Gravimetria Hierro

DETERMINACION GRAVIMETRICA DE HIERRO

RESUMEN
En la práctica se hizo una determinación de el hierro por medio de la formación de un precipitado (hierro) en donde se tomaron algunos implementos del laboratorio, se empezó pesando la muestra, luego se hizo un montaje en el que se calentaron, agregaron y agitaron los componentes para que se diera la formación del precipitado de hierro que era loesperado, y por último se filtraba la solución y se calcinaba solo el compuesto que contenía el hierro, se puede decir que los resultados son buenos ya que no hay mucho margen de error respecto a lo que cita la teoría.

Introducción
En la gravimetría por precipitación, el analito se precipita como un compuesto poco soluble, luego se filtra, después se lava para eliminar impurezas,continuamente se lleva a un compuesto de formula conocida por medio de un calentamiento adecuado y por último se pesa. Se puede separar en dos pasos que serían la formación del precipitado y la calcinación, en donde la formación de precipitado se empieza por una nucleación y luego por crecimiento de partículas pero estos precipitados pueden ser coloidales o no, por el lado de la calcinación elcalentamiento lo que hace es eliminar el solvente y cualquier compuesto volátil que se encuentre en la muestra.

Materiales
* Pesa Sustancias
* Crisol
* Beaker
* Vidrio reloj
* Papel Filtro (banda negra)
* Calentador
* Gotero
* Desecador
* Mufla

Reactivos
* Feso4 .7H2O ()
* HNO3 (6 Molar)
* NH4OH (3Molar)
* H2O destilada

MetodologíaResultados y discusión
Muestra
Peso molecular
FeSO4 .7H2O=273.02 gmol
Cantidad pesada
FeSO4 .7H2O=0.4995 g
Pureza = 99%
Pasémoslo a gramos puros (cantidad pesada)
0.4995 g FeSO4.7H2O impuros*99 g FeSO4 .7H2O puros 100 g FeSO4.7H2O impuros
=0.4945 g FeSO4 .7H2O puros
Ahora hagamos lo mismo con la muestra
278.02 FeSO4.7H2O g impuros*99 g FeSO4 .7H2O puros 100 g FeSO4.7H2O impuros
=275.25 gFeSO4 .7H2O puros

1. hallar % de Fe Teórico
% Fe= 55.93 g Fe275.25 g FeSO4 .7H2O puros *100
% Fe= 20.32 % (Teórico)
2. Hallar % Fe experimental
Como al calcinar nos queda Fe2O3 de aquí partimos para averiguar % Fe experimental
Peso Crisol = 14.4492 gramos
Peso Crisol + Fe2O3 = 14.5993 gramos
Peso de Fe2O3 = (14.5993 – 14.4492) Gramos
Peso de Fe2O3 = 0.1501 gramos Fe2O3(Experimental)
Con este valor hallar g Fe
0.1501 g Fe2O3*1 mol Fe2O3159.86 g Fe2O3 *2 mol Fe1 mol Fe2O3*55.93 g Fe1 mol Fe
=0.1050 g impuros Fe*99 g puros Fe100g impuros Fe
=0.1040 g puros Fe
% Fe= 0.1040 g Fe0.4945 g FeSO4 .7H2O puros *100
% Fe=20.82 % (Experimental)
3. Hacemos % de error de Fe
│Valor teorico-valor experimental│valor teorico*100
│20.32-20.82│20.32*100
=2.46 %4. También podríamos hallar el valor teórico de la cantidad esperada de Fe2O3
0.4945 g FeSO4.7H2O puros*1 mol FeSO4 .7H2O 275.25 g FeSO4 .7H2O puros* 1 mol Fe1 mol FeSO4 .7H2O *1mol Fe2O32 mol Fe *159.86 g impuros Fe2O31 mol Fe2O3 *99 g puros Fe2O3100 g impuros Fe2O3
= 0.1422 g puros Fe2O3 (Teórico)
│Valor teorico-valor experimental│valor teorico*100
│0.1422-0.1501│0.1422*100=5.5 %

Se puede decir sobre los datos que hubo un pequeño error que podría ser por varias razones ya que en los resultados tenemos más porcentaje de Fe experimental que la teoría por ejemplo en teoría nos dio un 20.32 % Fe mientras que experimentalmente nos dio 20.82 y lo mismo ocurrió con la cantidad de Fe2O3 , teóricamente dio 0.1422 y experimentalmente dio 0.1501, podría ser por una malapesada en la balanza ya sea del crisol o muestra o porque lo que se formó en el precipitado no era solamente Fe2O3 y se encontraban otros compuestos que no se calcinaron y esto se podía deber a un mal manejo de los implementos utilizados en la práctica que se haya agregado sin querer moléculas, iones entre otros compuestos micrométricos
Conclusiones
* Se puede decir que el método para la...