液相反应平衡常数
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。
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。
平衡常数的各种表示方法
B(g)
只包含气态物质，不包括凝聚态物质
7
如：
C(s)
+
1 2
O2
(g)
CO(g)
rGm rGm + RT ln
P(CO,g) / P
1
[P(O2,g) / P ] 2
r Gm
m (c,s )
1 2
m
(O2
,
g
)
+
m
(CO,g
)
K
P(ecqo,g) / P
1
[
P
eq o2
,
g
)
/
P
]2
8
解离压力（dissociation pressure）
因Kθ只是温度的函数，Kp 也只是温度的函数 1
(b) 用摩尔分数表示的Kx
PB PxB
（P为总压力）
无量纲
) K (PB / P )B
PxB / P B P / P B xBB
B
B
B
定义： K x
xBB ＝ xGgxHh
K (P / P )B K x
B
xAaxBb
(c) 用摩尔数表示的Kn
解离压力 p p(NH3 ) + p(H2S)
则热力学平衡常数：
K
θ p
p(NH)3 × p(H2S)
pθ
pθ
1 4
(p
/
pθ
)
2
p125 例题5
10
例 (1)将固体 NH4HS 放在25℃的抽空容器中 ，
求NH4HS分解达到平衡时，容器内的压力为多 少？(2)如果容器中原来已盛有H2S气体，其压
ai i
【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报告
液相反应平衡常数实验报告篇一：液相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年级、班级课程名称实验项目实验类型试验时间实验指导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，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光密度，从而计算出平衡时Fe[SCN]2+的浓度[FeSCN2+]e，再推算出Fe3+和SCN-的浓度[Fe3+]e，[SCN-]e ，由式3-14进而求出该反应的平衡常数KC。
实验分为4组不同Fe3+起始浓度的反应溶液，其中第一组的浓度是大量的，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：Ei=K[FeCNS2+]1,e （3-16）两式相除并整理得[FeCNS2+]1,e=E1/E1[CNS-]0 达到平衡时，在体系中：[Fe3+]i，e=[Fe3+]0-[FeSCN2+]i，e （3-17）--2+[CNS]i，e =[CNS]0-[FeSCN]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）反应溶液的在丁问下的平衡常数Ki，e值。
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华南师范大学实验报告
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 2013 年 11 月 05 日实验指导老师林晓明老师实验评分
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)
5
2-
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E
1=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-]
则E
1
=K[CNS-]
对于其它溶液，则E
i
=K[FeCNS2+]
1,e
两式
相除并整理得[FeCNS2+]
1,e =E
1
/E
1
[CNS-]
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·LFeNH
4(SO
4
)
2
(需准确标定Fe3+浓度，并加HNO
3
使H+浓度0.1mol·L)；
1mol·LHNO
3；1mol·LKNO
3
(试剂均用分析纯配制)
四、实验步骤
1、取8个50ml容量瓶，按照下表编号，并按下表配置溶液并进行定容。
(注意：溶液的氢离子均为0.15mol/L，用HNO3 调节；溶液的离子强度均为0.7，
用KNO3来调节)
项目
容量瓶编号
1 2 3 4
1×10-3mol/LKCNS
取体积数/mL 10 10 10 10
实际浓度/（mol/L）0.0002 0.0002 0.0002 0.0002
Fe(NH4)(SO4)2
取体积数/mL 25 5 2.5 1
实际浓度/（mol/L）0.05 0.01 0.005 0.002 氢离子数量/（mol/L）0.0025 0.0005 0.00025 0.0001
1mol/LHNO
3
使反应体系H+=0.15mol/L 5 7 7.25 7.4
1mol/LKNO
3
使反应体系I=0.7 5 23 25.3 26.6
2、取4个标记号的50ml容量瓶，按表计算结果，将除KSCN溶液外的三种溶液分别取所需的体积按编号加入，并用蒸馏水冲至刻度（该溶液为测消光值的对比液）并置于恒温槽中恒温。
3、再取4个标记号的50ml容量瓶，按表计算结果，将4种溶液分别取所需的体积按编号加入（KSCN溶液最后加），并用蒸馏水冲至刻度（该溶液为液相反应体系）并置于恒温槽中恒温。
4、调整722型分光光度计，将其波长调至450nm，分别测定四组的消光值（吸光度），每组数字重复测量三次（更换溶液），取平均值。
五、数据记录（见后页附表）
六、数据处理与讨论
条件：恒温℃氢离子浓度0.15mol/L 总离子强度I=0.7 波长λ=450nm 项目1# 2# 3# 4#
消光度E1（平均）0.627 0.403 0.283 0.147 Ei/E1 0.643 0.451 0.234
1.286x10-40.902x10-40.468x10-4
[FeCNS2+]
i,e
9.871x10-3 4.9098x10-3 1.953x10-3
[Fe3+]
i,e
[CNS-]
0.714x10-4 1.098x10-4 1.532x10-4
i,e
Kc 1.825x102 1.673x102 1.564x102 Kc平均值 1.687x102
相对误差(%) 8.18 -0.83 -7.29
实验讨论：
通过实验数据，在不同浓度的溶液下，[Fe3+]与[CNS-]在水溶液中生[FeCNS2+]反应的平衡常数基本维持于168.7附近，相对误差较少，处于可以接受范围内。
与参考文献数值K=1.9953（lgK1=2.3 北师大无机化学4版附录）接近，总体符合实验要求。
七、提问与思考
1、当Fe3+与CNS-浓度较大时，能否用式[FeCNS2+]
1,e =E
1
/E
1
[CNS-]
计算[FeCNS2+]络
离子生成的平衡常数？
答：当[Fe3+]与[CNS-]浓度较大时，将不再能够用公式[FeCNS2+]
1,e =E
1
/E
1
[CNS-]
计算[FeCNS2+]反应的平衡常数，因为当[CNS-]浓度较大时，则[FeCNS2+]
1,e ≠[CNS-]
则E
1≠K[CNS-]
，因此该等式将不再成立。
2、平衡常数与反应物起始浓度有无关系？
答：经实验验证结果，平衡常数与反应各个时候的浓度均无关系。
3、测定K C 时，为什么要控制酸度和离子强度？
答：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。
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。
4、测定消光度是，为什么需空白对比度？怎么选择空白对比液？
答：为了消除除了测量物质外溶剂中有其它吸光物质对该波长的光有吸收而造成误差，因此必须使用除被测物质外其它组分完全一致的溶液作为空白对比液，在722型分光光度计中进行调100设置，确保抵消误差。
八、参考文献
1、《基础化学实验·物理化学实验》，第1版，华南师范大学化学实验教学中心组织编写，化学工业出版社
2、《北师大无机化学》第4版附录，北京师范大学等编，高等教育出版社
3、。