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Lab report on chemical equilibrium...

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Chemical Equilibrium I: The Equilibrium Constant Experiment #4

Lab section: 20 202-NYB-05

Date the experiment was performed: Thursday, March 1st, 2018 Date of lab report submission: Thursday, March 8th, 2018

I. Introduction For this experiment, the objective was to obtain the value of the equilibrium constant by using spectrophotometry, a method which measures a substance’s absorbance of light, for the following reaction: 2+¿ →

−¿ ← Fe (SCN )¿aq ¿ 3+¿+SCN aq ¿ Feaq At equilibrium, the concentrations of the products and the reactants stay constant. The rate of the forward reaction is equal to the rate of the reverse reaction. The K, which is also known as the equilibrium constant, is only dependent upon the temperature. It was calculated with the following equation: 2+¿ SCN ¿ ¿ ¿ ¿ ¿ eq ¿ Fe ¿ 3+¿ ¿¿ ¿ −¿ ¿ SCN ¿ ¿ Fe ¿ ¿ ¿ K=¿ 2+¿ SCN ¿ is red-orange. In order to determine the concentration of ¿ , the Fe ¿ ¿ solution’s absorbance of light was measured, since the amount of light absorbed by a colored solution is directly proportional to its concentration. Beer’s Law shows this relation: 2+¿ ¿ A solution of SCN Fe ¿

2+¿ SCN ¿ ¿ ¿ Fe ¿ ¿ A=k ¿ 2+¿ The SCN ¿ solution is able to absorb blue light because the range in which it can absorb Fe ¿ light is from 430 nm to 490 nm. Therefore, for the colorimeter, the light wavelength selected was to 470 nm. Since the equilibrium position of the reaction shifts to the right and the concentration at 2+¿ SCN ¿ is the variation of the concentration of the reactants, the following Fe ¿ equations were used in order to find the reactants’ concentrations at equilibrium: equilibrium of

Fe ¿ 3+¿ ¿¿ ¿ 3+¿ 2+¿ ¿ SCN ¿ ¿ Fe ¿ −¿ ¿ ¿ ¿ −¿ ¿ SCN ¿ −¿ 2+¿ ¿ SCN ¿ ¿ Fe ¿ ¿ ¿ SCN 0−¿ ¿ ¿

In this experiment, 0.50 M of HNO3 was also used in order to reduce hydrolysis, a process which involves breaking bonds in a molecule with the help of water, and keep a constant ionic strength. The latter and hydrolysis have an effect on the K.

II. Procedure Refer to the Laboratory Manual.

III. Data and Results Table 1: Reagent Concentrations for Solutions A Reagent

Concentration (mol/L)

Fe(NO3)3

0.80

KSCN

2.0 x 10

HNO3

0.50

−4

2+ ¿

Table 2: Concentration of Fe ( SCN )¿ for Solutions A eq Solution

[Fe(SCN)2+]eq (mol/L)

1

0.000020

2

0.000040

3

0.000060

4

0.000080

5

0.00010

6

0.00012

7

0.00014

8

0.0

Table 3: Reagent Concentrations for Solutions B Reagent

Concentration (mol/L)

Fe(NO3)3

2.0 x 10−3

KSCN

2.0 x 10

HNO3

0.50

−3

Table 4: The Absorbance for Solutions B Solution

Absorbance

1

0.089

2

0.148

3

0.270

4

0.384

5

0.455

Table 5: The Concentrations and the Value of K for Solutions B Solution

2+ ¿ SCN ¿ ¿ ¿ Fe ¿ ¿ ¿

3+ ¿ Fe¿ 0 ¿

−¿ ¿ SCN 0 ¿

Fe ¿ 3+¿ ¿¿ ¿ ¿ ¿

−¿ ¿ SCN ¿ ¿ ¿

K

1

0.000033

0.0010

0.00020

0.00097

0.00017

2.0 x 102

2

0.000048

0.0010

0.00040

0.00095

0.00035

1.4 x 102

3

0.000080

0.0010

0.00060

0.00092

0.00052

1.7 x 102

4

0.000108

0.0010

0.0080

0.00089

0.00069

1.7 x 102

5

0.000127

0.0010

0.0010

0.00087

0.00087

1.7 x 102

Table 6: Temperature and Average K Temperature (°C)

21.8

Average K

1.7 x 102

IV. Sample Calculations 1) The concentration of SCN0 for solution 1A

[ KSCN ]=2.0 x 10−4 mol /L −¿ ¿ SCN ¿ ¿

M 1 ∙ V 1= M 2 ∙ V 2 −4

2.0 x 10 ∙ 1.00= M 2 ∙ 10.00 mol =M 2 0.000020 L

2) [Fe3+]0 and [SCN-]0 for solution 1B [KSCN]= 2.0 x 10−3 mol / L M 1 ∙ V 1= M 2 ∙ V 2 −3

2.0 x 10 ∙ 1.00=M 2 ∙ 10.00 −¿ ¿ SCN ¿ ¿ mol 0.00020 =M 2=¿ L

[Fe(NO3)3]= 2.0 x 10−3 mol / L

M 1 ∙ V 1= M 2 ∙ V 2 −3

2.0 x 10 ∙ 5.00=M 2 ∙ 10.00 3+¿ Fe¿ 0 mol =M 2=¿ 0.0010 L 3) [Fe3+]eq and [SCN-]eq for solution 1B Fe ¿ 3+¿ ¿¿ ¿ 3+¿ 2+¿ ¿ SCN ¿ ¿ Fe ¿ −¿ ¿ ¿ ¿ Fe ¿ 3+¿ ¿¿ ¿ ¿ ¿ Fe ¿ 3+¿ ¿¿ ¿ ¿ ¿

−¿ SCN ¿ ¿ −¿ 2+¿ SCN ¿ ¿ ¿ Fe ¿ ¿ ¿ SCN 0−¿ ¿ ¿ −¿ ¿ SCN ¿ ¿ ¿ −¿ ¿ SCN ¿ ¿ ¿

4) The value of K for solution 1B and the average 2+¿ SCN ¿ ¿ ¿ ¿ ¿ eq ¿ Fe ¿ 3+¿ ¿¿ ¿ −¿ ¿ SCN ¿ ¿ Fe ¿ ¿ ¿ K=¿ K=

0.000033 0.0010 ∙ 0.00017

K=2.0 x 102

5) The average K K=

( 1.7 x 10 2) ∙ 3+1.4 x 10 2+2.0 x 102 5

K=1.7 x 10

2

V. Conclusion For this experiment, the objective was to obtain the value of the equilibrium constant by using spectrophotometry for the following reaction: 2+¿ →

−¿ ← Fe (SCN )¿aq ¿ 3+¿+SCN aq ¿ Feaq The average K value was 1.7 x 102 . It was expected to be large because the equilibrium position of this reaction is to the right. There were a few possible sources of error that could have had an impact on the value. For example, when the test tubes were being filled, some of the solution would stick to the walls of the graduated cylinder. Therefore, it is likely that the right volume of each solution was not in the test tubes. In addition, at times, the cuvettes were not handled properly. Therefore, it is probable that there were fingerprints on the objects. Thus, the measure of the absorbance would be inaccurate because fingerprints reduce the amount of light that can go through....