Nitrato de sodio

Nitrato de sodio
Se trata de una sustancia incolora, ligeramente higroscópica y altamente oxidante. Mezclado con
sustancias orgánicas puede provocar explosiones. El nitrato es sólo ligeramente tóxico (LD50 = 1267
mg/kg rata) pero puede ser transformado en nitrito con actividades fisiológicas mayores y más
dañinas.
Aplicaciones [editar]
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Debido a su contenido en nitrógeno se utiliza como fertilizante.
Fundido en mezcla con carbonato sódico en la obtención del cromo de sus
minerales por oxidación de este metal a cromato. (CrO42-)
Como conservante en la industria alimenticia (E251) y en la mezcla de sales
empleada para tratar la carne en su conservación.
Como aditivo para el cemento.
Es uno de los ingredientes mayoritarios de ciertos tipos de pólvora negra.
Debido a que al quemarse genera oxígeno, ha sido empleado en varias ocasiones a
lo largo de la historia para conseguir un fuego que ardiese bajo el agua, como es el
caso del fuego griego.
Propiedades físicas
Estado de
agregación
Sólido
Apariencia
Polvo blanco o cristales
incoloros
Densidad
2260 kg/m3; 2,26 g/cm3
Masa molar
84,99 g/mol
Punto de fusión
581 K (308 °C)
Punto de
ebullición
653,15 K (380 °C)
Propiedades químicas
Solubilidad en
agua
92,1 g/100 ml (25 ºC)
El nitrato de sodio, nitrato sódico, sal de Chile o nitrato de Chile cuya fórmula química
es NaNO3, es un agente preventivo de la enfermedad conocida como botulismo. También
es conocido como salitre.
El nitrato de sodio se obtiene por neutralización de bases de carbono(e.g. hidróxido sódico
= NaOH o carbonato sódico = Na2CO3) con ácido nítrico HNO3. Es un subproducto en la
síntesis del ácido nítrico donde se forma al absorber el dióxido de nitrógeno en una
disolución de carbonato sódico:
Na2CO3 + 2 NO2 -> NaNO3 + NaNO2 + CO2
Además existen yacimientos importantes naturales de esta sal en Chile de donde recibe
también la denominación de "Sal de Chile" o "Nitrato de Chile".
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Hipoclorito de sodio
Otros usos [editar]
El hipoclorito sódico se usa mucho como oxidante en el proceso de potabilización del agua,
a dosis ligeramente superiores al punto crítico (punto en que empieza a aparecer cloro
residual libre).
Se utiliza también como desinfectante en piscinas, ya sea por aplicación directa en forma de
líquido (125 ml diarios por cada 10m3 de agua), pastillas concentradas o en polvo, o a
través de un aparato de electrólisis salina por el que se hace circular el agua de la piscina.
Para que la electrólisis tenga lugar se debe salar ligeramente la piscina (necesitaremos 4gr
de sal por litro de agua). El aparato de electrólisis, mediante descargas eléctricas trasforma
la Sal (NaCl) en Hipoclorito Sódico consiguiendo desinfectar el agua.
También se usa en el proceso de identificación de especies de los distintos filos de animales
que poseen espículas o escleritos, como poríferos o equinodermos (holoturoideos). El
hipoclorito de sodio disuelve la materia orgánica dejando al descubierto estas estructuras
(únicas en cada especie), que son de carbonato cálcico (calcáreas) o dióxido de silicio
(silíceas) y, por tanto, no se disuelven.
Este químico se puede también utilizar como blanqueador para las fibras textiles, así como
para desinfectar los lavabos gracias a su poder fungicida y bactericida.
En parasitología puede ser utilizado para la esporulación invitro de Ooquistes de protozoos
del phylum apicomplexa en el método denominado de Cawthorn.
Clorato de potasio
Clorato de Potasio
El clorato de potasiono puede ser echo en casa por si mismo, pero puede ser obtenido
de un laboratorio. Si el clorato de potasio se mezcla con una pequeña cantidad de
vaselina, o algún otro derivado del petróleo, y se le da una descarga eléctrica, el
material detonará con mas poder que la pólvora negra. Este debe de ser limitado a
detonarse de esta manera (por descarga eléctrica). El proceso para hacerlo explosivo
es como sigue:
Materiales: Equipamiento:
Clorato de Potasio (9 partes por volumen)
Plato hondo c/cuchara, ambos de barro o madera
Alguna gelatina derivada del petroleo (Vaselina (1 parte por volumen))
Bolsa de plástico con posibilidad de cerrarse
Procedimiento:
Muele el clorato de potasio en el plato hondo, cuidadosa y lentamente, hasta que el
clorato de potasio sea un polvo muy fino. Coloca el polvo en la bolsa de plástico. Pon el
derivado de petróleo en este caso la vaselina en la bolsa de plástico, manteniéndolos
en los lados de la bolsa. Cierra la bolsa, y pon los materiales juntos hasta que ninguna
parte del clorato de potasio quede sin estar húmeda por la vaselina. Si es necesario,
agrega un poco mas de vaselina a la bolsa.
El material deberá ser usado en las próximas 24 horas, o la mezcla reaccionará
reduciendo considerablemente la efectividad de la explosión.
Esta reacción es inofensiva y no libera calor ni productos peligrosos. El tricloruro de
nitrógeno, también conocido como cloruro de azode o azodo, es un líquido aceitoso
amarillo. Explota violentamente cuando se calienta a mas de 60° Celsius, o cuando se
pone en contacto con alguna flama o chispa. Este es muy sencillo de producir: En una
jarra disuelve en agua cinco cucharaditas teteras que contengan nitrato de amonio. No
pongas mucho nitrato de amonio en la solución, por que alguna parte de este podría
quedar sin disolverse. Recoge una cantidad de gas de cloro en una segunda jarra,
mezclando ácido de hidrocloruro con permanganato de potasio en un matraz grande
que tenga tapa y un tubo de cristal. Coloca la jarra que contiene gas de cloro al revés
en el vértice de la jarra, conteniendo la solución de nitrato de amonio. No pongas
mucho nitrato de amonio, y junta las jarras. Suavemente calienta la parte trasera de la
jarra. Cuando esto este hecho, empezarán a formarse gotitas amarillas aceitosas en la
superficie de la solución, y sumerge hasta el fondo. Para esto remueve la fuente de
calor inmediatamente.
Alternadamente, el cloro puede ser burbujeado mediante la solución de nitrato de
amonio. No pongas mucho nitrato de amonio, antes de recoger el gas en la jarra, pero
esto requiere tiempo y que aguantes sosteniendo la jarra y el tubo de prueba.
El gas de cloro, puede ser también mezclado con gas de anhidro de amoniaco,
calentando suavemente un matraz lleno con amoniaco casero.
Coloca los tubos de cristal del matraz en el que se genera el cloro y el tubo del matraz
donde se genero el amoniaco en otro matraz que contenga agua. Recoge las gotas
amarillas con un gotero, y úsalas inmediatamente, debido a que el tricloruro de
nitrógeno se descompone en 24 horas.
Sulfato de sodio
Aplicaciones [editar]
El sulfato de sodio anhidro tiene propiedades higroscópicas y por lo tanto es utilizado como
desecante en el laboratorio o la industria química.
Se utiliza en la fabricación de la celulosa y como aditivo en la fabricación del vidrio.
También añade a los detergentes para mejorar su comportamiento mecánico y donde puede
representar una parte importante del peso total.
Sulfato de calcio
BENEFICIOS
- Natural sin químicos aplicable directamente al suelo.
- Corrige deficiencias Cálcicas en suelos y cultivos.
- Desplazante de Sales.
- Activa la vida microbiana de los suelos.
- Corrige el encopamiento de hojas.
- Evita la caída de flores, yemas y frutos.
- Fortalece la estructura del tallo.
- Evita el grano Ambar (mantequilla, canario) en el café.
DOSIS y APLICACIONES
- Dependiendo del suelo aplicar
1 a 4 tm / Ha.
- Como abonamiento de fondo.
- Suelo Selva: 1 a menos tm/Ha con adición de materia orgánica y según
recomendaciones del especialista.
Sulfato de aluminio
Aplicaciones [editar]
Es empleado en la purificación de aguas y como mordiente de pigmentos en textiles.
También se emplea como antitranspirante aunque, desde 2005, la FDA no lo reconoce
como absorbente de la humedad. Actualmente, se está considerando una relación entre el
aluminio y el Alzheimer1 2 3 4 5
Sulfato de magnesio
Uso agrario [editar]
En agricultura y jardinería el sulfato de magnesio se emplea como corrector de la
deficiencia de magnesio en el suelo (el magnesio es un elemento esencial en el proceso de
la molécula de clorofila). Es común su aplicación en el cultivo de plantas en huerto o en
maceta cuando sus suelos carecen de suficiente magnesio, por ejemplo para patatas, rosas, y
tomates. La ventaja del sulfato magnésico sobre otros aditivos de magnesio para el suelo, es
su alta solubilidad.
Uso médico [editar]
Artículo principal: Hipomagnesemia
Indicado en torsades de pointes (taquiarritmia ventricular) a dosis de 2 g/100 ml cada dos
minutos vía endovenosa.
En uso local puede utilizarse para el tratamiento de la uña encarnada. El sulfato de
magnesio oral y el hidróxido de magnesio se emplean como laxante para las embarazadas.
La sales de Epsom también están disponibles en forma de gel para aplicación tópica sobre
heridas y áreas doloridas. En administración intravenosa se emplea frecuentemente para
reducir la intensidad de los calambres Por otro lado es utilizado durante el embarazo para la
prevención de las crisis convulsivas o el coma conocidos como eclampsia. Además puede
ser utilizado como broncodilatador -luego de que las drogas betaagonistas y
anticolinérgicas han producido una desensibilización de sus respectivos receptores- en las
exacerbaciones severas del asma. También puede ser empleado en forma de nebulizaciones
para aliviar los síntomas del asma, o suministrarlo en vía intravenosa para tratar casos de
crisis asmáticas severas.
Otros usos [editar]
El sulfato de magnesio se emplea además como sales de baño, particularmente en la terapia
de flotación, porque altas concentraciones de esta sal disuelta en agua aumentan la densidad
de la solución, lo que hace que un cuerpo humano flote como una boya. Tradicionalmente
se ha empleado para preparar pediluvios (baños de pies) con propósitos de relax. En
algunas partes del mundo (como en Nueva Zelanda) se añade a las bebidas caseras; en este
caso el radical sulfato no es importante, porque es el magnesio el que proporciona un sabor
entre ácido y amargo, debido a su ion Mg2+ que actúa como saborizante. El sulfato de
magnesio se clasifica y prepara con diversos grados de pureza, de acuerdo con sus distintos
usos. No debe confundirse el grado agrícola, utilizado en el campo, almacenado junto a
pesticidas y otros productos agrarios, con el de grado alimentario o el farmacéutico, los que
deben cumplir con las distintas normas del grado de pureza exigido. También se utiliza en
limpiezas de hígado para movilizar litiasis hepaticas y de vesícula,
Nitrato de plata
El nitrato de plata es una sal inorgánica, cuya fórmula es AgNO3. Este compuesto es muy
utilizado para detectar la presencia de cloruro en otras soluciones.
Cuando esta diluido en agua, reacciona con el cobre formando nitrato de cobre, se filtra y lo
que se queda en el filtro es plata.
Aplicación médica [editar]
En la farmacopea de numerosos países el nitrato de plata, junto con la propia plata, se
utiliza como antiséptico y desinfectante aplicado por vía tópica. Se encuentra incluido
dentro del grupo D08 del código internacional ATC, concretamente con el código
D08AL01.1 También se utiliza como cauterizante en hemorragias superficiales o para
refrescar úlceras encallecidas. Se utiliza en citoquímica para teñir el retículo
endoplasmático rugoso
Nitrato de sodio
Aplicaciones [editar]
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Debido a su contenido en nitrógeno se utiliza como fertilizante.
Fundido en mezcla con carbonato sódico en la obtención del cromo de sus
minerales por oxidación de este metal a cromato. (CrO42-)
Como conservante en la industria alimenticia (E251) y en la mezcla de sales
empleada para tratar la carne en su conservación.
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Como aditivo para el cemento.
Es uno de los ingredientes mayoritarios de ciertos tipos de pólvora negra.
Debido a que al quemarse genera oxígeno, ha sido empleado en varias ocasiones a
lo largo de la historia para conseguir un fuego que ardiese bajo el agua, como es el
caso del fuego griego.
Carbonato de calcio
Carbonato
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Modelo de ion de carbonato, CO32−
Los carbonatos son las sales del ácido carbónico o ésteres con el grupo R-O-C(=O)-O-R'.
Las sales tienen en común el anión CO32- y se derivan del hipotético ácido carbónico
H2CO3. Según el pH (la acidez de la disolución) están en equilibrio con el bicarbonato y el
dióxido de carbono.
La mayoría de los carbonatos, aparte de los carbonatos de los metales alcalinos, son poco
solubles en agua. Debido a esta característica son importantes en geoquímica y forman
parte de muchos minerales y rocas.
El carbonato más abundante es el carbonato cálcico (CaCO3) que se halla en diferentes
formas como calcita, aragonita (una modificación formada a altas temperaturas), en la
forma maciza como caliza, como mineral metamórfico en forma de mármol y es a menudo
el cemento natural de las piedras areniscas.
Sustituyendo una parte del calcio por magnesio se obtiene la dolomita CaMg(CO3)2 que
recibe su nombre por una formación rocosa en los alpes donde abunda.
Muchos carbonatos son inestables a altas temperaturas y pierden dióxido de carbono
mientras se transforman en óxidos.
Aplicaciones [editar]
Los carbonatos se aplican en multitud de campos. A menudo su utilización va ligada al
compuesto concreto como la obtención de cal viva (CaO) del carbonato cálcico.
Uno de los carbonatos más importantes industrialmente es el carbonato sódico. En la
naturaleza se encuentra en algunas lagunas salinas, por ejemplo, en Egipto, aunque la gran
mayoría se obtiene a partir de la cal en el proceso de Solvay. Es un intermedio en la
obtención de productos tan dispares como el jabón, el percarbonato sódico utilizado como
blanqueante, el vidrio, la sosa (NaOH) etc.
Las cenizas de madera también se componen en gran medida de carbonatos. Estos han dado
incluso el nombre a un elemento, el potasio (K) del inglés "pot ash = ceniza debajo de la
caldera" ya que se obtenía habitualmente de esta fuente.
Debido a su carácter como sales de un ácido débil los carbonatos se utilizan también como
bases baratos. En esta aplicación se libera dióxido de carbono y en disolución se queda la
sal formada por el metal que estaba unido al carbonato y el resto del ácido neutralizado:
MCO3 + 2 HX -> H2O + CO2 + MX2
El carbonato cálcico forma parte de la formulación de las pastas dentales.
Los carbonatos orgánicos [editar]
Los carbonatos orgánicos son ésteres del ácido carbónico. Se pueden formar a partir de
fosgeno (Cl2C=O) y el alcohol correspondiente.
Especialmente los policarbonatos basados en dialcoholes como el 2,2-bis(4-hidroxifenil)propano (HOC6H4-C(CH3)2-C6H4OH) han adquirido importancia como materiales
altamente transparentes en la fabricación de los CDs o como sustituto del vidrio.
El carbonato de calcio es un compuesto químico, de fórmula CaCO3. Es una sustancia
muy abundante en la naturaleza, formando rocas, como componente principal, en todas
partes del mundo, y es el principal componente de conchas y esqueletos de muchos
organismos (p.ej. moluscos, corales) o de las cáscaras de huevo. Es la causa principal del
agua dura. En medicina se utiliza habitualmente como suplemento de calcio, como
antiácido y agente adsorbente. Es fundamental en la producción de vidrio y cemento, entre
otros productos.
Es el componente principal de los siguientes minerales y rocas:
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Calcita.
Aragonito.
Caliza.
Travertino.
Mármol.
Presencia en los organismos vivos [editar]
El carbonato cálcico es componente princiapl de muchas estructuras presentes en
organismos vivos. Algunos ejemplos son:
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Reino Protoctistas.
o En algas como Padina pavonica.
Reino Metazoo.
Silicatos
Silicato
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Los silicatos son el grupo de minerales de mayor abundancia, pues constituyen más del
95% de la corteza terrestre, además del grupo de más importancia geológica por ser
petrogénicos, es decir, los minerales que forman las rocas. Todos los silicatos están
compuestos por silicio y oxígeno. Estos elementos pueden estar acompañados de otros
entre los que destacan aluminio, hierro, magnesio o calcio Químicamente los silicatos son
sales del ácido silícico. Los silicatos, así como los aluminosilicatos, son la base de
numerosos minerales que tienen al tetraedro de silicio-oxígeno (un átomo de silicio
coordinado tetraédricamente a átomos de oxígeno) como su estructura básica: feldespatos,
micas, arcillas.
Estructura del ortosilicato, SiO44-; en figura de la derecha se omiten los átomos.
Los silicatos forman materiales basados en la repetición de la unidad tetraédrica SiO44-. La
unidad SiO44- tiene cargas negativas que generalmente son compensadas por la presencia de
iones de metales alcalinos o alcalinotérreos, así como de otros metales como el aluminio.
Los silicatos forman parte de la mayoría de las rocas, arenas y arcillas. También se puede
obtener vidrio a partir de muchos silicatos. Los átomos de oxígeno pueden compartirse
entre dos de estas unidades SiO44-, es decir, se comparte uno de los vértices del tetraedro.
Por ejemplo, el disilicato tiene como fórmula [Si2O5]6- y, en general, los silicatos tiene
como fórmula [(SiO3)2-]n.
En el caso de que todos los átomos de oxígeno estén compartidos, y por tanto la carga está
neutralizada, se tiene una red tridimensional denominada sílice o dióxido de silicio, SiO2.
En los aluminosilicatos un átomo de silicio es sustituido por uno de aluminio.
Clasificación [editar]
Las propiedades de los silicatos dependen más de la estructura cristalina en que se disponen
sus átomos que de los elementos químicos que constituyen su fórmula. Más concretamente,
dependen de la forma en que se dispone y enlaza con los iones la unidad fundamental de los
silicatos, el tetraedro de (SiO4)4-.
La diferencia entre los distintos grupos es la forma en que estos tetraedros se unen. Se
distinguen así las siguientes subclases:

Nesosilicatos: Con tetraedros sueltos, de forma que cada valencia libre del tetraedro
queda saturada por un catión distinto del silicio. Sus fórmulas serán (SiO4)4-. Se agrupan
en:
o Zircones
o Olivinos
o Granates
o Nesosubsilicatos

Sorosilicatos: Con dos tetradros unidos por un vértice para formar un grupo (Si2O7)6-. Se
agrupan en:
o Epidotas
o Melilitas
o Torveititas
o Hemimorfitas
o (Calamina)
o Lawsonita

Ciclosilicatos: Con grupos de tres, cuatro o seis tetraedros, unidos en anillo. Se agrupan en:
o Tetraedritas
o Turmalinas
o Variedades de la turmalina,chorlo,dravita,indigolita,lidicoaita,elbaita,rubelita
o Berilos
o
o
o

Inosilicatos: Con grupos de tetraedros unidos en largas cadenas de longitud indefinida. Los
más comunes son los que presentan cadenas simples, los llamados piroxenos, mientras
que los llamados anfíboles tienen cadenas dobles. Esta estructura dota a estos minerales
de hábito fibroso. Se agrupan en:
o Piroxenos
o Anfíboles
o Piroxenoides
o Anfiboloides

Filosilicatos: Con tetraedros unidos por tres vértices a otros, formando una red plana que
se extiende en un plano de dimensiones indefinidas. Esta estructura dota a estos silicatos
de hábito foliado. Se agrupan en:
o Cloritas
o Micas
o Talcos
o Pirofilitas
o Serpentinas
o Caolinitas

Tectosilicatos: Con tetraedros unidos por sus cuatro vértices a otros tetraedros,
produciendo una malla de extensión tridimensional, compleja. La sustitución de silicio por
aluminio en algunos tetraedros permite que en la malla se coloquen cationes. Se agrupan
en:
o Cuarzo
o Tridimita
o Cristobalita
o Feldespatos
o
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o


o
o
Variedades del berilo, esmeralda,morganita,
Cordieritas
Dioptasas
Zeolitas
Clasificación estructural de los silicatos.
Clasificación estructural geométrica definida.
Tetraedros independientes, individuales, aislados (ortosilicatos, neosilicatos)
tetraedro doble, pares de tetraedros (piosilicatos orosilicatos).
Anillos de tetraedro (estructura en anillo, tetraedro en anillo)
Estructura de cadenas.
Cadenas simples, sencillas, independientes (inosilicatos), tetraedro en cadena,
cadena doble, tetraedro en cadena o dobles.
Tetraedro en hojas, estructuras en capas, láminas de tetraedros disilicatos e
ilosilicatos.
Asociación de motivos
redes tridimensionales tipo sílice SiO2
Tectosilicatos.
Introducción
Los silicatos forman la mayor parte de los minerales existentes en la corteza
terrestre. De acuerdo con su organización interna los silicatos dan diversos tipos de
minerales como pegmatitas, rocas meteorizadas, rocas ígneas, metamórficas y
sedimentarias. Además con la ayuda de los silicatos obtenemos alimento por medio
de las plantas, es una parte muy importante de donde obtenemos los materiales
para la construcción de casas y edificios, para la fabricación de utensilios como
tazas, vasos, etc.
Como mencionamos anteriormente la unidad fundamental de los silicatos es
(SiO4)4+ ordenado en forma de tetraedro regular. El tetraedro mencionado está
unido por 50% iónico y 50% covalente. La unión de sus iones está íntimamente
ligado por las electronegatividades y la otra es por completar su octeto de ahí la
distribución molecular en forma de tetraedro. Si el Si4+ y el O2- entonces la unión
será como hemos mencionado antes, quedando 4 cargas negativas listas para
8enredars en otros cationes, ya que si completa su octeto las 4 cargas positivas de
Si4+ quedan anuladas por cuatro O4- pero a su ves estos O2- dejan una carga que al
ser sumadas nos da un total de 4 negativas, las ‘sobrantes’ de la molécula.
Estas carga negativas pueden servir, de hecho es así intermolecularmente, se unen
a otros cationes para neutralizar sus cargas. Entonces esta unión se puede
presentar entre moléculas SiO4. Cuando esto sucede a esas uniones le llama
puentes de oxígeno, cuando el número de puentes de oxígeno se incrementa en tal
forma que se dice que las moléculas se están polimerizando.
Con esta polimerización se pueden formar estructuras llamadas nesosilicatos,
ortosilicatos, senosilicatos, disilicatos, cadenas de silicatos, anillos, ciclosilicatos,
filosilicatos y tectosilicatos. Hablaremos de cada uno de ellos por separado.
Podemos hablar entonces también de sustitución de Si4+ por Al3+, no todas las
estructuras de silicatos lo manejan, y no es poco común, en realidad en la mayoría
de sus minerales silicatos están entrelazados tetraedros de SiO4 y AlO3 formando
diversas estructuras.
Nesosilicatos.
Los tetraedros SiO4 están unios por O2- en enlaces iónicos. El empaquetamiento
atómico de las estructuras de los nesosilicatos es generalmente denso, lo que hace
que los minerales de este grupo tengan valores relativamente altos de peso
específico y dureza. Como los tetraedros de SiO4 son independientes y no están
ligados a cadenas o láminas, por ejemplo, el hábito cristalino de los nesosilicatos es
generalmente equidimensional y no existen direcciones pronuncias de exfoliación.
Aunque el Al3+ sustituye común y fácilmente la posición de Si de los silicatos, la
proporción de esta sustitución en los tetraedros de SiO4 en los nesosilicatos es
generalmente débil. (1). Los miembros más comunes de los nesosilicatos son el
olivino y el granate, para si estudio los hemos dividido en grupos donde detallamos
sus características principales.
- Grupo del olivino.
Su representación en CaO- MgO-FeO- SiO2 su serie comienza de la forsterita (Mg2
SiO4) a la fayerita (Fe2 SiO4) durante esta serie puede presentarse sustituciones del
tipo Mn2+ por Fe2+ dando olivinos muy raros con el tefroita (Mn2SiO4). Esta serie
tiene su origen cuando un magma rico en Fe y Mg comienza a cristalizar,
formándose forsterita en un grado de fusión de 1840° C en su extremo esta la
fallerita con 1205° C, aunque sea una temperatura inferior no deja de ser muy
elevada para nosotros. De acuerdo con la serie, dependiendo del contenido del
magma existirán variaciones en el resultado de cristalización por ejemplo: si tiene
mayor contenido de Fe el olivino agotará más rápido al Mn y sus cristales tendrán
mayor contenido de Fe, por lo tanto hay ligeras diferencias si el magma es rico en
Fe o Mn.
A esta temperatura y presión se obtiene una cristalización homogénea y bien
definida, el color y di densidad dependen de los factores antes mencionados, éstos
aún habiendo diferencias debe ser de color oscuro ambos y su peso específico alto.
 Grupo del granate.
Se encuentran especialmente en las rocas metamórficas, su fórmula estructural es
A3B2(SiO4 )3 en donde A son cationes divalentes de gran tamaño y B cationes
trivalentes pequeños, entonces si A está ocupada por Ca y B puede ser Mg2+, Fe2+,
Mn2+ tenemos un pequeño grupo llamado ugrandita; ahora si B contiene Al3+, Fe3+
y Cr3+ tenemos otra nueva división, 2 series: la piralespita ( Ca en a no existe y B es
Al) y ugrandita (antes mencionado).
Además de estos grupos también se puede sustituir al SiO4 por grupos de (OH)4
teniendo hidro-granates.
Del grupo ugrandita el más común llamado simplemente ‘granate’ es la andradita
(Ca3Fe3+2). Tienen un peso específico alto pero no mayor al del olivino, sus colores
varían en el verde oscuro pasando por cafés.
Existen otros grupos además de éstos, el circón, el grupo de la humita, obviamente
con estructura de nesosilicatos pero no resaltan la ‘sencillez’ de los dos grupos
primeramente descritos, a diferencia de ellos presentan complejidades en su forma
estructural, con excepción del circón. Hablemos brevemente de ellos.