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Química General e Inorgánica I – Trabajo Práctico Nº 7 – 1er. cuatrimestre de 2004

TRABAJO PRÁCTICO Nº 7
EQUILIBRIO QUÍMICO
Objetivo

Determinar la constante de equilibrio de la reacción de formación del
ion complejo monotiocianato férrico.

Bibliografía

Journal of Chemical Education 40,71 (1963)

Introducción
La reacción de formación del ion complejo monotiocianato férrico, Fe(SCN)2+, a
partirde ion tiocianato, SCN-, y férrico, Fe3+, se describe mediante la siguiente
ecuación:
SCN- (ac) + Fe3+ (ac) = Fe(SCN)2+ (ac)
Para determinar la constante de equilibrio de la misma se debe conocer la concentración
de cada una de las especies presentes en el equilibrio. El ion Fe(SCN)2+ es la única
especie coloreada que se forma en concentración apreciable en las condiciones de
reacción de estetrabajo práctico, y por lo tanto, es la única especie presente que presenta
absorción en la región visible del espectro electromagnético. Por ello, su concentración
se puede medir espectrofotométricamente. Las concentraciones de las otras especies
pueden calcularse a partir de ésta mediante relaciones estequiométricas.

Equipo a utilizar y procedimiento
Se utilizará un espectrofotómetro de absorciónultravioleta-visible monohaz.
1) Seleccionar la longitud de onda a la cual se determinará la transmitancia de la
muestra (para este caso λ = 450 nm).
2) Ajustar el cero de absorbancia con el solvente a utilizar, "blanco".
3) Colocar la cubeta con la muestra y medir la absorbancia.

Técnica
En un matraz aforado de 100,0 mL colocar 10,00 mL de KSCN 0,001 M
medidos con pipeta aforada y 25,00 mL deHClO4 2M (también usando pipeta aforada) y
llevar a volumen. Los pasos que se enumeran a continuación conviene realizarlos al lado
del espectrofotómetro donde se realizarán las mediciones correspondientes.
Tomar una porción de 10,00 mL de dicha solución, agregar 0,1 mL de Fe(NO3)3
0,2 M en ácido perclórico 0,5 M, agitar con varilla para homogeneizar e
inmediatamente transferir a la cubeta para lamedición espectrofotométrica (usar pipeta
graduada de 1 mL). Repetir agregando 0,2; 0,3; 0,4; 0,5; 0,6; 0,7; 0,8 mL de Fe(NO3)3.

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Nota: es importante medir estos volúmenes con mucha exactitud, ya que pequeños
errores conducen a serios problemas en los resultados del trabajo práctico.

Análisis de los datos
Elion tiocianato reacciona con el ion Fe3+ en solución ácida formando una serie
de complejos:
Fe3+ + SCN- = Fe(SCN)2+
Fe(SCN)2+ + SCN- = Fe(SCN)2+
etc.
Si la concentración de ion tiocianato se mantiene baja, la concentración de los
iones complejos Fe(SCN)n(3-n)+ con n ≥ 2 es muy pequeña, y se puede suponer que el
único ion complejo presente en el equilibrio es el monotiocianato férrico (n = 1).
Elprocedimiento consiste en agregar cantidades variables de una solución
conteniendo Fe3+ a un volumen conocido de solución conteniendo SCN-. Al aumentar la
cantidad de Fe3+ agregado, aumenta la concentración de monotiocianato férrico, y la
solución se torna cada vez más coloreada (es decir, aumenta su absorbancia).
La determinación se realiza a una longitud de onda donde el ion Fe(SCN)2+ es la
únicaespecie que absorbe. Según la ley de Lambert-Beer:
(1)
A = ε.b.[Fe(SCN)2+]eq
Donde ε es el coeficiente de absorción molar del compuesto y b el paso óptico de la
cubeta. Las concentraciones de las otras especies en el equilibrio pueden obtenerse a
partir de los siguientes balances de masa:
[SCN -]o = [SCN -]eq+ [Fe(SCN)2+]eq
(2)
(3)
[Fe3+]o = [Fe3+]eq + [Fe(SCN)2+]eq
donde el subíndice “0” indicaconcentración inicial y el subíndice “eq”, el valor en
equilibrio. La constante de equilibrio correspondiente a la formación del ion Fe(SCN)2+
se puede escribir como:

[FeSCN ]
K=
[Fe ][SCN ]
2+

3+

(4)

−

donde los corchetes representan la concentración molar de las respectivas especies en el
equilibrio.
Nota: Los equilibrios en los que participan especies iónicas son afectados por la
presencia...