华师14级实验报告-液相反应平衡常数的测定
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。
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。
液相平衡[硫氰酸铁(III)体系
液相平衡[硫氰酸铁(I I I)体系-标准化文件发布号：（9456-EUATWK-MWUB-WUNN-INNUL-DDQTY-KII华南师范大学实验报告学生姓名招婉文学号 075专业化学师范年级、班级 17化教二班课程名称物理化学实验实验项目液相平衡[硫氰酸铁（III）体系] 实验类型□验证□设计□综合试验时间 2019/4/23实验指导老师林晓明老师实验评分液相平衡常数的测定【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的数值与反应物起始浓度无关。
【实验原理】Fe3+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-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，而这些不同的络合物的溶液颜色也不同：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。
由下图可知，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-≒ Fe[SCN]2+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[SCN]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，借助于分光光度计测定平衡体系的消光值，从而计算出平衡时Fe3+和SCN-的浓度 [Fe]3+的浓度[SCN-]e，根据式3-14一定温度下反应的平衡常数K C 可求之。
实验配置4组不同Fe3+起始浓度的反应溶液，其中第一组的Fe3+浓度是大量的，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+大量过量，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 （3-15）对于其它溶液，则：E i=K[FeCNS2+]i,e （3-16）两式相除并整理得[FeCNS2+]i,e=E i/E1[CNS-]始达到平衡时，在体系中：[Fe3+]i，e=[Fe3+]0-[FeSCN2+]i，e （3-17）[CNS-]i，e =[CNS-]0-[FeSCN2+]i，e （3-18）将以上两式带入式3-14，可以计算出除第一组外各组（不同Fe3+起始浓度）反应溶液的在定问下的平衡常数K i，e值。
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。
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液相反应平衡常数的测定
学生姓名：大芒果 学生学号：
学生专业：化学教育 年级班级：2014级 指导老师：林晓明 实验时间：2016.11.21
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。
二、实验原理
3F e +与SCN -在溶液中可生成一系列络离子，并共存于同一个平衡体系中。
当SCN -的浓度增加时，3F e +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。
322345()()()()Fe SCN Fe SCN Fe SCN Fe SCN Fe SCN +-+--
+→→→→
当3F e +与浓度很低的SCN -（一般应小于3510/mol L -⨯）只进行如下反应。
32()Fe SCN Fe SCN +-++=
即反应被控制在仅仅生成最简单的2()Fe SCN +。
其平衡常数为
23[()][][]e
c e e
Fe SCN K Fe SCN ++-=
由于2()Fe SCN +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，只要在一定条件下，借助分光光度计测定平衡体系的消光值，从而计算出平衡时的2()Fe SCN +的浓度2[()]e Fe SCN +，进而再推算出平衡时3Fe +和
SCN -的浓度3[]e Fe +和[]e SCN -，进而再推算一定温度下反应的平衡常数c K 。
实验时配制若干组（共4组）不同3F e +起始浓度的反应溶液，其中第一组溶液的3F e +是大量的，当用分光光度计测定反应液在定温下消光值i E （i 为组数），根据朗伯-比尔定律
211,[()]()e E K Fe SCN K +=为消光系数
由于1号溶液中3F e +大量过量，平衡时SCN -全部与3F e +络合（下标0表示起始浓度），对1号溶液可认为21,0[()]=[]e Fe SCN SCN +-
则10[]E K SCN -=
对于其余组溶液，2,[()]i i e E K Fe SCN += 两式相除并整理得21,1
[()][]i
e E Fe SCN SCN E +-=始 达到平衡时，在体系中
332,,[][][()]i e i i e Fe Fe Fe SCN +++=- 2,,[]=[][()]i e i i e SCN SCN Fe SCN --+-
将3,[]i e Fe +、,[]i e SCN -、2,[()]i e Fe SCN +代入2,,3,,[()][][]i e i c i e i e
Fe SCN K Fe SCN ++-=
，则可计算出
除第1组外各组（不同3F e +起始浓度）反应溶液在定温下的平衡常数,i c K 值 三、仪器与试剂 （1）实验仪器
722型分光光度计 1台 50mL 容量瓶8个
刻度移液管 10mL （2支）、5mL （1支） 25mL 移液管（1支） 50mL 酸式滴定管1支 洗耳球、洗瓶 （2）实验试剂
3110/mol L -⨯KSCN ().A R
0.1/mol L ()()42Fe SO 4NH ().A R 0.1/mol L 3HNO ().A R 1/mol L 3KNO ().A R
四、实验步骤
1.取8个50mL 容量瓶，贴上标签。
2. 取4个标记好的50mL 容量瓶，按表1加入除KSCN 溶液外的3种溶液（注意：在这4个容量瓶中，溶液的氢离子均为0.15/mol L ，用3HNO 来调节；溶液的离子强度均为0.7，用3KNO 来调节），并用去离子水定容至刻度（该溶液为测消光值的对比液）。
3. 再取另外4个标记好的50mL 容量瓶，按表1加入4种溶液，KSCN 溶液最后加，并用去离子水定容至刻度（该溶液为液相反应体系）。
4.调整722型分光光度计，将波长调至450nm ，分别测定4组反应溶液的消光值。
每组溶液重复测3次（更换溶液），取其平均值。
五、实验记录及数据处理 1.实验条件
温度：28.0℃
[]0.15/H mol L +=
总离子强度I =0.7 波长450nm λ=
根据文献1得25℃的Kc 为143.7，15℃时的Kc 为157.4，∆H=-1.541kJ/mol 。
因为∆H<0，所以该反应为放热反应，随着温度升高，Kc 下降，故Kc 应小于143.7。
本次实验中室温为28.0℃，测得Kc 平均值为142.2<143.7,相对合理。
数据的相对误差也较小，因此本次实验的精密度较好，数据相对可靠。
但第四组测得的Kc>143.7,可能的原因是本次实验没有条件控制恒温，在做实验的过程中，实验温度有波动，可能测第四组时实验温度低于25℃。
本次实验中可能存在的其他误差如下：
①可能比色皿放入比色槽之前用擦镜纸擦镜面时没有擦干净，导致吸光度不准确；
②可能移取溶液的体积存在误差，导致各物质的浓度不准确； ③人为的偶然误差。
六、实验注意事项
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，应盖上暗箱。
2.反应体系中各组分的浓度配制和取量必须准确，取溶液时移液管不能混用；。
3.比色皿放入比色槽之前一定要用擦镜纸将镜面擦干净。
仪器所配套的比色皿不能单个与其他仪器上的比色皿调换、比色皿内所装溶液应低于皿口0.5-1cm 。
4.测量完毕后，取出比色皿洗净，放好，先关仪器电源开关，再切断电源。
七、提问与思考
1.当3[]Fe +与[]SCN -浓度较大时，能否再用2,[()]i i e E K Fe SCN +=计算2()Fe SCN +络离子生成的平衡常数？ 答：不可以。
当3F e +与浓度很低的SCN -（一般应小于3510/mol L -⨯）混合，只进行如下反应
32()Fe SCN Fe SCN +-++=，即反应被控制在仅仅生成最简单的2()Fe SCN +，此时
才可以用2,[()]i i e E K Fe SCN +=计算。
当3[]Fe +与[]SCN -浓度较大时，2,[()]i e Fe SCN +≠ 0[]SCN -，则10[]E K SCN -≠，
2,[()]i i e E K Fe SCN +=不再成立。
2.平衡常数与反应物起始浓度有无关系？
答：无关。
平衡常数是与温度有关的常数，与反应物起始浓度并无关系。
3.测定c K 时，为什么要控制酸度和离子强度？
答：3Fe +在水溶液中存在水解平衡，所以3Fe +与SCN -反应时，溶液中会发生以下反应：
11
32()K K Fe SCN Fe SCN -+-
++
2
322()K Fe H O
Fe OH H +
++++（快）
33
2()()()K K Fe OH SCN
Fe OH SCN -+
-++
4
22()()()K Fe OH SCN H
Fe SCN H O +
+
+++（快）
当达到平衡时，
2233
34[()]K ==K K [][][][]Fe SCN K K K Fe SCN H K H +-+-++÷平1-1
平平平平平
（+）（+） 由上式知平衡常数受氢离子的影响.因此，实验必须在同一pH 值下进行。
本实验为离子平衡反应，故离子强度必然对平衡常数有很大影响，即各被测溶液中离子强度I 应保持一致。
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：需要空白对比液是因为要消除溶液的吸光值造成的误差。
如果不用空白溶液校正，扣去溶液的吸光度，则测得的吸光值会偏大，有较大误差。
一般选用除被测物质外其他组分完全一致的溶液作为空白对比液。
八、参考文献
[1]凌莫育,李星华,徐燕语.怎样做好硫氰酸铁（Ⅲ）体系液相平衡实验[J]. 华南师院学报自然科学版,1982,（1）：144-148.
[2] 何广平, 南俊民, 孙艳辉等. 物理化学实验[M] 北京: 化学工业出版社,2007.89-92。