Practica#1

INSTITUTO POLITECNICO NACIONAL

ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERIA QUIMICA E INDUSTRIAS EXTRACTIVAS

LABORATORIO DE TERMODINAMICA QUIMICA II

PRACTICA#1
EQUILIBRIO QUIMICO IONICO.

INTEGRANTES:

GONZÁLEZ VELÁZQUEZ ALICIA
PAZOL GARCIA SUGEY
TORRES SAVILA GABRIEL ALEJANDRO
VAZQUEZ DELGADO ANDIRIA


Objetivo:
* Determinar la constante de equilibrio de la reacción de formación delion complejo monotiocianato férrico partiendo de la medición de la absorbancia de una de las especies presentes en equilibrio.
* Conocer las condiciones de equilibrio iónico de la reacción.
* Utilizar la técnica espectrofotométrica y la ley de Lambert y Beer.

INTRIDUCCION.
La espectrofotometría de ultravioleta-visible es una técnica de medición de concentración de masa de elementos ycompuestos químicos cuyo principio es la interacción entre la energía electromagnética con la materia. Se fundamenta en medir la radiación monocromática absorbida por un elemento o molécula causante e desplazamientos electrónicos a capas superiores, estas transiciones determinan la región del espectro en que tiene lugar la absorción.
La ley fundamental en la que se basan los métodosespectrofotométricos es la ley de Lambert y Beer y establece la relación entre la intensidad de luz transmitida o energía radiante l y la energía radiante incidente l0 como una función del espesor de la celda b a través del medio absorbante:
A=abc
Donde:
A= absorbancia
b=espesor de la celda
a= absortividad
c= concentración
La ley de Lambert y Beer también establece que la cantidad de energíaelectromagnética monocromática absorbida por un elemento es directamente proporcional a la concentración de la (s) que absorbe (n) a la longitud de trayectoria de la muestra para un conjunto de condiciones instrimentales establecidas por lo que:
si A=logl0l donde: A=absorbancia
Entonces T=ll0 donde: T = transmitancia
A=-logT
Definición del Sistema Químico.
El ión Tiocianato puede reaccionar conel ión Férrico en solución ácida para formar una serie de complejos:
Fe(SCN)2++SCN- Fe(SCN)2+
En presencia de altas concentraciones de Tiocianato los complejos mayores predominan, mas sin embargo si la molaridad Tiocianato es muy baja, el complejo formado en apreciable cantidad seria el complejo Monotiocianato Férrico, de acuerdo a la siguiente reacción:
Fe3++SCN- FeSCN+2
Con unaconstante de equilibrio igual a:
K=[FeSCN-2][Fe-3][SCN-1]
Si mantenemos la concentración de ión Tiocianato menor a 0.0002M, ya que el equilibrio de la formación de complejo Ditiocianato es aproximadamente igual a 13, entonces la relación es la siguiente:
[Fe(SCN)2-][FeSCN+2]=13[SCN-]= 0.0026 Maximo
debido a q los complejos mayores no se formarían en gran cantidad en estas condiciones.
Otraposible complicación química, es la formación de especies hodroxiferricas por lo que el estudio se lleva acabo en medio acido fuerte 0.5M de tal amnera que se evite la reacción del ion ferrico con los iones oxhidrilo del agua.
En este medio acido, el ion ferrico no completamente, no absorbe luz visible, por lo tanto el único complejo absorbente será el Monotiocianato Férrico.
El peocedimiento seriaañadir porciones sucesivas de una solución diluida de ion Tiocianato 0.0002M y 0.5M de ion hidroneo. Con cada adicion de la solución de ion ferrico, la concentración del complejo se incrementara y la absorbancia A de la solución, puede ser medida.
Ya que el complejo es a única especie absorbente,la absorbancia de define de
Ley de Lambert-Beer
A=ab[FeSCN+2]
Donde a es el coeficiente deabsorción molar, b el anche de la celda y [FeSCN+2] la concentración molar del Mnotiocianato ferrico.
Debido a que el coeficiente puede ser determinado directamente, esto es, no es posible preparar soluciones de ion complejo a concentraciones conocidas, es necesario introducir una interpretación matematica a los resltados obtenidos de tal forma que no se requiera el conocimiento de a en la ecuacion...