiene amonio y se agrega una base fuerte, el amonio se 
neutraliza por acción del hidróxido y se libera amoniaco (no observable). 
En cambio, cationes como magnesio, manganeso, hierro, bismuto, cobalto, niquel y cadmio → 
precipitan como sus hidróxidos correspondientes al agregar NaOH, y a pesar de que se agregue 
exceso de hidróxido seguirán estando precipitados. 
El hidróxido de sodio presenta una única flecha debido 
a que es un electrolito fuerte. Catión férrico → posee 
doble flecha debido a que se trata de un equilibrio. 
OJO CON LAS FLECHAS → simple flecha para las 
sales fuertes. Doble flecha en los equilibrios 
(por ejemplo en el caso del amonio se trata 
de un equilibrio ácido-base). 
El catión férrico posee su esfera de hidratación y por ser sumamente ácido, ese protón tiene 
tendencia a desprenderse → y al perderlo al agua y generar acidez al medio, esta acidez es 
neutralizada por los hidróxidos de la base fuerte, generando que el hierro ahora esté hidratado con 
5 moléculas de agua en lugar de 6 (ya que uno de esos protones ahora forma parte de la molécula 
de agua suelta), y con un hidróxido (proveniente de la pérdida del protón que se soltó al medio). 
Luego, en el siguiente equilibrio pasa lo mismo y finalmente en el último, se obtiene el hidróxido 
férrico, compuesto que se termina estabilizando. 
Entonces, el catión férrico y el bismuto son cationes muy ácidos → por lo tanto, en ellos será 
importante la esfera de hidratación y como el protón proveniente de esa esfera se neutraliza y da 
lugar al precipitado. LOS CATIONES ÁCIDOS SE ESCRIBEN SIEMPRE CON LA ESFERA DE HIDRATACIÓN. 
Para los demás cationes, que no son tan ácidos, se plantea de forma más directa que con hidróxido 
forman el hidróxido correspondiente (SIN LA ESFERA DE HIDRATACIÓN). 
 
Los hidróxidos de Manganeso, Magnesio y Hierro II se disuelven en sales de amonio por un 
mecanismo ácido-base: 
Esto ya que son hidróxidos muy solubles → son fáciles de disolver en 
presencia de sales de amonio, que disuelve el hidróxido de 
manganeso (por ejemplo) neutralizándolo y desplazando el equilibrio 
a reactivos. 
Por otro lado, se tiene otro grupo de cationes que son ANFÓTEROS, y que precipitan como hidróxidos al 
agregar hidróxido de sodio, pero que si se sigue agregando en exceso se SOLUBILIZAN ya que forman 
complejos solubles. Los cationes que presentan este comportamiento son solo 4 → cromo (III), zinc 
(II), aluminio (III) y plomo (II) → forman hidróxidos anfóteros, precipitando cuando hay poca 
cantidad de base fuerte, pero ante exceso de la misma se solubilizan. 
 
Los hidróxidos de cobalto, níquel y zinc (II) se disuelven también en 
soluciones de amonio pero por un mecanismo de formación de 
complejo amoniacal; a diferencia del manganeso, magnesio y hierro 
(II) que se disolvían en amonio mediante un mecanismo ácido base. 
Los cationes Cobre, plata y mercurio precipitan como óxidos metálicos en presencia de una base 
fuerte: 
La plata de un hidróxido que termina desarrollándose como un óxido de color negro. 
 
El cobre precipita primero como un hidróxido de cobre, pero ante el exceso de reactivo y de calor, se 
transforma en un óxido oscuro. 
 
 
AMONIACO 
Los cationes sodio, potasio, calcio, bario y amonio NO 
reaccionan con la base débil amoniaco. 
 
Los cationes cromo (III), hierro (III), aluminio (III), bismuto (III) y plomo (II) precipitan como 
hidróxidos y son insolubles en exceso de reactivo. O sea, el agregado de amoniaco genera que 
precipiten estos cationes como hidróxido → pero por más que se agregue más amoniaco, seguirán 
estando precipitados. OJO: estos cationes corresponden al grupo de los anfóteros pero falta el zinc, 
ya que el hidróxido de zinc, al agregar exceso de amoniaco se solubiliza ya que forma un complejo 
amoniacal. 
 
Los cationes zinc (II), cobalto, niquiel, cadmio y cobre precipitan como hidróxidos debido a la 
alcalinidad del amoniaco que va neutralizando la acidez de los cationes; sin embargo, ante un exceso 
del reactivo, son solubles por formación del complejo amoniacal. 
 
En el caso particular del catión plata, este forma directamente el complejo amoniacal diaminoplata. 
 
El magnesio, manganeso y hierro (II) precipitan como hidróxidos 
insolubles en exceso de amoniaco, pero solubles en sales de amonio 
debido a que en presencia de amonio, este neutraliza el hidróxido del 
catión y por ende, disuelve el precipitado. 
Un caso particular es el mercurio → el cual forma sales amidomercúricas. 
 
CO3
2- (Na+, K+, NH4+) 
Ni el sodio ni el potasio reaccionan con carbonatos, no 
forman precipitados. 
El amonio si reacciona con carbonato → el amonio se 
neutraliza y libera amoniaco; luego el carbonato también se neutraliza dando dióxido de carbono y 
agua. 
 
El calcio, el bario, el manganeso, el niquel y la plata (cationes poco ácidos) precipitan como 
carbonatos normales. 
 
El magnesio, zinc (II), cobalto, cadmio, cobre, plomo (II) y bismuto (III) precipitan como carbonatos 
básicos de composición variable → o sea que no tienen una estructura química definida, por lo cual 
. 
 
CASO PARICULAR → el Mg2+precipita fácilmente como carbonato básico con Na2CO3 ó K2CO3; sin 
embargo, si se utiliza un carbonato de amonio (NH4)2CO3, debido a que los compuestos de magnesio se 
solubilizan en sales de amonio, entonces precipitaría de forma parcial y no completa. 
Los cationes Ag+, Ni2+, Co2+, Cd2+, Cu2+ y Zn(II) forman complejos 
amoniacales estables y por ende se disuelven en exceso de 
carbonato de amonio o sales de amonio, para dar los 
respectivos complejos con amoníaco. 
Entonces, si se quiere precipitar de manera completa un 
níquel (por ejemplo), no se usará carbonato de amonio, sino de 
sodio o potasio → ya que si se utiliza un carbonato de amonio, 
cuando haya mucho carbonato de amonio dará amoniaco y 
se formará el complejo amoniacal de níquel, entonces no habría separación completa. 
El cromo (III), el hierro (III) y el aluminio (III), o sea, 
los cationes muy ácidos, precipitan como hidróxidos 
insolubles en exceso de reactivo. 
A pesar de estar usando carbonatos precipitan como 
hidróxidos ya que su acidez es neutralizada por el 
propio carbonato (base débil), y el carbonato genera 
ácido carbónico y dióxido de carbono mientras que el 
catión queda estable en su forma de hidróxido. 
 
 
 
CIANURO (Na+ o K+) 
 
 
Los cationes más ácidos, ante el agregado de cianuro precipitan como hidróxidos y son insolubles en 
exceso de reactivo y liberan ácido cianhídrico. 
El catión férrico es un caso 
particular → ya que precipita 
como una mezcla de 
hidróxido y de cianuro férrico 
→ y en exceso de cianuro y 
aplicación de calor forma el 
complejo cianurado. El catión 
ferroso también forma un 
complejo cianurado. 
El cianuro, al generar ácido cianhídrico 
libera un OH, con lo cual es suficiente la 
alcalinidad para precipitar al hidróxido de 
magnesio. 
El cobre por su parte precipita como 
cianuro de cobre y luego tiene una 
reducción a cuproso, que finalmente da 
lugar a la formación de un complejo 
cianurado. 
 
El plomo precipita 
como cianuro y es 
insoluble aún en 
exceso de reactivo. 
Forman un precipitado 
pero si se agrega reactivo 
en exceso se solubilizan por 
formación de complejos 
cianurados. 
H2SO4 
Es útil sobre todo si la muestra 
contiene bario o plomo ya que 
forma complejos insolubles que 
precipitan. 
En el caso del calcio y la plata, son 
parcialmente solubles → parte 
estará precipitado y parte en 
solución. 
 
HCl 
El ácido clorhídrico es útil para la 
precipitación de plata, ya que el 
cloruro de plata es un compuesto 
insoluble, y para la precipitación de 
plomo. 
 
 
 
 
análisis DE aniones 
El análisis de aniones es más complejo que el análisis de cationes, es más difícil utilizar reactivos 
generales → ya que los aniones generalmente no están constituidos por un solo elemento y tienen 
propiedades ácido base complejas dependiendo de en qué medio están. SIEMPRE PRIMERO SE ENSAYAN 
LOS CATIONES Y LUEGO LOS ANIONES, YA QUE LOS RESULTADOS DE CATIONES PERMITEN TENER UNA NOCIÓN 
DE QUE TIPO DE ANIONES PUEDEN ESTAR PRESENTES. 
ENSAYOS PRELIMINARES 
 se deben tener en cuenta los resultados del análisis de cationes 
 observar los caracteres organolépticos → aspecto, color, olor. Por ejemplo: el perioduro (forma 
soluble del iodo) tiene un color característico que es el marrón; el permanganato tiene un color 
violeta; el cromato posee un color amarillo y el dicromato anaranjado; etc. 
 reacción al medio → generalmente tendrán un comportamiento neutro o alcalino → por ser 
aniones tendrán tendencia a tomar protones del agua y dar una hidrólisis alcalina, sin embargo 
su comportamiento depende de frente que esté. 
PROPIEDADES ÁCIDO BASE DE LOS ANIONES 
En general, los aniones se comportan como bases de Brönsted ya que aceptan un protón del agua, 
produciendo una ionización básica. 
En el caso de aniones provenientes de ÁCIDOS POLIPRÓTICOS, no hay un solo anión proveniente del 
ácido sino que hay más de una especie. Por ejemplo: el ácido sulfhídrico se tiene el anión con dos 
cargas negativas y el sulfuro ácido → ambos son aniones y el sulfuro tendrá una hidrólisis alcalina ya 
que toma un protón del agua. Sin embargo, si se parte del sulfuro ácido, este es anfótero y tiene dos 
equilibrios, puede o tomar un protón del agua y formar el ácido sulfhídrico o donarlo y formar 
sulfuro → EL EQUILIBRIO PREDOMINANTE DEPENDERÁ DE QUE CONSTANTE PREVALECE, SI LA DE BASICIDAD O 
LA DE ACIDEZ. De esta manera, si se plante el equilibrio de sulfuro ácido hacia sulfuro se tiene una 
Ka2, mientras que partiendo de sulfuro ácido a ácido sulfhídrico se tiene una Kb2 → según cual sea 
más grande en valor, el comportamiento será ácido o básico. 
Por otro lado, si el sulfuro ácido está en presencia de una base más fuerte, no le quedará otra que 
actuar como ácido. 
ENTONCES, SU COMPORTAMIENTO DEPENDE TANTO DE LAS CONSTANTES COMO DE FRENTE A QUE SE ENCUENTRE 
O SI ESTÁ SOLO. 
 
Otro ejemplo: si nos preguntamos si el bicarbonato de sodio tiene comportamiento ácido o básico 
cuando está solo, hay que evaluar el equilibrio de basicidad regido por la Kb2 (qué valor tiene) y el 
valor del equilibrio de acidez regido por la Ka2 (qué valor tiene). Mirando los valores de tabla se 
observa que la Kb2 predomina sobre la Ka2, por ende, el comportamiento del bicarbonato de sodio es 
netamente alcalino cuando está solo. Sin embargo, si al bicarbonato se agrega ácido, no le queda 
otra que tomar protones; sin embargo, si se agrega una base, se neutraliza y da carbonato. 
 
Ejemplo: se observa que la ka2 del el sulfito ácido predomina sobre la kb2, por lo tanto, tendrá un 
comportamiento ácido. Sin embargo, su comportamiento dependerá también frente a que 
compuesto esté presente en la solución. 
 
Ejemplo: aniones provenientes del H3PO4- → el ácido fosfórico solo puede perder protones, con lo cual, 
el primer equilibrio es ácido ya que libera un protón al medio. De manera contraria, el fosfato es una 
base tribásica, y su único comportamiento es de base, con lo cual tomará protones del agua dando 
hidrólisis ácida. DE ESTA MANERA, SE TIENEN 2 EXTREMOS EN LAS ESPECIES DEL FOSFATO → EL ÁCIDO 
FOSFÓRICO QUE ES NETAMENTE ÁCIDO Y EL FOSFATO QUE ES NETAMENTE ALCALINO. 
Sin embargo, hay dos especies intermedias, que son el fosfato monoácido y el fosfato diácido → el 
fosfato monoácido tiene un comportamiento dual, es un ANFOLITO, puede ceder el protón para dar 
fosfato o tomar un protón y dar fosfato diácido; y de acuerdo a los valores de constantes, 
predomina la Kb2, de manera que tiene un comportamiento básico. En el caso del fosfato diácido, 
predomina la Ka2, teniendo tendencia a ceder el protón y dar fosfato monoácido que a tomarlo 
para dar ácido fosfórico. ESTO CUANDO ESTAN SOLOS EN AGUA. 
En cambio, si al fosfato diácido se le agrega ácido clorhídrico, en solución se encontrará el ácido 
fosfórico. 
 ensayo de aniones que liberan gases ácidos y/o con propiedades redox. 
REACCIÓN DE ANIONES ANTE EL AGREGADO DE H2SO4 
Algunos aniones no dan ninguna reacción, no sufren ningún cambio, frente al agregado de ácido 
sulfúrico; mientras que otros liberan gases → hay distintos tipos de gases que pueden liberarse ante 
el agregado de ácido sulfúrico 3M: 
 hay aniones como carbonato y bicarbonato que liberan gases incoloros e inodoros. 
 aniones como los sulfatos que frente al agregado de ácido sulfúrico liberan un gas incoloro pero 
con olor picante. 
 el cianuro que da la liberación de gas con olor a almendras amargas. 
 los dióxidos y monóxidos de nitrógeno que liberan gases pardos. 
 los sulfuros liberan gases con olor nauseabundo. 
 el acetato libera un gas con olor a vinagre. 
 los derivados de hipocloritos liberan gases con color verde amarillento y olor a lavandina. 
 
 ensayo con reactivos precipitantes → son ensayos indicativos de la presencia de ciertos aniones 
que precipitan frente a determinados cationes. Por ejemplo: agregado de calcio o bario →los 
aniones como carbonatos, sulfatos, fosfatos, fluoruro, etc. precipitan frente al agregado de 
cualquiera de estos dos cationes, por lo que, si se agrega calcio o bario a la muestra y se observa 
un precipitado, entonces lo más probable es que la muestra posea a alguno de ellos. En cambio, si 
por el análisis de cationes ya se sabe que la muestra contiene bario y la limpia se observa limpia 
sin precipitados, entonces se puede descartar la presencia de estos aniones. 
Estos precipitados luego se ensayan frente al agregado de un ácido mineral (ácido fuerte) y se 
observa si los mismos se disuelven. 
 
Luego, también hay aniones que precipitan frente al agregado de nitrato de plata en ácido nítrico 
→ si se tienen haluros (cloruros, bromuros y ioduros), estos, frente a la plata, precipitan ya que 
forman compuestos muy insolubles (cloruro de plata, bromuro de plata y ioduro de plata) → en 
algunos casos (como el cloruro de plata) se obtiene un precipitado blanco, y en otros, es 
amarillento (como el bromuro de plata). ¿CÓMO LOS DISTINGO ENTRE SÍ LUEGO DE QUE PRECIPITEN 
CON PLATA? Se agrega amoniaco → ya que, el cloruro de plata, frente al agregado de amoniaco se 
disuelve ya que en la competencia entre el amoniaco y el cloruro por la plata, gana el amoniaco 
(complejo amoniacal es más estable). En el caso del bromuro de plata no alcanza poner amoniaco 
diluido, sino que debe ser concentrado para compartir por la plata y disolver el precipitado del 
bromuro de plata. Por último, el ioduro de plata es insoluble aún en presencia de amoniaco 
concentrado, debería agregarse un agente acomplejante más estable como cianuro → solo en 
presencia de cianuro de potasio o de sodio se disuelve el ioduro de plata. 
CUANTO MÁS CHICO ES EL VALOR DE KPS ES PORQUE HAY MENOS IONES EN SOLUCIÓN. El ioduro de plata 
es el más insoluble ya que el kps es el más pequeño (la concentración de iodo y plata en sc es 
pequeña). 
 
 ensayo de oxidantes y reductores → se ensaya el comportamiento de los aniones como oxidantes 
y reductores. Esto se ensaya frente al sistema ioduro en medio ácido, o perioduro en medio 
neutro o alcalino. 
 
 
 si se sospecha de la presencia de un anión oxidante en la muestra → se agrega ioduro en un 
medo ácido y esperaría que se oxide a iodo o perioduro, el cual tiene un color amarillo. Si 
inicialmente la muestra estaba incolora y al agregar ioduro con HCl y se pone amarilla, se tiene 
un anión oxidante, ya que este hizo que el ioduro se oxide a iodo o perioduro. También puede 
evidenciarse con agregado de almidón, que evidenciaría un color azul oscuro casi negro → si la 
solución era incolora y al agregar almidón se vuelve azul, hay un anión oxidante. 
 
 si se sospecha de la presencia de un anión reductor en la muestra → se agrega iodo o 
perioduro en medio básico y esperaría que se reduzca a ioduro, de manera que habría 
decoloración del color amarillo. 
 
Todo esto otorga información sobre que aniones pueden estar presentes en la muestra. 
EJEMPLOS DE APLICACIONES DE REACCIONES DE IDENTIFICACIÓN Y RESOLUCIÓN DE MEZCLAS 
IDENTIFICACIÓN DE PLOMO → si se tiene una muestra que posee plomo, el análisis de este catión 
procede mediante un reactivo orgánico que es el RODIZONATO (identificativo de Pb2+/Ba2+/SO4
2-). Este 
reactivo tiene la particularidad de generar un quelato rojo insoluble con algunos cationes, sobre todo 
con el bario y el plomo. 
Entonces, la muestra que se sospecha que tiene 
PLOMO se trata con ácido sulfúrico para que 
precipite sulfato de cromo → se descarta el 
sobrenadante y este precipitado se lava con 
agua destilada → ahora, al precipitado se le 
agrega rodizonato de sodio y se espera ver la 
formación de un quelato rojo, que es rodizonato 
de plomo. 
Entonces, el procedimiento lleva dos pasos: 
1. un precipitado de sulfato de plomo 
2. formación del quelato rojo insoluble de rodizonato de plomo. 
Por otro lado, si se sospecha que la muestra 
tiene BARIO → se la ensaya directamente con el 
rodizonato, de manera que se forma el quelato 
rojo del quelato de rodizonato de bario. 
DE ESTA MANERA, SE PUEDE IDENTIFICAR PLOMO EN 
PRESENCIA DE BARIO, PERO NO SE PUEDE 
IDENTIFICAR EL BARIO SI HAY PLOMO PRESENTE → 
ya que, al agregar ácido sulfúrico a la muestra en la identificación del plomo, se asegura que si 
hubiese bario, este precipite como sulfato de bario y el plomo como sulfato de plomo, y de los dos, el 
único que puede reaccionar con el rodizonato es el plomo debido a su solubilidad → el sulfato de 
plomo es más soluble que el sulfato de bario → de modo que si están los dos cationes presentes y se 
agregó ácido sulfúrico precipitan los dos, pero solo uno de ellos seguirá precipitado (el bario) frente 
al agregado de rodizonato. 
ENTONCES, CUANDO EL ENSAYO DA POSITIVO (QUELATO ROJO), NO SE SABE SI ESTÁ PRESENTE EL BARIO, EL 
PLOMO O AMBOS → por lo que a la muestra, se le agrega H2SO4 y luego se agrega rodizonato de manera 
que se podrá o ver el color rojo o no ver nada. 
 Si al agregar ácido sulfúrico no se ve el quelato rojo → quiere decir que solo se tiene bario. 
 Si al agregar el ácido sulfúrico se observa el quelato rojo → quiere decir que solo hay plomo. 
 
IDENTIFICACIÓN DE SULFATO → si en un 
tubo se agrega un estándar de 
cloruro de bario y rodizonato y a esto 
se le agrega una muestra que se 
sospecha que tiene sulfato → se 
esperaría observar decoloración del 
color rojo del rodizonato de bario, 
debido a que el bario deja de formar 
el complejo con el rodizonato para 
formar un precipitado de sulfato de 
bario. 
 
La constante de equilibrio del Bario con el sulfato es mayor, más fuerte, que la del Bario con el 
rodizonato → en la competencia de equilibrio, el Bario tiene más fuerza de unión con el sulfato que 
con el rodizonato. Si ya se tiene sulfato de Bario y se agrega rodizonato, no modifica nada, ya que el 
rodizonato no le gana al sulfato en la unión al Bario. 
En el caso del plomo → en la competencia de equilibrio, el rodizonato le gana al sulfato en la unión con 
el plomo. 
IDENTIFICACIÓN DE NITRITOS → la identificación y cuantificación de nitritos en agua tiene una 
importancia muy relevante ya que hay un límite permitido. La reacción de identificación de nitritos 
se lleva a cabo con el REACTIVO DE GIRESS, y puede ser de manera CUALITATIVA Y CUANTITATIVA ya 
que forma un compuesto coloreado rojo característico que se puede seguir 
espectrofotométricamente. 
 
A los fines cualitativos, si se observa la aparición de color rojo, hay nitrito presente. De manera 
cuantitativa, lo que se hace es una curva de calibración con estándar de concentración conocida, y 
se sabe según los valores de absorbancia, cual es la concentración de nitrito. Un ensayo semi-
cuantitativo en cambio es una comparación a simple viste con estándares. 
 
Si hay nitritos presentes en 
medio ácido, el reactivo de 
Griess reacciona formando 
una especie catiónica, que 
frente a la reacción con el 
alfa-naftilamina da un 
azoderivado de color rojo. 
Entonces, la aparición del 
color rojo es indicador de la 
presencia de nitrito. 
IDENTIFICACIÓN DE NITRATOS → se deben hacer dos pasos: 
1. eliminar los nitritos que pueden o no estar presentes → ya sea por el agregado de cloruro de 
amonio o por el agregado de ácido sulfámico, que permiten liberar los nitritos como nitrógeno. 
 
De esta manera, se elimina la interferencia y se puede proceder a la identificación de nitrato. 
 
2. identificación de nitrato → hay 3 opciones para ello: 
a) se lo puede reducir completamente a amoniaco en un medio fuertemente alcalino con un 
reductor como zinc o aluminio → luego, el amoniaco se ensaya con un reactivo de Nessler. 
 
b) se lo puede reducir en medio acético con zinc hasta nitrito (reducción más suave) y hacer la 
identificación de nitrito con el reactivo de Griess. 
 
c) se puede llevar a cabo la reacción del anillo pardo, que es la identificación en presenciade 
sulfato ferroso en ácido sulfúrico concentrado. Se forma un anillo pardo (complejo entre hierro 
y monóxido de nitrógeno) en la interfase entre el líquido y el aire en la solución, que indica la 
presencia de nitratos. 
IMPORTANTE → si no hubiese eliminado el nitrito, no se sabría si el positivo de cualquiera de estas 
reacciones se debe a la presencia de nitrito o nitrato, ya que ambos reaccionan. 
Reactivo de Griess 
OXIDACIÓN SELECTIVA DE LOS HALUROS 
El comportamiento de los haluros es 
distinto según las concentraciones de pH. 
Es más fácil oxidar ioduros que cloruros → y 
esta facilidad para oxidarse depende del 
pH: 
A un pH no tan ácido (5) → el permanganato 
oxida al ioduro pero no alcanza el potencial 
para oxidar al cloruro. Se debe ir a un pH 
muy ácido, dado por HCl, para que el 
cloruro pueda oxidarse a cloro. 
Entonces, si se tiene una mezcla de 3 haluros, se puede hacer una oxidación selectiva con 
permanganato, y ver si este, dependiendo del pH al cual se esté trabajado, es capaz de oxidar a 
alguno de ellos. 
 si se trabaja a pH 5 y se observa decoloración 
del permanganato (violeta), es porque este 
pudo reducirse, y por ende, alguien se oxido → y 
si se tiene una mezcla de los 3 haluros, a este 
pH solamente se puede haber oxidado el ioduro. 
 si se trabaja a un pH 0 → no se podrá 
discriminar, ya que de manera indiscriminada el permanganato va a oxidar a todos los haluros. 
Salvo que no haya ocurrido decoloración a pH 2,5 ni pH 5 → si no ocurrió decoloración en pH 2,5 ni 
5, pero si a pH 0, el único haluro presente es el cloruro. 
MEZCLA DE HALUROS: IDENTIFICACIÓN DE IODURO 
Para identificar trazas de ioduro se lleva a cabo la reacción de Sandell-Kolthoff. 
Se ensaya un tubo sin muestra y otro con la 
muestra → el tubo sin muestra tiene solución de 
cerio IV y arsenito, la cual es una reacción muy 
lenta, con lo cual tardaría mucho en verse el 
positivo. 
El positivo (es decir, que la reacción ocurrió y el cerio se redujo a cerio III) implica la decoloración de 
la solución amarilla de cerio → y si hay ioduro presente, este actúa como catalizador y favorece la 
reducción del cerio, y por ende se verá la desaparición del color amarillo. Sin embargo, si no hay 
ioduro presente, la solución permanecerá amarilla. 
 
MEZCLA DE HALUROS: IDENTIFICACIÓN DE BROMUROS 
La identificación de bromuros debe hacerse previa a la de cloruros 
ya que se ensaya en un medio de ácido débil (acético) con 
permanganato y con fluoresceína como reactivo revelador. 
De esta manera, la acidez está dada para que se pueda oxidar bromuros a bromo más fácilmente 
que cloruros a cloro (para oxidar cloro se requieren condiciones ácidas fuertes, no débiles como en 
este caso). 
 
Así, el bromuro se oxida a bromo y éste reacciona con el reactivo fluoresceína dando la eosina de 
color rosado. Esta bromación de anillo ocurre solo si ocurrió la oxidación de bromuro. 
MEZCLA DE HALUROS: IDENTIFICACIÓN DE BROMUROS 
Previamente a identificar cloruros se deben eliminar con bromuros con HNO3 y baño maría, ya que si 
no podrían generar una interferencia. 
Para identificar cloruros hay que oxidarlos a cloro, lo cual se 
logra con un medio fuertemente ácido como sulfúrico y 
permanganato → una vez oxidado, el reactivo revelador es 
una sal de bromuro de potasio y fluoresceína, ya que la fluoresceína sola no da positivo para cloro, 
sino para bromo → de manera que cuando el cloro se genere reaccione con el bromuro presente en 
el reactivo, generando bromo, el cual sí reaccionara con la fluoresceína dando la eosina. 
 
 
BROMO → en solvente orgánico es de color amarillo y en fluoresceína es rosa. 
CLORO → en presencia de bromuro de potasio y fluoresceína es rosa. 
IODO → el iodo se puede evidenciar en un 
medio orgánico, dando color violeta; en 
cambio, el iodo en un solvente acuoso es de 
color amarillo. 
 
 
MEZCLA DE ANIONES 
MEZCLA DE ANIONES: AsO4H2
-/PO4H2
-