DETERMINACION DE HIERRODETERMINACION DE HIERRO

A) ALCANCES PRELIMINARES• Método Oficial

• Uso de K2Cr2O7 principal patrón primario

• El método conlleva mayor cantidad de Química Inorgánica.

• El éxito del método depende de varios equilibrios debidamente balanceados.

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B) ETAPAS DEL ANÁLISIS

Paso 1Disolución de la Muestra en HCl (c) y caliente caliente.Ej: Fe2O3

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• Enfrente la natural insolubilidad del óxido de hierro (III), se puede considerar como Fe(OH)3. Este presenta menor Kps.

• La alta concentración de H+ del HCl hace disminuir la concentración de OH- (H2O es una electrolito débil).

• A su vez el Fe(III) es capaz de formar complejos de tetracloro con Qf =100.

Fe3+ + 4 Cl- → FeCl4-

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• La reacción de disolución neta puede ser considerada pues como la suma de las reacciones reversibles.

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log K• ½ Fe2O3 + 3/2 H2O →Fe(OH)3 (s) 0

• Fe(OH)3 → Fe3+ + 3 OH- -37

• 3 ( OH- + H+ = H2O ) +42

• Fe3+ + 4 Cl- → FeCl4- +2

_______________________________________½ Fe2O3 +3 H++4 Cl- → FeCl4- + 3/2 H2O +7

Fe2O3 +6H++8 Cl- → 2 FeCl4- + 3 H2O GLOBAL

FAVORABLE

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Paso 2: Pre-reducción• En medio HCl las especies de Fe y Sn

están como clorocomplejos.• Con HCl 1M se ha encontrado que:

E° Fe3+/Fe2+= +0,71 V

E°Sn4+/Sn2+= + 0,14 V

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S.R.Red. 2 Fe3+ + 2 e- → 2 Fe2+ + 0,71 +1,42S:R:Ox. Sn2+ → Sn4+ + 2 e- -0,14 - 0,28 ________________________________________ 2 Fe3+ + Sn2+ → 2 Fe2+ + Sn4+ + 1,14

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• Luego el cuociente de equilibrio es:Q= 10(1,14/0,059)

Q= 1019

• Termodinámicamente la reacción es altamente favorable.

• Además es cinéticamente favorable, se comprueba con la desaparición del color amarillo debido al FeCl3 durante la adición de la sal de estaño.

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Paso 3:Eliminación del exceso de Sn 2+

con HgCl 2.

•El HgCl2debe oxidar Sn(II) a Sn(IV)( E°>+ 0,14 V), pero no oxidar Fe(III) a Fe(II) ( E°< + 0,71V)

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E°HgCl2= + 0,92 V

• Prioritariamente alto.• A su vez el poder oxidante se ve

aumentado por la tendencia del Hg2+2 a

formar Hg2Cl2.

• Sin embargo el Hg2+ en medio HCl presenta tendencia considerable a formar el complejo HgCl42- lo que compensa el efecto oxidante del par.

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E° nE° log K • 2 Hg2+ + 2 e- → Hg2+

2+ 0,92 + 1,84 +31

• Hg2+2 + 2 Cl- → Hg2Cl2 (s) +18 c)

2 ( HgCl42-) → 2 Hg2+ + 4 Cl-) -0,30

________________________________________2 HgCl42- + 2 e- → Hg2Cl2 + 6 Cl- +19

E°= + 0,57 VSATISFACE CRITERIOS SELECTIVOS

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Paso 4

•Dilución, adición de H2SO4, H3PO4, indicador y titulación con K2Cr2O7.

•Viraje en el punto final de verde (Cr3+) al púrpura (forma oxidada del indicador)

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Razones del uso de H3PO4

• Forma complejos estables con el Fe3+

incoloros, transformando los cloro complejos de hierro amarillo, haciendo el viraje más nítido.

• A la vez modifica el potencial formal E del par Fe3+/Fe2+ de + 0,71 V a +0,44 V.

• El E°Cr6+/Cr3+ no se modifica ( E°= +1,01 V)

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• Luego el cociente de equilibrio para la reacción de titulación se hace mucho mayor. E° nE°

3 Fe2+ → 3 Fe3+ + 3 e- -0,44 V -1,32HCrO4

- → Cr3+ + 4 H2O +1,01 V +3,03

___________________________________ Q= 101,71/ 0,059 + 1,71 Q= 1028.5 // sin H3PO4 Q=1015