液相反应平衡常数的测定
化学反应平衡与平衡常数计算
化学反应平衡与平衡常数计算化学反应平衡是指在化学反应过程中，反应物与生成物的浓度达到一定数值时，反应停止，此时前后两侧的反应物与生成物的浓度不再发生变化，称为反应达到平衡。
平衡时，反应物与生成物之间的摩尔比例称为平衡常数，用K表示，根据化学实验数据可以计算得出。
平衡常数的计算方法取决于反应方程式的类型。
以下是几种常见的反应类型及对应的平衡常数计算方法：1.气相反应对于一般的气态反应 aA + bB ⇌ cC + dD，平衡常数K的计算公式为 K = ([C]^c[D]^d) / ([A]^a[B]^b)。
其中，方括号表示物质的浓度，小写字母表示对应物质的系数。
2.液相反应对于一般的溶液反应 aA + bB ⇌ cC + dD，平衡常数K的计算公式为 K = ([C]^c[D]^d) / ([A]^a[B]^b)。
与气相反应的计算方法相同。
3.溶解度反应溶解度反应是指固体物质在溶液中溶解或从溶液中析出的反应。
溶解度反应的平衡常数通常用溶解度积（solubility product）K_sp来表示。
对于晶体的溶解反应 aA(s) ⇌ cC(aq) + dD(aq)，平衡常数K_sp的计算公式为 K_sp = [C]^c[D]^d。
4.酸碱反应酸碱反应的平衡常数通常用酸解离常数（acid dissociation constant）Ka或碱解离常数（base dissociation constant）Kb来表示。
以酸解离为例，对于酸解离反应 HA ⇌ H+ + A-，平衡常数Ka的计算公式为 Ka = [H+][A-] / [HA]。
需要注意的是，平衡常数K的大小可以反映反应的方向性。
当K >1时，反应偏向生成物的一侧；当K < 1时，反应偏向反应物的一侧；当K = 1时，反应物与生成物浓度相等。
除了使用计算公式外，还可以通过实验方法来测定平衡常数。
通过控制反应物浓度、反应温度等条件，可以观察到平衡态下反应物与生成物的浓度变化，从而计算得到平衡常数的数值。
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。
液相反应平衡常数的测定(华南师范大学物化实验)
华南师范大学实验报告液相反映平衡常数旳测定一、实验目旳(１)运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映旳平衡常数。
(2）通过实验理解热力学平衡常数与反映物旳起始浓度无关。
二、实验原理Ｆｅ3+与ＳCN-在溶液中可生成一系列络离子,并共存于同一种平衡体系中。
当SCＮ－旳浓度增长时,Ｆe3+与ＳCＮ-生成旳络合物旳构成发生如下旳变化，而这些不同旳络离子旳溶液颜色也不同。
Ｆe3++SCN－→Ｆｅ(SCN)２+→Fe（SCN）2+→Fe（SCＮ)3→Fe（SCN）-→Fe(SＣN)52-4由图１可知，Fe3+与浓度很低旳SCN-（一般应不不小于5×1０-3mol/L）只进行如下反映。
Fe３++ＣNＳ-===Ｆｅ[CＮS]2＋即反映被控制在仅仅生成最简朴旳FeSCN3+。
其平衡常数为①图１.SCN-浓度对络合物构成旳影响由于Fe(SCＮ)2+是带颜色旳,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旳消光值，从而计算出平衡时Fe[CＮS]２+旳浓度[FeＣNＳ2+］e,进而再推算出平衡时Fe3+和CNS-旳浓度［Fe3+]e和［ＣNS-]ｅ。
根据式①一定温度反映旳平衡常数K c可求知。
实验时配备若干组（共4组)不同Fe3＋起始浓度旳反映溶液，其中第一组溶液旳Fｅ3＋是大量旳,当用分光光度计测定反映也在定温下消光值E i时(i为组数),根据朗伯－比尔定理E1＝K［FeCＮＳ2+］1，(Ｋ为晓光系数) ②e由于１号溶液中Fe3+大量过量，平衡时CNS－所有与Fe3+络合（下标０表达起始浓度)，对1号溶液可觉得[ＦeCＮS2+］1，e=[CNS-]0。
则E1=Ｋ[ＣＮS－]０③对其他组溶液Ｅi=K[ＦeＣＮＳ2+]I,ｅ④两式相除并整顿得⑤达到平衡时，在体系中[Ｆe3＋]i,e=[Fe３+]i,e＝［Fｅ3+］0-［ＦeCNS2＋]i.e⑥[CNＳ-]ｉ,e=[CＮS-]０－[FeC ＮＳ2+]i.e⑦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）反映溶液旳在定温下旳平衡常数Ｋi，e=值。
化学反应的平衡常数测定方法
化学反应的平衡常数测定方法化学反应的平衡常数是指在一定温度下，反应物和生成物浓度之间的比例关系。
平衡常数的大小决定了反应物和生成物之间的平衡位置，以及反应进行到何种程度。
测定平衡常数的方法有很多种，下面将介绍几种常见的方法。
一、电动势法电动势法是常用的测定平衡常数的方法之一。
它利用电化学电池中正极和负极之间的电势差与平衡常数之间存在一定的关系。
具体操作是将反应物加入到电化学电池的反应槽中，然后测量电池正极和负极之间的电势差。
根据Nernst方程，可以得到平衡常数与电势差之间的关系。
二、色度法色度法是另一种常用的测定平衡常数的方法。
它利用反应物或生成物的颜色与其浓度之间存在一定的关系。
具体操作是将某种可滴定的试剂加入到反应物中，然后用滴定剂滴定，直至出现颜色的变化。
根据滴定结束时滴定剂溶液的体积和浓度，可以计算出反应物或生成物的浓度，进而得到平衡常数。
三、比色法比色法是一种利用溶液的吸光度与溶液浓度之间的关系来测定平衡常数的方法。
具体操作是将反应物溶液或生成物溶液分别置于比色皿中，然后用紫外可见光谱仪测量其吸光度。
根据光谱数据，可以通过比色定律计算出溶液的浓度，进而得到平衡常数。
四、摩尔分数法摩尔分数法是一种利用反应物和生成物的摩尔分数与平衡常数之间存在一定的关系来测定平衡常数的方法。
具体操作是将反应物和生成物的摩尔分数分别测定出来，然后根据化学方程式和平衡常数的定义，可以计算出平衡常数的值。
除了上述几种方法外，还有气相色谱法、液相色谱法、质谱法等等可以用于测定平衡常数的方法。
不同的方法适用于不同类型的反应。
在选择测定方法时，需要考虑反应物和生成物的性质、实验条件以及仪器设备的可用性等因素。
总之，测定平衡常数是化学研究中非常重要的一项工作。
通过准确测定平衡常数，我们可以更好地理解和控制化学反应过程，为化学工业的发展提供科学依据。
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。
化学反应中的平衡常数测定方法
化学反应中的平衡常数测定方法化学反应平衡常数是描述反应在平衡态时物质浓度的数值。
它是理解反应物质转化程度和反应条件对反应平衡的影响的重要参数。
本文将介绍几种常用的化学反应平衡常数测定方法。
一、液相平衡常数测定方法1. 酸碱滴定法酸碱滴定法适用于酸碱中和反应。
首先，将酸或碱溶液与一定量的指示剂混合，然后滴加对应的酸或碱溶液，直到指示剂颜色发生变化，记录滴加的酸或碱溶液的体积。
通过体积比例可以确定酸碱反应平衡时的物质浓度比例，从而计算平衡常数。
2. 比色法比色法适用于反应物和产物在反应溶液中有明显的颜色差异的反应。
通过光谱仪或分光光度计测定反应溶液在特定波长下的吸光度，利用反射率与溶液中物质浓度之间的定量关系，可以计算出平衡常数。
二、气相平衡常数测定方法1. 压力法压力法适用于气体反应。
在恒定温度下，将反应物加入容器，测量容器内的压力。
反应达到平衡后，根据部分压力与摩尔比例之间的关系，可以计算出平衡常数。
2. 体积法体积法通常用于液体蒸气压上涨反应。
将反应物和辅助剂加入封闭的容器中，反应平衡后测量体积。
根据反应物与产物之间的摩尔比例，可以计算出平衡常数。
三、计算机模拟方法计算机模拟方法是利用计算机技术和物理化学理论模型对化学反应进行模拟和计算。
通过建立化学反应的动力学方程和平衡常数方程，采用数值计算方法求解，可以得到平衡常数的数值。
四、温度法可以利用温度对平衡常数的影响进行测定。
在不同的温度下进行反应，通过测量平衡时物质浓度或压力的变化，推导出平衡常数随温度的变化关系，从而得到真实的平衡常数。
总结：化学反应中的平衡常数测定方法有液相平衡常数测定方法、气相平衡常数测定方法、计算机模拟方法和温度法。
不同的反应系统和实验条件下，可以选择适合的方法进行测定。
这些方法提供了测定平衡常数的有效手段，可以帮助我们更好地理解化学反应平衡，并为相关工业过程和实验研究提供指导。
对于化学工作者来说，掌握和应用这些测定方法是十分重要的。
【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。
化学平衡常数的测定方法
化学平衡常数的测定方法化学平衡常数是描述化学反应中物质组成达到稳定状态的情况的量化指标。
对于给定的化学反应，平衡常数可以告诉我们反应物与生成物之间的浓度或压力之间的定量关系。
测定化学平衡常数的方法有多种途径，下面将介绍几种常用的方法。
一、色谱法色谱法是一种常用于测定气体或液体体系平衡常数的方法。
它基于物质在固定相和流动相之间的相互作用差异，通过分离和检测样品中不同成分的相对浓度来确定平衡常数。
色谱法可以使用气相色谱或液相色谱的原理，根据不同物质的分配系数和保留时间，计算出平衡常数的值。
二、测定物质浓度差异法这种方法是通过测定反应物和生成物在反应体系中的浓度差异，从而反推出平衡常数。
测定物质浓度差异法可以使用各种分析技术，如光谱法、色谱法、电化学方法等，通过测定反应物和生成物的浓度或浓度差异，计算平衡常数。
三、压力差异法当涉及到气体反应体系时，可以利用压力差异来测定平衡常数。
这种方法通常使用压力传感器测量反应体系中反应物和生成物的压力差异，并通过与已知平衡常数的对比来计算未知反应体系的平衡常数值。
四、电化学方法电化学方法是通过测量化学反应体系在电化学条件下的电势差来确定平衡常数。
例如，可以使用电池电解法、电导法或电位滴定法等技术，通过测定电流的强度、电位的变化或电导率的变化来计算平衡常数。
五、温度变化法温度变化法是基于平衡常数与温度的关系来测定平衡常数的方法。
通过在不同温度下测定反应体系的平衡常数，得到平衡常数与温度的定量关系式，从而确定未知温度下的平衡常数。
六、计算机模拟法计算机模拟法是一种基于理论计算的方法，通过建立反应动力学模型和能量平衡模型，利用计算机模拟反应体系的行为来计算平衡常数。
这种方法适用于复杂的反应体系，可以通过模拟不同条件下的反应来获得平衡常数。
以上介绍了几种常用的方法来测定化学平衡常数。
在实际应用中，选择适合的方法取决于反应体系的性质、测定条件以及实验仪器的可用性。
通过准确测定化学平衡常数，可以更好地理解和控制化学反应，为实际应用中的反应条件优化和工艺改进提供参考依据。
化学反应的热力学平衡常数测定方法
化学反应的热力学平衡常数测定方法热力学平衡常数是反映化学反应平衡状态的重要参数，它与反应物浓度与反应物之间的关系密切相关。
本文将介绍几种常见的测定化学反应热力学平衡常数的方法，包括气相法、液相法和电化学法。
一、气相法气相法是一种常用且较为简便的测定热力学平衡常数的方法。
该方法适用于可在气相中自由反应的反应体系。
其中，重要的一个实验装置是平衡反应室，可以通过调节温度和反应物浓度来实现反应的平衡。
通过实验测定不同温度下反应体系中各个组分的分压或分子浓度，结合平衡常数的定义式，可以计算得出热力学平衡常数。
二、液相法液相法适用于反应速度较慢或反应物不易在气相中自由反应的反应体系。
该方法通过测定溶液反应中各组分的浓度来计算热力学平衡常数。
首先，将反应物加入混合溶液中，在较长时间内保持反应，使反应达到平衡。
之后，通过测定各组分的浓度或浓度变化来计算平衡常数。
值得注意的是，这种方法需要精确地测量反应物和产物的浓度，因此在实验操作时应注意使用准确的仪器和方法。
三、电化学法电化学法是一种通过测定电极电势来测定热力学平衡常数的方法。
该方法常用于涉及电子转移的反应体系。
实验中，使用合适的电极（如玻璃电极、铂电极、水银电极等）测定反应体系中的电势，利用电势与反应物浓度之间的关系，可以得到热力学平衡常数。
电化学法适用于测定平衡常数较小或难以通过其他方法测定的反应体系。
综上所述，测定化学反应的热力学平衡常数有多种方法可供选择，包括气相法、液相法和电化学法。
根据反应体系的不同，选择合适的方法进行测定，可以得到准确可靠的热力学平衡常数。
在实验操作中，需要注意仪器的准确性和实验条件的稳定性，以保证实验结果的可靠性。
通过研究和测定热力学平衡常数，可以更好地理解和掌握化学反应的平衡状态及相关的热力学性质。
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物理化学实验习题及答案
物理化学实验习题及答案2013-01-14 00:08恒温槽的性能测试习题：一、优良的恒温槽应具备那些条件二、电热器功率过大有何缺点三、接触温度计可否当温度计用四、恒温槽灵敏度过低,又 T ——t 曲线有何影响五、欲提高恒温槽的灵敏度,有那些途径六、电子继电器的工作原理,起何作用H 2O 2分解反应速率常数的测定习题：一、为什么反应开始不立即收集氧气,而要在反应进行一段时间后再收集氧气进行测定二、读取氧气体积时量气管及水准瓶中水面处于同一水平位置的作用 何在三、反应过程中为什么要匀速搅拌 匀速搅拌对测定结果会产生怎 的影响四、H 2O 2和KI 溶液的初始浓度对实验结果是否有影响 应根据什么 条件选择它们弱电解质电离常数的测定—分光光度法习题：一、在配置溶液时,加入HCl、HAc和NaAc溶液各起什么作用二、溶液A和溶液B的起始浓度,是否一定要相同液相反应平衡常数的测定习题：一,引起本实验误差的可能因素是什么二,你认为如何提高本实验的精度三,如Fe3+,SCN-离子浓度较大时,则不能按公式来计算Kc的值,为什么四,为什么可用FeSCN2+与消光度比乘SCN-计算FeSCN2+平电导法测定弱电解质电离常数习题：1.测定金属与电解质溶液电阻的方法有何不同为什么测定溶液电阻要用交流电源2.测定溶液电导时为什么要恒温3.为什么交流电源通常选择在约1000/s,如为了防止极化,频率高一些,不更好吗试权衡利弊.乙醇---环己烷溶液的折射率-组成曲线的绘制习题：一、在测定中,溶液过热或分馏不彻底将使得相图图形发生什么变化二、做乙醇—环己烷溶液的折光率-组成曲线目的时什么三、每次加入蒸馏瓶中的环己烷或乙醇是否安记录表规定的精确值来进行四、如何判断气-液相达到平衡状态T g=T l搜集气相冷凝液的小球大小对实验结果有无影响五、测定纯物质的沸点时,为什么要求蒸馏瓶必须是干燥的测混合液的沸点与组成可不必洗净,为什么六、平衡时,气液两相温度应不应该一样怎么防止有温度差异七、我们测得的沸点与标准的大气压的沸点是否一样旋光法测定蔗糖转化反应的速率常数习题：一、在测量蔗糖转化速率常数时,选用长的旋光管好还是短的旋光管好二、为什么可用蒸馏水来校正旋光仪的零点三、在旋光度的测量中为什么要对零点进行校正在本实验中,若不进行校正,对结果是否有影响四、使用旋光仪时以三分视野消失且较暗的位置读数,能否以三分视野消失且较亮的位置读数哪种方法更好静态法测定液体饱和蒸汽压习题:一、静态法测定液体饱和蒸汽压的原理二、能否在加热情况下检查是否漏气三、如何让判断等压计中试样球与等压时间空气已全部排出如未排尽空气对实验有何影响四、实验时抽气和漏入空气的速度应如何控制为什么五、升温时如液体急剧汽化,应如何处理六、每次测定前是否需要重新抽气七、等压计的U型管内所贮液体有何作用答案恒温槽的性能测试一、答：1、热容量要大一些;2、加热器的导热性能好,而且功率要适当;3、搅拌要强烈而均匀;4、接触温度计和控制器动作灵敏;5、接触温度计,搅拌器和加热器要适当靠近一些;二、答：电热器功率过大会造成恒温介质受热不均匀,这样温度计测的温度比恒温介质高,影响恒温槽的性能;三、答：可以,接触温度计是一支可以导电的特殊水银温度计;四、答：这样会造所测温度最大值与最小植之差很大,说明它的恒 温性能差;五、答：1、把恒温糙各部件调节到合适的状态下;2、合理的布置恒温槽各部件的位置;3、合理的操作恒温槽仪器;4、恒温槽的灵敏度与环境温度有关;六、答：温度控制器常用继电器和控制器组成,从接触温度计发来的信号经控制电路放大后,推动继电器去开关电热器;H 2O 2分解反应速率常数的测定一、答：因为一开始排出来的气体是实验管道中的空气,而不是反应生成的氧气,故立即收集会降低实验的准确性;二、答：可以保持内外气压相同,有利于收集气体;三、答：一方面可以加速反应进程,另一方面可以使反应进度得到适当的控制,便于观察;四、答：有影响;浓度会影响反应速度,浓度越高反应速度越快;应选择低浓度的H 2O 2溶液,有利于观察实验现象及便于控制反应进度;弱电解质电离常数的测定—分光光度法1、答：甲基橙为不稳定有机物,在溶液中存在下列平衡：Hln=H++ln-加入HCl溶液可使反应向左进行,进而得到较纯的Hln物质,加入NaAc溶液时,可使反应向右进行,得到较纯的ln-物质,同时加入HAc 和NaAc溶液,得到Hln和ln-;2、答：C标=40.2/100=0.08C A=100.08+100.1/100=0.018C B=100.08+250.04/100=0.018溶液A和溶液B的起始浓度相同;液相反应平衡常数的测定1、答：在实验过程中,不同浓度溶液的配制过程以及用仪器测定消光度的过程都可能引起实验产生误差；此外,在绘制吸收光谱图,确定入射光波长的过程中也会产生误差;2、答：一方面,认真仔细配制溶液,尽量减少误差；另一方面,多次测量求平均值;3、答：当Fe3+,SCN-离子浓度大时,发生多个反应,不仅仅是单一的生成FeSCN2+的反应,因此Kc受多个反应的影响,而不能单单按照公式计算;4、答：对一号烧杯Fe3+,SCN-与反应达平衡,可认为SCN-全部消耗,此平衡硫氰合铁离子的浓度为反应开始时硫氰酸根离子的浓度,而消光度比是2,3,4号溶液的消光度分别与1号消光度之比,则FeSCN2+平＝消光度比×FeSCN2+平1＝消光度比×SCN2+始.电导法测定弱电解质电离常数1、答:①测定金属的电阻用欧姆定律R=U/I,通过电表测量电阻;测定电解质溶液的电阻用电导率仪测定k值,然后再求摩尔电导率,进而求出溶液电阻.②测定溶液电阻有其特殊性,不能用直流电源,当直流电源通过溶液时,由于电化学反应的发生,不但使电极附近溶液的浓度变化引起浓差极化,还会改变两极本质.2、答: 温度对电导有影响,同种离子在不同温度下的电离平衡常数不同,故溶液电导也不同.3、答:使用频率高一些的交流电源容易造成误差与测量结果的不准确.乙醇---环己烷溶液的折射率-组成曲线的绘制一、答: 溶液过热使得实测温度偏高; 分馏不彻底导致溶液的组成有变化,即在同等测量温度下,当含量低于衡沸组成时环己烷的含量升高乙醇含量降低,高于衡沸组成时乙醇含量升高环己烷含量降低. 两种原因在相图上引起相同的相图图形向上偏移;二、答: 为了在曲线上用内插法求去未知乙醇—环己烷溶液的浓度;三、答：不一定;因为当实际加入量与所要求的有较小的偏差时,只会引起绘制相图的实验点的微小波动,并不会引起多大的实验误差;同时相图中的组成最后确定并不是以实际加入量来确定,而是通过最后折射率的大小来确定;四、答：在一定的温度下,溶液气液相的组成均不随温度而变化;即可达到平衡状态;有影响;因为存放气相冷凝液的小球部分不能过大,否则稳定的沸腾温度是很难获得的;五、答：根据溶液的依数性,如果有其它液体加入会使沸点升高;因为在配制一系列不同组成的溶液时,当实际加入量与所要求的有较小的偏差时,只会引起绘制相图的实验点的微小波动,并不会引起多大的实验误差;并且相图中的组成最后确定并不是以实际加入量来确定,而是通过最后折射率的大小来确定;六、答、温度应该一样,温度的差异原因有①与环境的热交换:②加热设备的工作性能有关.③个人的操作精度.我们可以从这三点入手;七、答：不一样,因为实验的温度会影响气液界面的气压,还有实际压力液并不是正好是标准大气压,我们需要校准.旋光法测定蔗糖转化反应的速率常数1、答:长度适宜较好.2、答:因为生成物与反应物都是以H2O作溶剂的,固应先消除H2O带来的影响;3、答:1校正目的为使测量更准确,2若不进行校正,会使结果产生一定的误差;4、答:不能以三分视野消失且较亮的位置读数.由于人的视觉在暗视野下时对明暗均匀与不均匀有较大敏感,若采用明亮的视野,不易辨别三个视野的消失,即不能用三分视野消失且较亮的位置读数.静态法测定液体饱和蒸汽压1、答：纯液体的饱和蒸汽压是随温度的改变而改变的;当温度升高时,蒸汽压增大,温度降低时则蒸汽压减小;当蒸汽压与外界压力相等时,液体便沸腾,此时测到的外界压力即为该液体的饱和蒸汽压;2、答：不能,因为加热可使饱和蒸汽压升高,致使真空泵的压力表读书降低,此结果与漏气产生的结果一样,故检查不出是否漏气;3、答：如果抽气过程中直至没有气泡通过u型管中的液体逐出,即为空气已全部排出;没有排尽空气会造成液体的饱和蒸汽压降低;4、答：抽气和漏气速度都应缓慢进行,因为抽气速度快时将导致液体成串上升无法控制;漏气速度快时会引起U型管水柱倒流;5、答：马上降低恒温槽内水的温度;6、答：由于同一液体的饱和蒸汽压只与温度有关,温度改变,蒸汽压会在原有基础上变化;7、答：利用U型管双臂液面高度相等,判断液柱两边压力相等进而测出液体的饱和蒸汽压;。
液相反应平衡常数-化学化工教学中心-长江师范学院
醋酸溶液 (0.02mol· dm-3) 50
A
B C
D
10 10
10
20 20
20
25 10
5
【数据处理】
1. 根据实验步骤2测得的数据作A-λ图，绘制溶液
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。
2. 实验步骤3中得到四组A-C关系图，从图上可求 得单组分溶液a和溶液b在波长各为λa和λb时的 四个吸光系数
【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 4. 测定混合溶液的总吸光度及其pH值。
4. 测定混合溶液的总吸光度及其pH值
(1) 取4个100mL容量瓶，分别配制含甲基红标
准液、醋酸钠溶液和醋酸溶液的四种混合溶
液。 (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。
试剂用量/mL
编5mol· d m-3) 20
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。
2. 吸收光谱曲线的测定
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。
5.三元液液平衡常数测定实验数据处理方法
5.三元液液平衡常数测定实验数据处理方法
三元液液平衡常数测定实验数据处理通常包括以下几个步骤：
1. 将实验数据绘制成图表：将实验数据以适当的形式绘制成图表，如X-Y图、Y-T图等，以便进行更直观的分析和处理。
2. 计算摩尔分数：对实验数据进行处理，计算出各组分的摩尔分数。
摩尔分数可以通过实验测定得到的物质质量或体积，按摩尔质量或体积比例计算得到。
3. 构建液相平衡方程：根据实验数据和摩尔分数，可以构建液相平衡方程。
平衡方程可以通过质量守恒或化学反应平衡方程得到。
4. 利用平衡常数公式计算平衡常数：根据液相平衡方程和平衡常数公式，可以计算出三元液液平衡常数。
5. 分析结果：对实验数据处理和计算得到的平衡常数进行分析，判断实验数据的可靠性，并作出相应的结论。
需要注意的是，三元液液平衡常数的测定实验数据处理方法可能因具体实验条件和所测物质的不同而有所差异。
在实际操作中，还需要根据实验条件的要求和实验目的进行相应的数据处理和分析方法的选择。
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
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。
液相平衡
液相平衡一、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络离子的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无关。
二、实验原理Fe3+离子与SCN-离子在溶液中可形成一系列的络离子，并共存于同一个平衡体系中。
当Fe3+离子与浓度很低的SCN-离子（<5×10-3 mol.L-1）只进行反应：Fe3++SCN-= FeSCN2+其平衡常数表示为：K C = [FeSCN2+]/[ Fe3+] [SCN- ]由于平衡常数受氢离子的影响，所以实验只能在同一PH值下进行。
被测液中离子强度应保持一致。
由于Fe3+离子可与多种阴离子络合，如Cl-、PO43-等阴离子存在时会明显降低FeSCN2+络离子浓度从而使溶液颜色减弱或消失，所以Fe3+离子试剂最好选用FeNH4(SO4)2。
根据朗伯—比尔定律可知光密度与溶液浓度成正比。
因此，可借助分光光度计测定其光密度，从而计算出平衡时FeSCN2+浓度以及Fe3+与SCN-的浓度，进而求出该反应的平衡常数Ka。
通过测定两温度下的平衡常数可计算出△H。
即△H=[RT2T1／（T2-T1）]㏑（K2／K1）三、仪器与试剂1. 仪器：支容量瓶（50mL）4个超级恒温槽1台722型数显分光光度计（包括恒温夹套）1台刻度移液管（5mL、10mL ）分别1,4支2. 药品：1×10-3mol.L-1 NH4SCN(需准确标定)0.1mol. L-1FeNH4(SO4)2(需准确标定Fe3+浓度，并加HNO3使溶液的H+浓度为0.1mol. L-1)1mol. L-1 HNO3(分析纯试剂) 1mol. L-1KNO3(分析纯试剂)四、主要实验步骤1. 将恒温夹套与恒温槽连接后放进分光光度级的暗箱中，将恒温槽调为21 ℃。
2. 取四个50mL容量瓶，编成1、2、3、4号。
配制离子强度为0.7，氢离子浓度为0.15 mol. L-1，SCN-离子浓度为2×10-4 mol. L-1，Fe离子浓度分别为5×10-2 mol. L-1、1×10-2 mol. L-1、2×10-3 mol. L-1的四种溶液，先计算处所需的标准溶液量，填写下表：根据计算结果，配制四种溶液置于恒温槽中恒温。
物化实验思考题
实验一燃烧热的测定1. 在本实验中,哪些是系统?哪些是环境?系统和环境间有无热交换? 这些热交换对实验结果有何影响?如何校正?提示:盛水桶内部物质及空间为系统,除盛水桶内部物质及空间的热量计其余部分为环境,系统和环境之间有热交换,热交换的存在会影响燃烧热测定的准确值,可通过雷诺校正曲线校正来减小其影响。
2. 固体样品为什么要压成片状?萘和苯甲酸的用量是如何确定的? 提示:压成片状有利于样品充分燃烧; 萘和苯甲酸的用量太少测定误差较大,量太多不能充分燃烧, 可根据氧弹的体积和内部氧的压力确定来样品的最大用量。
3. 试分析样品燃不着、燃不尽的原因有哪些?提示:压片太紧、燃烧丝陷入药片内会造成燃不着; 压片太松、氧气不足会造成燃不尽。
4. 试分析测量中影响实验结果的主要因素有哪些? 本实验成功的关键因素是什么?提示:能否保证样品充分燃烧、系统和环境间的热交换是影响本实验结果的主要因素。
本实验成功的关键:药品的量合适,压片松紧合适,雷诺温度校正。
5. 使用氧气钢瓶和氧气减压器时要注意哪些事项?提示:阅读《物理化学实验》教材P217-2206. 什么是燃烧热?它在化学计算中有何应用?答:燃烧热是指在一定压力、温度下,某物质完全氧化成相同温度的指定产物时的焓变。
在化学计算中,它可以用来求算化学反应的焓变以及生成焓。
7. 什么是卡计和水的热当量?如何测得?答:即量热计及水每升高1K 所需吸收的热量。
利用标准物质(如苯甲酸)进行标定。
8. 通过燃烧热测定实验,能否自己设计实验,利用数据来判断煤、柴油、天然气哪个热值最大? 答:液体样品燃烧热的测定方法:取一只预先称好重量的玻璃小球直径约, 用注射器将样品装进小球, 再在煤气灯上把小球的玻璃管口封死。
玻璃小球在装样前后重量之差就是液体样品的重量。
再取一片预先压好的带有点火丝的标准样品如苯甲酸, 称重后系在氧弹的点火电极上, 将装好样品的玻璃小球放在此样品片下面如图所示, 充氧气后, 点火, 标准样品先燃烧, 放出的热使玻璃小球裂开, 此才液体样品被点燃, 并在氧气中完全燃烧。
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。
液相反应平衡常数的测定2013119
液相反应平衡常数的测定指导老师：蔡跃鹏、林晓明 实验时间：2013/10/29一、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：Fe 3++SCN -→Fe(SCN)2+→Fe(SCN)2+ →Fe(SCN)3→Fe(SCN)4-→Fe(SCN)52- 。
不同络离子溶液颜色也不同。
（式①）由于Fe[CNS]2+是带有颜色的，根据朗伯-比尔定律，可知消光值与溶液浓度成正比。
因此，可借助于分光光度计测定其消光值，从而计算出平衡时Fe[CNS]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 。
三、仪器与试剂实验仪器：721型分光光度计1台； 超级恒温器1台；容量瓶(50mL)8个；移液管(刻度)10mL2只、5mL1支；100mL 烧杯4个；25mL 移液管1支；50mL 酸式滴定管1支；吸球、洗耳球等。
试剂：1×10-3mol ·dm -3KSCN(需准确标定)；0.1mol ·dm -3FeNH 4(SO 4)2(需准确标定Fe 3+浓度，并加HNO 3使溶液的H+浓度为0.1mol ·dm -3)；1mol ·dm -3HNO 3；1mol ·dm -3KNO 3(试剂均用A.R)。
四、实验步骤1.将恒温槽调到25℃，放入分光光度计中。
2.取8个50mL 容量瓶，编号。
配制离子强度为0.7，氢离子浓度0.15mol ·dm -3，SCN -离子浓度为2×10-4mol ·dm -3，Fe 3+离子浓度分别为5×10-2mol ·dm -3、1×由右可知，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[CNS]2+ 。
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。
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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、预习要求
1.复习有关分光光度法的基本原理。
2.掌握分光光度法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的基本原理。
3.掌握分光光度计的正确使用方法。
三、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·dm-3)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：
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。
图Ⅲ-11-2 SCN-浓度对络合物组成的影响
(I～IV分别代表配位数为0～5的硫氰酸铁络离子)
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。
由于Fe3+离子可与多种阳离子发生络合，所以应考虑到对Fe3+离子试剂的选择。
当溶液中有Cl-、PO3-4等阴离子存在时，会明显降低FeSCN2+络离子浓度，从而溶液的颜色减弱，甚至完全消失，故实验中要避免Cl-参与。
因而Fe3+离子试剂最好选用Fe(ClO4)3。
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。
通过测量两个温度下的平衡常数可计算出ΔH，即
式中K1、K2为温度T1、T2时的平衡常数。
四、仪器与药品
1.仪器
分光光度计1台(有条件可自制恒温夹套); 超级恒温器1台; 容量瓶(50mL)4只; 移液管(刻度)5mL1只、10mL各4只
2.药品
1×10-3mol·dm-3NH4SCN(需准确标定)；0.1mol·dm-3FeNH4(SO4)2(需准确标定Fe3+浓度，并加HNO3使溶液的H+浓度为0.1mol·dm-3)；1mol·dm-3HNO3；1mol·dm-3KNO3(试剂均用A.R)。
五、操作步骤
1.将恒温槽调到25℃。
2.取四个50mL容量瓶，编成1，2，3，4号。
配制离子强度为0.7，氢离子浓度为0.15mol·dm-3，SCN-离子浓度为2×10-4mol·dm-3，Fe3+离子浓度分别为5×10-2mol·dm-3、1×10-2mol·dm-3、
5×10-3mol·dm-3、2×10-3mol·dm-3的四种溶液，先计算出所需的标准溶液量，填写下表：
根据计算结果，配制四种溶液，置于恒温槽中恒温。
3.调整分光光度计，将波长调到460nm处。
然后取少量恒温的1号溶液洗比色皿二次。
把溶液注放入比色皿，置于夹套中恒温。
然后准确测量溶液的光密度。
更换溶液测定三次，取其平均值。
用同样的方法测量2，3，4号溶液的光密度。
4.在35℃下，重复上述试验
六、数据记录和处理
将测得的数据，填于下表，并计算出平衡常数K C值。
表中数据按下列方法计算：
对1号容量瓶Fe3+离子与SCN-离子反应达平衡时，可认为SCN-离子全部消耗，此平衡时硫氰合铁离子的浓度即为开始时硫氰酸根离子的浓度。
即有：
［FeSCN2+］平（1）=［SCN-］始
以1号溶液的光密度为基准，则对应于2，3，4号溶液的光密度可求出各光密度比，而2，3，4号各溶液中［FeSCN2+］平、［Fe3+］平、［SCN-］平可分别按下式求得：
［FeSCN2+］平=光密度比×［FeSCN2+］平（1）=光密度比×［SCN-］始
［Fe3+］平=［Fe3+］始-［FeSCN2+］平
［SCN-］平=［SCN-］平-［FeSCN2+］平
七、注意事项
1.使用分光光度计时，先接通电源，预热20min。
为了延长光电管的寿命，在不测定数值时，应打开暗盒盖。
2.使用比色皿时，应注意溶液不要装得太满，溶液约为80%即可。
并注意比色皿上白色箭头的方向，指向光路方向。
3.温度影响反应常数，实验时体系应始终要恒温。
4.实验用水最好是二次蒸馏水。
【思考题】
1.如Fe3+、SCN-离子浓度较大时则不能按公式
计算K C值，为什么?
2.为什么可用［FeSCN2+］平=光密度比·［SCN-］始来计算［FeSCN2+］平呢?
3.测定溶液光密度时，为什么需要空的比色皿，如何选择空白液?。