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Source : Laboratoire du Dr Michael Evans, Georgia Institute of Technology
La constante d’équilibre K, pour un système chimique est le rapport des concentrations du produit à des concentrations de réactifs à l’équilibre, chacune à la puissance de leurs coefficients stoechiométriques respectifs. Mesure de K implique la détermination de ces concentrations pour les systèmes en équilibre chimique.
Les systèmes de réaction contenant un seul composant de couleur peuvent être étudiés par spectrophotométrie. La relation entre l’absorbance et la concentration du composant de couleur est mesurée et utilisée pour déterminer sa concentration dans le système de réaction d’intérêt. Peut calculer les concentrations des composants incolores indirectement à l’aide de l’équation chimique équilibrée et la concentration mesurée de la composante de couleur.
Dans cette vidéo, courbe de droit de la bière pour Fe(SCN)2 + est déterminée empiriquement et appliqué à la mesure de K pour la réaction suivante :
Quatre systèmes de réaction avec différentes concentrations initiales des réactifs sont étudiées pour illustrer que K reste constant indépendamment des concentrations initiales.
1. détermination droit courbe de la bière pour Fe(SCN)2 +
2. mesure K pour le système de Thiocyanate de fer (III)
| Nombre de tube | Volume 1,0 x 10– 4 M Fe (pas3)3 (mL) |
Volume 0,50 M KSCN (mL) |
Volume 0,10 M HNO3 (mL) |
| 1 | 1.0 | 5.0 | 4.0 |
| 2 | 2.0 | 5.0 | 3.0 |
| 3 | 3.0 | 5.0 | 2.0 |
| 4 | 4.0 | 5.0 | 1.0 |
| 5 | 5.0 | 5.0 | 0.0 |
Le tableau 2. Échéant des volumes de Fe (NO3)3, KSCN et HNO3 solutions pour être placés dans des tubes de 2-5.
| Nombre de tube | Volume 0,0025 M Fe (pas3)3 (mL) |
Volume 0,0025 M KSCN (mL) |
Volume 0,10 M HNO3 (mL) |
| 6 | 1.0 | 1.0 | 5.0 |
| 7 | 1.0 | 2.0 | 4.0 |
| 8 | 2.0 | 2.0 | 3.0 |
| 9 | 2.0 | 3.0 | 2.0 |
Tableau 3. Volumes appropriés de 0,0025 M Fe (NO3)3, 0,0025 M KSCN et 0,10 M HNO3 solutions.
Détermination de la constante d’équilibre d’une réaction chimique peut fournir des informations importantes concernant la mesure dans laquelle il formera produits au fil du temps.
Chaque réaction chimique est associée à une constante d’équilibre K, ce qui reflète le rapport entre les concentrations des réactifs et produits lors de la réaction a cessé de progresser. Pour mesurer le K, ces concentrations doivent être déterminées.
Si une réaction contient un composant de couleur unique, son interaction avec la lumière peut être mesurée pour discerner sa concentration. Les concentrations des composants non colorées peuvent alors être calculées indirectement à l’aide de l’équation chimique équilibrée. Cette vidéo illustre l’utilisation d’un spectrophotomètre à déterminer empiriquement la constante d’équilibre d’une réaction de thiocyanante de fer.
Réactions chimiques plus aller de l’avant dans les directions avance et arrière. Comme la réaction progresse, il atteint un point où les réactions et inverses se produisent au même rythme. Ceci est connu comme l’équilibre chimique. Cet état d’équilibre, le rapport des concentrations du produit à des concentrations de réactifs, chacune à la puissance de leurs coefficients stoechiométriques, correspond à la constante d’équilibre K. Sur mesure K pour un système d’intérêt, les coefficients doivent être connues, et la concentration doit être déterminée, directement ou indirectement. Conformément à la Loi de Beer-Lambert, la concentration d’une espèce colorée est proportionnelle à son absorption, qui est la quantité d’énergie qu’elle absorbe à une longueur d’onde spécifique de la lumière. Ceci peut être exprimé mathématiquement, où A est absorbance, epsilon est le coefficient d’atténuation molaire, qui est spécifique à un composé, l est la longueur de chemin d’accès par le biais de l’échantillon, et c est la concentration. Une courbe d’étalonnage est créée en testant plusieurs solutions de concentration connue et traçant les valeurs d’absorbance obtenue. Avec cette courbe d’étalonnage de concentration inconnue des solutions peuvent être étudiées. Mesures d’absorbance sont utilisées pour déterminer la concentration de l’espèce colorée. Ensuite, on peuvent calculer les concentrations des réactifs et des produits restants. La procédure suivante permettra d’étudier la réaction du fer trois avec le thiocyanate pour former un complexe de thiocyanate de fer.
Une fois que les concentrations ont été mesurées, la valeur de K peut être calculée avec une initiale-changement-équilibre, ou de la glace, tableau qui sera expliqué plus loin dans les résultats.
Maintenant que vous comprenez comment les méthodes spectrophotométriques peuvent être utilisés pour déterminer la constante d’équilibre, vous êtes prêt à commencer la procédure.
Avant de mesurer l’échantillon, une courbe d’étalonnage doit être générée.
Pour commencer, zéro un spectrophotomètre UV-visible à l’aide d’eau distillée comme un vide pour ne représenter aucune absorption. Lorsque vous insérez une cuvette dans le spectrophotomètre, veiller à ce qu’il est orienté alors la lumière passe à travers les parois transparentes, et que le niveau du liquide se trouve au-dessus du faisceau.
Ensuite, préparer 5 tubes à essai contenant les volumes indiqués de chaque solution de réactif comme indiqué dans le protocole du texte, qui produira à différentes concentrations du produit. Couvrir chaque tube avec un doigt ganté et secouer doucement pour mélanger. Laisser les tubes se reposer pendant 10 min. utilisation un Pasteur pipette pour transférer une petite quantité de solution 1 dans une cuvette et placez-le dans le spectrophotomètre. Acquérir un spectre et consigner le λmax et son absorbance. Répétez ce processus pour les solutions 2 à 5, en utilisant une nouvelle cuvette de chaque série.
Reporter l’absorbance mesurée par rapport à la concentration de sulfocyanure de fer pour chaque solution. Déterminer la ligne de régression pour les données. La pente de cette droite est le coefficient d’atténuation molaire.
Maintenant que les données pour les solutions étalons a été acquis, préparer quatre tubes à essai moyens contenant les volumes indiqués de solutions comme indiqué dans le protocole du texte.
Couvrir chaque tube avec un doigt et secouer doucement pour mélanger. Laissez-les reposer pendant au moins 10 min. Cette période de repos permet les solutions atteindre l’équilibre chimique.
Utiliser une pipette Pasteur pour transférer une petite quantité de solution 6 dans une cuvette et placez-le dans le spectrophotomètre. Acquérir un spectre et d’enregistrer la valeur λmax et l’absorbance mesurée à la λmax. Répétez ce processus pour les solutions 7 – 9.
Une fois que tous les échantillons ont été mesurés, les données molarité et absorbance de solutions de 1 à 5 peuvent être analysées. Un grand excès de thiocyanate servait à faire en sorte que tous le fer chimiquement, ce qui simplifie l’analyse.
Les données sont tracées pour créer une courbe d’étalonnage. La longueur du trajet de la lumière, l, est généralement de 1 cm et peut être pris en compte dans les calculs. La pente de la droite, qui a été évaluée à 7600, est donc le coefficient d’atténuation. Pour les solutions de test de 6 à 9, cette valeur et l’absorbance sont utilisés pour calculer les concentrations de sulfocyanure de fer à l’équilibre. Avec ces données, la table de glace pourrait alors être utilisée.
Les concentrations des réactifs initiaux sont basées sur les molarités connues de fer et du thiocyanate ajouté à la solution et le volume total de la réaction. Parce que le produit est formé par la réaction de 1:1 du fer et du thiocyanate, concentration à l’équilibre de chaque diminution de la quantité de produit formé. La concentration à l’équilibre de chaque espèce est maintenant connue. Ces valeurs sont utilisées pour calculer la constante d’équilibre pour chaque solution. Les valeurs sont à peu près constantes dans la gamme de concentrations étudiées.
Le concept de la constante d’équilibre est important pour un large éventail de domaines scientifiques. La constante d’équilibre peut être utilisée pour fournir des informations utiles sur l’étendue à laquelle se forme une réaction produits au fil du temps. Dans cet exemple, on a observé des deux réactions contenant du violet de gentiane.
La première solution était composée de violet de gentiane et d’hydroxyde de sodium. La couleur a été observée à rapidement changer du violet incolore. Cette réaction a une valeur très élevée de K, indiquant que les produits forment presque complètement au fil du temps.
Cristal violet puis réagit avec l’acétate de sodium. Cette solution est resté violette indéfiniment. Cette réaction a une très faible valeur de K, donc il ne se livre pas avancer de manière significative.
Enfin, la constante de dissociation, un type spécifique de la constante d’équilibre — peut être utilisé pour décrire le comportement de la protéine. Dans cet exemple, les changements dans la structure de l’ARN ont été suivis dans les tampons de réaction de magnésium.
L’ARN purifié a été mélangé dans la solution avec des concentrations connues de magnésium et a permis d’atteindre l’équilibre. Ensuite, la structure d’ARN qui en résulte a été tracée.
Dans ce cas, des concentrations plus élevées de magnésium causé des sites réactifs sur l’ARN pour être moins protégé, produisant un Kd qui était la moitié de la valeur.
Vous avez juste regardé introduction de JoVE à dosage spectrophotométrique de la constante d’équilibre. Vous devez maintenant comprendre la relation définie par la Loi de Beer-Lambert, comment faire pour déterminer la concentration de l’absorbance à l’aide d’un spectrophotomètre et comment calculer une constante d’équilibre en utilisant des concentrations à l’équilibre.
Merci de regarder !
La détermination de la constante d’équilibre d’une réaction chimique peut fournir des informations importantes sur la mesure dans laquelle elle formera des produits au fil du temps.
Chaque réaction chimique est associée à une constante d’équilibre, K, qui reflète le rapport entre les concentrations des produits et des réactifs lorsque la réaction a cessé de progresser. Pour mesurer le K, ces concentrations doivent être déterminées.
Si une réaction contient un seul composant coloré, son interaction avec la lumière peut être mesurée pour discerner sa concentration. Les concentrations des composants non colorés peuvent ensuite être calculées indirectement à l’aide de l’équation chimique équilibrée. Cette vidéo illustre l’utilisation d’un spectrophotomètre pour déterminer empiriquement la constante d’équilibre d’une réaction de thiocyanante de fer.
La plupart des réactions chimiques se déroulent à la fois dans le sens avant et dans le sens inverse. Au fur et à mesure que la réaction progresse, elle atteint un point où les réactions directe et inverse se produisent au même rythme. C’est ce qu’on appelle l’équilibre chimique. À cet état d’équilibre, le rapport entre les concentrations de produit et les concentrations de réactifs, chacun élevé à la puissance de son coefficient stœchiométrique, correspond à la constante d’équilibre, K. Pour mesurer K pour un système d’intérêt, il faut connaître les coefficients et déterminer les concentrations, directement ou indirectement. Selon la loi de Beer-Lambert, la concentration d’une espèce colorée est proportionnelle à son absorbance, c’est-à-dire la quantité d’énergie qu’elle absorbe à une longueur d’onde spécifique de la lumière. Cela peut être exprimé mathématiquement, où A est l’absorbance, epsilon est le coefficient d’atténuation molaire, qui est spécifique au composé, l est la longueur du trajet à travers l’échantillon et c est la concentration. Une courbe d’étalonnage est créée en testant plusieurs solutions de concentration connue et en traçant les valeurs d’absorbance résultantes. Avec cette courbe d’étalonnage, des solutions de concentration inconnue peuvent être étudiées. Les mesures d’absorbance sont utilisées pour déterminer la concentration des espèces colorées. Ensuite, les concentrations des réactifs et des produits restants peuvent être calculées. La procédure suivante étudiera la réaction du fer trois avec le thiocyanate pour former un complexe de thiocyanate de fer.
Une fois les concentrations déterminées, la valeur de K peut être calculée à l’aide d’un tableau d’équilibre de changement initial, ou ICE, qui sera expliqué plus en détail dans les résultats.
Maintenant que vous comprenez comment les méthodes spectrophotométriques peuvent être utilisées pour déterminer la constante d’équilibre, vous êtes prêt à commencer la procédure.
Avant de mesurer l’échantillon, une courbe d’étalonnage doit être générée.
Pour commencer, mettez à zéro un spectrophotomètre UV-vis en utilisant de l’eau distillée comme blanc pour représenter l’absence d’absorbance. Lorsque vous insérez une cuvette dans le spectrophotomètre, assurez-vous qu’elle est orientée de manière à ce que la lumière passe à travers les côtés transparents et que le niveau de liquide soit au-dessus de la trajectoire du faisceau.
Ensuite, préparez 5 tubes à essai contenant les volumes indiqués de chaque solution de réactif comme indiqué dans le protocole textuel, ce qui donnera des concentrations variables du produit. Couvrez chaque tube avec un doigt ganté et secouez doucement pour mélanger. Laissez reposer les tubes pendant 10 min.
Utilisez une pipette Pasteur pour transférer une petite quantité de l’échantillon de concentration moyenne, la solution 3, dans une cuvette et placez-la dans le spectrophotomètre. Acquérez un spectre et enregistrez le ?max (longueur d’onde maximale), le lambda max et son absorbance. Ensuite, en commençant par la solution la plus diluée, mesurez l’absorbance de toutes les solutions restantes au ?max (lambda max). Utilisez la même cuvette pour toutes les mesures, en veillant à rincer 3 fois entre chaque échantillon. Répéter ce processus pour les solutions 2 ? 5.
Tracez l’absorbance mesurée en fonction de la concentration de thiocyanate de fer pour chaque solution. Déterminez la ligne la mieux adaptée aux données. La pente de cette droite est le coefficient d’atténuation molaire.
Maintenant que les données pour les solutions étalons ont été acquises, préparez quatre tubes à essai moyens contenant les volumes de solutions indiqués dans le protocole textuel.
Couvrez chaque tube avec un doigt et secouez doucement pour mélanger. Laissez-les reposer pendant au moins 10 min. Cette période de repos permet aux solutions d’atteindre l’équilibre chimique.
À l’aide d’une pipette Pasteur, transférez une petite quantité de la solution 6 dans la cuvette et placez-la dans le spectrophotomètre. Acquérez un spectre et enregistrez l’absorbance mesurée au ?max prédéterminé. Répétez ce processus pour les solutions 7 à 9.
Une fois que tous les échantillons ont été mesurés, les données de molarité et d’absorbance pour les solutions 1 ? 5 peuvent être analysés. Un grand excès de thiocyanate a été utilisé pour s’assurer que tout le fer réagisse, ce qui simplifie l’analyse.
Les données sont tracées pour créer une courbe d’étalonnage. La longueur du trajet de la lumière, l, est généralement de 1 cm et peut être prise en compte dans les calculs. La pente de la ligne, qui a été calculée à 7600, est donc le coefficient d’atténuation. Pour les solutions d’essai 6 ? 9, cette valeur et l’absorbance sont utilisées pour calculer les concentrations en thiocyanate de fer à l’équilibre. Avec ces données, la table ICE pourrait ensuite être utilisée.
Les concentrations initiales du réactif sont basées sur les molarités connues du fer et du thiocyanate ajoutés à la solution, ainsi que sur le volume total de la réaction. Parce que le produit est formé à partir de la réaction 1:1 du fer et du thiocyanate, la concentration d’équilibre de chacun diminue de la quantité de produit formée. La concentration à l’équilibre de chaque espèce est maintenant connue. Ces valeurs sont utilisées pour calculer la constante d’équilibre pour chaque solution. Les valeurs sont à peu près constantes sur la gamme des concentrations étudiées.
Le concept de constante d’équilibre est important pour un large éventail de domaines scientifiques. La constante d’équilibre peut être utilisée pour fournir des informations utiles sur la mesure dans laquelle une réaction formera des produits au fil du temps. Dans cet exemple, deux réactions contenant du violet cristallin ont été observées.
La première solution était composée de violet cristallin et d’hydroxyde de sodium. On a observé que la couleur passait rapidement du violet à l’incolore. Cette réaction a une très grande valeur K, indiquant que les produits se forment presque complètement au fil du temps.
Le violet cristallin a ensuite réagi avec de l’acétate de sodium. Cette solution est restée violette indéfiniment. Cette réaction a une valeur K très faible, de sorte qu’elle ne progresse pas de manière significative.
Enfin, la constante de dissociation ? Un type spécifique de constante d’équilibre ? peut être utilisé pour décrire le comportement des protéines. Dans cet exemple, les modifications de la structure de l’ARN ont été suivies dans des tampons de réaction au magnésium.
L’ARN purifié a été mélangé à une solution avec des concentrations connues de magnésium et a atteint l’équilibre. Ensuite, la structure de l’ARN résultante a été tracée.
Dans ce cas, des concentrations plus élevées de magnésium ont entraîné une moins protection des sites réactifs sur l’ARN, produisant un Kd deux fois moins élevé.
Vous venez de regarder l’introduction de JoVE à la détermination spectrophotométrique de la constante d’équilibre. Vous devriez maintenant comprendre la relation définie par la loi de Beer-Lambert, comment déterminer la concentration à partir de l’absorbance à l’aide d’un spectrophotomètre et comment calculer une constante d’équilibre à l’aide des concentrations d’équilibre.
Merci d’avoir regardé !
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