实验三化学平衡常数(修改)

1、实验三、化学平衡常数的测定（浙大教材）一、 实验目的1、 了解用比色法测定化学平衡常数的原理和方法2、 学习分光光度计的使用方法二、 提要 通常对于一些能生成有色离子的反应，可利用比色法测定离子的平衡浓度。从而求的反应的平衡常数。比色法的原理是基于：当一束波长一定的单色光通过有色溶液时，溶液对光的吸收程度与溶液中有色物质（如有色离子）的浓度和液层厚度的乘积成正比。 I0入射光强度； It入射光强度； l液层厚度 图一 光的吸收示意图 这就是朗伯比尔定律，其数学表达式为; D = kCl （2-1） 式中: C为有色物质的浓度；l为液层厚度；k是比例常数，称为吸光系数(在指定的条件下k不变)，它

2、与入射光的波长以及溶液的性质、温度有关。D叫做吸光度 分光光度法不同于目测比色法。首先它不是利用自然光作为入射光，而采用单设光进行比色分析的；其次它是在指定条件下，让光线通过置于厚度同为厚度为l的比色皿中之溶液。此时式（2-1）就可简化为： (2-2) 这样利用已知标准溶液的浓度C'，再由分光光度计分别测出标准溶液的吸光度D'和待测溶液的吸光度D，就可从式 (2-2) 求得待测溶液中有色物质的浓度C的值。本实验测定的是反应： 的平衡常数 （2-3） 为了抑制Fe3+水解产生棕色的【Fe(OH)】2+(它会干扰比色测定)，反应系统中应控制较大的酸度，例如，H+= 0.50molL

3、-1.而在此条件下，系统中所用反应试剂（配合剂）SCN-基本以HSCN形式存在。 待测溶液中Fe(SCN )2+的平衡浓度Fe(SCN )2+eq 可通过与标准Fe(SCN )2+溶液注1比色而测得。进而可得： Fe3+eq = Fe3+始 Fe(SCN)2+eq （2-4） HSCN eq = HSCN 始 Fe(SCN)2+eq 注2 （2-5） 又 H+ eq H+ 始将各物质的平衡浓度代入式（2-3）即可求得Kc值。注1实验中标准Fe(SCN)2+溶液的配制是基于：当Fe3+»HSCN时（例如，Fe3+始= 0.100 molL-1，HSCN 始=0.000200 molL-

4、1，可认为HSCN几乎全部转化为Fe(SCN)2+，即标准Fe(SCN)2+溶液的浓度等于HSCN（或KSCN）的起始浓度。注2若考虑下列平衡： 则式（2-5）应为 设H+eq = 0.50 molL-1,又KHSCN =0.141,则上式变为三、仪器和药品1、常用仪器： 烧杯（干燥、50ml,1个）滴管 移液管（10ml,1支;5ml, 3支）洗瓶，滤纸片或吸水纸 温度计（公用） 100毫升容量瓶其他：7220型分光光度计 比色管（干躁、10 ml、 5支）比色管架2、药品硝酸铁Fe(NO3) 3（0.00200molL-1；0.200molL-1）；硫氰酸钾KSCN（0.00200molL

5、-1）注:将硝酸铁Fe(NO3) 39H2O溶于1.0 molL-1HNO3中配成，HNO3的溶度应尽量准确，以免影响H+的溶度四、 实验内容一、 溶液的配制(1) 硫氰酸钾KSCN（0.00200molL-1） 用分析天平准确称取（KSCN）0.0194g溶于煮沸并冷却的蒸馏水中，并稀释于100毫升容量瓶中，稀释至刻度。（2）配制标准Fe(SCN)2+溶液 用移液管分别两取10.0ml 0.200molL-1Fe(NO3)3溶液、2.00 ml 0.00200molL-1 KSCN溶液、8.00 ml H2O ，注入作好编号的干燥杯，轻轻摇荡，使混合均匀。（3）配制待测溶液 往4只干燥的比色

6、管中，分别按表9-1的编号所示配方比例，混合的待测溶液，具体配制方法如上述标准Fe(SCN)2+溶液的配制。 表9.1待测溶液的配制体积V/L 实验编号（ml）(ml)(ml)(ml)0.00200molL-1 Fe(NO3)3溶液5.00 5.00 5.00 5.00 0.00200molL-1 KSCN溶液5.004.003.002.00H2O0.001.002.003.00二、平衡常数的测定 ！、将盛有空白、标准溶液Fe(SCN)2+溶液、混合待测溶液，在波长为447nm下分别测定其吸光度。并将其数据填入表9-32、计算其化学平衡常数K表9-3 分光光度比色法实验数据实验编号标准吸光度A(比色皿厚度 cm)起始浓度C0/(molL-1)Fe3+ 溶液SCN - 溶液平衡浓度Ceq/(molL-1)H + 溶液Fe(SCN)2+溶液Fe3+ 溶液HSCN 溶液平衡常数K 实验室室温 T= K; K的平均值= 预习要求1、 了解平衡常数的意义，起始浓度与平衡浓度的关系以及平衡常数的表达式。2、了解分光