Analisi qualitativa inorganica secondo Farmacopea

SOSTANZE SOLUBILI IN HCL DILUITO

Alcuni composti inorganici come (BiO)₂CO₃, CaCO₃ e MgCO₃ si sciolgono facilmente in acidi minerali diluiti,

sviluppando effervescenza per liberazione di CO₂. Tuttavia, è importante notare che anche sostanze come MgO,

Mg(OH)₂ e Ca(OH)₂, se esposte all’aria, possono assorbire CO₂ e trasformarsi in carbonati. Questo porta alla

possibile osservazione di una lieve effervescenza anche con queste sostanze, in presenza di acidi diluiti, sebbene in

modo meno evidente rispetto ai carbonati veri e propri.

Nel caso del carbonato di bismutile ((BiO)₂CO₃), noto anche commercialmente come bismuto carbonato basico,

quando si aggiunge HCl diluito si ha una reazione con sviluppo di CO₂ e formazione di una soluzione limpida a pH

molto acido (circa 0). Se successivamente si diluisce con acqua (cioè si aumenta il pH), compare un precipitato bianco

di BiOCl, dovuto all’idrolisi degli ioni Bi³⁺ e alla loro reazione con Cl⁻. Questo comportamento è tipico del bismuto e

rappresenta un metodo per il suo riconoscimento.

Riconoscimento dello ione Bi³⁺

Il riconoscimento del bismuto può avvenire in due modi principali:

1.​ Formazione di BiOCl: si scioglie la sostanza in poche gocce di HCl, poi si diluisce con acqua. La formazione del

precipitato bianco di BiOCl indica la presenza di Bi³⁺.

2.​ Precipitazione come solfuro: in condizioni acide (pH ≈ 2) e riscaldando con tioacetammide, si sviluppa un

precipitato nero di solfuro di bismuto (Bi₂S₃).

Cationi del II gruppo analitico

Il bismuto fa parte dei cationi del II gruppo, cioè quelli che formano solfuri insolubili a pH ≈ 2 in presenza di HCl. Il

reattivo usato è tioacetammide, che rilascia H₂S per idrolisi a 60-70°C. Lo ione S²⁻ liberato precipita selettivamente i

cationi del gruppo sotto forma di solfuri colorati, ciascuno con caratteristiche diverse:

Gialli: As₂S₃, As₂S₅, SnS₂, CdS

●​ Arancioni: Sb₂S₅

●​ Neri: PbS, CuS, HgS, Bi₂S₃

●​ Marroni: SnS

●​

Una volta ottenuti i precipitati, si possono trattare con acido nitrico per sciogliere i solfuri (eccetto HgS, che rimane

insolubile). In particolare, il solfuro di bismuto (Bi₂S₃) può essere confermato reagendolo con tiourea, che forma un

complesso giallo-arancio, indicativo della presenza del bismuto.

Calcio

Per riconoscere Ca²⁺, si può usare la via umida: si scioglie la sostanza in HCl e si porta il pH a 3–4 con sodio acetato.

Poi si aggiunge ossalato di ammonio, che forma un precipitato bianco di ossalato di calcio (CaC₂O₄). Possiamo usare

anche la via secca: consiste nella prova alla fiamma, che dà una colorazione tipica.

Per distinguere gli anioni:

CaCO₃ ha pH ≈ 7–8 e reagisce con acidi sviluppando CO₂

●​ Ca(OH)₂ ha un pH molto basico (circa 12)

●​ CaHPO₄ e Ca₃(PO₄)₂ si distinguono per la presenza di fosfati; il secondo reagisce con AgNO₃ formando un

●​ precipitato giallo di Ag₃PO₄

Magnesio

Per identificare Mg²⁺, si scioglie la sostanza in HCl, poi si aggiunge NaOH fino a pH >10. Si ottiene un precipitato

bianco di Mg(OH)₂. In presenza di giallo tiazolo, si può ottenere un precipitato colorato rosa-rosso, utile per la

conferma.

Per distinguere gli anioni:

MgCO₃ ha pH ≈ 7–8

●​ Mg(OH)₂ e MgO hanno pH >10

●​

Alluminio

Il riconoscimento di Al³⁺ avviene sciogliendo la sostanza in HCl concentrato e poi aggiungendo ammoniaca o

tampone ammoniacale fino a pH 9, dove precipita Al(OH)₃, una massa gelatinosa.

Per identificare lo ione fosfato (PO₄³⁻) si usa molibdato ammonico su soluzione acida.

Zinco

Lo Zn²⁺ si riconosce sciogliendo la sostanza in HCl diluito, portando il pH a 9 con tampone ammoniacale e poi

aggiungendo tioacetammide a caldo: si ottiene un precipitato bianco di ZnS.

L’ossido di zinco (ZnO) ha un pH della soluzione satura di circa 12, indicando natura basica.

SOSTANZE INSOLUBILI IN HCL DILUITO

Alcune sostanze inorganiche, come BaSO₄ (solfato di bario), TiO₂ (biossido di titanio) e Al(OH)₃ (idrossido di

alluminio), non si sciolgono in acido cloridrico diluito. Tali composti costituiscono il cosiddetto "residuo insolubile", un

termine utilizzato per indicare tutto ciò che resta indissolto dopo le operazioni di separazione del primo gruppo

cationico durante l’analisi sistematica qualitativa.

Riconoscimento del BaSO₄

Poiché il solfato di bario è insolubile in HCl, per identificarlo è necessario un trattamento con carbonato di sodio

(Na₂CO₃) ad alta temperatura si prende una piccola quantità della sostanza (circa tre punte di spatola) e la si

→

miscela con una soluzione concentrata di Na₂CO₃ (preparata con soluzione 2M e solido). La miscela viene scaldata

fino a ebollizione per circa 10 minuti, mescolando spesso e mantenendo costante il volume con aggiunta d’acqua. In

questa fase, avviene uno scambio ionico in cui BaSO₄ si trasforma in BaCO₃ (carbonato di bario), insolubile, e SO₄²⁻

che resta in soluzione.

Dopo il raffreddamento la miscela viene filtrata. Sul filtrato, contenente gli ioni solfato, si effettua la ricerca dei

→

solfati aggiungendo BaCl₂, che in presenza di SO₄²⁻ forma un precipitato bianco di BaSO₄ (tipico saggio per anioni

del VI gruppo).

Il residuo sul filtro contiene BaCO₃ : questo viene lavato, trattato con HCl diluito e, sul filtrato, si esegue la ricerca del

bario (Ba²⁺) aggiungendo H₂SO₄ diluito, che restituisce nuovamente BaSO₄ bianco.

In alternativa, si può riconoscere il Ba²⁺ anche via secca, tramite il saggio alla fiamma, che dà una colorazione

giallo-verde caratteristica.

Riconoscimento del TiO₂

Il biossido di titanio è anch’esso insolubile in HCl. Il suo riconoscimento si basa su una reazione di fusione con

KHSO₄ (idrogenosolfato di potassio) si prende una piccola quantità di TiO₂ e si miscela in una capsula con circa

→

tre volte il suo volume di KHSO₄.

Si riscalda per 5-10 minuti, durante i quali il KHSO₄ si decompone, formando pirosolfato di potassio (K₂S₂O₇), che

rilascia SO₃. Questo reagisce con il TiO₂ per formare Ti(SO₄)₂, una forma solubile del titanio.

Dopo il raffreddamento il residuo viene trattato con acqua, filtrato, e al filtrato si aggiunge acqua ossigenata

→

(H₂O₂ al 30%). La reazione con H₂O₂ porta alla formazione di acido perossotitanico, che si manifesta con una

colorazione giallo-arancio, indicativa della presenza del titanio.

Riconoscimento di Al(OH)₃ o Al₂O₃

Anche l’idrossido di alluminio e l’ossido di alluminio sono insolubili in HCl diluito. Per identificarli si segue una

procedura simile a quella del titanio: si fonde una miscela della sostanza con KHSO₄ (tripla quantità), riscaldandola

per 5-10 minuti. Anche in questo caso si sviluppano SO₃ e pirosolfato, che reagiscono con Al₂O₃ formando

Al₂(SO₄)₃, solubile in acqua. Dopo la fusione e il raffreddamento, il residuo viene trattato con acqua.

Sulla soluzione ottenuta si effettua la ricerca dello ione Al³⁺, portando il pH intorno a 9 con ammoniaca o tampone

ammoniacale, che provoca la formazione di un precipitato gelatinoso di Al(OH)₃ (tipico della precipitazione del III

gruppo cationico).

PRECIPITAZIONE IDROSSIDI

La precipitazione degli idrossidi metallici, come quello di alluminio, viene solitamente effettuata in presenza di

ammoniaca (NH₃) e cloruro di ammonio (NH₄Cl). Questo trattamento avviene a caldo, con lo scopo di eliminare

l'eccesso di ammoniaca più facilmente, poiché il riscaldamento ne favorisce l’evaporazione.

In soluzione, l’ammoniaca agisce come una base debole, dissociandosi secondo l’equilibrio: NH₄OH NH₄⁺ + OH⁻

⇄

La presenza contemporanea di NH₄Cl contribuisce a tamponare il pH del sistema, stabilizzandolo intorno a 8,5–9,0.

Questo equilibrio controllato è fondamentale per evitare precipitazioni indesiderate di altri ioni o la solubilizzazione

dell’idrossido una volta formato.

Nel caso dell’alluminio, l’aggiunta degli ioni OH⁻ (provenienti dalla dissociazione dell’ammoniaca) porta alla

formazione dell’idrossido di alluminio, un composto poco solubile con un prodotto di solubilità molto basso (Kps =

10⁻³²). La reazione è la seguente: Al³⁺ + 3 OH⁻ Al(OH)₃

⇄

Il precipitato che si ottiene è un solido bianco, gelatinoso, molto finemente disperso. Proprio per questo motivo può

essere difficile da individuare a occhio nudo: il precipitato non appare denso o opaco come altri, ma piuttosto

traslucido, quasi invisibile a un’osservazione superficiale.

Per questo è importante esaminare con attenzione la provetta: l’assenza apparente di precipitato non implica

necessariamente l’assenza dello ione Al³⁺. Bisogna tenere conto che l’idrossido di alluminio può formarsi anche in

quantità minime e in forma molto dispersa.

RICONOSCIMENTO DEGLI ANIONI DEI GRUPPI VII E VI

L'analisi qualitativa degli anioni si basa sull’impiego di reazioni chimiche specifiche in grado di identificare la

presenza di determinati ioni all'interno di un campione. È fondamentale evitare la compresenza di specie ossidanti e

riducenti, che potrebbero reagire tra loro e causare la scomparsa di una delle due. Per questo, spesso si opera in

ambiente fortemente alcalino, così da ridurre la reattività delle specie ossidanti.

Gli anioni sono suddivisi in 5 gruppi analitici:

1.​ anioni VII gruppo : alogenuri

2.​ anioni VI gruppo : solfati, solfuri, solfiti, metabisolfiti, tiosolfati

3.​ anioni V gruppo : fosfati, nitriti, nitrati

4.​ anioni IV gruppo : acetati, carbonati

5.​ anioni III gruppo : borati

ANIONI DEL GRUPPO VII – ALOGENURI (CL⁻, BR⁻, I⁻, F⁻)

Gli alogeni sono identificati tramite reazioni di precipitazione con nitrato d’argento (AgNO₃) in ambiente acido (pH =

0). Il test va eseguito su una soluzione acquosa acidificata con acido nitrico diluito. La formazione di un precipitato

indica la presenza di uno specifico alogenuro:

-​ Cloruri (Cl⁻): precipitato bianco di AgCl, solubile in ammoniaca diluita (0.5N)

-​ Bromuri (Br⁻): precipitato giallo chiaro di AgBr, insolubile in ammoniaca diluita, ma solubile in ammoniaca

concentrata (8N)

-​ Ioduri (I⁻): precipitato giallo intenso di AgI, insolubile in ammoniaca anche concentrata.

Per confermare la presenza, si può sciogliere AgCl in ammoniaca e successivamente acidificare con HNO₃ per

verificare la riprecipitazione del cloruro d’argento.

Interferenze e precauzioni è importante bollire la soluzione prima della prova per eliminare eventuali interferenze

→

da solfuri o biossidi. Inoltre, una semplice opalescenza non è sufficiente per considerare positivo un