Practicas termodinamica 2
Páginas: 17 (4027 palabras)
Publicado: 5 de febrero de 2012
DEPARTAMENTO DE INGENIERIA QUIMICA INDUSTRIAL
MANUAL DE PRÁCTICAS
LABORATORIO DE TERMODINÁMICA QUÍMICA II
EQUILIBRIO QUÍMICO IÓNICO
ESTUDIO DE LA FORMACIÓN DEL COMPLEJO MONOTIOCIANATO FÉRRICO
POR ESPECTROFOTOMETRÍA
OBJETIVOS
* Determinar la constante de equilibrio de la reacción de formación del ión complejo monotiocianato férrico partiendo de la medición de la absorbanciade una de las especies presentes en el equilibrio.
* Conocer las condiciones de equilibrio iónico de la reacción.
* Utilizar la técnica espectrofotométrica y la ley de Lambert y Beer.
HIPÓTESIS
“La constante de equilibrio químico se puede determinar a partir de técnicas analíticas espectrofotométricas las cuales nos permiten determinar las concentraciones de los componentes dereacción”.
La espectrofotometría de ultravioleta-visible es una técnica de medición de concentración de masa de elementos y compuestos químicos, cuyo principio es la interacción entre la energía electromagnética con la materia. Se fundamenta en medir la radiación monocromática absorbida por un elemento ó molécula causante de desplazamientos electrónicos a capas superiores, estas transicionesdeterminan la región del espectro en la que tiene lugar la absorción.
La ley fundamental en la que se basan los métodos espectrofotométricos es la de Lambert y Beer y establece la relación entre la intensidad de la luz transmitida o energía radiante I y la energía radiante incidente I0 como una función del espesor de la celda b a través del medio absorbente, de acuerdo a la siguiente fórmula:…………………..(1)
donde:
A = absorbancia
b = espesor de la celda
a = absortividad
c = concentración
La ley de Lambert y Beer también establece que la cantidad de energía electromagnética monocromática absorbida por un elemento es directamente proporcional a la concentración de la(s) especie(s) que absorbe(n) y a la longitud de la trayectoria de la muestra para un conjunto de condiciones instrumentalesestablecidas por lo que:
…….(2)
El intervalo de longitudes de onda consideradas para la técnica de espectrofotometría de ultravioleta-visible son las que se muestra en el espectro siguiente:
DEFINICIÓN DEL SISTEMA QUÍMICO.
Objetivo:
Determinar la constante de equilibrio de la reacción de formación del ión complejo monotiocianato férrico partiendo de la medición de la absorbancia deuna de las especies presentes en el equilibrio.
Reacción química en estudio:
………………(3)
JUSTIFICACIÓN DEL MÉTODO EMPLEADO:
El ión tiocianato puede reaccionar con el ión férrico en solución ácida para formar una serie de complejos:
(4)
En presencia de altas concentraciones de tiocianato los complejos mayores predominan, pero si la concentración del ión tiocianato semantiene 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 ión complejo presente en el equilibrio es el monotiocianato férrico (n = 1).
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 con color que seforma en concentración apreciable en las condiciones de reacción de la práctica, por lo que es la única especie presente que exhibe 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. En las condiciones de lapráctica esa condición se cumple, el ion Fe(SCN)2+ es la especie presente en el equilibrio que presenta absorción en la región visible del espectro electromagnético, por lo cual podemos medir su absorbancia con precisión.
La constante termodinámica de equilibrio es el cociente de las actividades de cada especie en el equilibrio y no el de sus concentraciones. En las condiciones de la...
MANUAL DE PRÁCTICAS
LABORATORIO DE TERMODINÁMICA QUÍMICA II
EQUILIBRIO QUÍMICO IÓNICO
ESTUDIO DE LA FORMACIÓN DEL COMPLEJO MONOTIOCIANATO FÉRRICO
POR ESPECTROFOTOMETRÍA
OBJETIVOS
* Determinar la constante de equilibrio de la reacción de formación del ión complejo monotiocianato férrico partiendo de la medición de la absorbanciade una de las especies presentes en el equilibrio.
* Conocer las condiciones de equilibrio iónico de la reacción.
* Utilizar la técnica espectrofotométrica y la ley de Lambert y Beer.
HIPÓTESIS
“La constante de equilibrio químico se puede determinar a partir de técnicas analíticas espectrofotométricas las cuales nos permiten determinar las concentraciones de los componentes dereacción”.
La espectrofotometría de ultravioleta-visible es una técnica de medición de concentración de masa de elementos y compuestos químicos, cuyo principio es la interacción entre la energía electromagnética con la materia. Se fundamenta en medir la radiación monocromática absorbida por un elemento ó molécula causante de desplazamientos electrónicos a capas superiores, estas transicionesdeterminan la región del espectro en la que tiene lugar la absorción.
La ley fundamental en la que se basan los métodos espectrofotométricos es la de Lambert y Beer y establece la relación entre la intensidad de la luz transmitida o energía radiante I y la energía radiante incidente I0 como una función del espesor de la celda b a través del medio absorbente, de acuerdo a la siguiente fórmula:…………………..(1)
donde:
A = absorbancia
b = espesor de la celda
a = absortividad
c = concentración
La ley de Lambert y Beer también establece que la cantidad de energía electromagnética monocromática absorbida por un elemento es directamente proporcional a la concentración de la(s) especie(s) que absorbe(n) y a la longitud de la trayectoria de la muestra para un conjunto de condiciones instrumentalesestablecidas por lo que:
…….(2)
El intervalo de longitudes de onda consideradas para la técnica de espectrofotometría de ultravioleta-visible son las que se muestra en el espectro siguiente:
DEFINICIÓN DEL SISTEMA QUÍMICO.
Objetivo:
Determinar la constante de equilibrio de la reacción de formación del ión complejo monotiocianato férrico partiendo de la medición de la absorbancia deuna de las especies presentes en el equilibrio.
Reacción química en estudio:
………………(3)
JUSTIFICACIÓN DEL MÉTODO EMPLEADO:
El ión tiocianato puede reaccionar con el ión férrico en solución ácida para formar una serie de complejos:
(4)
En presencia de altas concentraciones de tiocianato los complejos mayores predominan, pero si la concentración del ión tiocianato semantiene 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 ión complejo presente en el equilibrio es el monotiocianato férrico (n = 1).
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 con color que seforma en concentración apreciable en las condiciones de reacción de la práctica, por lo que es la única especie presente que exhibe 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. En las condiciones de lapráctica esa condición se cumple, el ion Fe(SCN)2+ es la especie presente en el equilibrio que presenta absorción en la región visible del espectro electromagnético, por lo cual podemos medir su absorbancia con precisión.
La constante termodinámica de equilibrio es el cociente de las actividades de cada especie en el equilibrio y no el de sus concentraciones. En las condiciones de la...
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