Susana Castillo-Rojas - Instituto de Ciencias Nucleares ...

INFORME TÉCNICO 01, 1-11, (2007) Castillo-Rojas, S. 

Departamento de Química de Radiaciones y 

Radioquímica. ICN-UNAM 

1 

Actinometría: Determinación de la Intensidad de una Lámpara de UV Utilizando Oxalato Férrico. 

Susana Castillo-Rojas 

Instituto de Ciencias Nucleares, Universidad Nacional Autónoma de México, Circuito Exterior, Ciudad Universitaria, 04510 México D. F. 

Correo electrónico: castillo@nucleares.unam.mx 

Resumen 

En este estudio se trabajó con la radiación policromática de una lámpara de UV de arco de mercurio, de cuarzo de 

450 Watts de ACE GLASS modelo 7825-34 y se determinó la intensidad de la lámpara que resultó ser de 8.9 x 10 16 

quanta . cm -3 . s -1 a una distancia de 13 cm mediante el método del oxalato férrico. Las condiciones de 

irradiación del actinómetro fueron las mismas que las usadas para irradiar las muestras experimentales de un 

proyecto de investigación, y las que se usaron para determinar el coeficiente de extinción molar del Fe 2+ . La lámpara 

se colocó en posición horizontal respecto del suelo y se usó una cápsula de porcelana de 15 cm de diámetro que 

contenía un volumen de 10 mL, la cual se colocó debajo y paralela a la lámpara de UV utilizando todo el espectro 

de radiación de la lámpara. 

Introducción 

Para conocer la energía depositada en un sistema irradiado se utiliza una reacción química cuyo rendimiento 

cuántico (Φ) es bien conocido y ha sido determinado por varios autores por diversos métodos. El rendimiento 

cuántico se define como la cantidad de reactivo consumido o de producto formado entre la cantidad de fotones 

absorbidos (quanta), y se expresa (1) como: 

cantidad de producto formado 

quanta 

es decir, podemos entender que por cada fotón que el sistema químico absorbe, se descompone una molécula. O 

bien, por cada mol de fotones absorbidos, se producen Φ moles de una especie química. 

El método del oxalato férrico consiste en irradiar una solución acuosa de oxalato férrico con luz ultravioleta, en 

donde el Fe 3+ se reduce a Fe 2+ . El hierro (II) producido se cuantifica con 1,10-fenantrolina mediante la formación del 

complejo rojo de fenantrolina ferrosa Fe(phen) 3 

2+ 

que absorbe a 510 nm, y entonces se puede calcular la intensidad 

de la lámpara utilizando la siguiente expresión matemática (2) : 

I ( quanta cm 

3 

s 

1 

) 

d[ 

Fe 

2 

]/ dt 

N A 

que se expresa en quanta . cm -3 . s -1 , es decir la cantidad de energía depositada por segundo y por unidad de 

volumen irradiado expresado en cm 3 , y donde N A es el número de Avogadro. 

Para que el valor de la intensidad sea una medida precisa, las condiciones de fotólisis del actinómetro deben ser 

similares a las usadas en la irradiación de las muestras, a las cuales se quiere conocer la dosis absorbida, la celda 

de reacción debe tener la misma geometría, y usar el mismo volumen para ambas irradiaciones (3) . 

Parker (4) determinó que la eficiencia cuántica se incrementa gradualmente desde 0.9 en la región de los 4800 A 

hasta cerca de 1.2 a 2537 A. Este cambio gradual y comparativamente pequeño en eficiencia cuántica hace a este 

actinómetro muy adecuado para fotometría policromática. Y en 1956 Hatchard y Parker (5) señalan explícitamente el 

hecho de hacer extensivo el uso de este actinómetro para medir radiación monocromática y policromática. 

Fundamento Teórico del Método de Actinometría: 

Cuando una disolución de iones de ferrioxalato es expuesta a una longitud de onda menor que 490 nm experimenta 

una fotodescomposición (6) de acuerdo a la siguiente ecuación química que representa el cambio neto: 

De tal manera, que el ión férrico es el que se reduce a ión ferroso. 

h 

2Fe 3+ + C 2O 2 - 4 → 2Fe 2+ + 2CO 2 (1) 

La literatura muestra otros mecanismos para explicar lo que ocurre experimentalmente cuando se irradia una 

disolución de iones de ferrioxalato con luz ultravioleta. Por ejemplo, una descripción detallada de este mecanismo de 

reacción publicada por Ahmed) (2) es la siguiente:




2 

h 

[Fe 3+ (C 2O 4) 3] 3 - → [Fe 2+ (C 2O 4) 2] 2 - + C 2O - 4 (2) 

[Fe 3+ (C 2O 4) 3] 3 - + C 2O 4 - → [Fe 3+ (C 2O 4) 3] 2 - + (C 2O 4) 2 - (3) 

[Fe 3+ (C 2O 4) 3] 2 - → [Fe 2+ (C 2O 4) 2] 2 - + 2 CO 2 (4) 

Quan y col. (7) describen la fotodescomposición del ferrioxalato de acuerdo a la siguiente ecuación: 

2[Fe (C 2O 4) 3] 3 - → 2 Fe (C 2O 4) + 3 [C 2O 4] 2 - + 2 CO 2 (5) 

Fundamento teórico del método espectrofotométrico: 

Se basa en la formación del complejo de fenantrolina de Fe(II) de color rojo que absorbe a 510 nm: 

Fe 2+ + 3phen → [Fe(phen) 3] 2+ (10) 

La técnica recomienda que se agregue una disolución buffer para regular el pH. Esta disolución buffer es una mezcla 

de CH 3 –COONa y H 2SO 4 a pH=5. De la tabla 4 del apéndice II se infiere que los iones acetatos y sulfatos no ejercen 

una influencia como acomplejante frente a fenantrolina. 

Parte Experimental: 

La metodología experimental es la siguiente: 

I. Preparación de los cristales de oxalato férrico. 

II. Preparación de la 1,10-fenantrolina [C 12H 8N 2 · H 2O = (phen)]. 

III. Preparación de la disolución buffer. 

IV. Realización de la curva de calibración para determinar el coeficiente de extinción molar del Fe 2+ a 510nm. 

V. Elección de la concentración del actinómetro para irradiar con una lámpara de UV. 

VI. Irradiación de una disolución acuosa de oxalato férrico con una lámpara de UV. 

I. Preparación de los cristales de oxalato férrico. 

Se siguió el procedimiento recomendado por Parker (4) . La ecuación estequiométrica para la formación de los 

cristales de oxalato férrico de potasio es la siguiente: 

3K 2C 2O 4 + FeCl 3 → K 3Fe(C 2O 4) 3 + 3KCl (11) 

La sal de oxalato férrico está trihidratada, K 3Fe(C 2O 4) 3 · 3H 2O y tiene un PM = 491.25 g/mol. 

Para obtener los cristales se prepararon disoluciones acuosas 1.5 M de los reactivos. Asegurarse de disolver 

completamente las sales, para esto es conveniente utilizar un vortex para agitar. 

Pesar 13.8 g de K 2C 2O 4 · H 2O para preparar 50 mL de disolución 1.5 M. 

Cálculos: 50 mL · (1.5 mol / 1000 mL) · (184.23 g / mol) = 13.8 g. 

Pesar 10.1 g de FeCl 3 · 6H 2O para preparar 25 mL de disolución 1.5 M. 

Cálculos: 25 mL · (1.5 mol / 1000 mL) · (270.30g / mol) = 10.1 g. 

En una probeta de 100 mL colocar 30 mL de disolución 1.5 M de K 2C 2O 4 · H 2O y añadir 10 mL de 

FeCl 3 · 6H 2O 1.5 M. La disolución adquiere un color verde y ésta se coloca una caja Petri, o en una cápsula 

de porcelana, se cubre con un papel filtro y se deja en la oscuridad hasta la aparición de cristales verdes 

(aproxidamente unas 6 horas). Se filtran con un embudo Büchner de poro fino, kitasato y vacío. Se enjuagan 

con pequeños volúmenes de agua destilada. En seguida se recristalizan los cristales disolviéndolos con agua 

destilada, calentando la disolución y dejando enfriar lentamente en la oscuridad. Al otro día, los cristales 

obtenidos, se filtran, se enjuagan y se secan al vacío. Un vez secos se guardan en una desecadora a vacío, 

protegidos de la luz, porque la luz eléctrica causa una apreciable descomposición del ferrioxalato (5) . Se 

obtienen alrededor de 7.0 g de los cristales. Estos cristales de oxalato férrico secados en una estufa a 80 0 C 

durante 2 a 3 días, hasta peso constante, se consideran como patrón primario.




3 

Nota: Si utiliza la sal anhidra: Pesar 6.1 g de FeCl 3 (CAS 7705-08-09, PM = 162.21) para preparar 25 

mL de disolución 1.5 M. Esta sal es muy higroscópica (pesar rápido) y la disolución en agua es muy 

exotérmica (¡cuidado!). 

La foto 1 muestra el aspecto de la sal de oxalato férrico obtenido después de la primera cristalización, la foto 

2 corresponde a la segunda cristalización y la foto 3 corresponde a la sal seca. 

Foto 1. Primera cristalización de la sal K 3Fe(C 2O 4) 3 . 3H 2O 

Foto 2. Segunda cristalización de la sal K 3Fe(C 2O 4) 3 . 3H 2O 

Foto 3. La sal K 3Fe(C 2O 4) 3 . 3H 2O secada en la estufa 

II. 

Preparación de la 1,10-fenantrolina (C 12H 8N 2 · H 2O = (phen)). 

Preparar una disolución de 1,10-fenantrolina al 2%. 

Pesar 2.0 g en 100 mL de disolución. En un matraz de aforo de 100 mL, añadir 

aproximadamente 25 mL de etanol para disolver la fenantrolina y completar el volumen con 

agua destilada. 

La concentración molar de esta disolución resulta ser: 

(2.0 g / 198.23 g · mol 1- ) · [(1000 mL / 1 L) / 100 mL] = 0.1 M 

Es decir, si tomamos 1 mL de disolución, ésta contiene 1·10 - 4 moles de phen. 

El cambio de concentración de la 1,10-fenantrolina sugerida por Murov y col. (6) de 0.2 % p/p en agua a 2% en 

disolución acuosa conteniendo etanol, se debe a que la solubilidad de la phen en agua es pequeña a 

temperatura ambiente, y el incremento de concentración se explica por las constantes de estabilidad de los 

complejos de Fe(II) y Fe(III) con phen. Ver tabla 5, apéndice II al final de este documento.

D.O. 

D.O. 




4 

III. Preparación de la disolución buffer (6) . 

Pesar 8.2 g de CH 3 -COONa · 3H 20. Por otro lado, agregar agua destilada hasta la mitad de un 

matraz de aforo de 100 mL, añadir cuantitativamente 1 mL de H 2SO 4 concentrado, agitar la 

disolución y entonces disolver la sal previamente pesada, completar el aforo con agua. El buffer 

tiene un pH = 5. 

IV. 

Realización de la curva de calibración para determinar el coeficiente de extinción molar del Fe 2+ a 

510nm. 

Pesar 0.0139 g de FeSO 4 ·7H 2O (PM = 278.02 g/mol), para preparar 100 mL de disolución de 

concentración 5x10 - 4 M. En matraces de aforo de 100 mL agregar a cada uno sucesivamente 

alícuotas de 5.0, 10.0, 20.0 y 50.0 mL de Fe 2+ , añadir a todos 5 mL de buffer y 3 mL de 1,10- 

fenantrolina al 2%, agitar bien cada matraz y leer inmediatamente la densidad óptica a 510 nm. 

No olvidar preparar una muestra blanco. 

Resultados: 

A continuación la figura 1 muestra el espectro de absorción del complejo [Fe(phen) 3] 2+ obtenido experimentalmente 

cuando se varía la concentración Fe 2+ . La tabla 1 muestra los valores experimentales de densidad óptica obtenidos 

en función de la variación de la concentración de Fe 2+ y la gráfica 1 muestra el comportamiento lineal entre estos 

dos parámetros, con un factor de correlación (R 2 ) de 1, y el valor de 11,886 L . mol -1 . cm -1 del coeficiente de 

extinción(ξ) determinado experimentalmente para el Fe 2+ a una λ = 510 nm. 

Tabla 1. Valores de D.O. vs [Fe(phen) 3] 2+ . 

3.5 

3.0 

2.5 

2.0 

1.5 

1.0 

0.5 

0.0 

190 

-0.5 

290 390 490 590 690 

Longitud de onda (nm) 

[Fe 2+ ] moles/L D.O. 

0.000000 0 

0.000025 0.2869 

0.000050 0.5859 

0.000250 2.9685 

Figura 1. Espectro de absorción del complejo [Fe(phen) 3] 2+ . 

3.0 

2.5 

2.0 

1.5 

1.0 

y = 11864x 

R 2 = 1 

0.5 

0.0 

0.000000 0.000050 0.000100 0.000150 0.000200 0.000250 

[Fe 2+ ] (moles/L) 

Gráfica 1. Curva de Calibración para la determinación del ξ Fe 2+ = 11,864 L · mol -1 · cm -1 . 

Nota: A partir de la disolución 5x10 - 4 M, se prepararon 50 mL de una disolución 5x10 - 5 M (tomar una alicuota de 5 

mL de la solución concentrada en 50 mL de disolución), volúmenes variables de Fe 2+ de 0.5, 1.0, 2.0, 3.0 y 4.0 mL 

no dieron valores de densidad óptica.




5 

V. Elección de la concentración del actinómetro para irradiar con una lámpara de UV. 

Toda la manipulación de las disoluciones del ferrioxalato es conveniente llevarlas a cabo en la oscuridad. Las 

concentraciones de las soluciones de Fe 3+ que se irradiarán con la lámpara de UV depende del modelo de la 

lámpara utilizada. 

La tabla 2 muestra algunos de los modelos de las lámparas de inmersión de presión media, de vapor de 

mercurio, de cuarzo de ACE GLASS usadas en el Laboratorio de Macromoléculas del ICN-UNAM: 

Tabla 2. Códigos del catálogo de ACE GLASS de las lámparas de UV utilizadas en el Laboratorio de Macromoléculas. 

Lámpara No Watts Energía total UV 

radiada 

Energía total 

radiada 

7825-30 100 4.64 11.49 

7825-32 200 10.48 25.18 

7825-34 450 83.7 175.8 

Para las lámparas de 100 y 200 watts, se preparan disoluciones 0.006 M de K 3Fe(C 2O 4) 3 ·3H 2O en H 2SO 4 

0.05 M: 

Es conveniente preparar 50 mL de una disolución 0.006 M de K 3Fe(C 2O 4) 3 · 3H 2O en H 2SO 4 0.05 M: 

Pesar 0.1474 g de la sal. Por otro lado, agregar agua destilada hasta la mitad de un matraz de 

aforo de 50 mL, añadir cuantitativamente 5 mL de H 2SO 4 0.5 M, agitar la disolución y entonces 

disolver la sal previamente pesada, completar el aforo con agua. 

Cálculos: 

50 · 10 -3 L · (0.006 mol / L) · (491.25g / 1 mol) = 0.1474 g. 

La concentración del ácido sulfúrico concentrado es 98.1 % p/p y d = 1.84, por lo tanto la molaridad es: 

[(98.1 g H 2SO 4 / 100 g disol. H 2SO 4) · (1.84 g disol .H 2SO 4 / 1 mL disol. H 2SO 4) · (1000 mL disol. H 2SO 4 / 

1L) · (1 mol de disol. H 2SO 4 / 98.082 g de H 2SO 4)] = 18.4 M 

Para preparar 50 mL de H 2SO 4 0.5 M. 

En un matraz de aforo de 50 mL, que contiene agua destilada hasta la mitad aproximadamente, 

añadir 1.4 ml de H 2SO 4 concentrado y completar el aforo con agua destilada. 

Cálculos: 

M 1 · V 1 = M 2 · V 2 de tal manera que V 1 = (M 2 · V 2)/ M 1 , por lo tanto V 1 = (0.5 · 50)/ 18.4 = 1.4 mL del ácido 

concentrado. 

Para la lámpara de 450 watts se deben preparar disoluciones 0.15 M de K 3Fe(C 2O 4) 3 · 3H 2O en 0.05 M 

de H 2SO 4: 

(La justificación para incrementar la concentración del oxalato férrico es porque si se irradian 25 mL 

0.006 M de Fe 3+ en 2 minutos la disolución está completamente incolora, es decir todo el Fe 3+ se ha 

reducido a Fe 2+ ). 

Es conveniente preparar 50 mL de una disolución 0.15 M de K 3Fe(C 2O 4) 3 · 3H 2O en H 2SO 4 0.05 M: 

Pesar 3.6844 g de la sal. Por otro lado, agregar agua destilada hasta la mitad de un matraz de 

aforo de 50 mL, añadir cuantitativamente 5.0 mL de H 2SO 4 0.5 M, agitar la disolución y entonces 

disolver la sal previamente pesada, completar el aforo con agua.

D.O. 

D.O. 




6 

VI. 

Irradiación de una disolución acuosa de oxalato férrico con una lámpara de UV. 

Irradiar un volumen de 10 mL de la disolución 0.15 M de Fe 3+ en 0.05 M de H 2SO 4 preparada 

anteriormente durante 1 minuto. 

En un matraz de aforo de 100 mL: añadir una alícuota de 1 mL de la solución irradiada, agregar 5 mL 

de solución buffer, 3 mL de fenantrolina y completar el volumen con agua destilada. Leer en un 

espectrofotómetro a 510 nm (Cary 100 de Varian). 

Repetir la operación anterior pero utilizando tiempos de irradiación de 2, 3 y 4 minutos. 

Preparar en forma idéntica con la solución 0.15 M de Fe 3+ en 0.05 M de H 2SO 4 sin irradiar que 

llamaremos disolución blanco. 

Para hacer las lecturas en el espectrofotómetro Cary 100 de Varian. Abrir la ventana del software del 

Cary 100 y encender el equipo unos 15 minutos antes. Ajustar el cero del equipo sin nada en las 

ventanas. Después, colocar en ambas celdas de cuarzo de paso de luz de 1 cm la disolución blanco y 

correr el espectro del blanco. A continuación, leer las muestras irradiadas. 

Resultados 

A continuación la figura 2 muestra el espectro de absorción del complejo [Fe(phen) 3] 2+ cuando se irradia el 

actinómetro. La tabla 3 muestra los valores experimentales de densidad óptica obtenidos en función del tiempo de 

irradiación y la gráfica 2 muestra la pendiente de la recta correspondiente a la constante de proporcionalidad entre la 

densidad óptica y el tiempo de irradiación. Que de acuerdo a la ley de Beer-Lambert donde D.O. = ξ · l · C, nos 

permite obtener que la [Fe 2+ ] = D.O/ ξ · l 

3.0 

Tabla 3. Valores de D.O. vs tiempo de irradiación del actinómetro. 

2.5 

2.0 

1.5 

1.0 

0.5 

0.0 

190 290 390 490 590 690 

-0.5 

Longitud de onda (nm) 

t (min) D.O. 

0.0 0 

0.5 0.6815 

1.0 1.316 

1.5 1.7828 

2.0 2.2157 

Figura 2. Espectro de absorción del complejo [Fe(phen) 3] 2+ en 

función del tiempo de irradiación del actinómetro. 

3.0 

2.5 

2.0 

1.5 

1.0 

y = 1.1683x 

R 2 = 0.9849 

0.5 

0.0 

0.0 0.5 1.0 1.5 2.0 

t (min) 

Gráfica 2. Obtención de la constante de proporcionalidad entre D.O. y el tiempo.




7 

Realización de los cálculos para determinar la Intensidad de la lámpara: 

I ( quanta cm 

3 

s 

1 

) 

d[ 

Fe 

2 

]/ dt 

N A 

La concentración de Fe(II) se obtiene de la expresión: [Fe 2+ ] = D.O/ ξ · l 

El valor del coeficiente de extinción molar determinado para el Fe 2+ es: 11,864 L . mol -1 . cm -1 . 

El volumen irradiado de solución fue de 10 mL. 

Se tomó una alícuota de la solución irradiada de 1 mL. 

Ésta alícuota se colocó en un matraz aforado de 100 mL que contiene 5 mL de la solución buffer, y 3 mL de 

phen 2% completando el volumen con agua destilada, para leer en el espectrofotómetro de UV/VIS, con 

celdas de cuarzo de paso de luz de 1 cm. 

El rendimiento cuántico considerado fue de Φ = 1.11 moléculas de Fe 2+ / quanta. 

Este valor se tomó del determinado por Hatchard y Parker (5) a una temperatura de 22 ºC, para una 

concentración de ferrioxalato de potasio 0.15 M para longitudes de onda ≥ 469 mμ y 0.006 M para longitudes 

de onda ≤ 405 mμ, ya que la lámpara 7825-34 de ACE GLASS de 450 watts, emite aproximadamente un 50 % 

de longitudes de onda arriba de 436 mμ y un 50 % por debajo de los 405 mμ. 

1.1683 moles 

x 

11864 L 

0.010 

10 

L 

cm 

100 mL 

1 mL 

1 quanta 

1.11 moléc . Fe 

6.022x10 

1 

moléc . Fe 

mol 

1 

60 s 

23 

2 

16 

3 

x x 

x 

x 8.9 x10 

quanta . cm . 

3 2 

s 

1 

Por lo tanto la intensidad de la lámpara de UV de cuarzo, de arco de mercurio, de 450 watts de ACE GLASS 

emite una radiación de 8.9 x 10 16 quanta . cm -3 . s -1 a una distancia de 13 cm. 

Para realizar los cálculos, también se puede consultar Calvert y Pitts (11) . 

Estimación de un Valor Teórico de la Intensidad de la Lámpara 

La lámpara 7825-34 ACE GLASS, del total de energía radiada 175.8 watts, 83.7 watts corresponden a 

radiación UV (lejano, mediano y cercano) 

Si 1 watt = 2.77 x 10 18 quanta / s 

La lámpara emite 83.7 watt x 2.77 x 10 18 quanta / s . watt = 2.3 x 10 20 quanta . s -1 . 

Si imaginamos que la radiación UV se irradia ocupando un volumen de una esfera de radio igual a 13 cm, 

podemos calcular el volumen en cm 3 usando la expresión siguiente: 

Por lo tanto: 

V esfera = 4/3 π r 3 = 4/3 π (1) 3 = 4.2 cm 3 

2.3 x 10 20 quanta . s -1 irradian un volumen ≈ 4.2 cm 3 

X ……………… ……………………………………1 cm 3 

X ≈ 5.5 x 10 19 quanta . cm -3 . s -1 

No olvidar que la intensidad de la fuente de radiación disminuye inversamente con el cuadrado de la distancia: 

I 

I 

2 

1 

( d 

( d 

1 

2 

) 

) 

2 

2 

I2 

5.5 10 

19 

2 

(1) 

(13) 

2 

Por lo tanto, el valor teórico a 13 cm resulta ser: 

I 

2 

10 

17 

3 

3.3 

quanta cm s 

1 

De tal manera, que el valor determinado experimentalmente de 8.9 x 10 16 quanta . cm -3 . s -1 a una distancia de 

13 cm, es bastante aceptable.

Weight (%) 

Weight (%) 




8 

Apéndice I 

Para verificar que la fórmula de la sal sintetizada en el laboratorio es K 3Fe(C 2O 4) 3 · 3H 2O, se compró la sal 

Fe 2(C 2O 4) 3 · 6H 2O de Aldrich con número CAS es 166897- 40 -1 y se compararon los termogramas obtenidos con un 

equipo de análisis termogravimétrico TGA-Q50 de TA Instruments, los cuales se muestran en las gráficas 3 y 4. Las 

estructuras probables de estas sales se podrían representar como se muestra en las figuras 3 (8) y 4 (9) 

respectivamente. 

H 

O 

O 

O 

H 

H 

H 

K 3 

O 

O 

H 

H 

O 

C 

C 

O 

O 

C 

C 

O 

O 

Fe 

O 

O 

C 

C 

O 

H 

O 

O 

H 

O 

O 

H 

O 

H 

O 

H 

H 

O 

O 

H 

- 

O 

O - 

O - 

- O 

Fe 3+ Fe 3+ 

- - 

O O 

O 

O 

H H 

O 

O 

H 

O 

H 

O 

H 

Figura 3. Probable estructura de la sal K 3Fe(C 2O 4) 3 ∙ 3H 2O Figura 4. Probable estructura de la sal Fe 2(C 2O 4) 3 ∙ 6H 2O 

sintetizada en el laboratorio. 

de Aldrich. 

100 

80 

60 

280 o C 

9.7 % 

291 o C 418 o C 

17.9 % 

427 o 518 o C 

C 

11.4 % 

560 o C 

880 o C 

100 

80 

60 

174 o C 

36.9 % 

354 o C 

190 o C 

40 

Residue: 

29.3 % 

20 

0 200 400 600 800 1000 

Temperature ( o C) 

31.7 % 

952 o C 

Gráfica 3. Termograma de la sal K 3Fe(C 2O 4) 3 ∙ 3H 2O sintetizada 

en el laboratorio. 

40 

379 o C 

30.7 % 

20 

0 200 400 600 800 1000 

Temperature ( o C) 

Residue: 

32.4 % 

Gráfica 4. Termograma de la sal Fe 2(C 2O 4) 3 ∙ 6H 2O de 

Aldrich. 

El análisis termogravimétrico de la sal K 3Fe(C 2O 4) 3 · 3H 2O sintetizada en el laboratorio muestra que probablemente 

primero pierde 3 moles de H 2O, luego pierde 3 moles de CO, enseguida pierde 1 mol de CO 2 por la descomposición 

del carbonato de potasio y finalmente 3 moles de CO 2 por descomposición del carbonato de Fe(III), como se 

muestra en las ecuaciones 6,7,8 y 9. 

Nota: el peso molecular (PM) de la sal oxalato férrico de potasio es 491.25 g/mol; PM H2O = 18 g/mol; PM CO = 28 g/mol y PM CO2 = 44 g/mol. 

Δ 

K 3Fe(C 2O 4) 3 · 3H 2O → K 3Fe(C 2O 4) 3 + 3H 2O (6) 

9.7% 

100 (18 X) 

491.25 

2.6moles de H O 

2




9 

Δ 

K 3Fe(C 2O 4) 3 → 3K 2CO 3 + Fe 2(CO 3) 3 + 3CO (7) 

17.9% 

100 (28 X) 

491.25 

3.1moles deCO 

Δ 

K 2CO 3 → K 2O + CO 2 (8) 

100 (44 X ) 

11.4% 


491.25 

2 

Δ 

Fe 2(CO 3) 3 → Fe 2O 3 + 3CO 2 (9) 

100x 

(44 X) 

31.7 


491.25 

2 

Por lo tanto el residuo contendrá óxido de potasio y óxido férrico: 

100 [94 X 159.7 X] 

29.3% ( K 

2O 

Fe2O3 

) 

0.6moles de ( K 

2O 

Fe2O3 

) 

491.25 

En cambio el análisis termogravimétrico de la sal Fe 2(C 2O 4) 3 · 6H 2O adquirida de Aldrich muestra que pierde 

simultáneamente 6 moles de H 2O y 3 moles de CO, luego pierde 3 moles de CO 2 por descomposición del carbonato 

de férrico y queda como residuo 1 mol de óxido férrico, como se muestra en las ecuaciones 10 y 11. 

Nota: el peso molecular (PM) de la sal oxalato férrico de potasio es 491.25 g/mol; PM H2O = 18 g/mol; PM CO = 28 g/mol y PM CO2 = 44 g/mol. 

Δ 

Fe 2(C 2O 4) 3 · 6H 2O → Fe 2(CO 3) 3 + 6H 2O + 3CO (10) 

36.9% 

100 [(18 6) (28x)] 

491.25 


6moles de H O 

2 

Δ 

Fe 2(CO 3) 3 → Fe 2O 3 + 3CO 2 (11) 

100 (44 X ) 

30.7% 


491.25 

2 

Por lo tanto el residuo será óxido férrico: 

100 [159.7 X ] 

32.4% 

1.0 moles de Fe2O 

491.25 

3 

Esto comprueba que la sal sintetizada en el laboratorio tiene como fórmula: K 3Fe(C 2O 4) 3 · 3H 2O.


10 



Apéndice II 

A continuación, haremos un análisis para saber la forma más estable probable de las especies que se encuentran en 

solución, utilizando las constantes de equilibrio de los complejos de hierro descritas en el Handbook Lange´s (10) y 

que se muestran en la tablas 4 y 5, considerando los iones que se tienen en solución antes de irradiar y las especies 

que se formarán cuando agreguemos la especie acomplejante para hacer la determinación cuantitativa. 

Tabla 4. Constantes de formación acumulativa de complejos de hierro con ligantes orgánicos e inorgánicos. 

log K 1 log K 2 log K 3 

Oxalato (C 2O 2- 4 ) 

Fe(II) 2.9 4.52 5.22 

Fe(III) 9.5 16.2 20.2 

1,10-Fenantrolina (phen) 

Fe(II) 5.85 11.45 21.3 

Fe(III) 6.5 11.4 23.5 

Acetato (CH 3COO - ) 

Fe(II) 3.2 6.1 8.3 

Fe(III) 3.2 - - 

Sulfato (SO 2- 4 ) 

Fe(II) - - - 

Fe(III) 2.03 2.98 - 

A continuación, se propone un mecanismo de disolución de la sal de oxalato férrico y utilizando las constantes 

acumulativas arriba señaladas, se calcula la constante de inestabilidad para cada reacción propuesta. La sal se 

disocia formando iones complejos de oxalatos y las siguientes ecuaciones químicas permiten visualizar las especies 

en solución cuya estabilidad aumenta a medida que la constante de inestabilidad disminuye. 

K inestabilidad 

K 3Fe(C 2O 4) 3 (s) → [Fe(C 2O 4) 3 (ac) ] 3- + 3K + (ac) (6) 

[Fe(C 2O 4) 3 (ac)] 3- → [Fe(C 2O 4) 2(ac) ] 1- + C 2O 4 2 - 1/logk 3 = 1(logK 3 – logK 2)= 1/(20.2 – 16.2) 1 x 10 -4 (7) 

[Fe(C 2O 4) 2(ac) ] 1- → [Fe(C 2O 4) (ac) ] + + C 2O 4 2 - 1/logk 2 = 1(logK 2 – logK 1)= 1/(16.2 – 9.5) 2 x 10 -7 (8) 

[Fe(C 2O 4) (ac) ] + → Fe 3+ (ac) + C 2O 4 

2- 

(ac) 1/logk 1 = 1(logK 1) = 1/9.5 k 1= 10 - 9.5 3.2 x 10 -10 (9) 

La ecuación (9) muestra que la especie más estable es [Fe(C 2O 4) (ac) ] + alrededor de 10 10 veces. Cuando se irradia 

la solución de ferrioxalato, se hace en presencia de H 2SO 4 con una concentración de 0.05 M. 

La tabla 5 muestra las constantes de estabilidad de los complejos de Fe 2+ y Fe 3+ con 1,10-fenantrolina. 

Tabla 5. Constantes de estabilidad de los de los complejos de Fe 2+ y Fe 3+ con 1,10-fenantrolina. 

Iones Complejos de Fe(II) Fe(phen) 2+ Fe(phen) 2 

2+ 

Fe(phen) 3 

2+ 

Constante de Estabilidad K e 10 5.81 10 5.6 10 9.85 

Iones Complejos de Fe(III) Fe(phen) 3+ Fe(phen) 2 

3+ 

Fe(phen) 3 

3+ 

Constante de Estabilidad K e 10 6.5 10 4.9 10 12.1 

Finalmente, estas tablas muestran que la especie compleja Fe(phen) 3 3+ es del orden de 100 veces más 

estable que Fe(phen) 3 2+ . Esto es muy importante porque la cantidad de 1,10-fenantrolina que se agregue 

debe ser suficiente para asegurar que todo el Fe(II) producido por irradiación se acompleje completamente. 

Es así, que se determinó experimentalmente que la concentración de 1,10-fenantrolina adecuada era una 

solución al 2 %, y el volumen agregado fue determinado asegurándose que se acomplejara todo el Fe 2+ 

producido, es decir, hasta que ya no se incrementó la aparición del color rojo del complejo de Fe(II).


11 



Agradecimientos 

Agradezco al M. en I. Ignacio Lara Estevez por haber corrido los TGA con el equipo TGA-Q50 de TA Instruments del 

Instituto de Ciencias Nucleares, UNAM. 

Bibliografía 

(1). Bourdelande, S. Nonell, S., Acuña A. U., y Sastre, R. Glosario de Términos Usados en Fotoquímica. Segunda 

Edición. Recomendaciones de la Comisión de Fotoquímica de la IUPAC, 1996. p.p. 28 y 64. Universidad 

Autónoma de Barcelona, Bellaterra, 1999. 

(2). Ahmed, S. Photo Electrochemical Study of Ferrioxalate Actinometry at a Glassy Carbon Electrode. Journal of 

Photochemistry and Photobiology A: Chemistry 161, 151-154. 2004. 

(3). Ferraudi G.J. Elements of Inorganic Photochemistry. John Wiley & Sons p. 16, 1988. 

(4). Parker, C. A. A New Sensitive Chemical Actinometer. I. Some trials with potassium ferrioxalate. Pro. Roy. Soc. 

London A 220, 104-116, 1953. 

(5). Hatchard, C. G. and Parker, C. A. A New Sensitive Chemical Actinometer. II. Potassium ferrioxalate as a 

standard chemical actinometer. Pro. Roy. Soc. London A 235, 518-536, 1956. 

(6). Murov, S. L., Carmichael, I., and Hug G. L., Handbook of Photochemistry, Second Edition. Marcel Dekker, Inc. 

p.p. 299-305, 1993. 

(7). Quan, Y., Pehkonen, S. O., and Ray M. B. Evaluation of Three Different Lamp Emission Models Using Novel 

Application of Potassium Ferrioxalate Actinometry. Ind. Eng. Chem. Res. 43, 948-955, 2004. 

(8). Preparación de un Compuesto de Coordinación: K 3[Fe(ox) 3] 3H 2O. 

http://dec.fq.edu.uy/ecampos/catedra_inorganica/inorganica/practica12.pdf 

(9). Vicente-M. Vizcay Castro. Preparación de Oxalato Férrico en Polvo: Fe 2(C 2O 4) 3 6H 2O. Agosto/1999. 

http://home.att.net/~jdmextra/guide/FO_powder_SP.pdf 

(10). Dean, J.A. Lange´s Handbook of Chemistry. 14 th Edition. McGraw-Hill, INC. p.p. 8.83, 8.87, 8.89, 8.97 y 8.98, 

1992. 

(11). Calvert J. G., and Pitts, J. N. Jr. Photochemistry. John Wiley & Sons, Inc. p. 786, 1966.

Susana Castillo-Rojas - Instituto de Ciencias Nucleares ...

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