PRÁCTICA 17

PRÁCTICA 17
ESTUDIO ESPECTROFOTOMÉTRICO DEL EQUILIBRIO
1.- FUNDAMENTO TEÓRICO.
Si un haz de luz blanca pasa a través de una celda de vidrio que ha sido llenada con un
líquido, la radiación emergente es de menor intensidad que la radiación que entra. Esta pérdida se
debe fundamentalmente a las reflexiones en la superficie y a la difusión provocada por las partículas
en suspensión que se encuentran en el fluido; en cambio en los líquidos claros, el fenómeno ocurre
debido a la absorción de la energía radiante por el líquido. El color aparente de la solución es
siempre el complementario del color absorbido. De modo que una solución que absorba en la
región del azul, aparecerá como morada, etc.
En los métodos analíticos no solo se usan la absorción en la región del espectro visible sino
que también son aplicables a las regiones del UV e IR. La absorción de radiación visible o UV se
asocia a transiciones en los estados electrónicos, mientras que la absorción en el IR produce
transiciones entre estados vibracionales.
Para el químico, la importancia de las soluciones coloreadas descansa en el hecho de que la
radiación absorbida es característica del material que absorbe.
El término generalmente empleado en los análisis químicos basados en la medida de la
absorción de la radiación es el de absorciometría. El término colorimetría debe aplicarse solamente
en relación con la región del espectro visible. La específicamente al uso del espectrofotómetro.
El tratamiento cuantitativo de la absorción de la energía radiante por la materia depende del
principio general conocido como ley de Beer-Lambert, cuyo enunciado es el siguiente: "La
intensidad del haz incidente disminuye exponencialmente con un aumento en el recorrido a través del
medio absorbente y con el aumento en la concentración de las especies absorbentes". Su expresión
matemática es como sigue:
I
A = log 0 = E ⋅ l ⋅ c
I
donde: A = absorbancia, Io = intensidad radiante que entra en la celda, I = intensidad que sale de la
celda, E = absortividad, c = concentración de la disolución, l = longitud de la celda, T =
transmitancia (Io/I).
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2.- OBJETIVO DE LA PRÁCTICA.
En esta práctica se realizará el estudio del equilibrio de formación del ion complejo
FeSCN2+ mediante un método espectrofotométrico.
3.- MATERIAL Y REACTIVOS.
3.1.- MATERIAL.
10 Tubos de ensayos
1 Gradilla
1 Pie
2 Nueces
2 Pinzas
2 Buretas
1 frasco lavador
1 pipeta de 10 ml
2 matraces aforados de 100 ml
2 matraces aforados de 250 ml
3.2.- REACTIVOS.
Disolución de HNO3 1.0 M
Disolución de sulfocianuro potásico 0.003 M
Disolución de nitrato de hierro (III) 0.1 M
Disolución de nitrato de hierro (III) 0.003 M
4.- PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL.
4.1. PROCESO EXPERIMENTAL.
El empleo de un método espectrofotométrico para el estudio del equilibrio puede resultar
adecuado, ya que permite determinar las concentraciones de las especies presentes en una
disolución sin modificarlas.
En esta práctica se realizará el estudio del equilibrio de formación del ion complejo
FeSCN2+ mediante la observación del color rojo intenso del complejo FeSCN2+.
Fe3+ + SCN- → FeSCN2+
Para ello, se procederá de la forma que a continuación se describe:
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A.- Determinación del máximo de absorción. Medir la absorción del ion complejo en el
rango de trabajo del aparato para poder así seleccionar la longitud de onda más adecuada para el
análisis.
B.- Calibración del espectrofotómetro. Para que pueda llevarse a cabo la determinación
cuantitativa de la absorbancia debida al ion FeSCN2+, es necesario conocer como varia la
absorbancia, a la longitud de onda en que aparece el máximo, al variar la concentración de la
especie activa.
C.- Evaluar la constante de equilibrio Kf (constante de formación) mediante la
determinación de [FeSCN2+], [SCN-] y [Fe3+] en una mezcla en equilibrio, combinando medidas
experimentales con cálculos teóricos.
4.2.- METODOLOGÍA DEL PROCESO.
4.2.1.- USO DEL ESPECTROFOTÓMETRO.
Para realizar las medidas de absorbancia se emplearán los tubos propios del
espectrofotómetro. Comenzar con agua pura para calibrar el cero de absorbancia a la longitud de
onda del máximo de absorbancia. A continuación sustituirlo por un tubo con una de las soluciones
de la serie y medir la absorbancia, y continuar así para toda la serie.
Mantener los tubos del espectrofotómetro secos y limpios. Si se vertiera alguna disolución
sobre el aparato llamar al profesor inmediatamente para que lo limpie antes de que el ácido nítrico
haya podido corroerlo.
4.2.2.- REALIZACIÓN PRACTICA.
Todas las disoluciones serán preparadas en tubos de ensayo. Deberán contener los
volúmenes especificados de las disoluciones de Fe3+ y SCN-, 5.0 ml de HNO3 1.0 M y suficiente
agua para que el volumen final de la disolución sea 20.0 ml.
Apartado A: Determinación del máximo de absorción del complejo FeSCN2+
Para estudiar el espectro, preparar una disolución que contenga 10.0 ml de Fe3+ 0.100 M,
1.0 ml de SCN- 0.003 M, 5.0 ml de HNO3 1.0 M, y 4.0 ml de H2O. Medir la absorbancia de esta
disolución a intervalos de 10 nm desde 540 a 390 nm. Representar gráficamente los valores de
absorbancia frente a los de longitud de onda. A partir de la figura así obtenida determinar la longitud
de onda donde aparece el máximo de absorbancia.
En los apartados B y C de esta práctica, colocar el espectrofotómetro en la longitud de
onda del máximo de absorbancia determinado en el apartado A.
Apartado B: Construcción de una curva de calibrado de la absorbancia frente a la concentración de
FeSCN2+.
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Para hacer esto, preparar una serie de seis disoluciones que contengan los volúmenes de las
disoluciones de Fe3+, SCN- y H2O que se indican en la siguiente tabla. Debe tenerse en cuenta que
las disoluciones se deben añadir en el orden siguiente: 1) la disolución de HNO3, 2) la disolución de
Fe+3, 3) la disolución de SCN-, desde una bureta, y 4) el H2O, también desde una bureta.
Fe+3 0.1 M (ml)
10
10
10
10
10
10
SCN- 0.003 M (ml)
0.1
0.2
0.3
0.4
0.5
0.6
HNO3 1.0 M (ml)
5
5
5
5
5
5
H2O (ml)
4.9
4.8
4.7
4.6
4.5
4.4
Medir la absorbancia de cada disolución. Podemos asumir que todo el SCN- se ha
convertido en FeSCN2+ ya que todas estas disoluciones contienen un gran exceso de Fe3+. Así,
podemos calcular [FeSCN2+] simplemente considerando la dilución del SCN-. Esta gráfica será
usada en la siguiente etapa para tomar los valores de [FeSCN2+] en el equilibrio.
Apartado C:
Medir la absorbancia en la longitud de onda correspondiente al máximo de absorbancia
para cada una de las disoluciones que se indican en la tabla que sigue. En estas disoluciones hay
cantidades apreciables de las tres especies en equilibrio. Determinar [FeSCN2+] a partir de la
gráfica obtenida en el apartado anterior. Calcular [Fe3+] y [SCN-] restando [FeSCN2+] a las
concentraciones iniciales de Fe3+ y SCN-. Calcular Kf = [FeSCN2+]/([Fe3+][SCN-]) para cada
caso.
Preparar siete disoluciones utilizando los volúmenes de las disoluciones de Fe+3, SCN- y
H2O que se indican en la siguiente tabla.
Fe+3 0.003 M (ml)
8
7
6
5
4
3
2
SCN- 0.003 M (ml)
2
3
4
5
6
7
8
H2O (ml)
10
10
10
10
10
10
10
Representación Gráfica. Absorbancia (ordenadas) vs conc. de FeSCN2+ en mol/l (abscisas)
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Ajuste de regresión para:
[
A = A 0 + E ⋅ l ⋅ FeSCN2 +
]
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