液相反应平衡常数的测定(华南师范大学物化实验)

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。

化学平衡常数的测定实验报告一、实验目的1、深入理解化学平衡的概念以及化学平衡常数的意义。

2、掌握化学平衡常数的测定方法。

3、学会使用化学分析方法来确定反应物和生成物的浓度。

二、实验原理对于一个可逆反应，如 aA ＋ bB ⇌ cC ＋ dD，在一定温度下达到化学平衡时，其平衡常数表达式为：K ＝ C^cD^d ／ A^aB^b ，其中 A、B、C、D 分别为各物质的平衡浓度，a、b、c、d 为相应的化学计量系数。

在本实验中，我们选择一个特定的化学反应，通过测定反应达到平衡时各物质的浓度，计算出化学平衡常数。

三、实验仪器与试剂1、仪器分光光度计容量瓶（250 mL、500 mL）移液管（10 mL、25 mL）锥形瓶（250 mL）玻璃棒烧杯（500 mL、1000 mL）电子天平2、试剂铁离子（Fe³⁺）标准溶液硫氰酸根离子（SCN⁻）标准溶液盐酸溶液（1 mol/L）四、实验步骤1、配制溶液配制 00020 mol/L 的 Fe³⁺溶液 250 mL：用电子天平准确称取一定质量的 FeCl₃·6H₂O 固体，溶解于适量的蒸馏水中，转移至 250 mL 容量瓶中，定容至刻度线，摇匀。

配制 00020 mol/L 的 SCN⁻溶液 250 mL：同样的方法称取一定质量的 KSCN 固体，溶解、定容。

2、混合反应取 1000 mL 00020 mol/L 的 Fe³⁺溶液和 1000 mL 00020 mol/L 的SCN⁻溶液，放入 250 mL 锥形瓶中，再加入 1000 mL 1 mol/L 的盐酸溶液，摇匀。

3、测定吸光度反应开始后，每隔一定时间（如 5 分钟），用移液管吸取 200 mL反应液，放入 25 mL 容量瓶中，用蒸馏水定容至刻度线，摇匀。

以蒸馏水为参比，在分光光度计上测定该溶液在特定波长（如 460 nm）下的吸光度。

4、绘制标准曲线分别配制一系列不同浓度的 Fe(SCN)³⁺标准溶液。

化学反应的方向与限度》平衡常数的实验测定《化学反应的方向与限度》平衡常数的实验测定在化学的世界里，了解化学反应的方向和限度是至关重要的。

而平衡常数则是衡量化学反应限度的一个关键指标。

通过实验测定平衡常数，我们能够更深入地理解化学反应的本质和规律。

首先，让我们来明确一下什么是平衡常数。

简单来说，平衡常数是在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值。

这个比值是一个定值，它只与温度有关，而与反应物和生成物的初始浓度无关。

那么，为什么要测定平衡常数呢？这是因为平衡常数能够告诉我们一个化学反应进行的程度。

如果平衡常数很大，说明反应进行得很彻底，生成物的浓度相对较高；反之，如果平衡常数很小，反应进行的程度就很有限，反应物的浓度相对较高。

通过测定平衡常数，我们可以预测反应的趋势，优化反应条件，提高反应的效率和产率。

接下来，我们来探讨一下如何通过实验测定平衡常数。

常见的方法有化学分析法、物理分析法和色谱法等。

化学分析法是一种比较传统的方法。

例如，对于一个酸碱中和反应，我们可以通过滴定的方式，准确测量反应物和生成物的浓度。

假设我们要测定醋酸（CH₃COOH）和氢氧化钠（NaOH）的中和反应的平衡常数。

首先，将一定量的醋酸溶液和氢氧化钠溶液混合，让反应达到平衡。

然后，用已知浓度的氢氧化钠标准溶液滴定反应后的溶液，通过计算消耗的氢氧化钠溶液的体积，就可以得出反应后剩余的醋酸的浓度。

再根据初始加入的醋酸和氢氧化钠的浓度，就能够计算出醋酸根离子（CH₃COO⁻）和氢离子（H⁺）的浓度，从而计算出平衡常数。

物理分析法也是常用的手段之一。

比如，对于一个有颜色变化的反应，我们可以通过分光光度法来测定平衡常数。

以铁离子（Fe³⁺）和硫氰根离子（SCN⁻）的反应为例，生成的硫氰合铁离子（Fe(SCN)₃）是红色的。

我们可以使用分光光度计测量不同浓度的硫氰合铁离子溶液在特定波长下的吸光度，然后绘制吸光度与浓度的标准曲线。

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。

化学平衡常数的实验测定与计算化学平衡常数是化学反应达到平衡时，反应物与生成物之间的浓度比例的一个定值。

它在化学反应的理解和分析中起着至关重要的作用。

本文将介绍化学平衡常数的实验测定方法以及如何使用实验数据来计算平衡常数。

实验测定方法在测定化学平衡常数时，有两种常用的实验方法：色度法和电动势法。

色度法是通过测量溶液的颜色的强度来确定平衡常数。

在反应体系中，如果存在有色物质，其浓度与溶液的颜色强度之间存在着一定的关系。

通过测量溶液的吸光度或透射率，可以得到反应物和生成物的浓度比例，从而计算出平衡常数。

电动势法是通过测量电池电势来确定平衡常数。

在进行电动势测定时，需要构建一个电池，其中包含反应物和生成物之间可逆反应的半电池。

通过测量电池的电势差，可以得到反应物和生成物的浓度比例，进而计算平衡常数。

计算平衡常数通过实验数据得到反应物与生成物的浓度比例之后，可以利用下述的公式计算平衡常数：Kc = ([C]^c[D]^d) / ([A]^a[B]^b)其中，[A]、[B]、[C]、[D]分别表示反应物A、B和生成物C、D的浓度，a、b、c、d分别表示它们的摩尔系数。

需要注意的是，平衡常数的大小与反应方程式及温度有关。

当平衡常数大于1时，反应物浓度较低，生成物浓度较高；当平衡常数小于1时，反应物浓度较高，生成物浓度较低。

实验示例以下将通过一个实验示例来说明如何测定和计算化学平衡常数。

假设有一个反应体系：A + B ⇌ C + D，我们需要确定该反应的平衡常数。

首先，通过色度法或电动势法测量反应物和生成物的浓度。

假设测量结果如下：[A] = 0.1 mol/L[B] = 0.2 mol/L[C] = 0.4 mol/L[D] = 0.3 mol/L根据反应物和生成物的浓度，带入平衡常数公式，我们可以计算出平衡常数：Kc = (0.4 * 0.3) / (0.1 * 0.2) = 6因此，该反应的平衡常数为6。

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。

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。

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。

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。

实验十二 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：CO 2⊕⊕⊕(CH 3)2NNHCO 2(CH 3)2NNHN CO 2N 红色酸式H OH(CH 3)2NNN碱式黄色(MR －)(HMR)简写为： HMR H ＋＋MR －酸式 碱式则其电离平衡常数K 表示为：[HMR]]][MR [H -+=C K (1)或 [HMR]][MR log pH p --=K (2)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：kCl TI I A ==-=1lg lg0 (3)式中，A 为吸光度； I /I 0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。

图2-12-1 部分重合的光吸收曲线 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。