實驗四　化學平衡常數的測定

【實驗目的】

1.了解比色法測定化學平衡常數的方法。

2.學習分光光度計的使用方法。

【預習與思考】

1.配制溶液時，試劑用量應用吸量管量取，為什么各支吸量管應嚴格區分，不得混用？

2.在配制Fe3+溶液時，用純水和用HNO3溶液來配有何不同？本實驗中Fe3+溶液為何要維持較強的酸性？

3.如何正確使用分光光度計？

4.為什么計算所得的Kc為近似值？怎樣求得精確的Kc？

【基本原理】

有色物質溶液顏色的深淺與濃度有關，濃度越大，顏色越深。因而可通過比較溶液顏色的深淺來測定溶液中該種有色物質的濃度，這種測定方法叫做比色分析法。用分光光度計進行比色分析的方法稱為分光光度法。分光光度法原理參見本書第一章“分光光度計”一節。

若同一種有色物質的兩種不同濃度的溶液厚度相同，則可得：

如果已知標準溶液中有色物質的濃度為c1，并測得標準溶液的吸光度為A1，未知溶液的吸光度為A2，則從上式就可求出未知溶液中有色物質的濃度c2。

本實驗通過分光光度法測定下列化學反應的平衡常數。

由于反應中Fe3+、HNCS和H+都是無色的，而［Fe（NCS）］2+呈紅色，所以平衡時溶液中［Fe（NCS）］2+的濃度可以用已知濃度的［Fe（NCS）］2+標準溶液通過比色測得。然后根據反應方程式和Fe3+、HNCS、H+的初始濃度，求出平衡時各物質的濃度，即可根據上式算出化學平衡常數Kc。

在本實驗中，已知濃度［Fe（NCS）］2+標準溶液可以根據下面的假設配制：當c（Fe3+）?c（HNCS）時，反應中HNCS可以假設全部轉化為［Fe（NCS）］2+。因此［Fe（NCS）］2+的標準濃度就是所用HNCS的初始濃度。實驗中作為標準溶液的初始濃度為：

c（Fe3+）=0.200mol·L-1，c（HNCS）=0.000200mol·L-1

由于Fe3+的水解會產生一系列有色離子，例如棕色的［Fe（OH）］2+，因此溶液必須保持較大的c（H+）以阻止Fe3+的水解。較大的c（H+）還可以使HNCS基本上保持未電離狀態。本實驗中的溶液用HNO3保持c（H+）=0.5mol·L-1。

【實驗用品】

儀器：分光光度計，吸量管（10mL）4支，燒杯（50mL，潔凈、干燥）5只，洗耳球。

藥品：Fe3+溶液［0.200mol·L-1，0.00200mol·L-1；用Fe（NO3）3·9H2O溶液在1mol·L-1HNO3中配成，HNO3的濃度必須標定］，KNCS（0.00200mol·L-1）。

【實驗步驟】

1.［Fe（NCS）］2+標準溶液的配制

在潔凈干燥的1號燒杯中加入10.0mL 0.200mol·L-1Fe3+溶液（用1mol·L-1HNO3溶液配制）、2.00mL 0.00200mol·L-1KNCS溶液和8.00mLH2O，得到［Fe（NCS）］2+濃度為0.0002mol·L-1的溶液。

2.待測溶液的配制

見表2-9。

在2～5號潔凈干燥的燒杯中分別按表2-9中的劑量配制待測溶液，混合均勻。

3.比色

用分光光度計，在波長447nm下，以蒸餾水作參比溶液，測定1～5號待測溶液的吸光度。

【數據記錄和處理】

將溶液的吸光度、初始濃度、計算得到的各平衡濃度和Kc值記錄在表2-10中。

由下列式子計算各物質的平衡濃度和平衡常數。

c平衡（HNCS）=c起始（HNCS）-c平衡{［Fe（NCS）］2+}

c平衡（Fe3+）=c起始（Fe3+）-c平衡{［Fe（NCS）］2+}

將上面求得的各平衡濃度代入平衡常數的表達式中，求出：