Federico Villareal

Informe breve: Equilibrio químico. Estudio espectrofotométrico
Código 201000938
1. Tema
El objetivo del presente trabajo fue determinar el valor de la constante de un equilibrio
químico, concretamente la constante del equilibrio que se establece en disolución
acuosa, entre el ión hierro (III), el ión sulfocianuro y uno de los compuestos complejos
que pueden formar, el FeSCN2+. Podemosrepresentar tal equilibrio mediante la
ecuación (1) adjunta:
Fe3+ + SCN- ↔FeSCN2+ (1)

2. Pasos seguidos en la investigación realizada

Para determinar experimentalmente el valor de la constante de equilibrio de la reacción
dada, aprovecharemos una propiedad de las sustancias, el color. El complejo formado es
una especie química que tiene color rojo, mientras que los iones hierro y sulfocianuroen
disolución acuosa son incoloros.
Fe3+ + SCN- ↔FeSCN2+
Disolución incolora

Disolución con color rojo

Disoluciones de FeSCN2+ y sensor colorimétrico utilizados en la experiencia

La determinación exacta de la concentración de complejo se puede realizar con un
colorímetro, aprovechando la ley de Beer-Lambert que relaciona la concentración de
una sustancia en disolución, con ladisminución en la intensidad de la luz que la
atraviesa. La concentración de ión hierro e ión sulfocianuro se puede calcular sabiendo
que para formarse 1 mol por litro de complejo, habrán tenido que consumirse
necesariamente 1 mol por litro de ión hierro y 1 mol por litro de sulfocianuro.

1 de 5

Informe breve: Equilibrio químico. Estudio espectrofotométrico
Código 201000938
Una vezdeterminada la concentración de FeSCN2+ en el equilibrio y como las
concentraciones iniciales de Fe3+ y SCN- son conocidas, será posible averiguar las
concentraciones finales o de equilibrio de los reactivos, según las expresiones
siguientes:
[Fe3+] = [Fe3+ inicial] - [FeSCN2+]
-

-

2+

[SCN ] = [SCN inicial] - [FeSCN ]

(7)
(8)

Primera parte: obtener una recta de calibrado para laconcentración en disolución del
complejo tiocianato férrico, es decir una relación que nos permita calcular la
concentración de este complejo a partir del valor medido de la absorbancia en tal
disolución. Para ello necesitamos disponer de disoluciones de las que conozcamos
exactamente el valor de la concentración del complejo y éste está en equilibrio con el
ión férrico y el ión tiocinato. Optamospor añadir exceso del ión Fe3+ de tal forma que
en esta parte A de la experiencia, podremos suponer que se cumplen las expresiones
siguientes:
[FeSCN2+] = [SCN- inicial]

,

[SCN-] ≅ 0

(11)

Se prepararon las disoluciones necesarias:

-

Disolución 0,1 M de Fe(NO3)3 en agua

-

Disolución 0,003 M de KSCN en agua

-

Disolución 1 M de HNO3 en agua

Se prepararon lasmezclas de reacción necesarias para poder trazar la recta de calibrado,
añadiendo cantidades crecientes de KSCN a una disolución con una cantidad fija,
notablemente en exceso, de Fe(NO3)3. Una vez preparadas las disoluciones patrón
necesarias para obtener la recta de calibrado, se van llenando las cubetas del colorímetro
con las disoluciones preparadas y se van registrando los valores deabsorbancia. La
longitud de onda utilizada fue la longitud de onda del verde porque presentaba la mejor
respuesta lineal. Del ajuste lineal de los puntos experimentales se obtiene la relación
entre la absorbancia y la concentración en disolución del complejo FeSCN2+ :

A = 710.M + 0,0009

(13)

2 de 5

Informe breve: Equilibrio químico. Estudio espectrofotométrico
Código 201000938
Segundaparte: determinación de la constante de equilibrio. Se prepararon 6 mezclas de
reacción con Fe3+ y SCN- y una vez preparadas las mezclas, se van llenando las cubetas
del colorímetro y se van registrando los valores de absorbancia. Los valores de las
concentraciones en equilibrio del complejo formado, FeSCN2+, se calculan a partir de la
recta de calibrado (13). Las concentraciones en el equilibrio...