CORSO DI LABORATORIO DI CHIMICA GENERALE ED INORGANICA - EQUILIBRIO CHIMICO

Prima di trovare il valore della costante di equilibrio è necessario però determinare la concentrazione di Fe³⁺ , NCS^- e Fe NCS ²⁺ (tiocianato ferrino).

Per far ciò abbiamo esaminato i vari colori che assumono le soluzioni preparate con l'introduzione di Fe NCS ²⁺ ( in quanto questa è l'unica specie intensamente colorata nella soluzione). L'intensità delle colorazioni delle soluzioni dipendono infatti dalla concentrazione della specie colorata e dallo spessore della soluzione che viene osservata ( passo ottico).

Per la determinazione colorimetrica di Fe NCS ²⁺ è necessario però avere una soluzione campione di concentrazione nota.

Una tale soluzione può essere preparata aggiungendo un grande eccesso di Fe³⁺ in modo tale che tutti gli ioni NCS^- si trasformino in ioni Fe NCS ²⁺ .

PROCEDIMENTO

Dopo aver pulito sei provette da 15 cm con acqua distillata e asciugate con l'aiuto dell'acetone, in modo che "dissolvesse" le molecole d'acqua e le rendesse facilmente asciugabili con l'aria compressa, abbiamo versato in ognuna di esse 5 ml di NaNCS 0,0020 M . Alla prima provetta abbiamo aggiunto 5 ml di    Fe (NO₃)₃ 0,20 M tale provetta verrà usata come provetta campione.

Successivamente abbiamo versato 10 ml di Fe (NO₃)₃ 0,20 M nel cilindro graduato e l'abbiamo diluito con 15 ml di acqua distillata, portando così il volume totale della soluzione a 25 ml.

Abbiamo versato poi 5 ml della soluzione ottenuta (0,080 M in Fe³⁺ ).

Nella seconda provetta, conservando nel cilindro graduato 10 ml della soluzione, scartandone l'eccesso. Abbiamo poi aggiunto a questa altri 15 ml di acqua distillata ricavandone una soluzione ancora più diluita della precedente. Di questa abbiamo prelevato ulteriori 5 ml che siamo andati a versare nella terza provetta.

Questo processo l'abbiamo ripetuto per tutte le provette successive per ottenere una soluzione dove la concentrazione di Fe(NO₃)₃ fosse via via sempre più diluita mentre quella di NaNCS rimanesse costante.

Per determinare la concentrazione di FeNCS²⁺ abbiamo confrontato l'intensità di colore della provetta campione con le rimanenti 5.

Per fare ciò abbiamo avvolto le prime due provette in esame in una striscia di carta e abbiamo guardato attraverso le soluzione: in direzione di un foglio di carta bianco posto in un luogo illuminato per far si che l'intensità di colore della provetta campione si eguagliasse a quella della seconda provetta abbiamo prelevato piccole quantità di soluzione campione (ponendolo in un beaker pulito) finché l'intensità di colore non ci è parsa uguale. Determinato ciò abbiamo misurato l'altezza della soluzione nelle due provette, le quali sono risultate essere:

PROVETTA 1 = 6,1 cm PROVETTA 2 = 6,2 cm

Questo procedimento lo abbiamo adoperato per tutte e cinque le provette, le cui altezze sono:

Altezza liquido Altezza campione

Provetta 3 6,3 cm 5,7 cm

Provetta 4 6,2 cm 3,6 cm

Provetta 5 6,1 cm 2,1 cm

Provetta 6 6,3 cm 0,8 cm

Dato che al momento del confronto con la sesta provetta, la soluzione contenuta nella provetta campione era rimasta in minima quantità abbiamo effettuato il confronto anche tra la provetta 5 (ormai avente lo stesso passo ottico della provetta campione) e la 6, ricavandone queste altezze:

Provetta 5 = 2 cm Provetta 6 = 6,3 cm

Una volta fatto tutto ciò, per calcolarci il valore della K all'equilibrio, dobbiamo calcolarci prima il valore di K per ognuna delle sei provette e decidere quali di tali valori è più attendibile (eventualmente è necessario fare la media tra i valori di K ottenuti). Per far ciò abbiamo ipotizzato che nella prima provetta tutti gli ioni NCS^- presenti all'inizio si siano trasformati in FeNCS²⁺

Fe³⁺ + NCS^- Fe NCS ²⁺

C_o^Fe3+ C_o^NCS-

C_o - x C_o - x x

Abbiamo supposto che: K = 10² X/(0,100 - X)(0,001 - X) = 10²

X₁ = 0,001 M X₂ = 0,101 M

Accettabile - l'abbiamo presa Non accettabile

come concentrazione campione

Per quanto riguarda le provette, abbiamo calcolato la concentrazione all'equilibrio di FeNCS²⁺ dal rapporto tra le altezze ottenuto confrontando l'intensità di calore. Per far ciò abbiamo utilizzato la formula A = ε_λ l C. Infatti A₁ = ε_λ l₁ C₁ , A₂ = ε_λ l₂ C₂

Da ciò abbiamo ottenuto che, dovendo essere A₁ = A₂ , l₁ C₁ = l₂ C₂

PROVETTA 2

C₁ l₁ = C₂ l₂ 0,001 M x 6,2 cm = X 6,3 cm 6,3 X = 6,2 x 10^-3

X = 9,84 x 10^-4

Fe³⁺ + NCS^- FeNCS²⁺

0,040 0,001 0

0,040 - X 0,001 - X X

[Fe³⁺] = 0,040 M - 9,84 x 10^-4 = 0,039

[NCS^-] = 0,001 M - 9,84 x 10^-4 = 1,6 x 10^-5

K = [Fe NCS ²⁺]/[Fe³⁺][NCS^-] = 9,84 x 10^-4 / (0,039)(1,6 x 10^-5) =

= 9,84 x 10^-4 / 6,24 x 10^-7 = 15,7 x 10²

PROVETTA 3

Fe³⁺ + NCS^- FeNCS²⁺

0,016 M 0,001 M 0

0,016 - X 0,001 - X X

C₁l₁ = C₃l₃ 0,001 M x 5,7 cm = X 6,3 cm X 6,3 cm = 5,7 x 10^-3 X = 9,04 x 10^-4

[Fe³⁺] = 0,016 - 9,04 x 10^-4 = 1,50 x 10^-2

[NCS^-] = 0,001 - 9,04 x 10^-4 = 9,6 x 10^-5

K = 9,04 x 10^-4 /(1,50 x 10^-2)(9,6 x 10^-5) = 9,04 x 10^-4 /1,44 x 10^-6 = = 6,27 x 10²

PROVETTA 4

Fe³⁺ + NCS^- FeNCS²⁺

0,0064 M 0,001 M 0

0,0064 - X 0,001 - X X

C₁l₁ = C₄l₄ 0,001 M x 3,6 cm = X 6,2 cm 3,6 x 10^-3 = 6,2 x X = 5,80 x 10^-4

[Fe³⁺] = 6,4 x 10^-3 - 5,80 x 10^-4 = 5,82 x 10^-3

[NCS^-] = 1,0 x 10^-3 - 5,80 x 10^-4 = 4,2 x 10^-4

K = 5,80 x 10^-4 /(5,82 x 10^-3)(4,2 x 10^-4) = 5,80 x 10^-4 /2,4 x 10^-6 = = 2,41 x 10²

PROVETTA 5

Fe³⁺ + NCS^- FeNCS²⁺

2,56 x 10^-3 0,001 0

2,56 x 10^-3 - X 0,001 - X X

C₁l₁ = C₅l₅ 0,001 M x 2,1 cm = X 6,1 cm 6,1 X = 2,1 x 10^-3 X = 3,44 x 10^-4

[Fe³⁺] = 2,56 x 10^-3 - 3,44 x 10^-4 = 2,21 x 10^-3

[NCS^-] = 0,001 - 3,44 x 10^-4 = 6,56 x 10^-4

K = 3,44 x 10^-4 /(2,21 x 10^-3)(6,56 x 10^-4) = 3,44 x 10^-4 /1,44 x 10^-6 = = 2,38 x 10²

PROVETTA 6

Fe³⁺ + NCS^- FeNCS²⁺

1,024 x 10^-3 1,0 x 10^-3 0

1,024 x 10^-3 - X 1,0 x 10^-3 - X X

C₅l₅ = C₆l₆ (3,44 x 10^-4 M)(2,0 cm) = X 6,3 cm 6,3 X = 6,88 x 10^-4 X = 1,09 x 10^-4

[Fe³⁺] = 1,024 x 10^-3 - 1,09 x 10^-4 = 9,15 x 10^-4

[NCS^-] = 1,0 x 10^-3 - 1,09 x 10^-4 = 8,91 x 10^-4

K = 1,09 x 10^-4 /(9,15 x 10^-4)(8,91 x 10^-4) = 1,09 x 10^-4 /8,15 x 10^-7 = = 1,33 x 10²

MEDIA TRA K = (15,7 x 10²) + (6,27 x 10²) + (2,41 x 10²) +

(2,38 x 10²) + (1,60 x 10²) + (1,33 x 10²) / 4 = 772/4

K = 1,93 x 10²

Lo scopo dell'esperimento è quello di trovare la costante di equilibrio della reazione: Fe³⁺ + NCS^- FeNCS²⁺

secondo l'equazione: K = [Fe NCS ²⁺]/[ Fe³⁺][ NCS^-]

Per far ciò abbiamo dovuto calcolarci le varie concentrazioni che assumevano Fe³⁺ , NCS^- e FeNCS²⁺ nelle varie provette servendoci delle altezze ricavate e delle concentrazioni iniziali di

Fe³⁺ e NCS^- dateci:

Fe³⁺ + NCS^- FeNCS²⁺

C_i 0,001

C_eq  0,100 - X    0,001 - X X