Das Gesetz des Bieres

Das Gesetz des Bieres

Why is nitric acid added to the iron(III) chloride solution in this Beer's Law experiment?

How does the [Fe(NCS)]2+ complex form and why does it give solutions their orange-red color?

Why is excess iron used when preparing the calibration curve standards?

What is the difference between the standard solutions and the unknown concentration solutions in this experiment?

How do you determine the wavelength of maximum absorbance for the [Fe(NCS)]2+ complex?

How does the calibration curve relate absorbance to concentration in Beer's Law?

How do you calculate the equilibrium constant from the unknown concentration measurements?

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Tabelle 1: Standardlösungen für die [Fe(NCS)]2+ Kalibrierkurve

Tabelle 2. Lösungen mit unbekannten [Fe(NCS)]2+ Konzentrationen

Tabelle 1: Standardlösungen für die [Fe(NCS)^]2+ Kalibrierkurve

Tabelle 2. Lösungen mit unbekannten [Fe(NCS)^]2+ Konzentrationen

Nitric acid prevents iron hydroxides from precipitating out of solution. When FeCl3 dissolves in water, the iron center is surrounded by water molecules in an acidic complex that easily loses protons. Adding HNO3 keeps the iron in solution primarily as near-colorless [Fe(H2O)6]3+ and yellow [Fe(H2O)5(OH)]2+ complexes, ensuring accurate measurements throughout the experiment.

The [Fe(NCS)]2+ complex forms when thiocyanate ions [SCN]- exchange with water molecules on the iron center, with nitrogen interacting directly with iron. This exchange is reversible, creating an equilibrium between complex formation and dissociation. The thiocyanate-iron interaction produces the intense orange-red color that allows you to measure absorbance using Beer's Law and relate it to complex concentration.

The calibration curve uses 0.2 M FeCl3 so iron is in 500 to 2,000-fold excess over thiocyanate. At this ratio, any [SCN]- that leaves one iron center finds another so quickly that there is effectively no free [SCN]- in solution. This allows you to assume the [Fe(NCS)]2+ concentration equals the initial NaSCN concentration, making calculations straightforward and accurate.

Standard solutions use 0.2 M FeCl3 with excess iron so [Fe(NCS)]2+ concentration equals starting [SCN]- concentration. Unknown solutions use 0.02 M FeCl3 with only 40 to 100-fold excess iron, meaning [SCN]- that leaves iron may not immediately find another center. This creates an equilibrium where [Fe(NCS)]2+ concentration differs from starting [SCN]- concentration, requiring the calibration curve to determine actual concentrations.

Prepare the mid-concentration standard solution and measure its absorbance spectrum using a handheld spectrophotometer. The instrument identifies the wavelength with maximum absorbance, which you record as lambda max for the [Fe(NCS)]2+ complex. All subsequent absorbance measurements are then taken at this specific wavelength to ensure consistency and accuracy across all calibration and unknown samples.

Plot absorbance at lambda max versus [Fe(NCS)]2+ concentration for standard solutions to create a linear calibration curve. The slope of this line equals the molar attenuation coefficient multiplied by the cuvette pathlength (1 cm in this lab). Rearranging the linear equation allows you to solve for unknown concentrations by entering their measured absorbance values, directly applying Beer's Law to experimental data.

First, determine equilibrium concentrations of [Fe(NCS)]2+ from the calibration curve using measured absorbance. Then calculate equilibrium concentrations of Fe3+ and [SCN]- by subtracting [Fe(NCS)]2+ from their starting concentrations. Finally, substitute all equilibrium values into the equilibrium expression to solve for the constant. Comparing constants across trials reveals the consistency and reliability of your experimental measurements.

Konzepte Vorbereitung für Dozenten Studentenprotokoll

0 Ansichten02:53 Min.

Viele chemische Reaktionen verlaufen in zwei Richtungen, vorwärts und rückwärts. Im Laufe der Zeit laufen die Vorwärts- und Rückwärtsreaktionen mit der gleichen Geschwindigkeit ab, und die Konzentration der Reaktanten und Produkte ändert sich nicht mehr. Dies wird als chemisches Gleichgewicht bezeichnet.

Im chemischen Gleichgewicht sind die Konzentrationen der einzelnen Komponenten durch die Gleichgewichtskonstante K miteinander verbunden, die das Verhältnis der Produktkonzentrationen zu den Reaktantenkonzentrationen darstellt, die jeweils hoch ihren stöchiometrischen Koeffizienten erhöht werden.

Doch wie bestimmt man Gleichgewichtskonzentrationen? Eine Methode misst die Intensität einer Wellenlänge des Lichts, die das Produkt vor und nach dem Durchgang durch eine Probe absorbiert. Die Intensitätsdifferenz wird als Absorption bezeichnet und entspricht der Menge der absorbierenden Verbindung in der Probe.

Sie erinnern sich vielleicht, dass Elektronen hauptsächlich den Grundzustand einnehmen. Wenn sie eine bestimmte Menge an Energie absorbieren, werden sie auf ein höheres Energieniveau angeregt. Diese Energie entspricht einer bestimmten Wellenlänge des Lichts. Sie können diese Wellenlänge ermitteln und die Absorption mit einem Spektralphotometer messen, das einen Lichtstrahl durch die Probe lenkt und die Intensitätsänderung bei einer oder mehreren Wellenlängen misst.

Die Absorption ist gleich dem negativen Logarithmus der Intensität des abgeschwächten Lichts über die Intensität des einfallenden Lichts. Durch die Darstellung der Absorptionswerte mehrerer Lösungen mit unterschiedlichen bekannten Produktkonzentrationen beobachten wir eine lineare Beziehung zwischen Absorption und Konzentration. Dies ist ein Beispiel für das Biersche Gesetz.

Das Beersche Gesetz wird mathematisch durch diese Gleichung ausgedrückt, wobei A die Absorption, Epsilon der molare Dämpfungskoeffizient, eine Konstante, die für jede Verbindung variiert, l die Weglänge des Lichts durch die Probe und c die Konzentration der Verbindung ist.

Durch die Identifizierung der linearen Funktion für eine gegebene Verbindung bei einer bestimmten Wellenlänge und Weglänge können Sie die Absorptionsdaten einer Lösung im Gleichgewicht verwenden, um die Gleichgewichtskonzentration des Produkts zu bestimmen. Von dort aus können Sie die Gleichgewichtskonzentrationen der Reaktanten berechnen und nach der Gleichgewichtskonstante auflösen. In diesem Labor bereiten Sie Lösungen von Eisen(III)-isothiocyanat vor und verwenden ein Spektralphotometer, um dessen Extinktion bei verschiedenen Konzentrationen zu bestimmen.

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Quelle: Smaa Koraym von der Johns Hopkins University, MD, USA

Laboreinrichtung für das Biersche Gesetz
In diesem Labor kombinieren Sie wässrige Lösungen von FeCl₃ und NaSCN zu einem orange-roten [Fe(NCS)]²⁺-Komplex. Wenn FeCl₃ in Wasser gelöst wird, ist das Eisenzentrum von sechs Wassermolekülen umgeben. Dieser saure Komplex verliert leicht Protonen aus seinen Wassermolekülen, was dazu führen kann, dass Eisenhydroxide aus der Lösung ausfallen.

Um dies zu verhindern, enthalten Ihre Lösungen genügend HNO₃, um das Eisen in Lösung zu halten, hauptsächlich als nahezu farbloses [Fe(H₂O)₆]³⁺ und gelbes [Fe(H₂O)₅(OH)]²⁺. In diesem Labor bezeichnen wir die anfänglichen Eisenkomplexe zusammenfassend als Fe³⁺.

Der [Fe(NCS)]^2+-Komplex entsteht, wenn [SCN]- mit einer anderen Gruppe auf Eisen austauscht, wobei Stickstoff mit Eisen interagiert. Dieser Austausch ist reversibel, so dass es ein allgemeines Gleichgewicht zwischen der Bildung und dem Verlust von [Fe(NCS)]²⁺ gibt.

Die Thiocyanat-Eisen-Wechselwirkung verleiht den [Fe(NCS)]²⁺-Lösungen ihre intensive Farbe. Letztendlich werden Sie die UV-Vis-Absorptionsintensität mit der Konzentration des [Fe(NCS)^]2+-Komplexes in Beziehung setzen, indem Sie das Beersche Gesetz verwenden. Auf diese Weise können Sie die Gleichgewichtskonzentration des [Fe(NCS)^]2+-Komplexes experimentell messen, woraus Sie eine Gleichgewichtskonstante für den Gesamtprozess abschätzen können.
- Ziehen Sie einen Laborkittel, eine spritzwassergeschützte Schutzbrille und Nitrilhandschuhe an. Die Lösungen, die Sie verwenden werden, sind stark korrosiv, seien Sie also vorsichtig beim Umgang mit ihnen.
- Beschriften Sie drei 150-ml-Becher als 0'.5 M HNO₃, '1 M FeCl₃ in 0.5 M HNO₃' und '0.5 mM NaSCN in 0.5 M HNO₃'.
- Kennzeichnen Sie einen 400-ml-Becher als 'Abfall'. Eine Bürette ist mit "[SCN]-" und die andere mit "HNO₃" gekennzeichnet.
- Klemmen Sie die Büretten hoch genug, damit der 400-ml-Abfallbecher darunter passt.
- Verwenden Sie den 50-ml-Messzylinder, um 100 mL 0,5 M HNO₃ in das entsprechend beschriftete Becherglas in der Dosierhaube zu messen. Decken Sie das Becherglas mit einem Uhrglas ab und bringen Sie es zurück in Ihren Abzug.
- Messen Sie 20 mL von 1 M FeCl₃ in das entsprechende beschriftete Becherglas. Stelle sicher, dass die Vorratsflasche verschlossen ist, bevor du deinen Teil der Lösung zurück in deine Haube bringst.
- Messen Sie 40 mL 0,5 mM NaSCN und gießen Sie es in das entsprechende beschriftete Becherglas.
- Beschriften und befüllen Sie ein 100-ml-Becherglas mit deionisiertem Wasser.
- Stellen Sie sicher, dass die Absperrhähne beider Büretten geschlossen sind. Setze in jede Bürette einen Trichter und gieße deionisiertes Wasser in beide.
- Setzen Sie den Abfallbecher unter eine Bürette und öffnen Sie den Absperrhahn. Sobald das Wasser abgelaufen ist, schließen Sie den Absperrhahn und wiederholen Sie den Vorgang mit der anderen Bürette.
- Gießen Sie ca. 5 mL 0,5 M HNO₃ in die entsprechende Bürette und stellen Sie den Abfallbecher unter den Ausguss. Öffnen Sie den Absperrhahn, um die Spitze mit HNO₃ zu füllen, und lassen Sie einige ml abtropfen, bevor Sie sie schließen.
- Füge etwa 40 mL HNO₃ zur Bürette hinzu. Denken Sie daran, dass die Graduierungen von oben nach unten messen, also sollten Sie sie bis etwa zur 10-ml-Marke füllen. Anmerkung: Das von einer Bürette abgegebene Volumen wird durch die Differenz zwischen dem Anfangs- und dem Endvolumenmesswert verfolgt.
- Setzen Sie den Abfallbecher unter die [SCN]-Bürette und füllen Sie die Spitze mit NaSCN-Lösung auf die gleiche Weise wie bei der HNO₃.
- Gießen Sie den Rest Ihrer [SCN]-Lösung in die Bürette. Klopfen Sie vorsichtig auf die Bürette, um alle Luftblasen zu entfernen. Wenn sich Blasen in der Bürettenspitze befinden, öffnen Sie kurz den Absperrhahn, um sie auszuspülen.
- Besorge dir vier Quadrate Kunststoff-Paraffinfolie und zwei Blätter Aluminiumfolie, um den Aufbau abzuschließen.
Messungen der Kalibrierungskurve
Sie müssen die genauen [Fe(NCS)]²⁺-Konzentrationen in Ihren Standardlösungen kennen, um eine genaue Kalibrierkurve erstellen zu können. Allerdings befindet sich der Komplex im Gleichgewicht mit Fe³⁺ und [SCN]-, so dass nur der [Fe(NCS)]²⁺ Komplex selbst für diesen Zweck zählt. So werden in Ihren Standardlösungen 0,2 M FeCl₃ verwendet, so dass der Eisengehalt im 500- bis 2.000-fachen Überschuss liegt.

Jedes [SCN]-, das ein Bügeleisen verlässt, wird so schnell ein anderes finden, dass es in diesen Lösungen effektiv kein freies [SCN]- geben wird. Sie können daher davon ausgehen, dass die [Fe(NCS)]²⁺-Konzentration gleich der anfänglichen NaSCN-Konzentration der Standardlösung ist.
- Beschriften Sie den 50-ml-Messkolben mit '0,2 M FeCl₃'.
- Geben Sie 10 mL FeCl₃ in den Messkolben. Geben Sie einen Trichter in den Kolben und gießen Sie etwa 30 ml entionisiertes Wasser hinein.
- Verschließen Sie den Kolben mit einem Quadrat aus Kunststoffparaffinfolie und drehen Sie ihn mehrmals um, um die Lösung gründlich zu mischen.
- Verwenden Sie eine Einwegpipette, um den Kolben bis zur Leitung mit deionisiertem Wasser zu füllen und bewahren Sie die Pipette für später auf. Verschließen Sie den Kolben wieder und drehen Sie ihn mehrmals um, um die Lösung zu mischen.
- Schalten Sie das Handheld-Spektralphotometer ein und stellen Sie sicher, dass es auf die Messung der Absorption eingestellt ist.
- Während sich die Lichtquelle erwärmt, wickeln Sie fünf 50-ml-Becher in Aluminiumfolie ein, um die lichtempfindliche FeCl_3-Lösung während des Experiments zu schützen.
- Beschriften Sie fünf Becher und fünf saubere Einwegpipetten 1 - 5. Lege Papiertücher als saubere Unterlage für die Gläser aus, die du wiederverwenden wirst.
- Befolgen Sie, um die Lösungen 1 – 5 vorzubereiten. Für Lösung 1 werden 5 ml 0,2 M FeCl₃ in das Becherglas 1 gegeben und dann unter die Bürette von HNO₃ gelegt.
  Tabelle 1: Standardlösungen für die [Fe(NCS)^]2+ Kalibrierkurve
  
  λ_max
  
  Lösung # >0.2 M Fe³⁺ (mL) 0.5 mM [SCN]^- (mL) >0.5 M HNO₃ (mL) Absorption bei_{λ max} Gesamtvolumen (ml) [Fe(NCS)]²⁺]
  1 5 0 5 Solvent blank
  2 5 1 4
  3 5 2 3
  4 5 3 2
  5 5 4 1
  Klicken Sie hier, um Tabelle 1 herunterzuladen
- Notieren Sie das aktuelle Volumen in der Bürette und geben Sie dann genau 5 mL HNO₃ in das Becherglas. Mischen Sie die Lösung mit einem Rührstab aus Glas.
- Verwenden Sie die Pipette 1, um eine Küvette zu etwa 75% mit Lösung 1 zu füllen und die Küvette zu verschließen.
- Reinigen Sie die transparenten Seiten der Küvette mit einem Labortuch und legen Sie es in das Spektralphotometer.
- Erfassen einer Hintergrundmessung — eines Lösungsmittel-Rohlings.
- Entfernen Sie die Küvette, leeren Sie sie in das Abfallbecherglas und spülen Sie sie dreimal mit entionisiertem Wasser aus. Für alle Messungen wird die gleiche Küvette verwendet, um Fehler im Zusammenhang mit Küvettenfehlern zu minimieren.
- Bereiten Sie die Lösung mit mittlerer Konzentration vor, Probe 3. 5 ml 0,2 M FeCl₃ werden in das Becherglas 3 gegeben.
- Geben Sie 2 mL NaSCN und 3 mL HNO₃ aus den Büretten in das Becherglas.
- Mischen Sie Lösung 3 mit dem Glasrührstab und füllen Sie dann mit der Pipette 3 die saubere, trockene Küvette zu etwa 75% mit Lösung 3.
- Reinigen Sie die transparenten Seiten und legen Sie es in das Spektralphotometer.
- Messen Sie die Absorption der Lösung für etwa 5 s und identifizieren Sie die Wellenlänge mit der maximalen Absorption. Notieren Sie diese Wellenlänge in Ihrem Labornotizbuch als_{λ max} für den [Fe(NCS)]²⁺-Komplex.
- Stellen Sie das Spektralphotometer auf durchschnittliche Messwerte über 10 s ein und stellen Sie die Wellenlänge auf_{das λ-Maximum} ein. Sparen Sie sich eine vollständige Absorptionsmessung von Lösung 3. Notieren Sie die Extinktion bei λ_max in Ihrem Labornotizbuch.
- Befolgen Sie den gleichen Prozess für die Lösungen 2, 4 und 5. Stellen Sie die Lösungen einzeln her oder bewahren Sie die vorbereiteten Lösungen unter Alufolie auf, bis Sie bereit sind, sie zu verwenden.
- Geben Sie die entsprechende Lösung in die Küvette und messen Sie die Absorptionswerte.
- Sobald Sie alle Absorptionswerte bei_{λ max} aufgezeichnet haben, skizzieren Sie ein Diagramm des [SCN]-Volumens im Vergleich zum Absorptionswert, das linear sein sollte. Wenn Sie Ausreißer sehen, erstellen Sie die Lösung neu, und versuchen Sie es erneut.
Messungen von Lösungen mit unbekannten [Fe(NCS)]²⁺ Konzentrationen
Im letzten Teil des Labors bereiten Sie vier [Fe(NCS)]²⁺-Lösungen mit einer 0,02 M FeCl_3-Lösung vor, so dass Eisen einen 40- bis 100-fachen Überschuss aufweist. Bei diesen Konzentrationen findet das [SCN]-, das ein Eisenzentrum verlässt, nicht unbedingt sofort ein anderes Eisenzentrum. Somit befindet sich das [Fe(NCS)]²⁺ im Gleichgewicht mit Fe³⁺ und [SCN]-, und seine Konzentration ist nicht gleich der Ausgangskonzentration [SCN]-.
- Entleeren Sie die 50-ml-Becher in das Abfallbecherglas, entfernen Sie die Etiketten und spülen Sie sie mit entionisiertem Wasser aus.
- Trocknen Sie die Becher und beschriften Sie sie in 6 – 10. Beschriften Sie auch fünf Einwegpipetten mit 6 – 10.
- Entleeren Sie den Messkolben mit 0,2 M FeCl_3-Lösung in das Abfallbecherglas und spülen Sie ihn mit entionisiertem Wasser aus. Beschriften Sie den gespülten Kolben mit 0,02 M FeCl₃.
- Verwenden Sie eine 1-ml-volumetrische Pipette, um 1 mL 1 M FeCl₃ in den Messkolben zu übertragen. Etwa 40 ml entionisiertes Wasser werden in den Kolben gegeben.
- Verschließen Sie den Kolben mit Plastikfolie und drehen Sie ihn mehrmals um, um die Lösung zu mischen. Öffnen Sie den Kolben und füllen Sie ihn bis zur Leitung mit entionisiertem Wasser. Verschließen Sie den Kolben wieder und mischen Sie die Lösung gut.
- Bereiten Sie Lösung 6 vor, den neuen Lösungsmittelrohling. 5 mL 0,02 M FeCl₃ und 5 mL HNO₃ zugeben und dann mit dem Rührstab mischen.
- Pipettieren Sie die Lösung in die Küvette und erfassen Sie die Hintergrundmessung wie zuvor.
- Befolgen Sie, um die Lösungen 7 bis 10 vorzubereiten, ihre Spektren zu erfassen und ihre Absorptionswerte bei_{λ max} aufzuzeichnen, wie Sie es zuvor getan haben. Denken Sie daran, den Rührstab und die Küvette zwischen jeder Lösung gründlich mit entionisiertem Wasser zu spülen.
  Tabelle 2. Lösungen mit unbekannten [Fe(NCS)^]2+ Konzentrationen
  
  [FeCl₃] Anfangsbuchstabe (M) 0.01
  
  Lösung # >0.2 M Fe³⁺ (mL) 0.5 mM [SCN]^- (mL) >0.5 M HNO₃ (mL) Absorption bei_{λ max} [[Fe(NCS)]²⁺]_eq [Fe³⁺]_eq [[SCN]^-]_eq K_eq (^M-1)
  6 5 0 5 Solvent blank
  7 5 1 4
  8 5 2 3
  9 5 3 2
  10 5 4 1
  Klicken Sie hier, um Tabelle 2 herunterzuladen
- Wenn Sie fertig sind, leeren Sie die Küvette, den Messkolben und die Becher in das Abfallbecherglas und spülen Sie sie mit entionisiertem Wasser aus.
- Sammelt überschüssiges HNO₃ und NaSCN in ihren jeweiligen Bechern. Neutralisieren Sie den Abfall und die überschüssigen Reagenzlösungen mit Backpulver und entsorgen Sie den Abfall und die überschüssige FeCl_3-Lösung in den entsprechenden Abfallbehälter.
- Spülen Sie die neutralisierten HNO₃- und NaSCN-Lösungen mit Leitungswasser in den Abfluss.
- Waschen Sie Ihre Glaswaren und Geräte nach Ihren Laborstandardverfahren.
- Sammeln Sie Papierhandtücher und anderen Müll aus Ihrem Abzug und werfen Sie sie in den Labormüll.
Results
- Berechnen Sie die Konzentrationen von [Fe(NCS)]²⁺ in den Standardlösungen. In diesen Lösungen ist die Eisenkonzentration so hoch, dass wir davon ausgehen können, dass die Ausgangskonzentration [SCN]^- gleich der [Fe(NCS)^]2+-Konzentration ist.
- Multiplizieren Sie für jeden Versuch die [SCN^]-Stammkonzentration mit dem Volumen des hinzugefügten NaSCN und dividieren Sie diese durch das Gesamtlösungsvolumen von 10 ml. Wiederholen Sie dies für alle Standardlösungen.
- Erstellen Sie eine Kalibrierungskurve, indem Sie die Extinktion bei λ_max für die Standardlösungen in Bezug auf ihre [Fe(NCS)^]2+ Konzentrationen auftragen. Suchen Sie die lineare Funktion, die zu den Daten passt, und legen Sie bei Bedarf den y-Achsenabschnitt = 0 fest. Anmerkung: Das Biergesetz wird durch eine lineare Funktion ausgedrückt, die die Absorption mit der Konzentration in Beziehung setzt. Somit ist die Steigung Ihrer Kalibrierkurve gleich dem molaren Dämpfungskoeffizienten multipliziert mit der Küvettenbreite oder Weglänge, die in diesem Labor 1 cm betrug.
- Ordnen Sie die lineare Gleichung neu an, um die Konzentration aufzulösen. Denken Sie daran, dass Ihr molarer Dämpfungskoeffizient und Ihre Weglänge bei jedem Versuch gleich sind. Geben Sie die Extinktion für jeden unbekannten Versuch ein und lösen Sie die Gleichgewichtskonzentration von [Fe(NCS)^]2+ für diese Lösung auf.
- Schätzen Sie die Gleichgewichtskonstante für [Fe(NCS)^]2+ in Lösung. Der Einfachheit halber drücken wir die Konstante in Einheiten von 1/M aus.
- Berechnet die Startkonzentrationen von Fe³⁺ und [SCN]^-für jeden Versuch. Bestimmen Sie ihre Gleichgewichtskonzentrationen in jedem Versuch, indem Sie die Gleichgewichtskonzentration von [Fe(NCS)^]2+ von den Anfangsreagenzkonzentrationen für diesen Versuch subtrahieren.
- Geben Sie die Gleichgewichtskonzentrationen des Produkts und der Reaktanten ein. Löse dann die Gleichgewichtsgleichung, um die Konstante für diesen Versuch zu schätzen. Vergleichen Sie abschließend die Konstanten für die Versuche.

UV Vis Absorbanz

Kalibrierkurve

Gleichgewichtskonstante

Eisen III isothiocyanat

Lösung #

>0.2 M Fe³⁺ (mL)

0.5 mM [SCN]^- (mL)

>0.5 M HNO₃ (mL)

Absorption bei_{λ max}

Gesamtvolumen (ml)

[Fe(NCS)]²⁺]

Solvent blank