Determinacion de Hierro en Un Oxido Mineral

Química Analítica y Laboratorio

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ASIGNATURA:

QUÍMICA ANALITICA Y LABORATORIO

CATEDRÁTICO:

DRA. ALIDA ELIZABETH CRUZ PEREZ.

EQUIPO

INTEGRANTES:

JAZMÍN ORAMAS JIMÉNEZ

BIBI KENLY MENDOZA DE LA CRUZ

PRÁCTICA

DETERMINACIÓN DE HIERRO EN UN OXIDO MINERAL

ELABORACIÓN

31 DE JULIO DEL 2012.


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DETERMINACIÓN DE HIERRO EN UN

OXIDO MINERAL

INTRODUCCIÓN:

El hierro contenido en una muestra puede analizarse mediante, la

determinación gravimétrica del hierro la cual implica la precipitación del

hidróxido de hierro (III), (color pardo rojizo; Kps= 4x 10-38 ), a partir de una

disolución básica. El precipitado formado se calcina después para producir

Fe2O3. Los minerales de hierro por lo general se disuelven en acido clorhídrico

o nítrico y para oxidar el hierro al estado de +3 se utiliza el bromo. El

precipitado se lava con agua que contiene una pequeña cantidad que contiene

nitrato de amonio para prevenir la peptización (un proceso generalmente indeseado,

en el que un precipitado cristalino al entrar en contacto con el disolvente frío, retorna a su

primitiva forma coloidal. Al suceder esto la sustancia puede pasar por el lecho filtrante. Ello

lleva al proceso de redispersión de una sustancia recién precipitada, que da lugar a la

formación de un coloide, que se lleva a cabo mediante agentes adecuados, generalmente

suele ser una sustancia que tenga un ion común con el precipitado). La filtración se realiza

utilizando un papel de filtración rápida. El precipitado se calcina y el papel se

quema a muy altas temperaturas para remover totalmente el agua.

La precipitación comienza alrededor de pH=2. El óxido hidratado es

gelatinoso, posee carácter básico débil y puede tener impurezas ocluidas, por

la gran superficie que presenta. Cuando se sospecha la presencia de

impurezas, el precipitado inicial se disuelve en ácido y se vuelve a precipitar.

Así, la contaminación por oclusión disminuye. El empleo de Fe2O 3 (s) como

forma pesable requiere que todo el hierro esté en estado de oxidación +3.

2Fe3+ + 6 NH3 + 3H2O → Fe2O3(s) . xH2O + 6 NH4+ Fe2 O3(s) . xH2O → Fe2 O3 (s) + xH2O↑ a 900 C


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FUNDAMENTOS TEORICOS

ANTECEDENTES

HISTORIA:

Probablemente es correcto decir que nuestro actual modo de vida “ha caído del

cielo”. Con toda probabilidad el descubrimiento del hierro se hizo por

calentamiento fortuito de rocas que eran meteoritos de ferroníquel.

Hay pruebas de que las hojas de hierro de las hoces se utilizaron en Egipto,

desde hace casi 5000 años. En 1100 a.de C., el hierro se emplea generalmente

en armas y útiles de labranza. Esta fecha es la que se da generalmente para

marcar el comienzo de la Edad del Hierro. Anteriormente el hierro era

demasiado raro y valioso para ser usado ampliamente; en el antiguo Egipto se

utilizo en joyería y armaduras.

PRESENTE:

Se han encontrado grandes yacimientos de dos minerales con alto contenido

en hierro: la hematites, rojo ladrillo, que contiene Fe2O3, y la magnetita negra,

que contiene Fe3O4. El descubrimiento de estos minerales que pueden

contener más de 52 por ciento de hierro, ha tenido una gran repercusión en el

progreso de las naciones. Alrededor de las grandes minas hay enormes

cantidades de taconita, mineral de baja calidad de donde procede el hierro. La

taconita es una formación de roca muy dura en la que se encuentran

incrustados silicatos de hierro que proporcionan hasta 32 % de hierro.

PREPARACIÓN DEL MINERAL:

Para aumentar la eficiencia de la extracción del hierro de sus minerales se han

ideado métodos muy importantes de concentración del mineral para separar la

mena de la ganga. Cuando la densidad del mineral es mayor que la de la

ganga, se usa la separación por gravedad. Otro proceso es el de flotación. Un

último método de beneficio es el de la separación magnética. Para conservar

las fuentes de mineral de alta calidad se ha ideado el sinterizado. Con este


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método, las partículas muy pequeñas de mineral que antes fueron desechadas

como desperdicios, se calientan hasta llegar a fundirlas en grandes bolas más

fáciles de manejar. Estas bolas tienen aproximadamente el tamaño de una gota

de limón. La fundición o reducción de los óxidos se lleva a cabo en altos

hornos.

MÉTODOS GRAVIMÉTRICOS DE ANÁLISIS

1. Definición del Método Gravimétrico o Gravimetría.

La gravimetría es una de las pocas técnicas absolutas de análisis que existe,

por lo que es extremadamente importante. Se basa en provocar la separación

de un componente mediante una precipitación.

Esta operación de precipitación requiere el cumplimiento de las siguientes

condiciones

La precipitación debe ser cuantitativa.

Sólo debe precipitar el componente deseado (selectividad)

El producto final debe tener una fórmula definida.

1.1. Tipos de Método Gravimétrico.

Directo:

Es el procedimiento mediante el cual se mide la masa del analito colocándolo

sobre una balanza. Ejemplo: Determinación de sólidos suspendidos en aguas

residuales. En el caso de que el analito sea un ión acuoso disuelto en la

solución se convierte químicamente en una forma sólida pesable.

Indirecto:

Este método permite medir la cantidad de analito por su cambio en masa

debido a la pérdida de ésta. Ejemplo: Determinación de calcio en antiácidos. El

problema de mayor importancia en el análisis gravimétrico es la formación de

precipitados puros y que se puedan filtrar. Por ello es elemental el estudio de la

precipitación de sustancias.

2. Precipitación.


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Es el resultado de rebasar el producto de solubilidad de un ión en solución,

convirtiéndose éste en un sólido insoluble. En otras palabras, es la formación

de una segunda fase dentro de una primera fase. El agente precipitante o

reactivo precipitante debería reaccionar específicamente, o al menos

selectivamente, con el analito. Son pocos los reactivos específicos que

reaccionan con una especie química. Además de especificidad el reactivo

precipitante ideal debe dar un producto tal que:

1. Sea fácilmente filtrable y lavable.

2. Tenga una solubilidad lo suficientemente baja para que la pérdidas del

analito durante la filtración y el lavado sean despreciables.

3. No reaccione con componentes atmosféricos.

4. Tenga una composición conocida después de secar o calcinar.

El precipitado se forma conforme a la ecuación de la reacción química del ión a

precipitar con el agente precipitante, por ejemplo, para la determinación de ión

sulfato con ión bario: Pero, ya que no existen reacciones absolutamente

irreversibles, cierta parte de los iones a precipitar quedan en la solución. Su

cantidad será tanto menor cuanto menos soluble sea el precipitado en cuya

composición entran estos iones. De tal forma que, por más baja que sea la

solubilidad del precipitado, siempre una parte del ión quedará en solución

reduciendo el resultado del análisis. Es posible disminuir estas pérdidas

haciendo uso del principio de Le Chatelier, al agregar un exceso del agente

precipitante. De acuerdo a este principio, al aumentar la concentración de los

iones precipitantes en la solución que se encuentra por encima del precipitado,

el equilibrio se desplaza hacia la derecha de la reacción de precipitación,

logrando de esta manera la disminución de la concentración del ión a precipitar,

reduciendo con ello las pérdidas de precipitado a un nivel aceptable.

3. Condiciones de la Precipitación.

En el curso de un análisis gravimétrico es necesario que en la precipitación

ocurra una transformación cuantitativa de la sustancia a determinar en un

precipitado. Sin embargo, esto puede ser obstaculizado por una serie de


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factores de los cuales unos pueden causar pérdidas de masa que llevan a

resultados reducidos y otros, por el contrario, aumentan la masa del

precipitado, llevando a resultados exagerados. La disminución de la masa del

precipitado es causada como consecuencia de:

a. La reversibilidad de la reacción de precipitación.

b. Solubilidad del precipitado.

c. Formación de coloide.

JUSTIFICACIÓN

El hierro se denomina pocas veces gravimétricamente debido a los excelentes

métodos volumétricos de que dispone para su determinación y a los muchos

cationes que interfieren en su gravimetría. El análisis de minerales, no

obstante, se lleva a cabo la determinación de R2O4, que es la forma

convencional de expresar la mezcla de óxidos que precipita con amoniaco.

Estos son principalmente, los óxidos de hierro, aluminio, cromo y titanio. La

determinación gravimétrica de hierro se incluye en general en los cursos

cuantitativos porque su técnica y sus errores son los mismos que se

encuentran en la determinación de R2O4.

El hierro (III) precipita como óxido hidratado cuando se aumenta el pH de la

disolución que lo contiene. El precipitado coloidal que se obtiene es gelatinoso

y posee una estructura molecular indefinida. El agua se encuentra unida

química y físicamente en el precipitado y la estructura de este se puede

representar de diferentes formas; no siendo la fórmula habitual Fe (OH)3 . x

H2O. La precipitación en consecuencia tiene lugar a partir de disoluciones

extremadamente sobresaturadas, y la digestión no llega a modificar

apreciablemente la naturaleza del precipitado. La velocidad de adición del

reactivo precipitante tiene poca influencia sobre las características físicas del

óxido hidratado. La ebullición contribuye a coagular el precipitado y la

consecuencia ayuda a disolver iones extraños adsorbidos.


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OBJETIVO DE LA PRÁCTICA:

1.- El objetivo de esta práctica es calcular el porcentaje de hierro en una

muestra acuosa mediante un análisis gravimétrico y poner en práctica los

procedimientos experimentales más relevantes empleados en los métodos

gravimétricos (redox, equilibrio químico, solubilidad).

2.- Ejercitarse en las operaciones básicas de disolución, precipitación, filtración,

lavado y calcinación, que se llevan a cabo en gravimetría.

CONSIDERACIONES TEÓRICAS:

El método de determinación de hierro al estado de óxido férrico consta del

tratamiento de la solución caliente que contiene hierro al estado férrico, con un

pequeño exceso de amoníaco, para precipitar hidróxido férrico.

Fe+++ (ac) + 3 OH- « Fe(OH) 3 (s)

FeCl3 (ac) + 3 NH3 (ac) + 3 H2O (l) « Fe(OH) 3 (s) + 3 NH4Cl (ac)

El hidróxido férrico hidratado no ha sido aislado. Puede considerarse que la

fórmula corresponde al óxido hidratado Fe2O3.xH2O

El potencial del sistema Fe(III) / Fe(II) es bastante elevado en medio ácido,

pero disminuye al aumentar el pH por estabilizarse el Fe(III) en forma de

hidróxido. En medio alcalino, el sistema se hace tan reductor que el Fe(II),

estable en medio ácido, es oxidado rápidamente por el oxígeno disuelto o el

ambiente.

Esto también se observa en la reacción:

3 Fe++ + NO3 - + 4 H+ → 3 Fe+++ + NO + 2 H2O

Aquí se hace evidente que un aumento en la concentración de oxhidrilos

acarrea el desplazamiento del equilibrio hacia la derecha. El catión amonio

disminuye la concentración de oxhidrilos en el medio y no se alcanza el


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producto de solubilidad del hierro en estado ferroso, esto es, del Fe(OH)2 (Kps

= 14,7) por lo que es necesaria la oxidación a estado férrico. Para su

precipitación cuantitativa el hierro debe estar totalmente oxidado a Fe+++, pues

el Fe++ precipita incompletamente con amoníaco en presencia de sales de

amonio por su elevado producto de solubilidad, mientras que el Fe+++ al

estado de Fe(OH) 3 presenta un producto de solubilidad de 10-36. De aquí se

debe que las pérdidas por solubilidad en los lavados sean despreciables.

El óxido férrico hidratado es un ejemplo típico de coloide floculado. Los

términos hidróxido y óxido hidratado se usan a menudo como sinónimos.

Estrictamente hablando un hidróxido metálico tiene una composición definida,

correspondiente a la fórmula química. Los precipitados de los hidróxidos de

metales tetravalentes, trivalentes y muchos divalentes no se obtienen nunca

como tales, sino como óxidos hidratados, altamente voluminosos.

Estos precipitados no tienen composición estequiométrica definida, sino que

consisten de óxido e hidróxido de metal con cantidades variables de agua. Ésta

puede encontrarse unida en parte químicamente y en parte físicamente (por

adsorción) y la cantidad de agua contenida en el precipitado depende de la

forma de precipitación y del envejecimiento antes de la filtración.

El precipitado Fe2O3.xH2O ya se forma en medio ácido debido a las

características ácidas del catión Fe+++. Aparece al principio en fase dispersa,

pero al calentar, en presencia de electrolitos, coagula en una masa gelatinosa

que sedimenta. Si el calentamiento se prolonga, los coágulos se rompen

formando partículas pequeñas, por lo que se calienta hasta la agregación de

partículas coloidales primarias, luego se retira el calor, dejándose sedimentar

hasta que se enfría.

OTRAS APLICACIONES


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Varios metales se precipitan en forma de oxido hidratado con el

amoniaco. Los hidróxidos de aluminio y de cromo son anfoteritos, por lo que se

debe evitar un exceso de amoniaco que podría redisolverlos. La precipitación

con amoniaco se emplea para la separación cuantitativa del hierro y otros

elementos, de los cationes alcalinos y los alcalinotérreos en el análisis de roca

como la piedra caliza.

Principio:

La muestra que contiene óxido de hierro se disuelve con ácido clorhídrico, se

oxida al estado de hierro (III) y se precipita con amoniaco. El precipitado de

óxido hidratado se filtra, se lava con nitrato amónico diluido y se calcina a

Fe2O3.

Procedimiento

Se pesan por separado tres muestras secas de 0.5 g de un oxido mineral

desconocido y se colocan en vasos de precipitados de 250 ml. Para disolver

cada muestra, se agregan 5ml de agua y 20 ml de ácido clorhídrico

concentrado, se tapa con un vidrio de reloj y se calienta no hay que hervir ni se

debe permitir que la solución se evapore a menos de 5 ml. Si todavía queda un

residuo después de unos 30 min de calefacción, se diluye a 50 ml y se filtra. Se

lava con ácido clorhídrico diluido (1:100) hasta que el papel no presenta color

amarillo. Si queda residuo de color pardo obscuro o rojo es prueba de que no

se disolvió totalmente el óxido de hierro.

Se diluye la solución a unos 150 ml se añaden 2 ml de ácido nítrico y se hierve

para oxidar todo el Fe (II) a Fe (III). Sin interrumpir la ebullición y agitando, se

añade lentamente disolución de amoníaco diluido (1:3) filtrada. Se continúa la

adición hasta que la disolución es débilmente alcalina al tornasol y huele a

amoníaco.

Se necesitan unos 30 ml. Se continúa hirviendo durante 1 min y luego se deja

que sedimente el precipitado. Se convierte el líquido sobrenadante por un papel

filtro sin cenizas, de poro grueso. Se lava el precipitado en el vaso varias veces

con nitrato de amonio al 1% en caliente decantando cada lavado por el mismo

filtro. Se continúan los lavados hasta que una porción del filtrado no de

reacción positiva de cloruros en el ensayo con nitrato de plata en medio nítrico.


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Entonces se pasa el precipitado al papel de filtro con un chorro de fino de

disolución de lavado y ayudándose con la varilla de vidrio.

Se colocan el precipitado y el papel de filtro en un crisol de porcelana

previamente calcinado y pesado. Se seca y carboniza el papel a una

temperatura baja y se calcina durante 20 min a toda llama de un mechero. Se

deja enfriar en un desecador y se pesa. Se repite la calcinación por periodos de

15 min hasta peso constante. Se calcula el tanto por ciento de hierro en la

muestra.

Errores

La coprecipitación de iones ajenos debida a la absorción durante la

precipitación puede acusar errores graves. Sin embargo, la coprecipitación se

puede mantener al mínimo utilizando algunos de los procedimientos descritos

anteriormente. Por lo general, la precipitación de lleva a cabo en solución acida

para que de esta manera las partículas tengan una carga positiva y los cationes

se absorban con menor fuerza. La reprecipitación de utiliza para liberar al

precipitado de impurezas absorbidas, ya que el oxido se puede disolver con

facilidad en los ácidos. El carbono del papel filtro puede reducir con facilidad el

oxido de hierro (III).

El hidróxido de Fe (II) no precipita de un modo completo, por lo cual una

oxidación incompleta a lugar a resultados bajos.

Un gran exceso de amoniaco puede precipitar a otros metales.

El precipitado gelatinoso es difícil lavar hasta que está exento de

impurezas y debido a su naturaleza coloidal se solubiliza si no se lava con un

electrolito.

El óxido de hierro (III) se reduce fácilmente durante la ignición del papel

3Fe2O3 + 2C = 2Fe3O4 + 2CO

Formando Fe3O4 o incluso Fe metálico


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INTERFERENCIAS

1.- Otros metales que forman óxidos hidratados análogos deben estar

ausentes ejemplo: aluminio, cromo, titanio y zirconio.

2.- Los fosfatos y los arseniatos precipitan como sales de Fe(III) y dan

lugar a resultados erróneos por exceso.

3.- Los ácidos tartárico, cítrico, oxálico y otras sustancias orgánicas que

complejan el hierro impiden su precipitación completa y dan lugar a resultados

bajos.

.

LISTA DE MATERIALES, REACTIVOS Y EQUIPO:

a) LISTA DE MATERIALES


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1 vaso de precipitado de 500 ml

2 vaso de precipitado de 250 ml

1 Mechero de Bunsen

1 Manguera de Látex

1 Soporte Universal

1 Espátula

1 Vidrio de Reloj

1 Termómetro

1 Parrilla de calentamiento con agitación

1 Agitador Magnético

Papel PH

1 Probeta de 100 ml

1 Agitador

b) REACTIVOS

Agua Purificada Fría

Aceite de Oliva

Cera

Colorante

Hidróxido de Sodio (NaOH).

c) EQUIPO

Bata blanca

Gogles

Guantes

DESARROLLO:

.OBSERVACIONES:

ESQUEMAS:

FOTOS DE PROCEDIMIENTOS


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BIBLIOGRAFÍA:

1. Beyer Walter, Manual de Química Organica, editorial reverte, sa edición

alemana.

2. Durst H Dupon, Química Experimental,

3. Fundamentos de Química Orgánica.

Douglas A. Skoog; Donald M. West; F. James Holler y Stanley R. Crouch,

FUNDAMENTOS DE QUÍMICA ANALÍTICA. Editorial THOMSON. México

2005.pp. 317-334

R. A. Day, Jr. ; A.L. Underwood. QUIMICA ANALITICA CUANTITATIVA

Ediciones PRENTICE HALL. Hispanoamericana. 1989. pp. 90-124.

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