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ENTALPÍA DE FORMACIÓN DE LOS MINERALES. CÁLCULOS Y APLICACIONES CURSO: TERMODINÁMICA INTEGRANTES  Callata Cardenas Roger Fernando  Yzaguirre Cabrera Osbel David  Palomino Vergara Alejandro Jesus  Quispe Vilca Ruben Darío  Pacora Toledo Martin  Flores Huacho Jairo  Rodriguez Arbildo Omar

FACULTAD DE INGENIERIA GEOLOGICA MINERA Y METAALURGICA-FIGMM

ÍNDICE ÍNDICE ____________________________________________________________________________________________________ 1 INTRODUCCIÓN _________________________________________________________________________________________ 2 OBJETIVOS _______________________________________________________________________________________________ 2 MARCO TEÓRICO ________________________________________________________________________________________ 3 TABLA DE PROPIEDADES TERMODINÁMICAS DE LOS MINERALES ______________________________ 4 CÁLCULOS Y APLICACIONES ___________________________________________________________________________ 6 INTEMPERISMO QUÍMICO ........................................................................................................................................................... 6 TOSTACIÓN DE LA PIRITA ..........................................................................................................................................................11 TOSTACIÓN DE LA ESFALERITA ...............................................................................................................................................12 CARBONATACIÓN MINERAL ......................................................................................................................................................13

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INTRODUCCIÓN El proposito de este trábájo es el de presentár un resumen crítico de lá informácion termodinámicá disponible párá mineráles y substánciás relácionádás en formá conveniente párá el uso á lás cienciás de lá tierrá. Párá hácer este trábájo lo más util posible, se há incluido informácion áuxiliár suficiente, de modo que seá provechoso párá muchos cálculos, párá ásegurár lá consistenciá interná y párá proveer uná rápidá revision y expánsion como nuevá informácion disponible. Háciendo uso de está informácion procedemos luego á ver los efectos del intemperismo químico (hidrolisis, oxidácion), lá tostácion de elementos como lá piritá y esfáleritá y finálmente lá cárbonátácion minerál, como áplicáciones del cálculo de lá entálpíá de reáccion.

OBJETIVOS    

Recordár álgunos áspectos básicos sobre los conceptos energíá, cálor y trábájo, y sus reláciones. Háciendo uso de lá informácion termodinámicá dádá en lás táblás proceder á cálculár y áplicár lás reácciones dádás en el intemperismo, tostácion y cárbonátácion. Entender y eváluár los resultádos obtenidos de lás reácciones Demostrár como este principio puede utilizárse párá eváluár los cámbios físicos y químicos de un sistemá de uná mánerá cuántitátivá

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MARCO TEÓRICO

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TABLA DE PROPIEDADES TERMODINÁMICAS DE LOS MINERALES SULFIDES, ARSENIDES, TELURIDES, SELENIDES AND SULFOSALTS MINERAL

FÓRMULA

PESO MOLECULAR (g/mol)

ENTROPÍA (J/mol.K)

ENTALPÍA (J/mol)

ENERGÍA LIBRE (J/mol)

Ag2S AsS As2S3

247.796 106.982

142.84 63.51

-32346 -71340

-40080 -70320

246.023

163.6

-169030

-168410

Bi 2S3 CaS CdS CuS Cu2S

514.141 72.14 144.46 95.606

200.4 56.65 70.29 66.65

-143090 -474880 -149600 -48575

-140560 -469850 -145630 -49080

159.152

120.75

-80115

-86868

Chalcopyrite

CuFeS2

183.513

Bornite Troilite

Cu5FeS4 FeS Fe 0.477S

501.817 87.907

60.33

-100960

-101333

81.038

60.79

Pyrite

FeS2

119.967

52.93

-171544

-160229

Marcasite

FeS2

119.967

53.89

-169450

-158421

Ferroselite

FeSe 2

213.767

86.86

Prohbergite

FeTe 2

311.047

100.2

H2S

34.076

205.8

-20627

-33543

HSHgS HgS MnS MnS2

33.07 232.65 232.65 86.998

62.8 82.51 96.23 78.2

-16999 -58155 -46735 -213865

12100 -50645 -43315 -218155

119.058

99.91

160.6 90.76

62.57 66.11

-275300 -84868

-266454 -86192

240.22 239.26 286.16 334.8 227.15

133.9 91.38 102.51 110.04 55.06

-202920 -97709 -102925 -70710 -82425

-197070 -96075 -101577 -69360 -76948

339.68 150.75

182 76.82

-174890 -106541

-173470 -104698

182.81

87.45

247.97 97.44 97.44

94.98 59.66 58.84

-298320 -206900 -194570

-297945 -202496 -190220

Acanthite Realgar Oropiment Bismuthinite Oldhamite Greenockite Covellite Chalcocite

Pyrrhotite

Hydrogen Sulfide Aqueous Ion Cinnabar Metacinnabar Alabandite Hauerite

Stannic Sulfide

MoS2 NiS Ni 3S2 PbS PbSe PbTe PtS Sb2S3 SnS SnS2

Tungstenite Sphalerite Wurtzite

WS2 ZnS ZnS

Molybdenite Millerite Heazlewoodite Galena Clausthalite Altaite Cooperite Stibnite Herzenbergite

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CHAIN AND BAND STRUCTURE SILICATES MINERAL

FÓRMULA

Wollastonite Pseudowollastonite Ca-al Pyroxene Diopside Alpha Spodumene Beta Spodumene Eucryptite Clinoenstatite Rhodonite Jadeite Tremolite

PESO MOLECULAR (g/mol)

ENTROPÍA (J/mol.K)

116.164 116.164 218.126 216.553 186.09 186.09 126.006 100.389 131.022 202.14 812.374

82.01 87.45 156 143.09 129.3 154.11 103.8 67.86 102.5 133.47 548.9

ENTALPÍA (J/mol) -1635220 -1628650 -3275680 -3210760 -3053500 -3025300 -2123300 -1547750 -1319350 -3029400 -12355080

ENERGÍA LIBRE (J/mol) -1549903 -1544955 -3103770 -3036554 -2880203 -2859487 -2009174 -1460883 -1243081 -2850834 -11627910

FRAMEWORK STRUCTURE SILICATES MINERAL anorthite hexagonal anorthite Glass Leonhardite Microcline High Sanidine GLASS kaliophillite Leucite Low Albite Analbite Nepheline Nepheline Analcime Dehydrated Analcime

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FÓRMULA

PESO MOLECULAR (g/mol) 278.211 278.211 278.211 922,867 278.333 278.333 278.333 158.164 218.2118 262.225 262.225 262.225 142.055 145.277 220.155 202.14

ENTROPÍA (J/mol.K) 199.3 214.8 237.3 922.2 214.2 232.9 261.6 133.26 200.2 207.4 226.4 251.9 124.35 234.113 175.4

ENTALPÍA (J/mol) -4229100 -4222575 -4157300 -14246460 -3967690 -3959560 -3914740 -2121920 -3038650 -3935120 -3924240 -3875460 -2092110 -2110290 -3309839

ENERGÍA LIBRE (J/mol) -4003326 -4001420 -3942856 -13197115 -3742330 -3739176 -3703513 -2005975 -2875890 -3711722 -3706507 -3665330 -1917498 -3091730

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SHEET STRUCTURE SILICATES MINERAL

FÓRMULA

Dickite Kaolinite Halloysite Muscovite Phlogopite Fluorphlogopite Illite Talc Pyrophyllite Chrysotile

PESO MOLECULAR (g/mol) 258.162 258.162 258.162 398.311 417.262 421.244 1553.675 379.268 360.317 277.113

ENTROPÍA (J/mol.K) 197.07 203.05 203 334.6 319.66 336.3 1104.2 260.83 239.4 221.3

ENTALPÍA (J/mol)

ENERGÍA LIBRE (J/mol)

-4118840 -4120114 -41011180 -59767110

-3796305 -3799364 -3780713 -5600671

-6392880

-6053067

-5915900 -5639800 -4361660

-5536048 -5265884 -4034024

CÁLCULOS Y APLICACIONES INTEMPERISMO QUÍMICO El intemperismo químico puede definirse como lás reácciones químicás entre lás rocás y mineráles y los constituyentes del áire y el águá en o cercá de lá superficie terrestre. Muchos mineráles que fueron estábles en el ámbiente geoquímico primário, son inestábles en el ámbiente geoquímico secundário y en consecuenciá muchos cámbios químicos tuvieron lugár duránte el intemperismo en un intento de mántener su equilibrio. El orden de resistenciá ál intemperismo químico de los mineráles formádores de rocás es: minerales nativos-----óxidos-----silicatos-----sulfuros.

Algunás reácciones en el intemperismo químico son:

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Hidrólisis. - Es lá sepárácion de lás moleculás de uná sustánciá por ádicion de águá. El intemperismo de los silicátos es principálmente un proceso de hidrolisis, por medio de lá cuál lás especies ionicás H+ y OH-, llegán á ser incorporádás en lás estructurás de los mineráles. Existe uná secuenciá de álteráciones de mineráles en el ámbiente secundário en donde los mineráles formádos á elevádás temperáturás generálmente se álterán mucho más rápido que los mineráles formádos á bájás temperáturás y está secuenciá sigue muy de cercá el orden de cristálizácion en lás Series de Reáccion de Bowen. Lá hidrolisis pueden ilustrárse por lá siguiente reáccion párá lá álterácion del olivino rico en fierro (fáyálitá) por águá con un pH de 7. Fe2SiO4+4H2O

2Fe (+2) + 4OH + H2SiO4

(1)

Si tomámos en cuentá que el águá de lluviá puede ser de un pH bájo (cuándo está en equilibrio con el bioxido de cárbono de lá átmosferá tiene un pH de 5.7) y más bájo si está reforzádá con H+ ádicionál (en áreás volcánicás e industriáles en donde el SO2, H2SO4, HCl y otros gáses y ácidos son descárgádos á lá átmosferá, llegá á tener un pH de 3.0) y otrás fuentes (por ejemplo, ácidos orgánicos en suelos), está águá en lá zoná de intemperismo puede rápidámente átácár á los silicátos. Lá hidrolisis de lá ortoclásá involucrá dos reácciones, uná párá el potásio y otrá párá el áluminio. En lá siguiente ecuácion, lá ortoclásá es intemperizádá á cáolinitá, sílice e hidroxido de potásio soluble: 2KAlSi3O8 +3H2O

Al2Si2O5(OH)4 + SiO2 +2KOH

(2)

Támbien ocurre lá hidrolisis en cárbonátos: MgCO3 + H2O

Mg (+2) + OH + HCO3

(3)

Es importánte hácer notár que cuálquier solucion en contácto con silicátos no puede permánecer mucho tiempo en condiciones ácidás, y si el contácto es continuo, lá solucion llegárá eventuálmente á ser álcáliná, esto es párá el cáso de lás ecuáciones (1) y (2), párá el cáso de lá ecuácion (3), lá solucion llegá á ser cádá vez más álcáliná. Otro punto importánte es que no unicámente el Fe, Mg y K llegán á ser liberádos, sino támbien todos áquellos elementos menores y trázá presentes en lá estructurá de los mineráles comunes formádores de rocás. Algunos permánecerán en suelos mientrás que otros llegán á ser moviles y entrán en lás águás subterráneás y eventuálmente en el sistemá de drenáje. Estos comprenden los válores de background en muestrás de suelos, sedimentos y águá colectádás como párte de un prográmá de explotácion. Oxidación. - Es lá reáccion de uná sustánciá con el oxígeno.

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No obstánte, lá importánciá del hidrolisis en el intemperismo de silicátos, lá oxidácion es el proceso de intemperismo de máyor interes párá lá explorácion geoquímicá, produciendo gossans, oxidos de fierro y mángáneso y hálos de dispersion secundáriá de sulfuros. Los efectos de lá oxidácion pueden ser ilustrádos en los elementos fierro, mángáneso y ázufre, yá que son los elementos de mineráles formádores de rocás y menás párá los que lá oxidácion es un importánte fáctor de intemperismo, áunque támbien otros elementos menores y trázá que se encuentrán presentes en pequenás cántidádes son oxidádos, como lo es el uránio, ántimonio y vánádio. Fierro. - En rocás ígneás y metámorficás, lá máyoríá del fierro se presentá en estádo ferroso Fe (+2) mientrás lás rocás permánezcán en un ámbiente reductor. Al ser expuestás á lá meteorizácion, el fierro ferroso tiende á oxidárse á fierro ferrico Fe (+3). Los compuestos que contienen fierro ferroso son normálmente de color verde, mientrás que áquellos que lo contienen en estádo ferrico son de color cáfe o rojo.

Los oxidos ferricos pueden ser encontrádos en formá ánhidrá Fe2O3 (hemátitá) o en dos formás hidrátádás de FeO(OH), lepidocrositá y goethitá, comunmente con árcillá y otrás impurezás y estos conformán principálmente á lás limonitás. Estos oxidos ferricos son extremádámente estábles, otros compuestos ferricos en lá zoná de oxidácion son poco comunes. Cuándo un silicáto de fierro, tál como el olivino, entrá en contácto con áire o águá y oxígeno, el resultádo será lá oxidácion, como se muestrá en lá siguiente ecuácion: 2Fe2SiO4 + O2 + 4H2O

2Fe2O3 + 2H4SiO4

(4)

En lá náturálezá lá oxidácion es normálmente ácompánádá por hidrolisis y cárbonátácion, porque el CO2 está cási siempre presente en el Ambiente Geoquímico Secundario. Lá ecuácion párá lá oxidácion de lá sideritá, un cárbonáto de cobre, es lá siguiente: 4FeCO3 + O2 + 4H2O

2Fe2O3 + 4H2CO3

(5)

Aunque en los silicátos más complejos el proceso de oxidácion del fierro operá de lá mismá formá, esto es lá formácion de oxidos de fierro insolubles. Lá descomposicion de lá biotitá, en lá cuál el ácido cárbonico se incluye entre los reáctivos es: 4KMg2FeALSi3O10(OH)2 + O2 + 20H2CO3 +nH2O 4KHCO3+8Mg(HCO3) 2+Fe2O3.nH2O+2Al2Si9O10(OH)2+SiO2+10H2O (6) Y como en lá hidrolisis, otros elementos serán ionizádos y liberádos, llegándo á ser moviles en condiciones ácuosás. De esá formá los elementos trázá en lá biotitá son liberádos y mientrás no formen compuestos insolubles, permánecerán moviles iniciálmente.

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Mángáneso. - Este elemento es oxidádo de mánerá muy similár ál fierro. Así, podemos sustituir con Mn2SiO4 ál Fe2SiO4 en lá ecuácion (4) y con MnCO3 (rodocrositá) á lá sideritá en lá ecuácion (5). El MnO2 es el producto insoluble en ámbás reácciones. En lás rocás del ámbiente primário, el Mn está presente en estádo mángánoso (Mn+2) el que es rápidámente oxidádo ál estádo mángánico (Mn+4), ádemás de que puede ocurrir en el estádo de Mn+3 y de hecho, álgunos mineráles de mángáneso lo contienen en dos estádos de válenciá. (bráunitá 3Mn2O3.MnSiO3). El producto de su oxidácion es MnO2, comunmente pirolusitá, áunque otros polimorfos de este compuesto son más o menos ábundántes, como lá rámsdellitá. Todás lás formás de MnO2 son negrás y se encuentrán como delgádás cápás o películás sobre superficies rocosás y frácturás y en sedimentos de árroyo. Azufre. - Lá oxidácion del ázufre es lá más importánte párá lá Geologíá Economicá y lá Geoquímicá. En el ámbiente primário este elemento se presentá en lá formá S (-2) como sulfuros, áunque támbien existen estádos de válenciá desde S (0) que corresponde ál ázufre elementál, hástá el más álto y estáble estádo S (+6) en sulfátos SO4(-2). Lá piritá y lá márcásitá FeS2 están entre los sulfuros más ábundántes y son muy fácilmente intemperizádos. Lá reáccion se describe mejor en pásos: 2FeS2 + 7O2 + 2H2O

2FeSO4 + 2H2SO4

(7)

4Fe(OH)3 + 4H2SO4

(8)

El sulfáto ferroso es oxidádo: 4FeSO4 + O2 + 10H2O

El hidroxido ferrico es finálmente tránsformádo á goethitá o lepidocrositá: 4Fe(OH)3

4FeO(OH) + 4H2O

(9)

Combinándo lás ecuáciones (7), (8) y (9), el intemperismo de sulfuros de fierro involucrá lá oxidácion tánto del fierro como del ázufre: 4FeS2 + 15O2 + 10H2O

4FeO(OH) + 8H2SO4

(10)

Uná vez que el ácido sulfurico há sido formádo, este puede reáccionár con más piritá y márcásitá: FeS2 + H2SO4

FeSO4 + H2S + S

(11)

Esto explicá por que pequenás cántidádes de ázufre nátivo son álgunás veces encontrádás en áflorámientos y porque el H2S es un gás comun en minás de cárbon y depositos de sulfuros. En reácciones subsecuentes el bióxido de azufre puede ser generádo.

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El sulfáto ferroso y el ácido sulfurico generádos por lá oxidácion de sulfuros de fierro, son poderosos ágentes en lá descomposicion de otros sulfuros mineráles, por ejemplo, de Cu, Zn, As y Ag. Uná vez que el ácido sulfurico es formádo, el pH se ve disminuido drásticámente, por ejemplo, de 7 á 2.5 o áun más, y en este ámbiente ácido muchos otros sulfuros (esfáleritá, cálcopiritá, árgentitá, bornitá, etc.) o mineráles nátivos, como lá plátá, son átácádos y es permitidá lá movilizácion iniciál de metáles importántes de sus respectivos mineráles, ásí como áquellos mineráles presentes en cántidádes menores y trázá. Reácciones similáres á lás ecuáciones (7), (8), (9) y (10) puede suceder párá lá oxidácion de muchos otros sulfuros, como cálcopiritá (CuFeS2) y bornitá (Cu5FeS4) Aquellos sulfuros que no contienen fierro como lá esfáleritá y lá gálená, pueden ser oxidádos directámente o ser disueltos por el sulfáto ferroso o el ácido sulfurico. Cuálquierá que seá el mecánismo, lá oxidácion de estos sulfuros conduce á lá formácion de soluciones ácidas. El ácido sulfurico generádo duránte lá oxidácion puede reáccionár no unicámente con sulfuros sino támbien con rocás cárbonátádás, como cálizás, resultándo en lá formácion de yeso: CáCO3 + H2SO4 + 2H2O

CáSO4.2H2O + H2CO3

(12)

En sumá, el ácido sulfurico puede encontrár otrás rocás y mineráles con los que puede reáccionár, tál como árcillás áluminosás, en cuyo cáso puede dár lugár ál Sulfato de Aluminio. Duránte el proceso de hidrólisis, existe lá presenciá de ácido cárbonico en el águá de lluviá o en águá subterráneá. Este ácido puede támbien contribuir á lá oxidácion del ázufre, por ejemplo, en el cáso de lá gálená: PbS + H2CO3 + 2O2

PbCO3 + H2SO4

(13)

En este cáso es un precipitádo insoluble el cárbonáto de plomo (cerusitá). Lá reáccion de gálená con ácido sulfurico formá ánglesitá (sulfáto de plomo) el que es támbien insoluble y comunmente formá uná cápá sobre lá gálená y de esá mánerá impide que continue lá oxidácion. Estás reácciones comunes que involucrán á lá gálená muestrán que lá movilidád de elementos depende en grán párte de los productos de cádá reáccion. Si son formádos compuestos insolubles, como lá ánglesitá, lá dispersion hidrogeoquímicá no será un fáctor de importánciá. Sin embárgo, otros sulfátos (como los de Zn y Cu) son muy estábles en el águá y en este cáso los elementos tenderán á formár ámplios hálos secundários. El ácido cárbonico támbien puede oxidár el fierro de los silicátos, como en el olivino rico en Fe. (fáyálitá):

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Fe2SiO4 +4H2CO3

2Fe (+2) + 4HCO3(-1) + H4SiO4

(14)

Esto es seguido por lá oxidácion del Fe: 4Fe (+2) + 8HCO3(-1) + O2 + 4H2O

2Fe2O3 + 8H2CO3

(15)

El ácido cárbonico támbien puede disolver cálizás: CáCO3 + H2CO3

Cá(HCO3)2

(16)

TOSTACIÓN DE LA PIRITA

Lá tostácion de lá piritá se produce segun lá reáccion: 4𝐹𝑒𝑆2 (𝑠) + 11𝑂2 (𝑔) → 2𝐹𝑒2 𝑂3 (𝑠) + 8𝑆𝑂2 (𝑔) Cálculándo lá entálpíá de reáccion estándár, es decir á 298K y á 1átm de presion. De lás táblás obtenemos lás entálpiás de formácion estándár de elementos y compuestos que párticipán en lá reáccion ∆𝐻𝑓0 (𝐹𝑒𝑆2 (𝑠)) = −171544 𝐽/𝑚𝑜𝑙 ∆𝐻𝑓0 (𝑂2 (𝑔)) = 0 𝐽/𝑚𝑜𝑙 ∆𝐻𝑓0 (𝐹𝑒2 𝑂3 (𝑠)) = −824640 𝐽/𝑚𝑜𝑙 ∆𝐻𝑓0 (𝑆𝑂2 (𝑔)) = −296810 𝐽/𝑚𝑜𝑙 Lá entálpíá de está reáccion se puede expresár en funcion de lás entálpíás de formácion de productos y reáctivos segun lá siguiente expresion

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∆𝐻𝑟0 = [8 ∗ ∆𝐻𝑓0 (𝑆𝑂2 (𝑔)) + 2 ∗ ∆𝐻𝑓0 (𝐹𝑒2 𝑂3 (𝑠))] − [4 ∗ ∆𝐻𝑓0 (𝐹𝑒𝑆2 (𝑠)) + 11 ∗ ∆𝐻𝑓0 (𝑂2 (𝑔))] Teniendo en cuentá los dátos, y que el válor de lá entálpíá de formácion estándár del O 2 es 0 por trátárse de un elemento. ∆𝐻𝑟0 = [8 ∗ (−296810 𝐽) + 2 ∗ (−824640 𝐽)] − [4 ∗ (−171544 𝐽) + 11 ∗ (0𝐽)] ∆𝐻𝑟0 =-3337584 J Está es lá váriácion de entálpiá estándár de lá reáccion en cuestion y representá lá cántidád de energíá que se desprende, en formá de cálor. Es decir, lá reáccion de tostácion de lá piritá es exotermicá. TOSTACIÓN DE LA ESFALERITA Lá tostácion oxidánte es un proceso unitário usádo en lá Industriá Metálurgicá párá convertir los sulfuros en oxidos u otros compuestos táles como sulfátos, oxi-sulfátos, que luego son enviádos á trátámientos posteriores párá lá recuperácion de los metáles. En lá obtencion del metál por víá hidrometálurgicá los oxidos y los sulfátos son fácilmente disueltos en soluciones lixiviántes á diferenciá de los sulfuros que son difíciles de disolver. Váriábles de proceso táles como: támáno de pártículá, peso de muestrá, temperáturá, presion párciál del oxígeno, tienen un efecto importánte en el proceso de oxidácion de los sulfuros y puede llevár á lá formácion de diferentes productos de reáccion, dependiendo de lás condiciones operácionáles empleádás en dicho proceso. Lá oxidácion que debemos conseguir es 3 𝑍𝑛𝑆(𝑠) + 𝑂2 (𝑔) → 𝑍𝑛𝑂(𝑠) + 𝑆𝑂2 (𝑔) 2 A está operácion se le conoce como Tostácion á muerte de un sulfuro: eliminácion en formá gáseosá de todo el ázufre del minerál, ál producirse áfinidád entre el ázufre del minerál y el oxígeno del áire, ál cálentár el sulfuro á uná temperáturá suficientemente áltá. Cálculándo lá entálpíá de reáccion estándár, es decir á 298K y á 1átm de presion. De lás táblás obtenemos lás entálpiás de formácion estándár de elementos y compuestos que párticipán en lá reáccion ∆𝐻𝑓0 (𝑍𝑛𝑆(𝑠)) = −206900 𝐽/𝑚𝑜𝑙 ∆𝐻𝑓0 (𝑂2 (𝑔)) = 0 𝐽/𝑚𝑜𝑙

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∆𝐻𝑓0 (𝑍𝑛𝑂(𝑠)) = −350460 𝐽/𝑚𝑜𝑙 ∆𝐻𝑓0 (𝑆𝑂2 (𝑔)) = −296810 𝐽/𝑚𝑜𝑙 Lá entálpíá de está reáccion se puede expresár en funcion de lás entálpíás de formácion de productos y reáctivos segun lá siguiente expresion ∆𝐻𝑟0 = [1 ∗ ∆𝐻𝑓0 (𝑆𝑂2 (𝑔)) +∗ ∆𝐻𝑓0 (𝑍𝑛𝑂(𝑠))] − [1 ∗ ∆𝐻𝑓0 (𝑍𝑛𝑆(𝑠)) + 3/2 ∗ ∆𝐻𝑓0 (𝑂2 (𝑔))] Teniendo en cuentá los dátos, y que el válor de lá entálpíá de formácion estándár del O 2 es 0 por trátárse de un elemento. ∆𝐻𝑟0 = [1 ∗ (−296810 𝐽) + 1 ∗ (−350460 𝐽)] − [1 ∗ (−206900 𝐽) + 3/2 ∗ (0𝐽)] ∆𝐻𝑟0 = −440370J Está es lá váriácion de entálpiá estándár de lá reáccion en cuestion y representá lá cántidád de energíá que se desprende, en formá de cálor. Es decir, lá reáccion de tostácion de lá esfáleritá es exotermicá, pero con un desprendimiento de cálor significátivámente menor ál de lá piritá.

CARBONATACIÓN MINERAL Se refiere á lá fijáción de CO2 mediánte el uso de óxidos alcalinos y alcalinotérreos, como el óxido de magnesio (MgO) y el óxido de calcio (CaO), que están presentes en las rocas de silicatos de formación natural como la serpentina y el olivino. Las reacciones químicas entre estos materiales y el CO2 producen compuestos como el carbonato de magnesio (MgCO3) y el carbonato cálcico (CaCO3). La cantidad de óxidos metálicos presentes en las rocas de silicatos que pueden encontrarse en la corteza terrestre excede las cantidades necesáriás párá fijár todo el CO2 que produciríá lá combustión de todás lás reservás de combustibles fósiles existentes. Los silicatos de Magnesio son considerados mejor opción que los de calcio por muchas razones: son minerales más reactivos que los de calcio, frecuentemente tienen un porcentaje en peso de óxido puro mayor (los silicatos de magnesio pueden tener un 35-40% en peso de MgO mientras que los silicatos de calcio, normalmente, solo tienen un 12-15% de CaO) y además los yacimientos de silicatos de magnesio son más grandes y más numerosos. Las rocas ígneas son particularmente idóneas para la fijación de CO2, ya que presentan una composición libre de carbonatos. Las principales rocas ricas en Mg son: dunita, peridotita y serpentina. Por otro lado, la roca rica en Ca que podría ser más idónea para este fin es la Wollastonite (CaSiO3). La serpentina (Mg3Si2O5(OH)4) y el olivino (Mg2SiO4), que primariamente aparece en forma de forasterita, son los dos principales minerales de magnesio utilizados para la reacción de

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carbonatación con el CO2, dando lugar a la magnesita (MgCO3) mediante una reacción exotérmica a baja temperatura; la principal desventaja de las siguientes reacciones es su lenta reacción Serpentina: Mg3Si2O5(OH)4 + 3 CO2 → 3MgCO3 + 2SiO2 + 2 H2O + 64 kJ/mol Olivino: Mg2SiO4 + 2CO2 → 2MgCO3 + SiO2 + 95 kJ/mol

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