华师物化实验报告-液相平衡常数测定

华南师范大学实验报告学生姓名学号

专业年级、班级

课程名称实验项目液相反应平衡常数的测定

实验类型□验证□设计■综合实验时间年月日

实验指导老师实验评分

一、实验目的

1、利用分光光度计测定低浓度下铁离子与硫氰酸根离子生成硫氰合铁离子液相反应的平衡常数。

2、通过实验了解热力学平衡常数的数值与反应物起始浓度无关。

二、实验原理

Fe3+离子与SCN-离子在溶液中可生成一系列的络离子，并共存于同一个平衡体系中。当SCN-离子的浓度增加时，Fe3+离子与SCN-离子生成的络合物的组成发生如下的改变：

Fe3++SCN-→Fe(SCN)2+→Fe(SCN)2+→Fe(SCN)3

→Fe(SCN)4-→Fe(SCN)52-

而这些不同的络离子色调也不同。由图Ⅲ-11-2可知，当Fe3+离子与浓度很低的SCN-离子(一般应小于5×10-3mol·L)时，只进行如下反应：

Fe3+ + SCN- ≒FeSCN2+

即反应被控制在仅仅生成最简单的FeSCN3+络离子。其平衡常数表示为：

根据朗伯-比尔定律，可知光密度与溶液浓度成正比。因此，可借助于分光光度计测定其光密度，从而计算出平衡时FeSCN2+络离子的浓度以及Fe3+离子和SCN-离子的浓度，进而求出该反应的平衡常数K C。

实验分为4组，不同组的Fe3+浓度不同，其中第一组的浓度极大，使用分光光度计时，根据朗伯-比尔定律E1=K[FeCNS2+]1,e(K为消光系数)由于1号溶液中Fe3+浓度极大，平衡时CNS-与Fe3+完全络合，对于一号溶液可认为[FeCNS2+]1,e=[CNS-]0 则E1=K[CNS-]0对于其它溶液，则

E i=K[FeCNS2+]1,e 两式相除并整理得[FeCNS2+]1,e=E1/E1[CNS-]0

三、仪器与药品

1、仪器

722型分光光度计1台；50mL容量瓶8只；100mL烧杯4个；

刻度移液管10mL2支5mL1支；25移液管1支；50mL酸式滴定管1支；

洗耳球、洗瓶等

2、试剂

1×10-3mol·L KSCN(分析纯配置，需准确标定)；

0.1mol·LFeNH4(SO4)2(需准确标定Fe3+浓度，并加HNO3使H+浓度

0.1mol·L)；1mol·LHNO3；1mol·LKNO3(试剂均用分析纯配制)

四、实验步骤

1、取8个容量瓶，按照下表编号，并按下表配置溶液并进行定容。

2、调整722型分光光度计，将其波长调至450nm，分别测定四组的消光值（吸光度），每组数字重复测量三次（更换溶液），取平均值。

五、数据记录

六、数据处理与讨论

条件：恒温27.1℃氢离子浓度0.15mol/L 总离子强度I=0.7 波长λ=450nm

相对误差N/A

0.011121232

-0.01097764

3

-0.00014358

9

通过实验数据，在不同浓度的溶液下，[Fe3+]与[CNS-]在水溶液中生[FeCNS2+]反应的平衡常数基本维持于186附近，相对误差非常少，处于可以接受范围内。与参考文献数值K=1.9953（lgK1=2.3 北师大无机化学4版附录）接近，总体符合实验要求。

七、提问与思考

1、当[Fe3+]与[CNS-]浓度较大时，将不再能够用公式

[FeCNS2+]1,e=E1/E1[CNS-]0计算[FeCNS2+]反应的平衡常数，因为当[CNS-]浓度较大时，则[FeCNS2+]1,e≠[CNS-]0 则E1≠K[CNS-]0，因此该等式将不再成立。

2、经实验验证结果，平衡常数与反应各个时候的浓度均无关系。

3、由于Fe3+离子在水溶液中，存在水解平衡，所以Fe3+离子与SCN-离子的实际反应很复杂，其机理为：

当达到平衡时，整理得到

由上式可见，平衡常数受氢离子的影响。因此，实验只能在同一pH值下进行。本实验为离子平衡反应，离子强度必然对平衡常数有很大影响。所以，在各被测溶液中离子强度应保持一致。

4、为了消除除了测量物质外溶剂中有其它吸光物质对该波长的光有吸收而造成误差，因此必须使用除被测物质外其它组分完全一致的溶液作为空白对比液，在722型分光光度计中进行调100设置，确保抵消误差。

八、参考文献

1、《基础化学实验·物理化学实验》，第1版，华南师范大学化学实验教学中心组织编写，化学工业出版社

2、《北师大无机化学》第4版附录，北京师范大学等编，高等教育出版社