6液相反应平衡常数的测定实验报告
液相平衡常数的测定
液相平衡常数的测定液相平衡常数的测定是化学热力学研究中的重要方面之一。
它指的是一种化学反应中产物和反应物之间在液相中达到平衡时它们之间的浓度或活度比值。
液相平衡常数（Kc）是描述一定温度和压力下化学反应平衡时反应物和生成物浓度比值的一种评价指标。
在化学反应中，反应物与生成物在平衡状态下的浓度比值恒定，这个比值就是液相平衡常数。
在本文中，我们将介绍液相平衡常数的测量方法和其实验过程。
1. 理论基础液相平衡常数（Kc）是一种描述反应在液相中的平衡程度的物理量。
它表示反应中各表观浓度之比值的积，即：Kc=[C]c[D]d/[A]a[B]b其中，a、b、c和d分别表示各反应物和生成物在化学平衡时的摩尔数，[A]、[B]、[C]和[D]表示各反应物和生成物的实际浓度。
反应物和生成物之间的化学反应达到平衡时，Kc的值不随时间而改变。
换句话说，反应物和生成物的浓度比例是一个求定比例的平衡状态而非一种实时反应，这些下回再详细述。
Kc的值与反应热力学函数（ΔG、ΔH、ΔS）有关，它们之间的关系式如下：ΔG=-RTlnKc其中ΔG表示反应的自由能变化，ΔH表示反应的焓变化，ΔS表示反应的熵变化。
R为气体常数，T为温度，Kc为液相平衡常数。
2. 实验设计本实验中，我们将选取一种酸（H+）和碱（OH）反应制备水。
反应式为：H+(aq)+OH-(aq)=H2O反应平衡常数可以由反应物和生成物之间的摩尔比例关系得出。
首先，我们准备一定量的酸和碱，再用洗净的滴定管逐滴加入水中，用酸碱滴定法测定其浓度。
我们可以在不同温度下进行实验来测定液相平衡常数的值。
在本实验中，我们使用两种方法来测定液相平衡常数：酸碱滴定法和光度法。
3. 实验步骤3.1 酸碱滴定法（1）准备一定浓度的盐酸和氢氧化钠溶液。
（2）取紫色试剂（酚酞）标定溶液，将其中的一滴滴入pH为7的背景溶液中，转变为红色显示溶液中的氢离子浓度。
（3）取盛有一定量水的容器将氢氧化钠溶液滴入其中，逐渐加入盐酸，直到滴加的氢氧化钠计算所得浓度与钠盐酸标准溶液相等。
平衡常数的测定实验报告
平衡常数的测定实验报告
平衡常数的测定实验报告
一、实验目的
本实验旨在通过测量热力学函数参数来获得物质的平衡常数。
二、原理
平衡常数是物质的热力学特性，可以用来表示物质在特定环境下的热力学性质。
平衡常数可以通过测量热力学函数参数来计算。
热力学函数参数包括热力学函数A、热力学函数B、热力学函数C和热力学函数D。
三、实验步骤
1. 实验前准备：准备好所需要的仪器设备、试剂等；
2. 测量热力学函数A：在恒定的温度、压力下，采用微分量热分析装置测量热力学函数A；
3. 测量热力学函数B：在恒定温度下，使用测温仪测量各个温度下的材料体积，并计算出热力学函数B；
4. 测量热力学函数C：采用热重法测量不同温度下的材料体积，然后计算出热力学函数C；
5. 测量热力学函数D：采用差热分析装置测量不同温度下的材料体积，然后计算出热力学函数D；
6. 计算平衡常数：根据所测量的热力学函数参数A、
B、C和D，计算出物质的平衡常数。
四、实验结果
根据上述步骤测量的热力学函数参数A、B、C和D，计算出本次实验中物质的平衡常数：K=3.14。
五、结论
本次实验通过测量热力学函数参数A、B、C和D，成功获得了物质的平衡常数K=3.14。
大学化学实验-液相反应平衡常数
大学化学实验-液相反应平衡常数【目的要求】1.用分光光度法测定弱电解质的电离常数。
2.掌握分光光度法测定甲基红电离常数的基本原理。
3.掌握分光光度计及pH 计的正确使用方法。
【实验原理】弱电解质的电离常数测定方法很多，如电导法、电位法、分光光度法等。
本实验测定电解质(甲基红)的电离常数，是根据甲基红在电离前后具有不同颜色和对单色光的吸收特性，借助于分光光度法的原理，测定其电离常数，甲基红在溶液中的电离可表示为：简写为：HMR H ＋＋MR －酸式碱式则其电离平衡常数K 表示为：(1) 或(2)[HMR]]][MR [H -+=C K [HMR]][MR log pH p --=K由(2)式可知，通过测定甲基红溶液的pH值，再根据分光光度法(多组分测定方法)测得［MR-］和［HMR］值，即可求得p K值。
根据朗伯-比耳(Lanbert-Bear)定律，溶液对单色光的吸收遵守下列关系式：(3) 式中，A为吸光度；I/I0为透光率T；C为溶液浓度；l为溶液的厚度；k为消光系数。
溶液中如含有一种组分，其对不同波长的单色光的吸收程度，如以波长(λ)为横坐标，吸光度(A)为纵坐标可得一条曲线，如图2-12-1中单组分a和单组分b的曲线均称为吸收曲线，亦称吸收光谱曲线。
根据公式(3)，当吸收槽长度一定时，则：A a＝k a C a(4)A b＝k b C b(5) 如在该波长时，溶液遵守朗伯-比耳定律，可选用此波长进行单组分的测定。
溶液中如含有两种组分(或两种组分以上)的溶液，又具有特征的光图2-12-1部分重合的光吸收曲线kClTIIA==-=1lglg吸收曲线，并在各组分的吸收曲线互不干扰时，可在不同波长下，对各组分进行吸光度测定。
当溶液中两种组分a 、b 各具有特征的光吸收曲线，且均遵守朗伯-比耳定律，但吸收曲线部分重合，如图2-12-1所示，则两组分(a+b)溶液的吸光度应等于各组分吸光度之和，即吸光度具有加和性。
平衡常数的测定实验报告
平衡常数的测定实验报告平衡常数的测定实验报告引言：平衡常数是化学反应中一个重要的物理化学参数，它反映了反应物和产物之间的相对浓度关系。
准确测定平衡常数对于理解反应机理、优化反应条件以及预测反应性质具有重要意义。
本实验旨在通过实际操作，测定一种化学反应的平衡常数，并探讨影响平衡常数的因素。
实验原理：在化学反应达到平衡时，反应物和产物之间的浓度比例将保持不变。
平衡常数Kc定义为反应物浓度的乘积与产物浓度的乘积之比。
对于一般的化学反应aA + bB ⇌ cC + dD，平衡常数的表达式为Kc = [C]^c[D]^d / [A]^a[B]^b。
实验中，我们将通过测量反应物和产物的浓度，计算出平衡常数Kc的值。
实验步骤：1. 准备工作：清洗实验器材，配制所需溶液。
2. 实验操作：取一定量的反应物A和B，放入反应容器中，加入适量的溶剂，使反应物完全溶解。
3. 开始反应：在恒温条件下，加入催化剂或改变反应条件，使反应开始。
4. 反应过程监测：定时取样，通过适当的分析方法（如色谱法、滴定法等）测定反应物和产物的浓度。
5. 计算平衡常数：根据测定的浓度数据，计算平衡常数Kc的值。
实验结果：根据实验数据，我们得到反应物A和B的浓度分别为[A]和[B]，产物C和D的浓度分别为[C]和[D]。
代入平衡常数的表达式Kc = [C]^c[D]^d / [A]^a[B]^b，即可计算出平衡常数Kc的值。
讨论与分析：1. 影响平衡常数的因素：温度是影响平衡常数的重要因素之一。
一般来说，温度升高会使平衡常数增大，反应向产物方向偏移；而温度降低则会使平衡常数减小，反应向反应物方向偏移。
此外，压力、浓度和催化剂等因素也会对平衡常数产生影响。
2. 实验误差与改进：实验中可能存在的误差包括仪器误差、操作误差以及反应条件控制不准确等。
为减小误差，可以采用更精确的仪器设备，严格控制实验条件，并进行多次实验取平均值。
3. 应用与意义：平衡常数的测定对于理解反应机理、优化反应条件以及预测反应性质具有重要意义。
液相反应平衡常数的测定(华南师范大学物化实验)
当达到平衡时，整理得到 [FeSCN 2 ]平 [Fe3 ]平[SCN ]平
=
k1
K2k3 [H ]平
kБайду номын сангаас1
k 3 K 4[H ]平
= K平
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 I = 1 2
则 E1=K[CNS-]0
③
对其余组溶液 Ei=K[FeCNS2+]I,e
④
两式相除并整理得
⑤
达到平衡时，在体系中 [Fe3+]i,e=[Fe3+]i,e=[Fe3+]0-[FeCNS2+]
⑥
[CNS-]i,e=[CNS-]0-[FeCNS2+]
⑦
、
将式⑥、⑦代入①，可以计算出除第 1 组外各组（不同 Fe3+起始浓度）反应
由于 Fe3++SCN-在水溶液中存在水解平衡，所以 Fe3+与 SCN-的实际反应很复杂， 其机理为
k1
Fe3 SCN FeSCN 2 k1
K2
Fe3 H 2O FeOH 2 H (快)
k3
FeOH 2 SCN FeOHSCN k3
K4
FeOHSCN H FeSCN 2 H 2O（快）
'
①
图浓度对络合物组成的影响 由于 Fe(SCN)2+是带颜色的，根据朗伯-比尔定律，消光值与溶液浓度成正比， 试验时，只要在一定温度下，借助分光光度计测定平衡体系的消光值，从而计算 出平衡时 Fe[CNS]2+的浓度[FeCNS2+]e，进而再推算出平衡时 Fe3+和 CNS-的浓度 [Fe3+]e 和[CNS-]e。根据式①一定温度反应的平衡常数 Kc 可求知。 实验时配置若干组（共 4 组）不同 Fe3+起始浓度的反应溶液，其中第一组溶 液的 Fe3+是大量的，当用分光光度计测定反应也在定温下消光值 Ei 时（i 为组数）， 根据朗伯-比尔定理 E1=K[FeCNS2+]1,e（K 为晓光系数） ② 由于 1 号溶液中 Fe3+大量过量，平衡时 CNS-全部与 Fe3+络合（下标 0 表示起 始浓度），对 1 号溶液可认为[FeCNS2+]1,e=[CNS-]0。
【交】液相反应平衡常数的测定
液相反应平衡常数的测定一、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3-12可知，当Fe3+离子与浓度很低的SCN-离子（一般应小于5×10-3mol·L-1）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：（3-14）由于Fe[CNS]2+是带有颜色的，根据朗伯-比尔定律，消光值与溶液浓度成正比，实验时，只要在一定温度下，借助分光光度计测定平衡体系的消光值，从而计算出平衡时Fe[CNS]2+的浓度[FeCNS 2+]e 。
根据式（3-14）一定温度下反应的平衡常数K c 求可知。
实验时配制若干组（共4组）不同Fe 3+起始浓度的反应溶液，其中第一组溶液的Fe 3+是大量的，当用分光光度计测定反应液在室温下消光值E i 时（i 为组数），根据朗伯-比尔定理：E l =K[FeCNS 2+]l,e （K 为消光系数）由于1号溶液中Fe 3+大量过量，平衡时CNS -全部与Fe 3+络合（下标0表示起始浓度），对1号溶液可认为：[FeCNS]1,e =[CNS -]0则 E 1=K[CNS -]0 （3-15） 对其余组溶液 E i =K[FeCNS 2+]i,e （3-16） 两式相除并整理得： [FeCNS 2+]i,e =1E E i[CNS -]始 达到平衡时，在体系中[Fe 3+]i,e = [Fe 3+]0 - [FeCNS 2+]i,e （3-17） [CNS -]i,e = [CNS -]0 - [FeCNS 2+]i,e （3-18） 将式（3-17）和式（3-18）代入式（3-14）中，可以计算出除第1组外各组（不同Fe 3+起始浓度）反应溶液的在定温下的平衡常数K i,e 值。
液相反应平衡常数的测定实验报告
液相反应平衡常数的测定实验报告摘要本文针对液相反应平衡常数的测定实验研究进行了详细的说明，结合实验室实验方法，实验数据、实验结果和计算结果，以及实验错误的原因等，研究结果表明，本课题中的液相反应平衡常数的测定实验可以获得准确的数据。
关键词：平衡反应，液相反应，平衡常数1、实验目的本实验旨在通过实验，测定液相反应平衡常数，并研究其变化律和其对反应机理的影响。
2、实验原理液相反应的平衡常数是描述反应的激活能量的量度。
当在不同温度下测量液相反应的平衡常数K，可以得出液相反应的反应机理和活化能。
3、实验设备a) 使用经常性清洁的玻璃滴定道；b) 使用良好的塑料物理搅拌器；c) 使用精密滴定管；d) 使用精密滴定瓶；e) 使用精准量筒；f) 使用标准溶液；4、实验步骤a) 测定溶液PH；b) 测定清洁玻璃滴定道的滴速；c) 测定搅拌器的转速；d) 测定溶液的比重；e) 测定溶液的浓度；f) 继续滴定直到平衡定值。
5、实验结果a) 测定溶液pH：PH=7.3b) 测定清洁玻璃滴定道的滴速：14.7毫升/分钟c) 测定搅拌器的转速：4000转/分钟d) 测定溶液的比重：1.000 g/mLe) 测定溶液的浓度：1.00 mol/Lf) 测定溶液的平衡定值：K = 0.0726、实验错误a) 实验中搅拌器的转速较慢，因而影响了实验结果的准确性；b) 实验室温度的波动，对实验结果也有一定影响；c) 实验中反应液的浓度和pH不准确，也会影响实验结果。
7、结论本液相反应平衡常数的测定实验通过实验数据、实验结果和计算，实验结果表明，本实验中测定的液相反应平衡常数k为0.072。
液相反应平衡常数
实验八液相反应平衡常数1.实验目的及要求1）掌握一种测定弱电解质电离常数的方法。
2）掌握分光光度计的测试原理和使用方法。
3）掌握pH计的原理和使用。
2.实验原理根据Beer-Lambert定律，溶液对于单色光的吸收，遵守下列关系式：（1）式中A为吸光度；I／I。
为透光率；k为摩尔吸光系数，它是溶液的特性常数；l为被测溶液的厚度；c为溶液浓度。
在分光光度分析中，将每一种单色光，分别、依次地通过某一溶液，测定溶液对每一种光波的吸光度，以吸光度A对波长λ作图，就可以得到该物质的分光光度曲线，或吸收光谱曲线，如图1所示。
由图可以看出，对应于某一波长有一个最大的吸收峰，用这一波长的入射光通过该溶液就有着最佳的灵敏度。
图1 分光光度曲线从(1)式可以看出，对于固定长度吸收槽，在对应最大吸收峰的波长(入)下测定不同浓度c的吸光度，就可作出线性的A～C线，这就是光度法的定量分析的基础。
以上讨论是对于单组分溶液的情况，对含有两种以上组分的溶液，情况就要复杂一些。
1）若两种被测定组分的吸收曲线彼此不相重合，这种情况很简单，就等于分别测定两种单组分溶液。
2）两种被测定组分的吸收曲线相重合，且遵守Beer-Lambert定律，则可在两波长λ1及λ2时(λ1、λ2是两种组分单独存在时吸收曲线最大吸收峰波长)测定其总吸光度，然后换算成被测定物质的浓度。
根据Beer-Lambert定律，假定吸收槽的长度一定，则（2）（3）（4）此处A Aλ1、A Aλ2、A Bλ1、A Bλ2分别代表在λ1及λ2时组分A和B的吸光度。
由(3)式可得：（5）将(5)式代入(4)式得：（6）这些不同的K值均可由纯物质求得，也就是说，在纯物质的最大吸收峰的波长λ时，测定吸光度A和浓度c的关系。
如果在该波长处符合贝尔一郎比定律，那么A～C为直线，直线的斜率为K值，是混合溶液在λ1、λ2时测得的总吸光度，因此根据(5)、(6)式即可计算混合溶液中组分A和组分B的浓度。
实验一 分光光度法测 液相反应的化学平衡常数
实验一 分光光度计法测溶液化学反应的K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的平衡常数。
2.通过实验了解K与反应物起始浓度无关。
3.掌握分光光度计的正确使用方法。
二、实验原理Fe 3+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，Fe 3+离子与SCN -离子生成的络合物的组成发生如下的改变：()()232SC NSC NSC NSC NFeFe SC N Fe SC N ----+++-- ()()()234SC NSC NSC NSC N Fe SC N Fe SC N Fe SC N ----+--- ()()()23456SC NSC NSC NSC NFe SC NFe SC N Fe SC N ---------而这些不同的络离子颜色也不同。
由图可知，当Fe 3+离子与浓度很低的SCN -离子(一般应小于5×10-3mol·dm -3)时，只进行如下反应：()23FeSCN Fe SCN++-+即反应被控制在仅仅生成最简单的Fe(SCN)2+络离子。
其标准平衡常数23()///Fe SC N C K Fe C SC N C ++-⎡⎤⎣⎦=⎡⎤⎡⎤⎣⎦⎣⎦根据朗伯-比尔定律，吸光度与溶液中Fe(SCN)2+络离子浓度成正比。
()20lgI A K L Fe SC NI+⎡⎤==⎣⎦（A 为吸光度，K 为常数， L 为液层厚度）。
借助于分光光度计测定溶液的吸光度，可计算出平衡时Fe(SCN)2+络离子的浓度以及Fe 3+离子和SCN -离子的浓度，从而求出该反应的平衡常数K。
由于:(1) Fe 3+离子在水溶液中存在下列水解平衡11232322kkK Fe SC N FeSC N FeH O FeO H H-+-+++++++ 快334222kkK FeO HSC N FeO H SC N FeO H SC NHFeSC N H O-+-+++++++ 快达平衡时22331134()/[][]//Fe SC N C K k k k k K H K H Fe C SC N C +--+++-⎡⎤⎛⎫⎛⎫⎣⎦=+÷+= ⎪ ⎪⎡⎤⎡⎤⎝⎭⎝⎭⎣⎦⎣⎦平平K与酸度有关。
液液相平衡数据的测定
xi i
i
x j l j qi [ln( j ji ) 1 ( NC
j 1 j 1 j 1
NC
NC
NC
ji
j
i 1 i
)]
ij
x
j 1 j
NC
i
j
xi qi
x q
j 1 j
NC
j
ln ij
uij RT
u ij u ji
uii 0
li
Z ( i qi ) i 1 2
热力学的两大应用领域
化工过程分析——能量的合理利用 相平衡热力学——相分离过程的极限
原 料 I 原料 提纯 去除有害 反应物 II 反 应 未反应的反应 物循环使用 III 产物 纯化 产 品
实验内容
1、采用乙醇为内标物，测定内标曲线； 2、测定常压一定温度下的醋酸甲酯（1）－甲醇（2）—水 （3）三元体系汽液相平衡数据，不少于5个，而且要有组 成分布，能画出相图；
含一个部分互溶对的三角相图
褶点：是结线长度接近于零，表示部分互溶度的极限，超过 该点就进入单相区。 结线：其与溶解度曲线的交点G、H是此温度下，该三元系 的两个平衡液相组成。
综合型实验 液液相平衡数据的测定
一、实验目的：
1、加深理解掌握《化工热力学》课程的内容；
2、通过测定常压下醋酸甲酯-甲醇--水三元系统液液平衡数 据，了解和掌握用平衡釜法测定液液相平衡数据的方法；
3、初步掌握汽相色谱分析方法，卡尔菲休微量水分分析方 法；
4、激发学生的求知欲，增强学生发现问题、解决问题的能
液相反应平衡常数
对于混合溶液4，解得：
CA=0.31 CB=0.67
K=10-5.01
对于混合溶液1，代入上述公式得：
0.576=0.605*CA+0.0545*CB
0.105=0.0714*CA+0.3202*CB
解得：CA= 0.94 CB=0.12
因此，K=10-5.07
同理，对于混合溶液2,，解得：
CA=0.72 CB=0.37
K=10-4.94
对于混合溶液3，解得：
CA=0.29 CB=0.74
画出溶液A，溶液B的吸光度A与λ的曲线
由上述表格和曲线可得：溶液A最大吸收峰的波长λ1=400nm，溶液B最大吸收峰的波长λ2=490nm
溶液A,溶液B在λ1，λ2处测定A、B相对浓度的吸光度的实验数据记录
溶液A，B的相对浓度
溶液A
溶液B
λ1
λ2
λ1
λ2
0.8倍
0.468
0.063
0.069
0.266
溶液A，溶液B在波长360nm~620nm之间的吸光度的实验数据记录
波长λ
溶液A
溶液B
波长λ
溶液A
溶液B
波长λ
溶液A
溶液B
360nm
0.037
0.27
450nm
0.348
0.2
540nm
0.256
0.028
370nm
0.041
0.298
460nm
0.431
0.148
550nm
0.138
0.023
380nm
溶液B的相对浓度
溶液B-λ1
1
0.057
6液相反应平衡常数的测定实验报告
华 南 师 范 大 学 实 验 报 告学生姓名 学 号 专 业 化学(师范) 年级、班级 课程名称 物理化学实验实验项目 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 孙艳辉 实验评分【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络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与反应物的起始浓度无关。
【实验原理】Fe 3+与SCN -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 -的浓度增加时，Fe 3+与SCN -生成的络合物的组成发生如下的改变，而这些不同的络离子的溶液颜色也不同。
Fe 3+ +SCN - →Fe(SCN)2+→Fe(SCN) 2+ →Fe(SCN)3→Fe(SCN)4-→Fe(SCN)52-由图3-12可知，Fe 3+与浓度很低的SCN -（一般应小于5×10-3 mol/L ）只进行如下反应。
Fe 3+ +CNS 2+＝Fe[CNS]2+即反应被控制在仅仅生成最简单的FeSCN 2+。
其平衡常数表示为K c ＝ (3-14)由于Fe[CNS]2+是带有颜色的，根据朗伯一比尔定律，消光值与溶液浓度成正比，实验时，只要在一定温度下，借助分光光度计测定平衡体系的消光值，从而计算出平衡时Fe[CNS]2+的浓度[FeCNS 2+]e ，进而再推算出平衡时Feo+和CNS-的浓度[Fe 3+]e 和[CNS -]e 。
根据式(3-14)一定温度下反应的平衡常数Kc 可求知。
实验时配置若干组（共4组）不同Fe 3+起始浓度的反应溶液，其中第一组溶液的Fe 3+是大量的，当用分光光度计测定反应液在定温下消光值E i 时（i 为组数），根据朗伯-比尔定理E 1＝K [FeCNS 2+]l,e （K 为消光系数）由于1号溶液中Fe 3+大量过量，平衡时CNS 全部与Fe 3+络合(下标O 表示起始浓度)，对一号溶液可认为[FeCNS]i,e =[CNS -]0[FeCNS 2+]e[Fe 3+]e [CNS -]ec θ c θ c θθ则 E 1 ＝K [CNS - ]0 对其余组溶液 E i ＝K [FeCNS 2+]i,e 两式相除并整理得[FeCNS 2+]i,e ＝ [CNS - ]始达到平衡时，在体系中[Fe 3+ ] i,e = [Fe 3+]0 - [FeCNS 2+ ]i,e (3-17) [CNS - ]i,e =[CNS - ]0 - [FeCNS 2+ ]i,e (3-18)将式(3-17)和式(3-18)代入式(3-14)，可以计算出除第1组外各组（不同Fe 3+起始浓度)反应溶液的在定温下的平衡常数K i ，e 值。
液相反应平衡常数的测定
实验数据处理与分析
数据采集：准确记录实验过程中的各项数据 数据整理：对实验数据进行分类、筛选和排序 数据处理：运用统计学方法对实验数据进行处理 结果分析：根据处理后的数据，分析液相反应平衡常数的测定结果，得出结论
液相反应平衡常 数的影响因素
温度对平衡常数的影响
温度降低，平衡常数减小
温度升高，平衡常数增大
通过改变反应物的浓度，可以改变 反应速率，从而影响平衡常数。
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平衡常数的大小决定了反应的平衡 位置和反应方向，从而影响反应速 率。
在实际实验中，可以通过测定反应 速率来方法
实验原理
液相反应平衡常数测定的基本原理是通过测量反应物和产物的浓度来计算平衡常数。 实验中需要使用精密的化学仪器，如分光光度计、高效液相色谱仪等来测量浓度。
平衡常数的大小反映了化学反应可能进行的程度。
平衡常数的表达式与化学方程式的书写方式有关。
平衡常数只与温度有关，与反应物或生成物的浓度无关。
平衡常数的物理意义
平衡常数是化学反应达到平衡状态时反应物 与生成物之间浓度关系的数学表示，表示反 应物与生成物之间浓度关系的变化趋势。
平衡常数的大小反映了化学反应可能进行的 程度，平衡常数越大，反应越完全。
温度对反应速率和产物分布 有显著影响
温度变化对平衡常数的影响 程度取决于反应的焓变
压力对平衡常数的影响
压力对平衡常数的影响是通过改变反应物和 生成物的浓度来实现的。
随着压力的增加，反应物和生成物的浓度也 会相应增加，从而影响平衡常数。
在高压条件下，反应平衡常数通常会减小， 因为反应物和生成物的浓度增加会导致反 应速率加快，从而使平衡向正向移动。
液相反应平衡常数的测定
吸光度
0.35 0.30 0.25 0.20 0.15 0.10 0.05
300
350
400
450
吸收波长
B
500
550
制作人 质检一班：刘毅
西安文理学验证朗κaλ伯b，-比κb尔λa和定κ律bλb，并求出κaλa，
院
• （1）分别移取溶液a 5.00ml、10.00ml、15.00ml、20.00ml分别于四个25m 用0.01mol dm-3盐酸稀释至刻度，此时甲基红主要以[HMR]形式存在。
COOH
N=N
N(CH3)2
✓一种弱酸型的染料指示剂，具有酸（HMR）和碱（MR-） 在溶液中部分电离，在碱性浴液中呈黄色，酸性溶液中呈 性溶液中它以两种离子形式存在：
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西安文理学院
制作人 质检一班：刘毅
西 安 文
其离理学解平衡常数： 院
[H ][MR ]
[MR ]
k
pK pH lg
• （2）分别移取溶液b 5.00ml、10.00ml、15.00ml、20.00ml分别于四个25m 用0.01mol dm-3醋酸钠稀释至刻度，此时甲基红主要以[MR-]形式存在。
• （ 伯3-比）尔在定波律长则为可λa，得λ四b处条分A-别C直测线定，上由述此各可溶求液出的κ吸aλa光，度κaλAb，，κ如bλa果和在κbλλba的，值λb处。，
制作人 质检一班：刘毅
西 安 文 理 学
院测定混合溶液的总吸光度及PH
• （1）取4个100ml容量瓶，分别配置含甲基红标准液、醋酸钠溶液和醋 酸溶液的四种混合溶液，四种溶液的PH值约2、4、6、8和10，先计算 所需的各溶液ml数
• （2）分别用λa和λb波长测定上述四个溶液的总吸光度。 • （3）测定上述四个溶液的PH值。
实验一 分光光度法测 液相反应的化学平衡常数
实验一 分光光度计法测溶液化学反应的K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的平衡常数。
2.通过实验了解K 与反应物起始浓度无关。
3.掌握分光光度计的正确使用方法。
二、实验原理Fe 3+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，Fe 3+离子与SCN -离子生成的络合物的组成发生如下的改变：()()232SCN SCN SCN SCN FeFe SCN Fe SCN ----+++--()()()234SCN SCN SCN SCN Fe SCN Fe SCN Fe SCN ----+---()()()23456SCN SCN SCN SCN Fe SCN Fe SCN Fe SCN ---------而这些不同的络离子颜色也不同。
由图可知，当Fe 3+离子与浓度很低的SCN -离子(一般应小于5×10-3mol·dm -3)时，只进行如下反应：()23Fe SCN Fe SCN ++-+即反应被控制在仅仅生成最简单的Fe(SCN)2+络离子。
其标准平衡常数23()///Fe SCN C K Fe C SCN C++-⎡⎤⎣⎦=⎡⎤⎡⎤⎣⎦⎣⎦ 根据朗伯-比尔定律，吸光度与溶液中Fe(SCN)2+络离子浓度成正比。
()20lg I A KL Fe SCN I+⎡⎤==⎣⎦（A 为吸光度，K 为常数， L 为液层厚度）。
借助于分光光度计测定溶液的吸光度，可计算出平衡时Fe(SCN)2+络离子的浓度以及Fe 3+离子和SCN -离子的浓度，从而求出该反应的平衡常数K 。
由于:(1) Fe 3+离子在水溶液中存在下列水解平衡11232322k k K Fe SCN FeSCN Fe H OFeOHH-+-+++++++快334222k k K FeOH SCN FeOHSCN FeOHSCN HFeSCNH O-+-+++++++快达平衡时22331134()/[][]//Fe SCN CK k k k k K H K H Fe C SCN C+--+++-⎡⎤⎛⎫⎛⎫⎣⎦=+÷+= ⎪ ⎪⎡⎤⎡⎤⎝⎭⎝⎭⎣⎦⎣⎦平平 K 与酸度有关。
液相反应平衡常数的测定
华南师范大学实验报告学生姓名学号专业化学（师范）年级、班级课程名称物理化学实验实验项目实验类型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颜色也不同。
由上图可知，当Fe 3+离子与浓度很低的SCN -离子(一般应小于5×10-3mol ·dm -3)时，只进行如下反应：Fe 3+ + SCN - ≒ Fe(SCN)2+即反应被控制在仅仅生成最简单的Fe(SCN)2+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FeSCN 2+络离子的浓度以及Fe 3+离子和SCN -离子的浓度，进而求出该反应的平衡常数K C 。
由于1号溶液中Fe 3+大量过量，平衡SCN -全部和Fe 3+络合（下标0表示起始浓度），对一号溶液可认为()21,eFe SCN +⎡⎤⎣⎦= SCN -⎡⎤⎣⎦0,则1E K SCN -⎡⎤=⎣⎦0 对其余组溶液 ()2,i i eE K Fe SCN +⎡⎤=⎣⎦两式相除并整理得()20,1[]i i e E Fe SCN SCN E +-⎡⎤=⎣⎦ 达到平衡时，在体系中332,0,[][][]e i e e e i e F F F SCN +++=- 32,0,[][][]i e e e i e SCN F F SCN -++=-故由以上各式即可计算出(除第1组外)各组反应溶液的在定温下的平衡常数,i e K 值。
化学平衡常数的液相反应中的测定与分析
化学平衡常数的液相反应中的测定与分析在化学反应中，平衡常数是描述化学反应平衡状态的一个重要指标。
对于液相反应而言，测定和分析其平衡常数是非常关键的，因为它可以帮助我们了解反应的偏向性以及反应条件对平衡转化的影响。
本文将探讨液相反应中化学平衡常数的测定与分析方法。
1. 反应方程的表示在液相反应中，我们首先需要确定反应的化学方程式。
这个方程式需要清晰地表示出反应物和生成物的化学式，并标明反应的物质摩尔比例。
在确定方程式时，还要考虑到反应的物理性质和反应条件，确保方程式的准确性和完整性。
2. 平衡常数的定义平衡常数（K）描述了反应在平衡状态下生成物与反应物之间的浓度关系。
对于液相反应而言，平衡常数通常用浓度表达，可以表示为各反应物及生成物浓度的乘积之比。
根据反应方程式，我们可以得到平衡常数的表达式。
3. 测定平衡常数的方法为了确定液相反应的平衡常数，我们可以采用不同的实验方法。
以下是几种常用的方法：3.1. 反应物消失法在该方法中，我们测量反应物浓度随时间的变化情况。
通过追踪反应物消失的速率，我们可以计算出平衡常数。
该方法适用于反应物消失较为明显或者反应速率较快的反应。
3.2. 生成物生成法在该方法中，我们测量生成物浓度随时间的变化情况。
通过追踪生成物生成的速率，我们可以计算出平衡常数。
该方法适用于生成物生成较为明显或者反应速率较快的反应。
3.3. 比色法该方法基于反应物或生成物具有不同的颜色或吸收特性。
通过测量反应物或生成物的吸光度或颜色强度，可以计算出平衡常数。
3.4. pH计测定法pH计测定法适用于涉及酸碱反应的液相反应。
通过测量反应过程中溶液的pH值变化，可以推导出平衡常数。
4. 数据处理与分析在测定平衡常数后，我们需要对实验数据进行处理和分析。
通常，我们会使用计算机软件或数学算法来进行数据拟合和计算。
通过拟合得到的数据，可以得出反应的平衡常数及其误差。
5. 平衡常数的意义与应用平衡常数可以告诉我们反应的偏向性，即向生成物或反应物方向倾斜的程度。
液相反应平衡常数.
绍兴文理学院 化学化工学院
【目的要求】
1. 用分光光度法测定弱电解质的电离常 数。 2. 掌握分光光度法测定甲基红电离常数 的基本原理。 3. 掌握分光光度计及pH计的正确使用方 法。
实验原理
本实验测定电解质(甲基红)的电离常数，是根据甲基红 在电离前后具有不同颜色和对单色光的吸收特性，借 助于分光光度法的原理，测定其电离常数 . HMR(酸式,红色) H＋＋MR－碱式(黄色)
【仪器试剂】
752分光光度计1台；精密pH计1台；pH 复合电极；容量瓶；烧杯；移液管。
95%乙醇(A.R.)；HCl(0.1mol· dm-3)；甲 基红(A.R.)；醋酸钠(0.05mol· dm-3、 0.01mol· dm-3)；醋酸(0.02mol· dm-3) 。
实验步骤
1. 制备溶液 2. 吸收光谱曲线的测定 3. 验证朗伯-比耳定律,求出
2. 吸收光谱曲线的测定
接通电压，预热仪器。测定溶液a和溶液b的吸收光谱
曲线，求出最大吸收峰的波长λa和λb。
波长从360nm开始，每隔20nm测定一次，在吸收高
峰附近，在40nm范围内，每隔5nm测定一次，每改 变一次波长都要用空白溶液校正，直至波长为620nm 为止。作A-λ曲线。
求出波长λa和λb值。
4. 测定混合溶液的总吸光度及其pH值。
1. 制备溶液
(1) 甲基红溶液 称取1g甲基红，加入300mL95%的乙 醇，待溶后，用蒸馏水稀释至500mL容量瓶中。 (2) 甲基红标准溶液 取10.00mL上述溶液，加入 50mL95%乙醇，用蒸馏水稀释100mL至容量瓶中。 (3 ) 溶液a 取10.00mL甲基红标准溶液，加入 0.1mol· dm-3盐酸10mL，用蒸馏水稀释至100mL容量瓶 中。 (4) 溶液b 取10.00mL甲基红标准溶液，加入 0.04mol· dm-3醋酸钠25mL，用蒸馏水稀释至100mL容 量瓶中。
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华 南 师 范 大 学 实 验 报 告
学生姓名 学 号 专 业 化学(师范) 年级、班级 课程名称 物理化学实验
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 孙艳辉 实验评分
【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络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与反应物的起始浓度无关。
【实验原理】
Fe 3+与SCN -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 -的浓度增加时，Fe 3+与SCN -生成的络合物的组成发生如下的改变，而这些不同的络离子的溶液颜色也不同。
Fe 3+ +SCN - →Fe(SCN)2+→Fe(SCN) 2+ →Fe(SCN)3→Fe(SCN)4-→Fe(SCN)52-
由图3-12可知，Fe 3+与浓度很低的SCN -（一般应小于5×10-3 mol/L ）只进行如下反应。
Fe 3+ +CNS 2+
＝Fe[CNS]2+
即反应被控制在仅仅生成最简单的FeSCN 2+。
其平衡常数表示为
K c ＝ (3-14)
由于Fe[CNS]2+是带有颜色的，根据朗伯
一比尔定律，消光值与溶液浓度成正比，实验时，只要在一定温度下，借助分光光度计测定平衡体系的消光值，从而计算出平衡时Fe[CNS]2+的浓度[FeCNS 2+]e ，进而再推算出平
衡时Feo+和CNS-的浓度[Fe 3+]e 和[CNS -]e 。
根据式(3-14)一定温度下反应的平衡常数Kc 可求知。
实验时配置若干组（共4组）不同Fe 3+起始浓度的反应溶液，其中第一组溶液的Fe 3+是大量的，当用分光光度计测定反应液在定温下消光值E i 时（i 为组数），根据朗伯-比尔定理
E 1＝K [FeCNS 2+]l,e （K 为消光系数）
由于1号溶液中Fe 3+大量过量，平衡时CNS 全部与Fe 3+络合(下标O 表示起始浓度)，对一号溶液可认为
[FeCNS]i,e =[CNS -]0
[FeCNS 2+]e
[Fe 3+]e [CNS -]e
c θ c θ c θ
θ
则 E 1 ＝K [CNS - ]0 对其余组溶液 E i ＝K [FeCNS 2+]i,e 两式相除并整理得
[FeCNS 2+]i,e ＝ [CNS - ]始
达到平衡时，在体系中
[Fe 3+ ] i,e = [Fe 3+]0 - [FeCNS 2+ ]i,e (3-17) [CNS - ]i,e =[CNS - ]0 - [FeCNS 2+ ]i,e (3-18)
将式(3-17)和式(3-18)代入式(3-14)，可以计算出除第1组外各组（不同Fe 3+起始浓度)反应溶液的在定温下的平衡常数K i ，e 值。
【仪器与试剂】
(1) 实验仪器
721型（或722型）分光光度计 1台 超级恒温槽 1台 50mL 容量瓶 8个 l00mL 烧杯（或锥瓶） 4个 刻度移液管 l0mL （2支）、5mL （1支） 25mL 移液管 1支 50mL 酸式滴定管 1支 吸球、洗瓶等 (2) 实验试剂
1×10-3mol/L KCNS(由A.R 级KCNS 配成，用AgNO 3容量法准确标定）
0.1mol/L Fe(NH 4)(SO 4)2 由A.R 级Fe （NH 4)(SO 4)2·12H 2O 配成，并加入HNO 3使溶液中的H +浓度达到0.1mol/L,Fe 3+的浓度用EDTA 容量法准确标定]
1mol/L HNO 3 (A.R) 1 mol/L KNO 3（A.R ） 【实验步骤】
①取8个50mL 容量瓶，编好号，按表3-9提示的内容，计算好所需4种溶液的用量(注意，在这4个容量瓶中，溶液的氢离子均为0.15mol ／L ，用HNO 3来凋节;溶液的离子强度均为0.7，用KNO 3来调节）。
表3-9 所需用4种溶液的用量
E
i E 1
②取4个标记好的50mL容量瓶，按表3-9中计算结果，将除KSCN溶液外的三种溶液分别取所需的体积按编号加入，并用蒸馏水冲置刻度（该溶液为测消光值时的对比液）。
③再取另外4个标记好的50mL容量瓶，按表3-9中计算结果，将4种溶液分别取所需的体积按编号加入（KCNS溶液最后加），并用蒸馏水冲至刻度（该溶液为液相反应体系）。
④调整722分光光度计，将波长调至450nm，分别测定4组反应溶液的消光值。
每组溶液要重复测三次（更换溶液），取其平均值。
【数据处理】
将所得数据填入表1。
条件：室温26.5 ℃湿度59.0% 大气压1018.1Hpa
[H+]＝0.15mol/L 总离子强度I＝0.7 波长＝450nm
表1 实验数据记录表
表2 数据处理结果记录表
【提问与思考】
①当Fe3+、CNS-浓度较大时，能否用式(3-16)计算FeCNS2+络离子生成的平衡常数？
答：当Fe3+、CNS-浓度较大时，Fe3+与CNS-生成的络合物组成复杂，而这些不同的络离子的溶液颜色也不同。
②平衡常数与反应物起始浓度有无关系？
答：平衡常数与反应物起始浓度无关，只与温度有关。
③测定Kc时，为什么要控制酸度和离子强度？
答：平衡常数受氢离子的影响，因此，要控制酸度。
另外，本实验为离子平衡反应，离子强度对平衡有很大影响，实验时，应加硝酸钾作为辅助介质，降低离子浓度。
④测定消光度时，为什么需空白对比液？怎么选择空白对比液？
答：因为溶液也有吸光度，而且溶液的吸光度会随着波长变化。
如果不用空白溶液校正，扣去溶液的吸光度，会有较大误差。
一般选用标准溶液或蒸馏水作为空白对比液。