Determinacion De Azufre

INTRODUCCIÓN

El sulfato de bario es poco soluble en agua a temperatura ambiente: entre 3 y 4 mg por litro. En la práctica la solubilidad disminuye marcadamente por la presencia del ión bario en exceso en las aguas madres. Por esto en la precipitación se utiliza siempre un exceso de un 10 % de cloruro de bario. El sulfato de bario es un poco soluble a temperatura elevada. Este hecho reviste particular importancia porque permite usar agua caliente para el lavado, con lo cual se eliminan mejor las impurezas del precipitado. No se requiere el uso de electrolitos en la solución de lavado, ya que el precipitado no peptiza.

El sulfato de bario es mas soluble en medio ácido que en agua pura. Esta situación es consecuencia de que el ácido sulfúrico no es por completo un ácido fuerte.

Los iones de barrio forman precipitado insoluble con diversos aniones (CO3-2, PO4-3, F -, CrO4-2). El sulfato de bario precipitado tiene tendencia a retener muchas sustancias extrañas presentes en aguas madres (fenómeno de coprecipitación). Este es el principal obstáculo para la determinación exacta del ión sulfato. Tienden a coprecipitar los sulfatos de los iones alcalinos, de calcio y de hierro. Como todos estos cationes son menos pesados que el bario, dan resultados por defecto. Algunos aniones, como cloruros, nitratos y cloratos, coprecipitan como sales de bario y llevan a resultados por exceso.

Ahora resulta evidente un aspecto de los fenómenos de coprecipitación: cuando coprecipitan cationes extraños y aniones extraños, los errores tienden a compensarse y, por ello, los resultados finales pueden ser bastante exactos.

Se ha constatado que el precipitado del sulfato de bario secado a 105 – 110ºC puede contener mas de un 10% de agua. El sulfato de bario debe ser calcinado a una temperatura de 500ºC o más para liberarlo del agua, pues aparentemente ésta forma una solución sólida con el BaSO4.

El sulfato de bario es estable muy por encima de esta temperatura. Así, la operación de calcinación no tiene por qué causar descomposición indeseable. Sin embargo, a alta temperatura el sulfato de bario podría reducirse por el carbono procedente del papel filtro. Ello da lugar a resultados bajos. Esto se obvia con una técnica de calcinación apropiada.

El sulfato de bario es un precipitado cristalino, de modo que existe poco riesgo de que atraviese el medio filtrante.

OBJETIVO

Determinar la cantidad de azufre presente en una muestra por un método gravimétrico.

MATERIALES REACTIVOS

1 Vaso ppt. De 100 mL Sulfato de Sodio anhidro (secado)

2 Vasos ppt. De 500 mL HCl concentrado

1 Pipeta de 5 mL Cloruro de Bario dihidratado

1 Pipetor de 5 mL Nitrato de plata 0.1 N

1 Probeta de 100 mL

1 Placa de Calentamiento

2 Vidrios de reloj para los vasos de 500 mL

2 Papel Filtro Whatman de 250 mL

1 Embudo Bûchnner

1 Matraz Kitazato de 250 mL

2 Crisoles de Porcelana con tapa

1 Mechero Bunsen

1 Soporte Universal

1 Triángulo de Porcelana

1 Espátula

1 Termómetro 0-110°C

PROCEDIMIENTO

La muestra (sulfato de sodio anhidro) se debe secar en una estufa a 100-120°C (nota1).

Pesar con exactitud dos porciones de 0.4g cada una (nota 2) y disolver cada una en 100 mL de agua destilada con 0.5 mL de HCl concentrado.

Preparar 25 mL de una solución de cloruro de bario dihidratado al 5%.

Calcular el volumen que se necesitará para precipitar el sulfato de cada muestra, incluyendo un 10% en exceso (Nota2), medirlo en una probeta y transferir a un vaso de ppt. Limpio.

Calentar por separado, a casi ebullición la muestra y la solución de cloruro de Bario.

Verter la cantidad calculada de la solución caliente de cloruro de bario, rápido, pero con cuidado, dentro de la solución de la muestra y agitar.

Dejar sedimentar, y probar que la precipitación fue completa, adicionando unas gotas de cloruro de bario al sobrenadante.

Cubrir el vaso con un vidrio de reloj y dejar digerir por 1-2 horas a 80-90°C.

Filtrar el precipitado en caliente a través de un papel filtro Whatman No. 42 de cenizas conocidas. Decantar antes de proceder a filtrar, separar el filtrado y después verter el precipitado sobre el papel filtro, utilizando agua caliente.

Si el filtrado está turbio, se debe volver a filtrar. Continuar el lavado del precipitado con agua caliente hasta que las aguas del lavado no reporten presencia de cloruros al agregar nitrato de plata. Juntar las aguas de lavado con el filtrado.

Secar el precipitado en una estufa a baja temperatura para posteriormente aumentarla hasta lograr la carbonización. Calcinar el precipitado en el mechero Bunsen por 20 minutos. El crisol debe estar inclinado para permitir el acceso de aire y evitar la reducción del sulfato a sulfuro (si sospecha que ocurrió la reducción, humedecer el precipitado frío, con una pequeña cantidad de ácido sulfúrico concentrado y cuidando elevar la temperatura y terminar la calcinación.

Repetir la calcinación por 20 min, hasta lograr un peso constante.

Calcular el promedio del porcentaje de trióxido de azufre en cada una de las muestras y el porcentaje de rendimiento de BaSO4.

Notas

Ciertas muestras de sales hidratadas no se deben secar en la estufa. Las muestras comunes que se compran en los abastecimientos comerciales son las que se le proporcionan al estudiante para que las sequen.

Consulte al instructor con respecto al peso de la muestra.

RESULTADOS Y DISCUSIONES

CÁLCULOS:

Reacción:

Na2SO4 + BaCl2 2NaCl + BaSO4

Estequiometría:

*Por cada mol de Na2SO4 se tiene un mol de BaSO4

Moles de BaSO4

〖0.4 g Na〗_2 〖SO〗_4 ((1 mol 〖Na〗_2 〖SO〗_4)/(142.04 g 〖Na〗_2 〖SO〗_4 ))=2.8161 x 〖10〗^(-3) de 〖Na〗_2 〖SO〗_4

Por estequiometria

2.8161 x 〖10〗^(-3 ) moles de 〖Na〗_2 〖SO〗_4=2.8161 x 〖10〗^(-3) moles de Ba〖Cl〗_2

Sacando el 10% en exceso:

2.8161x 〖10〗^(-3) moles de 〖BaCl〗_2 x 10% en exceso=2.8161 x 〖10〗^(-4) moles 〖BaCl〗_2

El 10% en exceso:

2.8161 x 〖10〗^(-3) moles de 〖BaCl〗_2 +2.8161 x 〖10〗^(-3) moles 〖BaCl〗_2=3.0977 x 〖10〗^(-3 ) moles de 〖BaCl〗_2

Convirtiendo de moles a gramos:

3.0977 x 〖10〗^(-3) moles de 〖BaCl〗_2 ((208.24 gr 〖BaCl〗_2)/(1 mol 〖BaCl〗_2 ))=0.6450 gr de 〖BaCl〗_2

El siguiente cálculo se realiza porque la disolución estaba previamente preparada en la que se usó BaCl2 . 2H2O en vez

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