UNIDAD II 2.1 Quimica Minera

QUIMICA MINERA DOCENTE: MIREYA COLLAO B.

INGENIERIA EN MINAS

UNIDAD Nº 2

METODOS DE ANALISIS APLICADOS EN MINERIA

2.1.- ANALISIS GRAVIMETRICO

2.1.1 INTRODUCCION

Fundamentos del análisis gravimétrico

Los métodos gravimétricos de análisis, es decir aquellos que se basan en la medida de la masa, se pueden clasificar en dos tipos: de precipitación y de volatilización.

En los métodos de precipitación el analito se convierte en un precipitado poco soluble, que se filtra, se purifica, se convierte en un producto de composición conocida (mediante un tratamiento térmico), y finalmente se pesa. A partir de la masa de este producto se determina la cantidad original del analito.

Para que una gravimetría por precipitación dé un resultado satisfactorio han de cumplirse las siguientes condiciones:

a) El precipitado que se origina en el seno de la disolución problema, y que sirve para separar el componente a determinar, ha de tener una solubilidad pequeña.

b) Que se pueda separar fácilmente el precipitado de la disolución por filtración de la misma, y que el lavado de éste permita eliminar las impurezas.

c) Que la cantidad de analito que no precipite no sea detectable.d) El precipitado aislado y puro ha de poder convertirse en una especie química que se

pueda pesar con un pequeño error.

En los métodos de volatilización el analito, o los productos de su descomposición, se volatilizan a una temperatura adecuada. A continuación, el producto volatilizado se recoge y pesa, o bien se puede determinar el peso del producto indirectamente a partir de la pérdida de peso de la muestra (un ejemplo de este último método es la determinación del contenido en humedad).

Las gravimetrías de precipitación son mucho más utilizadas que las de volatilización, por este motivo en este tema nos centraremos en las primeras.

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Concepto del análisis gravimétrico

Conjunto de operaciones que tiene por objeto conocer la concentración en que se encuentran los componentes de una muestra basándose en el peso de cada uno. Abarca una variedad de técnicas en la que la masa de un producto se utiliza para determinar la cantidad original de analito.

Está basado en la Ley de las proporciones definidas, que establece que, en cualquier compuesto puro, las proporciones en peso de los elementos constituyentes siempre son las mismas, y en la Ley de la consistencia de la composición, que establece que las masas de los elementos que toman parte en un cambio químico muestran una relación definida e invariable entre sí.

El análisis gravimétrico consiste en determinar la cantidad de un elemento o compuesto presente en una muestra, eliminando todas las sustancias que interfieren y convirtiendo el constituyente o componente deseado en un compuesto de composición definida, que sea susceptible de pesarse.

Los cálculos se realizan en base a los pesos atómicos y moleculares, y se fundamentan en las relaciones pondérales (estequiometría) de las reacciones químicas.

2.1.2 SOLUBILIDAD Y PRECIPITACION

Cuando se tiene un sólido en presencia de una disolución, en equilibrio con las especies disueltas, la cantidad o concentración del sólido contenido en la disolución determina su solubilidad, expresándose ésta normalmente en g/l ó mol/l.

Hay sales que al disolverlas en agua se disuelven solo parcialmente y la parte disuelta se disocia completamente estableciéndose un equilibrio entre el soluto sólido y el soluto disuelto disociado.

Para un electrolito MA, que se disuelve y se disocia según las siguientes ecuaciones:

MA(s) MA soluble M+ + A-

El producto de la concentración de los iones en solución, en equilibrio con el soluto solido corresponde a la constante del producto de solubilidad (Kps), la concentración de un sólido en sí mismo es constante formando parte del Kps y solo se consideran los iones disueltos

[MA] = cte. [M+] · [A-] = cte. = Kps

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http://www.monografias.com/trabajos11/tdequim/tdequim.shtml#REACC

http://www.monografias.com/trabajos15/definiciones-fisica/definiciones-fisica.shtml

http://www.monografias.com/trabajos11/tebas/tebas.shtml

http://www.monografias.com/trabajos2/mercambiario/mercambiario.shtml

http://www.monografias.com/trabajos4/leyes/leyes.shtml

http://www.monografias.com/trabajos4/leyes/leyes.shtml


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En un proceso de precipitación el equilibrio está caracterizado por la constante del producto de las concentraciones, a una temperatura fija.

Producto de solubilidad y solubilidad son dos magnitudes que miden la intensidad de un mismo proceso, el proceso de dilución. Cuando la parte soluble no disociada es pequeña la relación entre solubilidad y producto de solubilidad es sencilla:

MmAn m M+ + n A-

S m S n S

Siendo S la solubilidad que viene dada en moles/litro

Kps = [M+]m · [A-]n = (m · S)m · (n · S)n = mm · nn · S(n + m)

Por lo tanto: S = K

m ns

m n

n m

•

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Ejercicios:

a) Calculo de Kps a partir de la solubilidad

La solubilidad del AgCl es 0,0019 gr por litro a 25ºC. Calcular el producto de solubilidad para el AgCl (PM = 143,323 gr/mol)

En una solución saturada, cada mol de AgCl disuelto da un mol de Ag+ y uno de Cl- y la concentración molar del AgCl es igual a la de Ag+ y a la concentración molar de Cl-

[AgCl] = 0,0016 = 1,326 x 10-5 M 143,323

AgCl Ag+ + Cl- Kps = [Ag+] [Cl-] = 1,326 x 10-5 x 1,326 x 10-5 = 1,76 x 10-10

b) Calculo de solubilidad a partir del Kps

Calcule la solubilidad en gramos por litro del sulfuro arsenioso (As2S3) si su Kps es 1,1 x 10-33 a 25°C

Sea S la solubilidad molar de la sal. Entonces: As2S3 2 As+3 + 3 S-2 2X 3X

[2X]2 x [3X]3 = 1,1 x 10-33 X = 1,004 x 10-7 M

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Para convertir la solubilidad molar a gr por litro se multiplica por el peso formula de la sal, que es 246,036 gr/mol

S = 2,470 x 10-5 gr/lt de As2S3 en una solución saturada.

Condiciones de precipitación y de disolución

Una disolución saturada es aquella que no admite más iones en la disolución. Sobresaturación es una situación en la que la concentración de los iones es mayor que la del equilibrio de solubilidad, es una situación inestable o metaestable.(equilibrio débilmente estable)

Puesto que Kps rige el equilibrio que se establece en una disolución saturada, si este equilibrio se rompe por disminución de las concentraciones iónicas de la parte disuelta se disolverá más sólido hasta recuperar el equilibrio.

Si aumentan dichas concentraciones iónicas precipitará la parte disuelta hasta alcanzar nuevamente el equilibrio.

Es decir:

P.I. > Kps precipita

P.I. = Kps equilibrio, saturación

P.I. < Kps no precipita, disolución

Factores que influyen o modifican la solubilidad

1.- Adición de más disolvente:

[C] = N° de moles al aumentar el volumen disminuye la concentración, el equilibrio se Volumen desplazaría hacia la derecha: MA M+ + A-

2.- La temperatura:

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En la mayoría de los casos la solubilidad de una sustancia sólida aumenta con la temperatura; en los gases la solubilidad disminuye al aumentar la temperatura.

Al aumentar la temperatura aumenta el producto de solubilidad, Kps, y por lo tanto el producto iónico es inferior al producto de solubilidad. Para guardar el equilibrio se tiene que disolver sustancia hasta que se igualen el producto de solubilidad y el producto iónico.

3.- La presión:

Para fines prácticos, la presión externa no tiene influencias sobre la solubilidad de líquidos y sólidos pero si influye sobre la solubilidad de los gases. De acuerdo a la ley de Henry: la solubilidad de un gas en un líquido es proporcional a la presión del gas sobre la disolución

4.- La adición de un ion común (efecto del ion común):

Como en cualquier otro equilibrio, el principio de Le Chatelier gobierna también el equilibrio de la solubilidad. De forma que la adición de una solución salina de alguno de los iones constituyentes de la sal, (ión común), desplazara el equilibrio hacia la izquierda y provocara la precipitación de la sal. Se utiliza mucho en química analítica para precipitar completamente un ión, dejando otro u otros en solución.

Es la formación de precipitado al añadir exceso

de reactivo precipitadoKps = [A-] · [M+]

M+

M+ A-

MA

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Q (cantidad de soluto)

Tª

CURVA DE

SATURACIÓN


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Existe un límite de exceso de precipitado.

MA M+ + A-

M+

Ejemplo: El Kps del cromato de plata es 3,65 x 10-12. Calcular la concentración del ion plata en una solución acuosa saturada con cromato de plata y 0,02 M en iones cromato

Ag2CrO4 2Ag+ + CrO4-2

[Ag+] = 2X [CrO4-2] = 0,02 + X despreciable frente a 0,02

Kps = [Ag+]2 [CrO4-2] = 3,65 x 10-12. [Ag+]2 = 3,65 x 10 -12.

0,02[Ag+] = 1,35 x 10-5 M

5.- El pH

El pH es un factor importante cuando se adiciona ácido a las sales que proceden de un ácido débil.

Ejemplo: consideremos el efecto del acido cianhídrico sobre la solubilidad del cianuro de plata

AgCN Ag+ + CN- Kps = 7.2·10-11

Añadimos HCN

Kps = [Ag+] · [CN-] [Ag+] = K

CN

ps

H+ + CN- HCN Ka = 2.1·10-9 =

H CN

HCN

• [CN-] =

K HCN

Ha •

De las dos deducciones anteriores y de que [Ag+] [HCN] se deduce:

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+


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[Ag+] =

K H

K HCN

ps

a

•

•

[Ag+]2 = K

Kps

a

· [H+] [Ag+] = (*)

Calcular la solubilidad del cianuro de plata en una solución de pH = 1

[H+] = 10-pH [H+] = 0,1M Aplicando ecuación (*)

[Ag+] = 7,2 x 10 -11 x 0,1 = 5,86 x 10-2 M 2,1 x 10-9

La solubilidad del AgCN en medio acuoso es 8,5 x 10-6 M, es decir la solubilidad aumenta con la acidez

Precipitación fraccionada

En muchas ocasiones, es preciso separar por precipitación solo algunos de los iones presentes en una disolución, se aprovechan las diferentes solubilidades, es decir se basa en la gran diferencia entre los valores de Kps de las sales que se van a precipitar.

Comenzará a precipitar primero el que necesite menor concentración de precipitante para alcanzar su producto de solubilidad.

Ejemplo: Si se desean separar los iones Clˉ y Iˉ de una disolución, se puede hacer mediante la precipitación fraccionada de sus respectivas sales de plata, ya que sus productos solubilidades son : Kps (AgCl) = 1,8 x 10 -10 y Kps (AgI) = 1,5 x 10-16

Solución:

Dado que el AgI tiene un producto de solubilidad inferior será el primero que empiece a precipitar, según se vayan añadiendo a la disolución, lentamente, iones Ag+.Supongamos que inicialmente la concentración de cloruro es igual a la de ioduro y es 0,1 M. Para que el AgI empiece a precipitar: [Ag+] ≥ Kps AgI ≥ 1,5 x 10 -16 ≥ 1,5 x 10-15

[Iˉ ] 0,10

Y para que lo haga el AgCl:

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[Ag+] ≥ Kps AgCl ≥ 1,8 x 10 -10 ≥ 1,8 x 10-9

[Clˉ ] 0,10

Por lo tanto, es suficiente mantener la [ Ag+] por debajo de 1,8 x 10-9 mol/L, para conseguirla precipitación prácticamente total de AgI sin que precipite el AgCl.

Efecto del ión común

Como en cualquier otro equilibrio, el principio de Le Chatelier gobierna también el equilibrio de solubilidad. De forma que la adición a una disolución salina de alguno de los iones constituyentes de la sal, (ion común), desplazará el equilibrio hacia la izquierda y provocará la precipitación de la sal. Se utiliza mucho en química analítica para precipitar completamente un ion, dejando otros u otros en solución.

Ejemplo: Calcular la concentración del ion cloruro en una disolución saturada de AgCl a la que se añade una cantidad de AgNO3 tal que su concentración en ion plata aumenta en 2.5·10-4 M. El Kps (AgCl) = 1.56·10-10.

AgCl Cl- + Ag+

s s + 2.5·10-4

AgNO3 Ag+ + NO3-

s = Kps = 156 10 10. • = 1.25·10-5

AgCl Cl- + Ag+

( 1.25·10-5 + 2.5·10-4)

[Cl-] = K

Ag

ps

=156 10

26 25 10

10

5

. •

. •

= 5.9·10-7

2.1.3 GRAVIMETRIA DE PRECIPITACION

Como lo mencionamos anteriormente el analito (A) se debe separar físicamente de los demás componentes de la mezcla por medio de la precipitación, para disminuir la

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solubilidad del precipitado se agrega un exceso de reactivo (R); una vez precipitado el analito se debe filtrar fácilmente.

Es decir: a A + r R Aa Rr

Donde a es el número de moles de analito A que reacciona con r moles de reactivo R para formar AaRr o producto P. El producto P es una sustancia poco soluble que se pese después de secarla o calcinarla.

Por ejemplo, un cloruro soluble, como el cloruro de sodio, tratado con una sal soluble de plata, da un precipitado de cloruro de plata, que puede ser filtrado, lavado, desecado y pesado. La reacción química que se lleva a cabo se puede representar por la ecuación molecular:

NaCl + AgNO3 NaNO3 + AgCl (sólido)

(58,44) (169,87) (84,97) (143,32)

que indica que 143,32 partes en peso de cloruro de plata se obtienen de 58,44 partes en peso de cloruro de sodio, entonces, cualquier peso dado de cloruro de plata proviene de cloruro de sodio en la misma relación.

Ejemplo

¿Qué peso de NaCl dará lugar a 0,500 g de AgCl? Solución:g NaCl = 0,500 g AgCl x 58,44 g NaCl = 0,2039 g NaCl 143,32 g AgCl

El factor gravimétrico, NaCl / AgCl , es la relación del peso fórmula de la sustancia original, NaCl, a la sustancia pesada, AgCl; utilizando dicho factor se convertirá cualquier peso dado de AgCl en el peso de NaCl que lo origina. En términos generales:

g de sust. buscada = g de sust. pesada x a (PM de sustancia buscada) b (PM de sustancia pesada)

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en donde a y b son los coeficientes necesarios para representar la estequiometría de las sustancias involucradas en la reacción llevada a cabo. En el ejemplo, a = b = 1.

Ejemplo 2

Calcular el peso de BaCl2 que da lugar a 0,500 g de AgCl.

Solución: Cada mol de BaCl2 produce 2 moles de AgCl:

BaCl2 2AgCl(208,25) (2 x 143,32)

El factor gravimétrico en este caso es BaCl2 / 2AgCl ; de donde

g BaCl2 = 0,500 g AgCl x 208,25 g BaCl2 = 0,3633 g BaCl2

286,64 g AgCl

Factores gravimétricos

Un factor gravimétrico (o factor químico) puede definirse como el peso de una sustancia deseada equivalente al peso unitario de una sustancia dada. Los factores gravimétricos se obtienen con base en las siguientes reglas:

1. El factor gravimétrico está representado siempre por el peso atómico o el peso fórmula de la sustancia buscada por numerador y el peso de la sustancia pesada por denominador.

2. Aunque la conversión de la sustancia que se busca en la que se pesa se verifica mediante una serie de reacciones, solamente estas dos sustancias están implicadas en el cálculo del factor; no se tienen en cuenta las sustancias intermedias.

3. El número de veces que los pesos atómicos o formulares de las sustancias figuran en el numerador y en el denominador del factor, debe representar la estequiometría de la reacción química que se lleva a cabo.

Los factores gravimétricos son fundamentales para realizar los cálculos, especialmente cuando se hacen análisis repetidos de un determinado constituyente. (Ahorran tiempo y calculos)

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Por ejemplo, el factor Cl / AgCl = 35,45 / 143,32 = 0,2473 es el mismo para todas las determinaciones de cloro pesado en forma de cloruro de plata, independientemente de la forma original del cloro que se determina.

Cálculo de porcentajes

Puesto que el factor gravimétrico representa el peso del elemento o compuesto deseado equivalente a un peso unitario del elemento o compuesto pesado, puede calcularse el peso de la especie deseada a partir de cualquier peso de la especie pesada. El porcentaje

de esa sustancia presente en la muestra puede encontrarse dividiendo entre el peso de la muestra y multiplicando por 100.

Ejemplo

Una muestra de 0,400 g , que contiene cloruro, da un precipitado de cloruro de plata que pesa 0,250 g ; calcular el porcentaje de cloro en la muestra.

Solución: el peso de cloro en la muestra se calcula así

g Cl = g AgCl x [ Cl / AgCl ] = 0,250 x 0,2473 = 0,06184 g Cl

Este peso de cloro está contenido en 0,400 g de muestra; el porcentaje de cloro será entonces:

% Cl = 0,06184 x 100 = 15,46 % Cl 0,400

El cálculo del porcentaje de un constituyente deseado en un análisis químico que requiera una determinación gravimétrica se realiza por medio de la fórmula:

% = gramos de producto x factor gravimétrico x 100 Gramos de muestra

Cálculos referidos a la muestra seca

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Para las muestras que tienden a ganar o perder humedad con facilidad, los análisis en distintos tiempos y en condiciones diferentes de almacenamiento no resultan concordantes. Con estas muestras pueden seguirse dos procedimientos:

(1) dejar secar la muestra al aire hasta constancia de peso (2) desecar la muestra en una estufa a unos 110º C (procedimiento habitual).

Los constituyentes se determinan con referencia a la muestra seca y después pueden referirse a la muestra tal como se recibe, conocida la pérdida de peso por desecación, que se determina aisladamente.

Como en la desecación se elimina un constituyente de la muestra (el agua), los demás constituyentes quedarán en la muestra seca en una proporción superior a la que tenían en la muestra original.

Ejemplo

Una muestra de sal de Glauber comercial (Na2SO4 · 10H2O impuro) contiene el 20,0 % de SO3 . Una muestra exactamente de 1 g , desecada en estufa, deja un residuo que pesa 0,52 g. (a) Calcular el porcentaje de agua en la muestra. (b) Calcular el tanto por ciento de SO3 respecto a la muestra seca.

Solución:

(a) Para determinar el porcentaje de agua en la muestra, debemos tener en cuenta la cantidad de partida (1 g) y la cantidad obtenida por desecación (0,52 g)

% de agua = sh - ss x 100 = 48,0 % sh : sólido húmedo sh ss : sólido seco

(b) Para calcular el porcentaje de SO3 en la muestra seca (ss) tenemos:

% analito = gr muestra húmeda(sh) x % analito / gr muestra seca (ss)

% SO3 m. d. = 0,2 x 100 = 38,5 % 0,52

Métodos gravimétricos indirectos

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Algunos pares de sustancias difíciles de separar pueden determinarse indirectamente si cumplen con las siguientes condiciones:

(1) Pueden obtenerse conjuntamente en forma pura para la pesada (2) Contienen un elemento (ion) común que puede convertirse en otro producto y ser

pesado como tal(3) Pueden ser convertidas en una mezcla de otros compuestos puros, que se pesan

conjuntamente.

Por ejemplo, el sodio y el potasio pueden transformarse conjuntamente en cloruros (NaCl y KCl) que se pesan. Disuelta esta mezcla de cloruros y transformado el ion cloruro en cloruro de plata, se pesa de nuevo.

Los cálculos para estos métodos, y específicamente para este ejemplo, son los siguientes:

Sean: X = g de NaCl e Y = g de KClEntonces (X + Y) = g de NaCl + g de KCl

Luego se escriben los factores gravimétricos correspondientes:

G. AgCl procedentes de NaCl = X AgCl NaCl

G. AgCl procedentes de KCl = Y AgCl KCl

G. totales de AgCl X AgCl + Y AgCl NaCl KCl

Ahora se sustituyen los factores gravimétricos por valores numéricos

G. totales de AgCl = X 143,20 + Y 143,32 58,4 74,6

G. totales de AgCl = 2,4524 X + 1,9222 Y

Al ser conocidos los pesos de AgCl y de la mezcla de cloruros(X +Y), se resuelve fácilmente la ecuación para calcular X e Y (gramos de NaCl y KCl en la muestra). Una vez

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calculados los pesos de cloruro de sodio y cloruro de potasio, el resto de los cálculos gravimétricos pueden efectuarse de la manera usual.

Los métodos indirectos no deben aplicarse a la determinación de un constituyente que esté presente en cantidades muy pequeñas, pues cualquier error en la determinación del otro constituyente, aunque sea pequeño, se reflejaría como error importante de signo contrario en este constituyente.

Ejemplo

En el análisis de una muestra de feldespato que pesa 0,4150 g se obtiene una mezcla de KCl + NaCl que pesa 0,0715 g. De estos cloruros se obtienen 0,1548 g de K2PtCl6 .

Calcule el porcentaje de Na2O en el feldespato.

Solución:Sea x = peso del NaCl e y = peso de KCl, en los cloruros combinadosEntonces, como los dos cloruros pesan 0,0715 g , x + y = 0,0715g.

Ahora se calculan los gramos de KCl a partir del K2PtCl6:

g.KCl = g. K2PtCl6 x 2 PM KCl = 0,1548 x(2 x 74,555) = 0,0475 g. KCl(y) PM K2PtCl6 485,994

x + y = 0,0715g.Despejando x se tiene: x = 0,0240 g de NaCl

Luego se calcula el porcentaje de Na2O estableciendo el factor gravimétrico entre Na2O y NaCl , (fg = 0,530)

% Na2O= gr NaCl x (PM Na2O/2 PM NaCl) x 100 Masa muestra

% Na2O= 0,0240 x 0,530 x 100 = 3,07 % de Na2O 0,4150

2.1.4 GRAVIMETRIA DE VOLATILIZACION

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Este es un método muy sencillo cuando lo que se quiere es determinar el peso de una sustancia que fue sometida a calentamiento, simplemente se elimina el agua que la sustancia captó por la humedad del ambiente.

El agua es eliminada cuantitativamente de muchas muestras por calcinación. En la determinación directa se recoge en cualquiera de los distintos sólidos desecantes y su masa se determina a partir de la masa ganada por el desecante.

En el método indirecto la cantidad de agua se determina por la pérdida de masa de la muestra durante el calentamiento.

Este método es menos satisfactorio ya que debe suponerse que el agua es el único componente que volatiliza. Esta suposición con frecuencia es injustificada debido a que con el calentamiento muchas sustancias se descomponen, con el consecuente cambio de la masa, independientemente de la presencia de agua. No obstante, el método indirecto tiene un amplio uso en lo que es la determinación comercial de agua.

Se dice que cuando hay agua presente en cualquier sólido se puede encontrar química o físicamente enlazada.

1.- Agua físicamente enlazada:

Disuelta: Es cuando el agua se encuentra en la superficie del sólido, este ejerce una presión de vapor sobre el agua que va creciendo mientras aumenta la temperatura, a veces se vuelve difícil de eliminar.

De Oclusión: Esto pasa generalmente cuando se forman precipitados, la velocidad con que se forman a veces es muy rápida, esto hace que sean cristales grandes y retengan agua adentro de su cuerpo o en pequeñas cavidades, con altas temperaturas se hace posible la eliminación de la humedad de estos cuerpos.

De adsorción: Es cuando el agua se encuentra adsorbida al exterior de la partícula, aquí se ejerce una presión de vapor que aumenta con la temperatura esto se encuentra en equilibrio con sus alrededores, generalmente esta agua es elimina fácilmente de cualquier sólido.

2.- Agua químicamente enlazada:

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Cuando se tiene agua enlazada químicamente ya se habla de calores más elevados para poder eliminar el agua de la partícula, lo que pasa en estos casos es que las partículas de agua pasan a formar parte de la estructura química del sólido o sustancia.

Ya no son calores entre 100ºC a 110ºC, sino que estamos hablando de calores entre los 140ºC a los 400ºC. Esta puede ser de dos formas:

De Constitución: En este caso el agua no está presente, sino lo que hay son átomos de oxígeno e hidrógeno unidos al sólido, al calentar este sólido, se descompone y como producto saca agua, generalmente son temperaturas muy elevadas para llegar a descomponer los sólidos.

De Hidratación: El agua se encuentra enlazada a los iones del sólido, se encuentra tal como es y se requieren temperaturas un poco elevadas para eliminarla.

Generalmente el agua se encuentra unida de esta forma, A*nH2O, si se aplica una temperatura alrededor de los 140ºC, lo que pasa es que se descompone de esta manera, A*yH2O + xH2O, donde x+y = n, lo que pasó es que sólo se eliminó parte del agua, aquí se ve claramente que las moléculas de agua no poseen el mismo enlace químico, algunas necesitan calores más altos para poder ser desprendidas. Generalmente son temperaturas alrededor de los 400ºC que hacen posible la eliminación por completo del agua en el sólido

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APENDICE

I) EJERCICIOS RESUELTOS:

Solubilidad y precipitación

1.- El Kps del Ag2CrO4 vale 1.3·10-12. Calcular la solubilidad molar, la concentración molar de sus iones y solubilidad en gramos por 100 ml.

Ag2CrO4 2 Ag+ + CrO4= Kps = 1.3·10-12

2 s s

Kps = (2·s)2 · s 1.3·10-12 = 4·s3 s = 6.87·10-5 moles/litro

P.M.( Ag2CrO4) = (2 · 107.8) + 51.9 + (4 · 15.9) = 331.733 gr/mol

6.87·10-5 moles/litro · 331.733 gr/mol = 2.28·10-2 gr/litro

2.28 ·10-2 gr/litro · 0.1 litro/ml = 2.28·10-3 gr/100 ml

2.- Si en un litro de disolución coexisten 0.001 moles de Ba+2 y 0.0001 moles de SO4=.

¿Precipitará BaSO4?. Kps (BaSO4) = 1.0·10-10

BaSO4 Ba2+ + SO42-

0.001 0.0001P.I. = 0.001 · 0.0001 = 10-7

P.I. = 10-7 > 10-10 = Kps precipita

3.-¿Cuántos moles de AgCN se disolverán en un litro de HNO3 2 M?.

Kps (AgCN) = 1.6·10-14 y Ka (HCN) = 4.9·10-10

AgCN (sólido) Ag+ + CN-

CN- + H+ HCN (ácido débil)

Kps = [Ag+] · [CN-] [Ag+] = K

CN

ps

[Ag+] =

K

K HCN

H

ps

a •

=

K H

K HCN

ps

a

•

•

Ka =

H CN

HCN

• [CN-] =

K HCN

Ha •

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por cada CN- separado de la disolución (por reacción con H+) se forma una molécula de HCN y un ion Ag+, es decir:

[HCN] = [Ag+] [Ag+]2 = K H

K

ps

a

•

[Ag+] = K H

K

ps

a

•

[Ag+] = 16 10 2

4 9 10

14

10

. • •

. •

= 8.08·10-3 M

4.- Si se añaden unas gotas de cromato potásico a 200 ml de una disolución que contiene 70 miligramos de Ba2+ y 70 miligramos de Ag+. ¿Cuál de los dos metales precipitará primero?. Kps (BaCrO4) = 3·10-10 Kps (Ag2CrO4) = 9·10-12

K2CrO4 2 K+ + CrO4=

BaCrO4 Ba2+ + CrO4=

Ag2CrO4 2 Ag+ + CrO4=

vamos a calcular la concentración de los iones en función del producto de solubilidad

[Ba2+] =0 07

137 340 2

.

..

= 2.54·10-3 moles/litro

BaCrO4 Ba2+ + CrO4=

2.54·10-3 s1

Kps = 2.54·10-3 · s1 3·10-10 = 2.54·10-3 · s1 s1 = 1.17·10-7 moles/litro

[Ag+] =0 07

107 870 2

.

..

= 3.24·10-3 moles/litro

Ag2CrO4 2 Ag+ + CrO4=

3.24·10-3 s2

Kps = (3.24·10-3)2 · s2 9·10-12 = (3.24·10-3)2 · s2 s2 = 8.57 ·10-7 moles/litrocomo s1 es menor que s2 precipitará primero el BaCrO4

5.- a) ¿Qué metal alcalinotérreo precipitará primero al mezclar una disolución que es 0.01 M en cloruro bárico y 0.01 M en cloruro de estroncio con otra disolución concentrada de sulfato sódico. b) ¿Cual será la concentración de este metal cuando comienza a precipitar el segundo? Kps (BaSO4) = 9.9·10-11 Kps (SrSO4) = 2.8·10-7.

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Na2 SO4 SO4= + 2 Na+

BaCl2 2 Cl- + Ba2+ (0.01 M) SrCl2 2 Cl- + Sr2+ (0.01 M)

vamos a ver las concentraciones de los iones en función del producto de solubilidad

BaSO4 Ba2+ + SO4=

Kps = 9.9·10-11 = S· 0.01 S = 9.9·10-9

Sr SO4 Sr2+ + SO4=

Kps = 2.8·10-7 = S· 0.01 S = 2.8·10-5

a) Es decir, la [ SO4= ] para que precipite el BaSO4 es 9.9·10-9 mol/Lt y para que precipite

el SrSO4 es 2.8·10-5 mol/Lt. Por lo tanto precipitara primero el BaSO4

b) Cuando comienza a precipitar el SrSO4 la [ SO4= ] es 2.8·10-5 mol/Lt, de acuerdo al Kps

la [ Ba+2 ] será: [ Ba+2 ] = Kps = 9.9·10 -11 = 3.54·10-6 moles/litro [SO4

= ] 2.8·10-5

Grvimetria de precipitación

6.- Calcular el peso de BaCl2 que da lugar a 0,500 g de AgCl.

Solución: Cada mol de BaCl2 produce 2 moles de AgCl:

BaCl2 2AgCl(208,25) (2 x 143,32)

El factor gravimétrico en este caso es BaCl2 / 2AgCl ; de donde

g BaCl2 = 0,500 g AgCl x 208,25 g BaCl2 = 0,3633 g BaCl2

286,64 g AgCl

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7.- Una muestra de 0,500 g de magnetita impura (Fe3O4) se convierte por medio de reacciones químicas en Fe2O3 , que pesa 0,4110 g. ¿Cuál es el porcentaje de Fe3O4 en la magnetita ?

Solución: el peso de Fe3O4 en la muestra se calcula así:

g Fe3O4 = g Fe2O3 x ( 2Fe3O4 / 3Fe2O3 ) = 0,4110 g x 0,9659 = 0,397 g

y el porcentaje de Fe3O4 en la muestra es

% Fe3O4 = x 100 = 79,4 % Fe3O4

8.- Qué peso de muestra debe tomarse en un tipo de análisis para que 10,00 mg de cloruro de plata precipitado represente el 1,00 % de cloro en la muestra?

Solución: factor gravimétrico = Cl / AgCl = 0,2473

1,00 % Cl = 0,01000 g AgCl x 0,2473 x 100 g muestra

g muestra = 0,2473 g

9.- En el análisis de una muestra de feldespato de 0,5000 g se obtiene una mezcla de cloruros de sodio y de potasio que pesa 0,1180 g . Un tratamiento posterior con AgNO3

produce 0,2451 g de AgCl. ¿Cuál es el porcentaje de Na2O y de K2O en la muestra?

Solución: Sea x = peso de KCly = peso de NaClx + y = 0,1180 (1)

Gramos de AgCl que se obtienen de x g de KCl = x AgCl = 1,922 x KCl

Gramos de AgCl que se obtienen de y g de NaCl = y AgCl = 2,452 y NaCl

Entonces : 1,922 x + 2,452 y = 0,2451 (2)

Ahora se resuelve el sistema de ecuaciones que forman (1) y (2)

x + y = 0,1180 (1)

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1,922 x + 2,452 y = 0,2451 (2)

Resolviendo el sistema de ecuaciones se obtienen los valores:

x = 0,0835 g de KCly = 0,0345 g de NaCl

Por último se calculan los porcentajes pedidos:

% K2O = 0,0835 x (K2O / 2KCl) x 100 = 10,5 % K2O 0,500

% Na2O = 0,0345 x (Na2O / 2NaCl) x 100 = 3,66 % Na2O 0,500

II) EJERCICIOS PROPUESTOS

1.- Indique si al mezclar los siguientes compuestos es posible obtener precipitado, además los compuestos que forman respectivamente. Utilice las reglas de solubilidad de la pagina 11 a) CaCl2 + H2SO4 =

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b) AgNO3 + KI =

c) NaOH + FeCl3 =

d) Na2S + CuCl2 =

e) NH4Cl + H3PO4 =

f) Na2SO4 + BaCl2 =

g) AgNO3 + K2Cr2O7 =

h) Pb(NO3)2 + NaCl =

2.- Indique la solubilidad de los siguientes compuestos, desde el punto algebraico:

a) CaCO3

b) CuSc) Fe(OH)2

d) Ca3(PO4)2

e) AgClf) Ag2CrO4

g) PbF2

h) Al(OH)3

3.- Calcule la solubilidad molar y en gr/lt de los siguientes compuestos dado los valores de Kps:

a) Kps AgBr = 5,2 x 10-13 e) Kps CuI2 = 1,1 x 10-12

b) Kps Mg(OH)2 = 1,8 x 10-11 f) Kps BaCO3 = 5,1 x 10-9

c) Kps Al(OH)3 = 2,0 x 10-32 g) KpsAg2CrO4 = 1,1 x 10-12

d) Kps Ag2S = 6,0 x 10-50 h) Kps Fe(OH)3 = 4,0 x 10-38

4.-La solubilidad del cloruro de plata en agua a 25º C es 1,9 x 10 -3 g/L. Calcule el Kps a dicha temperatura (R: 1,76 x 10-10 )

5.- Si en una solución saturada con cromato de plata, la concentración de iones plata es 0,02 M. Calcule la concentración molar del ion cromato. El Kps = 3,65 x 10-12

(R: 9,1 x 10-9 M)

6.- Calcular la solubilidad del sulfato de bario en una solución de pH = 0

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La constante de acidez para el HSO4- es 1 x 10-2 y el Kps del sulfato de bario es 1 x

10-10 (R: 1 x 10-4 M)

7.- Calcule la solubilidad del fluoruro de calcio en una solución 0,01 M en nitrato de calcio. El Kps de la sal es 3,9 x 10-11 (R: 3,1 x 10-5 M)

8.- Se añade AgNO3 poco a poco a una disolución 0,02 M de iones cloruro y 0,02 M de iones bromuro. Calcule la concentración de plata que se necesita para iniciar:

a) La precipitación del AgBr (R: 2,6 x 10-11 M)b) La precipitación del AgCl ( R: 8,8 x 10-9 M)

Datos: Kps (AgBr) = 5,2 x 10-13

Kps (AgCl) = 1,76 x 10-10

9.- Si 200ml de BaCl2 0,004 M se agregan a 600 ml de K2SO4 de una concentración 0,008 M. ¿Se formara algún precipitado?Kps (Ba SO4) = 1,1 x 10-10

(R: se forma pp de sulfato de bario, porque el PI (6 x 10-6) > Kps)

10.- Determinar el factor gravimetrico en los siguientes casos.

Sustancia buscada Transformaciones Sustancia pesada

a) As2O3 --------------------------------------------------Ag3AsO4

b) FeSO4 -------------------------------------------------Fe2O3

c) Sb2S3 --------------H2S-----H2SO4-----------------BaSO4

d) P2O5 -------------H3PO4----Ag3PO4---------------AgBr.

Datos: Sustancia Peso formula (g/mol)

As2O3---------------------197.84Ag3AsO4-----------------462.53FeSO4--------------------151.94Fe2O3---------------------159.75Sb2O3---------------------339.69BaSO4--------------------233.34P2O5----------------------141.95AgBr----------------------187.78

11.- ¿Qué peso de AlCl3 corresponderá 0.204 gramos de AgCl?.

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12.- ¿Cuál es el porcentaje de azufre en un mineral si o,6114 gr de el, mediante el tratamiento apropiado, produjieron0,0971 gr de sulfato de bario? (R: 2,182%)¿Cuál es el factor gravimetrico azufre – sulfato de bario? (R: 0,1374 )

13.- En el tratamiento de 0,4800 gr de latón con acido nítrico, el precipitado de oxido formado se filtro e incinero, habiendo pesado 0,0299 gr. Determine el % de estaño en el latón (R: 4,91%)

14.- Se disolvió exactamente un gramo de roca fosfórica, y los iones fosfato se precipitaron como fosfato amonico magnesico. Este se filtro, se incinero y luego se peso como 0,6240 gr de Mg2P2O7. Calcular:a) Porcentaje de fósforo en la roca (R: 17,37 %)b) Porcentaje de fosfato de calcio en la roca, suponiendo que todo el fósforo esta en esa forma (R: 86,98 %)

15.- Se analizo una muestra que pesó 0,4201 gr de sulfato soluble en forma de Sulfato de zinc. Se encontró que el sulfato de bario producido después de la primera ignición pesaba 0,5988 g, pero con un calentamiento posterior ganaba peso, debido a la oxidación de sulfuro de bario a sulfato de bario, hasta obtener un peso constante de 0,6010g de sulfato de bario. Calcular:a) Porcentaje de SO3 y ZnSO4 en la muestra b) Los valores que hubiese obtenido al considerar el primer peso del precipitado. R: a) 49,08% SO3, 98,95% ZnSO4, b) 48,90% y 98,59 %

16.-¿Qué peso de oxido de aluminio puede ser obtenido de una muestra de 2,4088g de alumbre, la cual esta constituida por 95% de KAlSO4x12H2O y 5% de impurezas?R: 0,3083 gr de Al2O3

17.- Si una muestra de cloruro soluble contiene 22,84% de cloruros, ¿Qué peso de AgCl se espera encontrar al analizar el contenido de cloruros de 0,2 gr de la muestra? (R:0,1846 gr)

III) Tablas de solubilidad

A) Solubilidad de sales en agua a 25°C

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SAL AgClO4 Nal NaNO3 Na2CO3 MnCO3 CaCO3

HgCl Solubilidad 525 184,2 47,6 22,5 6,5x10-3

1,5x10-3 2x10-4


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B) Solubilidad de sales en agua a 20°C

SAL SOLUBILIDAD 20ºC (gr/Lt.)

CaCO3 0,01 MgCO3 0,10 CaSO4x2H2O 2,40 Na2CO3 71,00 KNO3 150,00 Na2SO4x7H2O 195,00 MgSO4 262,00 Ca(HCO3)2 262,00

D) Reglas de solubilidad

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Aniones Cationes Solubilidad

Todos Grupo I Sistema Periódico Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, Fr+

Solubles

Todos Amonio: NH4+ Solubles

Nitrato, NO3- Todos Solubles

Acetato, CH3COO- Todos Solubles

Cloruros, CI-

Bromuros, Br-

Yoduros, I-

Ag+, Pb2+, Hg2

2+ Insoluble

Todos los demás Solubles

Yoduro, I- Hg2+ Insolubles

Sulfato, SO4= Ag+, Ca2+, Sr2+, Ba2+, Pb2+ Insolubles

Todos los demás Solubles

Sulfuro, S= Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+, NH4+ Solubles

Todos los demás Insolubles

Hidróxido, OH- Ca2+, Sr2+, Ba2+, NH4+ Solubles


Fosfato, PO43-

Carbonato, CO3=

Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, Fr+, NH4+ Solubles


Cromatos, CrO4= Metales alcalinos y Ca2+ y Mg2+ Solubles

C) Constantes de producto de solubilidad (Kps) a 25°C

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UNIDAD II 2.1 Quimica Minera