Informes de Obtención de Materiales

Prácticas de Obtención de

Materiales

Separación de Fe(III) y Zn(II) en disolución mediante precipitación iónica

Álvaro Caro Martínez

Obtención de Materiales/ 2014­2015/ Universidad de Sevilla

1. RESUMEN

El objetivo de esta práctica es la de estudiar y caracterizar el procedimiento de neutralización de metales pesados en disolución como el hierro (III) y el cinc (II). El método utilizado será el de cambiar el pH añadiendo una base de tal manera que precipiten los hidróxidos de dichos metales, pudiendo ser separados debido a sus distintas solubilidades en función del pH.

Es conocido que la presencia de metales pesados en ríos, acuíferos, mares, etc. procedente de aguas residuales generadas por la industria, como por ejemplo la minera, entraña graves riesgos para los ecosistemas así como para la salud humana. Debido a esto, es de vital importancia disponer de técnicas adecuadas para su neutralización o eliminación. En esta práctica se trata de neutralizar la toxicidad de estos cationes mediante una neutralización con hidróxido sódico, es decir con una base, obteniéndose los hidróxidos correspondientes. Estos hidróxidos se presentan en forma de lodos.

1. INTRODUCCIÓN

La aparición de una fase sólida en el seno de un líquido, bien por adición de un reactivo que forma un producto insoluble con algunos de los iones de la disolución, o bien por concentración del mismo líquido hasta sobrepasar la saturación, se llama precipitación y se denomina precipitado al producto sólido que se origina. El fenómeno de precipitación, así como el de disolución de precipitados ocupan un lugar muy importante en la Química. Sus principales aplicaciones son las identificaciones y las separaciones. Este caso se centra en las separaciones.

En la precipitación intervienen los equilibrios químicos heterogéneos que tienen lugar entre una fase sólida y una líquida. Para estudiar dichos equilibrios se definen entre otros los conceptos de solubilidad y producto de solubilidad. Cuando se tiene una disolución saturada en agua pura en equilibrio con un precipitado, a temperatura constante, la máxima cantidad de sólido disuelto en la disolución determina la solubilidad del precipitado. En general, para la mayoría de las sustancias hay un aumento de la solubilidad con la temperatura.

Un equilibrio de solubilidad para una sal genérica tiene la forma siguiente.

[pic 1]

Y su constante de equilibrio también llamada producto de solubilidad tiene la expresión:

[pic 2]

Donde “a” es la actividad, definida como el producto de la concentración del ión por su coeficiente de actividad. Se ha igualado la actividad del sólido a la unidad.

En nuestro caso se trabaja con hidróxido de hierro e hidróxido de cinc, donde las concentraciones posibles de los iones implicados son mínimas debido al extremadamente bajo producto de solubilidad. Así, es posible igualar los coeficientes de actividad a la unidad, teniéndose finalmente las ecuaciones de equilibrio del hidróxido de hierro y la del hidróxido de cinc.

[pic 3]

Por otro lado, en toda disolución acuosa se cumple el producto iónico del agua.

[pic 4]

Se define el pH como el menos logaritmo de la concentración de protones.

Dado que el producto de solubilidad rige el equilibrio que se establece en una disolución saturada, si este equilibrio se rompe por disminución de las concentraciones de los iones, se disolverá más sólido hasta recuperar el equilibrio. Si aumentan dichas concentraciones iónicas, precipitará la parte disuelta hasta alcanzar nuevamente el equilibrio. Resumiendo, para un sólido poco soluble AB:

[pic 5]

Así es posible conocer la cantidad de iones metálicos permitida en disolución en función del pH del medio:

[pic 6]

Representando a diferentes valores de pH y pasando los valores de concentración en molaridad a gramos por Litro (g/L) se obtienen las siguientes gráficas teóricas:

[pic 7]

Gráfica 1

Puede observarse que el hierro precipitará como hidróxido de hierro a pH mucho menores de los que precipita el hidróxido de zinc, esto permite una separación de ambas especies jugando con el pH a través de la adición de hidróxido sódico. Así, es esta gráfica la que marcará en que rangos de pH se separarán dichos cationes, y cuando se hará la filtración.

1. MATERIALES Y MÉTODOS

Para la realización de la experiencia se utilizó un disolución de sosa 1M (40g/L) con densidad 1,04g/L, preparada en un vaso de precipitado. Esta disolución ya estaba preparada. Por otro lado se preparó una disolución de 300mL con un contenido en hierro (III) de 2g/L y en cinc (II) de 2g/L. El hierro (III) se obtuvo por dilución de una disolución madre de 25g/L de ferriclar (sulfato férrico) y el zinc

(II) se obtuvo por pesada, a partir de sulfato de cinc heptahidratado.

[pic 8]

Tras esto se debe pesar el conjunto pipeta pasteur y vaso de precipitado con la disolución de sosa.

Se pone la disolución de metales en agitación magnética y se introduce un phmetro.

Para hacer la valoración, se va añadiendo volúmenes más o menos regulares de disolución de sosa con la pipeta pasteur a la disolución de metales, midiendo el pH, y pesando el conjunto total antes mencionado. Cuando el pH de la disolución sea aproximadamente 5 (en nuestro caso se filtró a pH 5,19),es decir, cuando todo el hierro ha precipitado según puede verse en la Gráfica 1, y aún no lo ha hecho el hidróxido de zinc, se procede a hacer la filtración del hidróxido férrico. La filtración a vacío con un filtro de 0,45µm. Puesto que el hidróxido férrico forma un lodo muy impermeable y que dificulta la filtración, esta dura aproximadamente una hora. La torta de lodos se introduce en una estufa, para intentar eliminar el agua del hidróxido de hierro, con lo que se obtiene óxido férrico. Se dejó 1 semana secando.

Para obtener el hidróxido de zinc, se procedió de manera análoga a la del hidróxido férrico. Se recogió el líquido restante de la filtración, libre de hierro, y se fueron añadiendo volúmenes más o menos regulares de disolución de sosa, midiendo el pH y pesando el conjunto vaso de precipitado + disolución + pipeta pasteur. Al llegar a pH 7 aproximadamente, cuando no debe quedar cinc (II) en la disolución, se procede a filtrar el precipitado. La filtración se realiza de igual manera. Por último se seca el precipitado de zinc en una estufa durante 1 semana para obtener óxido de cinc. Las reacciones de deshidratación de los distintos hidróxidos son:

[pic 9]

1. RESULTADOS EXPERIMENTALES

Los datos obtenidos de pH para cada masa medida de masa del sistema disolución de sosa + vaso de precipitado + pipeta pasteur, así como la masa calculada añadida de disolución de sosa fueron:

[pic 10]

Hay que tener en cuenta que la filtración para separar el hidróxido de hierro (III) se realizó a pH 5,19 por lo que los datos anteriores corresponden a su precipitación, y los posteriores corresponden a la precipitación del hidróxido de cinc.

1. TRATAMIENTO Y DISCUSIÓN DE RESULTADOS

A partir de la masa añadida de disolución de sosa 1M es posible obtener cuanto hierro ha precipitado, conociendo la densidad de la disolución, su concentración, la estequiometría de las reacciones así como el hierro total existente al inicio en la disolución. Análogamente se puede proceder para el caso del zinc.

La masa de cada metal existente en disolución al inicio es la siguiente:

[pic 11]

Para calcular el porcentaje de cada metal precipitado se realizó el siguiente cálculo:

[pic 12]

[pic 13]

Obtener los porcentajes en disolución es trivial, 100­%precipitado

Con todo esto, los valores obtenidos de porcentajes en disolución y precipitados para cada metal fueron los mostrados en la tabla:

[pic 14]

De la representación gráfica de los datos se obtuvieron las siguientes gráficas:

[pic 15]

[pic 16]

Puede observarse que en ningún caso se ha precipitado teóricamente todo el metal presente en la disolución, aunque según la gráfica 1 de las curvas de solubilidad, para los pH a los que se han llegado es imposible la existencia de cationes metálicos en disolución. Estas curvas están basadas en consideraciones termodinámicas por lo que deben ser tomadas como verdad absoluta. Así, debemos buscar un explicación a estas dos últimas gráficas, pues indican que se ha empleado una cantidad de disolución de NaOH menor de la que debería haber sido para llegar a los valores de pH que marca el pHmetro.

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