【免费下载】乙酸的电位滴定分析及其解离常数的测定
[HAc][H +] [Ac -]K a =实验四 乙酸的电位滴定分析及其解离常数的测定 一、目的要求1．学习电位滴定的基本原理及操作技术2.运用pH-V 曲线和（ΔpH-ΔV ）-V 曲线与二级微商法确定滴定终点。。3.学习测定弱酸离解常数的方法。二、实验原理乙酸HAc 是一弱酸，其p K a = 4.74，当以标准碱溶液滴定乙酸试液时，在化学计量点附近可以观察到pH 的突跃。以玻璃电极与饱和甘汞电极插入试液即组成如下的工作电池： Ag,AgCl ︱HCl(0.1 mol·L -1)︱玻璃膜︱HAc 试液︱KCl(饱和)︱Hg 2Cl 2,Hg 该工作电池的电动势在酸度计上反映出来，并表示为滴定过程中的pH ，记录加入标准碱溶液的体积V 和相应的被滴定溶液的体积。也可用二级微商法，于Δ2pH-ΔV 2=0处确定
终点。根据标准碱溶液的浓度、消耗的体积和试液的体积，即可求得试液中乙酸的浓度或含量。
根据乙酸的解离平衡：HAc(aq) H ＋（aq ） ＋ Ac －
(aq)其解离常数 当滴定分数为50﹪时，[Ac -] = [HAc]，此时K a = [H +]，即p K a = pH 因此在滴定分数为50﹪处的pH ，即为乙酸的p K a 。三、仪器和试剂1.酸度计2.玻璃电极3.甘汞电极4.容量瓶 50ml 100ml 5.吸量管6.微量滴定管7.0.1000mol/L 邻苯二甲酸氢钾标准溶液8.0.1mol/LNaOH 9. 0.1mol/LHAc 10. pH=4.00、pH=6.88标准缓冲溶液（20℃） 四、操作步骤1.调试仪器:接通电源，将选择开关置于pH 档，连接好电极，调节温度档于室温。
2.将pH=6.88（20℃）的标准缓冲溶液置于50mL 的烧杯中，放入磁力子，开动搅拌器，
调节定位档，再用pH=4.00（20℃）的标准缓冲溶液校核，调节斜率挡，反复调节，相对固定，所得读数与测量温度下的缓冲溶液的标准值之差应在±0.05pH 单位之内。
3.准确吸取10.00mL 邻苯二甲酸氢钾标准溶液于100mL 烧杯中，加水约30mL ，放入磁力子.
4.将待标定的NaOH 溶液装入滴定管中，调节液面在0.00mL 处
5.开动搅拌器，调节适当的搅拌速度，进行粗测，即测量在加入NaOH 溶液
0mL 、1mL 、2mL…8mL 、9mL 、10mL 时的各点的pH 。初步判断发生PH 突跃时所需的NaOH 体积范围（△V ex ）。
6.重复3、4操作，然后进行细测，即在化学计量点附近取较小的体积增量，以增加测量点的密度，并在读取滴定管读数时，读准至小数点后第二位。如在粗测时△V ex 为
8~9mL ，则在细测时，在加入8.00mLNaOH 后，以0.10mL 为体积增量，测量加入NaOH 溶液8.00 mL 、8.10 mL 、8.20 mL…8.90mL 和9.00 mL 时各点的pH 值。
7.吸取乙酸试液10.00 mL ，置于100 mL 烧杯中，加水约30 mL.
8.仿照标定NaOH 时的粗测和细测步骤，对乙酸进行测定。在细测的（1/2）△V ex 处,也应该适当增加测量点的密度,如△V ex 为4~5 mL,可测量加入2.00 mL 、2.10 mL…2.40mL 和2.50 mLNaOH 溶液时各点的pH 值。
五、数据处理
1、NaOH 溶液浓度的标定
（1）实验数据及计算
粗测 ΔV ex = mL V/mL
0 1 2 3 4
5 6 7 8 9 10 ………pH ＞10.00 细测V/mL pH ΔpH/ΔV Δ2pH/ΔV 2根据实验数据，计算ΔpH/ΔV 和化学计量点附近的Δ2pH/ΔV 2，填入表中
（2）于方格纸上作pH-V 和（ΔpH/ΔV ）-V 曲线，找出终点体积V ep .
（3）用内插法求出Δ2pH/ΔV 2=0处的溶液的NaOH 体积V ep .
（4）根据（3）所得的V ep ，计算NaOH 标准溶液的浓度。
2、乙酸浓度及解离常数K a 的测定
（1）实验数据及计算
粗测
ΔV ex = mL
V/mL
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 ………pH ＞10.00通过管线敷设技术，不仅可以解决吊顶层配置，要加强看护关于管路高中资料试卷连接管口处理高中资料试卷弯扁度固定盒位置保护层防腐卷电气设备，在安装过程中以及安装结束后进行高中资料试卷调整试验；通电检查所有设备高中资料试卷相互作用与相互关系，根据生产工艺高中资料试卷要求，对电气设备下与过度工作下都可以正常工作；对于继电保护进行整核对定值，审核与校对图纸，编写复杂设电力保护装置调试技术，电力保护高中资料试卷配置技术是指机组在进行继安全，并且尽可能地缩小故障高中资料试卷破坏范围，或者对某些异常高中资料试卷工况进行
细测（半中和点）1／２ΔV ex pH 细测V/mL pH ΔpH/ΔV
Δ2pH/ΔV 2仿照上述NaOH 溶液浓度标定的数据处理方法，画出曲线，求出终点V ep 。（2）计算原始试液中乙酸的含量，以g.L -1表示。（3）在pH-V 曲线上，查找体积相当于1/2ΔV ep 时的pH ，即为乙酸的p K a 。【注：p K a 一定要在pH-V 曲线上描出并读出相应数据（直接打印的请用16K 或B5）】六、思考题（任选两题） 1．若改变所测乙酸溶液的浓度，乙酸的解离常数有无变化？ 2．测定一系列同种溶液的pH 值时，测定顺序由稀到浓和由浓到稀，其结果可能有何
不同？ 3．如何确定pH 计已校正好？ 4．将10mL0.2 mol·L －1HAc 溶液和10mL0.1 mol·L －1NaOH 溶液混合后，所得溶液是
否具有缓冲能力？5.常用标准缓冲溶液有哪几种？七、备注1．介绍pH 计的使用方法。 2．强调移液管的使用。案。
实验五原子吸收分光光度法测定自来水中钙、镁的含量
———— 标准曲线法
一、目的要求
1. 掌握原子吸收分光光度法的基本原理；
2. 了解原子吸收分光光度计的基本结构及其使用方法；
3. 掌握标准曲线法测定自来水中钙、镁的含量的方法。
二、实验原理
原子吸收分光光度法是基于物质所产生的原子蒸气对特定谱线(即待测元素的特征谱线)的吸收作用进行定量分析的一种方法。
若使用锐线光源,待测组分为低浓度,在一定的实验条件下,基态原子蒸气对共振线的吸
收符合下式：A=ε cl
当l以cm为单位，c以mol·L-1为单位表示时，ε称为摩尔吸收系数，单位为mol·L-1·cm-1。上式就是Lambert-beer定律的数学表达式。如果控制l为定值，上式变为A=Kc 上式就是原子吸收分光光度法的定量基础。定量方法可用标准加入法或标准曲线法。
标准曲线法是原子吸收分光光度分析中常用的定量方法，常用于未知试液中共存的基
体成分较为简单的情况，如果溶液中基体成分较为复杂，则应在标准溶液中加入相同类型
和浓度的基体成分，以消除或减少基体效应带来的干扰，必要时须采用标准加入法而不是
标准曲线法。标准曲线法的标准曲线有时会发生向上或向下弯曲现象。要获得线性好的标
准曲线，必须选择适当的实验条件，并严格实行。
三、仪器和试剂
1.原子吸收分光光度计AA320N型（上海分析仪器厂）
2.空心阴极灯钙、镁空心阴极灯
3.无油空气压缩机
4.乙炔钢瓶
5.通风设备
6.容量瓶、移液管等
7.钙标准储备液（1000μg.mL-1）
8.钙标准使用液（100μg.mL-1）
9.镁标准储备液（1000μg.mL-1）
10. 镁标准使用液（25μg.mL-1）
四、实验条件
钙镁
1、吸收线波长（nm）422.7 285.2
2、空心阴极灯电流（mA）10 10
3、狭缝宽（mm）0.5 （2档）0.2（1档）
4、燃烧器高度(mm) 6.0 4.0
5、乙炔流量（L·min－1）0.8 0.7
6、、空气流量（L·min －1） 4.5 4.5
五、实验步骤1、配制标准溶液系列（1）Ca 标准溶液系列 准确吸取0.50，1.00，2.00，3.50，5.00 mL 上述Ca 标准使用液，分别置于五只50 mL 容量瓶中，用水稀释至刻度，摇匀备用。（2）Mg 标准溶液系列 准确吸取0.50，1.00，1.50，2.00，3.00 mL 上述Mg 标准使用液，分别置于五只50 mL 容量瓶中，用水稀释至刻度，摇匀备用。2、自来水样品溶液 打开自来水开关，取中间水样备用。测定Ca 不稀释，测定Mg 稀释1倍(视具体情况而定)。根据实验条件，将原子吸收分光光度计，按仪器操作步骤进行调节，待仪器电路和气
路系统达到稳定，即可测定以上各溶液的吸光度。六、数据处理1．记录实验条件（1）仪器型号（2）吸收线波长（nm ）（3）空心阴极灯电流（mA ）（4）光谱通带或光谱带宽（nm ）（5）乙炔流量（L·min －1）（6）空气流量（L·min －1）（7）燃助比2．列表记录测量Ca 、Mg 标准系列溶液的吸光度测定序号
12345样品Mg 浓度/mg?L -1A 1A 2A 3吸光度
A āCa 浓度/mg?L -1A 1A 2A 3吸光度A ā通过配置不根据生备进行保护行继电
以吸光度为纵坐标，以Ca，Mg浓度为横坐标绘制标准曲线，并计算回归方程和标准偏差（或相关系数）（直接打印的请用16K或B5）
3．根据自来水样的吸光度，用回归方程求得水样中Ca，Mg的浓度（g·L-1）。若经稀释须乘上稀释倍数求得原始自来水中Ca，Mg含量。
七、学习掌握有关操作
1. 了解原子吸收分光光度计的基本结构及其使用方法；
2. 了解标准加入法的具体操作。
3. 学习钢瓶的分类及使用。
八、思考题（任选两题）
1. 原子吸收光谱的理论依据是什么？
2. 原子吸收分光光度分析为何要用待测元素的空心阴极灯做光源？能否用氢灯或钨灯代替，为什么？
3. 如何选择最佳的实验条件？
4. 在什么条件下使用标准曲线法或标准加入法，他们各有什么优缺点？
九、备注
介绍原子吸收光谱仪的原理、注意事项和操作。
实验六荧光光度分析法测定蔬菜水果中维生素B2的含量
一、目的要求
1．了解荧光分光光度法的基本原理，正确使用930型荧光分光光度计。
2. 掌握荧光分光光度法测定蔬菜水果等食品中维生素B2含量的实验技术。
二、实验原理
在紫外光或波长较短的可见光照射后，一些物质会发射出比入射光波长更长的荧光。以测量荧光强度和波长为基础的分析方法叫做荧光分光光度分析法。
对同一物质而言，若alc<<0.05，即对很稀的溶液，荧光强度F与该物质的浓度c有以下的关系
F = 2.3φf I0 alc
式中：
φf — 荧光过程的量子效率；
I 0 — 入射光强度；
a — 荧光分子的吸收系数；
l — 试液的吸收光程。
I 0和l 不变时
F = Kc
式中K 为常数。因此,在低浓度的情况下，荧光物质的荧光强度与浓度呈线性关系。
维生素B 2(即核黄素)在430 ~ 440 nm 蓝光的照射下，发出绿色荧光，其峰值波长为535 nm 。维生素B 2的荧光在pH=6~7时最强，在pH=11时消失。
荧光分析实验首先选择激发光单色器波长和荧光单色器波长，基本原则是使测量获得最强荧光，且受背景影响最小。激发光谱是选择激发光单色器波长的依据，荧光物质的激发光谱是指在荧光最强的波长处，改变激发光单色器的波长测量荧光强度，用荧光强度对激发光波长作图所得的谱图。大多数情况下，荧光物质的激发光谱与其吸收光谱相同。荧光光谱是选择荧光单色器波长的主要依据，荧
光物质的荧光光谱是将激发光单色器波长固定
在最大激发光波长处，改变荧光单色器波长测
量荧光强度，用荧光强度对荧光波长作图所得
的谱图。下图为维生素B 2的吸收（激发）光谱
及荧光光谱示意图。
本实验采用标准曲线法来测定维生素B 2的含量。激发光单色器波长选360 nm 或 440
nm 。荧光单色器波长选525 nm ，可将440nm
的激发光及水的拉曼光（360 nm ）滤除，从而
避免了它们的干扰。
三、操作步骤
1．标准系列溶液的配制
在五个洁净的50 mL 容量瓶中，分别加入0.50 mL ，1.00 mL ，3.00 mL ，5.00 mL 和10.00 mL 5.00 mg · L －1维生素B 2工作标准溶液，用蒸馏水稀释至刻度，摇匀。2．标准系列溶液的测定开启仪器电源，预热约10min 。用蒸馏水作空白，用标准溶液中浓度最大的溶液，调节荧光读数近满刻度的某一固定值，从稀到浓测量标准系列溶液的荧光强度，以浓度为横坐标，荧光强度为纵坐标，绘制标准曲线，计算回归方程和相关系数。
四、样品测定
1、样品的氧化：吸取上述样品处理液25mL 于50mL 容量瓶中，加入lmL3％KMnO 4溶液，混匀后放置2分钟，再加入lmL3％H 2O 2溶液混匀，使KMn04褪色，并稀释至刻度。
2、维生素B 2含量的测定：在与标准曲线同样条件下测定样品氧化后的溶液荧光强度，并据此从标准曲线上求得维生素B 2的含量，计算测定结果：
3、对于复杂样品中维生素B 2的提取，可将一定量均匀样品放入250mL 锥形瓶中，加入HCl 溶液(0.1mol/L)50mL ，置于高压锅中于10MPa 煮沸30分钟，冷却后，用醋酸钠溶液(2.5mol/L)调节pH 至4.5～5.5，用水稀释至100mL
。过滤，取中间滤液备用。实验操作
最好在避光条件下进行，容器采用棕色玻璃器皿。 4、加入KMnO 4的作用，是氧化其他色素和杂质，以除去干扰。 实验说明 维生素B 2的理化特征；维生素B 2是桔黄色无臭的针状结晶，又叫核黄素，易溶于水而不溶于乙醚等有机溶剂，在中性或酸性溶液中稳定，光照易分解，对热稳定，在食物中维生素B 2一般都以磷酸核黄素和二核苷酸腺嘌岭黄素的形式存在，而且它们都是或紧或松地和蛋白质结合着，若用酸和酶水解Q 可以使其成为游离的维生素B 2
（仪器操作方法见930荧光光度计或有关仪器说明书。）四、数据处理1．记录数据 维生素B 2标准溶液浓度及荧光强度测定数据测定次数n 12345样品ρ /mg L -1F 2. 用标准系列溶液的浓度及荧光强度绘制标准曲线。3．根据待测液的荧光强度，从回归方程上求得其浓度。4．计算样品中维生素B 2的含量，用μg/g 表示。
五、学习掌握有关操作1. 学习和掌握荧光分光光度计的结构和使用方法2. 学会荧光池的使用。
六、思考题（任选两题）
1. 荧光分光光度计与紫外分光光度计的两点主要区别是什么？
2. 荧光是如何产生的？
3. 荧光池为什么四面透光？
4. 930荧光光度计怎样选择激发光单色器波长和荧光单色器波长？七、备注介绍荧光分光光度计的原理和操作注意事项。交叉时，应采用金属隔板进行隔开处理；同一线槽内，强电回路须同时切断习题电源，线缆敷设完毕，要进行检查和检测处理。试卷技术问题，作为调试人员，需要在事前掌握图纸资料、设备制造厂家出具高中资料试卷试验报告与相关技术资料，并且了解现场设备高中资料试卷布资料试卷调试技术是指发电机一变压器组在发生内部故障时，需要进行外部电源高中资料试卷切除从而采用高中资料试卷主要保护装置。
实验六 醋酸电离度和电离常数的测定
实验六醋酸电离度和电离常数的测定—pH法 一、实验目的 1．测定醋酸的电离度和电离常数； 2．学习pH计的使用。 [教学重点] 醋酸的电离度、电离常数的测定 [教学难点] pH计的使用 [实验用品] 仪器：滴定管、吸量管(5mL)、容量瓶(50 mL)、pH计、玻璃电极、甘汞电极 药品：0.200 mol·L-1HAc标准溶液、0.200 mol·L-1NaOH标准溶液、酚酞指示剂、标准缓冲溶液(pH=6.86、pH=4.00) 二、基本原理 HAc → H+ + Ac- C：HAc的起始浓度；[H+]、[Ac-]、[HAc]：分别为平衡浓度； α：电离数；K：平衡常数 α = × 100% K a = = 当α小于5时，C - [H+] ≈C，所以K a≈ 根据以上关系，通过测定已知浓度HAc溶液的pH值，就可算出[H+]，从而可以计算该HAc 溶液的电离度和平衡常数。(pH=-lg[H+]，[H+]=10-pH) 三、实验内容 1．HAc溶液浓度的测定(碱式滴定管) 以酚酞为指示剂，用已知浓度的NaOH溶液测定HAc的浓度。 2．配制不同浓度的HAc溶液 用移液管或吸量管分别取2.50 mL 、5.00 mL 、25.00 mL已测得准确浓度的HAc溶液，分别加入3只50 mL容量瓶中，用去离子水稀释至刻度，摇匀，并计算出三个容量瓶中HAc溶液的准确浓度。将溶液从稀到浓排序编号为：1、2、3，原溶液为4号。 3．测定HAc溶液的pH值，并计算HAc的电离度、电离常数
把以上四种不同浓度的HAc溶液分别加入四只洁净干燥的50 L杯中，按由稀到浓的顺序在pH计上分别测定它们的pH值，并记录数据和室温。将数据填入下表(p.129.)，计算HAc电离度和电离常数。 K值在1.0×10～ 2.0×10范围内合格(文献值25℃1.76×10) 四、提问 1．烧杯是否必须烘干？还可以做怎样的处理？ 答：不需烘干，用待测溶液荡洗2～3次即可。 2．测定原理是什么？ 五、思考题 1．若所用HAc溶液的浓度极稀，是否还能用近似公式K a=[H+]2/C来计算K，为什么？ 答：若C HAc很小，则C酸/K a就可能不大于400，就不能用近似公式K a=[H+]2/C ，如用近似公式，会造成较大的误差。 2．改变所测HAc溶液的浓度或温度，则有无变化？ 答：C HAc减小，α增大， K a不变； K a随T改变而变化很小，在室温范围内可忽略。 六、注意事项 1．测定HAc溶液的pH值时，要按溶液从稀到浓的次序进行，每次换测量液时都必须清洗电极，并吸干，保证浓度不变，减小误差。 2．PHs-PI酸度计使用时，先用标准pH溶液校正。 3．玻璃电极的球部特别薄，要注意保护，安装时略低于甘汞电极，使用前用去离子水浸泡48小时以上。 4．甘汞电极使用时应拔去橡皮塞和橡皮帽，内部无气泡，并有少量结晶，以保证KCl溶液是饱和的，用前将溶液加满，用后将橡皮塞和橡皮帽套好。 附：介绍PHs-PI酸度计的使用方法及注意事项。 pH电极的标定： 1．定位：将洗净的电极插入pH=7的缓冲溶液中，调节TEMP(温度)旋钮，使指示的温度与溶液温度一致。打开电源开关，再调节CALIB(校准)旋钮，使仪器显示的pH值与该缓冲溶液在此温度下的pH值相同。 2．调节斜率：把电极从缓冲溶液中取出，洗净，吸干，插入pH=4的缓冲溶液中，调SLOPE(斜率)旋钮，使仪器显示的pH值与该溶液在此温度下的pH值相同，标定结束(测量碱性溶液时，用pH=9的缓冲溶液调节斜率)。 pH值测定：调节好的旋钮就不要再动，将待测溶液分别进行测量，待读数稳定时记录pH值。
实验 醋酸解离度和解离常数的测定
实验 醋酸解离度和解离常数的测定 一、实验目的 1、了解电导率法测定醋酸解离度和解离常数的原理和方法； 2、加深对弱电解质解离平衡的理解； 3、学习电导率仪的使用方法，进一步学习滴定管、移液管的基本操作。 二、提 要 醋酸CH 3COOH 即HA C ，在水中是弱电解质，存在着下列解离平衡： )1(O H )q (HAc 2+α )q (Ac )q (O H 3α+α-+ 或简写为 )q (HAc α )aq (Ac )aq (H -++ 其解离常数为 {}{ } { } θ θ -θ+= αc )c HA (c c )c A (c c )H (c )c HA (K eq eq eq (2.1) 如果HAc 的起始溶度为c o ，其解离度为α，由于,)()(0a c Ac c H c eq eq ==-+代入式（2.1）得： θ θ αα-α =α-α=c )1(c c )c c ()c ()HAc (K 2 00020 (2.2) 某一弱电解质的解离常数K a 仅与温度有关，而与该弱电解质溶液的浓度无关；其解离度α则随溶液浓度的降低而增大 。可以有多种方法用来测定弱电解质的α和K a ，本实验采用的方法是用电导率测定HAc 的α和K a 。 电解质溶液是离子电导体，在一定温度时，电解质溶液的电导（电阻的倒数）λ为 l kA =λ (2.3) 式中，k 为电导率．．． （电阻率的倒数），表示长度l 为1m 、截面积A 为1m 2 导体的电导；单位为S·m -1。电导的单位为S[西（门子）]。 在一定温度下，电解质溶液的电导λ与溶质的性质及其溶度c 有关。为了便于比较不同溶质的溶液的电导，常采用摩尔电导m λ。它表示在相距1cm 的两平行电极间，放置含有1单位物质的量电解质的电导，其数值等于电导率k 乘以 此溶液的全部体积。若溶液的浓度为)dm · mol (c 3-，于是溶液的摩尔电导为 c k 10kV 3m -==λ (2.4) m λ的单位为12mol ·m ·S -。
乙酸的电位滴定分析及其解离常数的测定
实验七乙酸的电位滴定分析及其解离常数的测定 目的要求 1.学习电位滴定的基本原理和操作技术; 2.运用pH- V 曲线和(△pH/△V)-V曲线与二级微商法确定滴定终点; 3.学习滴定弱酸解离常数的方法; 基本原理 乙酸HOAc为一弱酸，其pKa=4.74,当以标准碱溶液滴定乙酸试液时，再化学计量点附近可以观察到pH的突跃。 以玻璃电极和饱和甘汞电极插入试液即组成如下工作电池； Ag，AgCl‖HCl(0.1 mol·L)|玻璃膜|HOAc试液‖KCl(饱和)|Hg2Cl2,Hg 该工作电池的电动势在酸度计上反映出来，并表示为滴定过程中的pH，记录加入标准碱溶液的体积V和相应的被滴定溶液的pH，然后由pH-V曲线或(△pH/△V)-V 曲线求得终点是消耗的标准碱溶液的体积。也可用二级微商法，于△2p H/ △V2处确定终点。根据标准碱溶液的浓度、消耗的体积和试液的体积，即可求得试液中乙酸的浓度和含量。, 根据乙酸的解离平衡 HOAc = H++ OA C- 其解离常数Ka =［H+］［OA C-］/［HOAc］ 当滴定分数为50%时，［OA C-］= ［HOAc］此时 Ka =［H+］，即pKa = pH 因此在滴定分数为50%处的pH，即为乙酸的pKa 一仪器 1.酸度计pHS-3C型 2.复合电极 3.容量瓶100mL 4.吸量管5mL、10ml 5. 微量滴定管10ml 二试剂 1. 1.000 mol·L -1草酸标准溶液 2.0.010 mol·L-1 NaOH 标准溶液（浓度已标定） 3.乙酸试液（浓度约1mol·L-1） 三实验步骤 1. 按照仪器操作步骤调试仪器，将选择开关置于pH档。 2. 将pH=4.00 （20℃）的标准缓冲溶液置于100ml小烧杯中，放入搅拌子，并使电极浸入标准缓冲溶液中，开动搅拌器，进行酸度计定位，再以pH=6.88（20℃）的标准缓冲溶液校核，所得读数与测量温度下的缓冲溶液的标准值之差应在-0.005~+0.005单位之内 3. 将待定的乙酸溶液装入微量滴定管中，使液面在0.00ml处。 4. 吸取乙酸试液10.00ml，置于100ml容量瓶中，稀释至刻度，摇匀。吸取稀释后的乙酸溶液10.00ml，置于100ml烧杯中，加水至约30ml。 5. 开动搅拌器，调节至适当的搅拌速度，进行粗测，即测量在加入乙酸溶液0ml、1ml、2ml、···、8ml、9ml、10ml时的各点pH。初步判断发生pH突跃时需要的乙酸体积范围（△V e x） 6. 重复4、5操作，然后进行细测，即在化学计量点附近取较小的等体积增量，以增加测
醋酸解离常数的测定缓冲溶液法
醋酸解离常数的测定（缓冲溶液法） 实验目的 1. 利用测缓冲溶液pH 的方法测定弱酸的pKa 。 2. 学习移液管、容量瓶的使用方法，并练习配制溶液。 实验原理 在HAc 和NaAc 组成的缓冲溶液中，由于同离子效应，当达到解离平衡时， ()()0c HAc c HAc ≈，()()0c Ac c NaAc -≈。酸性缓冲溶液pH 的计算公式为 ()() ()c HAc pH pKa HAc lg c Ac θ-=-()()()00c HAc pKa HAc lg c NaAc θ =- 对于由相同浓度HAc 和NaAc 组成的缓冲溶液，则有 ()pH pKa HAc θ= 本实验中，量取两份相同体积、相同浓度的HAc 溶液，在其中一份中滴加NaOH 溶液至溶液呈粉红色后，然后混合，即得到等浓度的HAc-NaAc 缓冲溶液，测其pH 即可得到()pKa HAc θ及()Ka HAc θ。 仪器、药品及材料 仪器：pHs-2C 型酸度计，容量瓶（50ml ）3个（编号为1，2，3号），烧杯（50ml 编号为1，2，3，4，5号）5个，移液管（25ml ）1支，吸量管（10ml ）1支，洗耳球1个。 药品：HAc （0.10 mol ·L -1），NaOH （0.10 mol ·L -1），酚酞。 材料：碎滤纸。 实验步骤 1.用酸度计测定等浓度的HAc 和NaAc 混合溶液的pH （1）配制不同浓度的HAc 溶液 实验室备有标以编号的小烧杯和容量瓶。用4号烧杯盛已知浓度的HAc 溶液。用10ml 吸量管从烧杯中吸取5.00ml 、10.00ml 0.10 mol ·L -1 HAc 溶液分别放入1号、2号容量瓶中，用25ml 移液管从烧杯中吸取25.00ml 0.10 mol ·L -1 HAc 溶液放入3号容量瓶中，分别加入去离子水至刻度，摇匀。 （2）制备等浓度的HAc 和NaAc 混合溶液
报告示例：实验三__醋酸解离度和解离常数的测定
山东轻工业学院实验报告 成绩 课程名称 基础化学实验1 指导教师 周磊 实验日期 院（系） 专业班级 实验地点 实验楼A 座412 学生姓名 学号 同组人 实验项目名称 醋酸解离度和解离常数的测定 一、实验目的 1. 学习正确使用酸度计。 2. 进一步练习溶液的配制与酸碱滴定的基本操作。 3. 用 pH 法测定醋酸的解离度和解离常数。 二、实验原理 HAc 为一元弱酸，在水溶液中存在如下解离平衡： HAc ＝ H + ＋ Ac - K a 起始浓度 (mol ?L -1) c 0 0 平衡浓度 (mol ?L -1) c –c α c α c α K a 表示 HAc 的解离常数 , α 为解离度 , c 为起始浓度。根据定义： 醋酸溶液总浓度 c 可以用 NaOH 标准溶液滴定测定。配制一系列已知浓度的醋酸溶液，在一定温度下，用酸度计测出其 pH 值，求出对应的 [H + ]，再由上述公式计算出该温度下一系列对应的 α 和K a 值。取所得的一系列K a 值的平均值，即为该温度下醋酸的解离常数。 三、主要仪器和试剂 仪器 ：酸度计, 碱式滴定管 (50mL), 锥形瓶 (250mL), 移液管 (25mL), 吸量管 (5mL), 容量瓶 (50mL), 烧杯 (50mL) 试剂：HAc 溶液， NaOH 标准溶液, 酚酞 四、实验步骤（用简洁的文字、箭头或框图等表示） 1. 醋酸溶液浓度的测定 2. 配制不同浓度的醋酸溶液 2 [H ]1a c K c θ ααα += = -
3. 不同浓度醋酸溶液pH 值的测定 五、结果记录及数据处理 表1 醋酸溶液浓度的测定 表2 HAc解离度和解离常数的测定
1。醋酸解离常数的测定
实验一 醋酸解离常数的测定 一、实验目的 1.了解弱酸溶液pH 值测定原理、方法及解离常数的计算。 2.掌握pH 计的正确操作和使用。 二、实验原理 1．溶液的解离度 醋酸CH 3COOH 即HAc ，在水溶液中，存在下列解离平衡： HAc( aq ) + H 2O( l ) H 3O + (aq) + Ac - ( aq ) (1-1) 或简写为 HAc( aq ) H + ( aq ) + Ac -( aq ) 如果HAc 的起始浓度为c ，当达到解离平衡时 c eq (H +) = c eq (Ac -) (1-3) 其解离度 c c c c eq eq ) (Ac )(H -+== α (1-4) 其解离常数 }} { {()} { θ θ θc c c c c c eq eq eq HAc )(Ac )(H ) HAc Ka(-+= (1-5) 式中c θ为标准浓度，其值为1mol·dm -3。将( 1-3 )式代入( 1-5 )，得 ()()θ ααc c c c 2 -= ) HAc Ka( (1-6) 简化后得 () αα-=1c 2 ) HAc Ka( (1-7) 当解离度α＜ 5% 时，1-α≈1，对于一般的弱酸来说 K a ≈ cα２ (1-8) 则，解离度 c a K ≈ α (1-9)
K a 与α都可用来表示酸的强弱，但α随浓度c 而变。在一定温度时，K a 不随c 而变，是一个常数。 2．测量原理 pH 玻璃电极是一种应用广泛的离子选择性电极。将玻璃电极(作为指示电极)与饱和甘汞电极(作为参比电极)或由二者制成的复合电极(图1-1)插入溶液，组成测量电池(图1-2)。 该电池的电动势与溶液的pH x 值在25℃时存在下列关系， E x = K′+ 0.0592pH x (1-10) 在实际测量时，一般是用已知pH s 值的标准缓冲溶液对仪器进行定位校正： 图1-1pH 电极示意图 玻璃电极 电极帽 导线 玻璃电极 塑亮 插棒 球泡 参比电极（甘汞电极） 复合电极 电极帽 导线 参比电极 塑亮 插口 液接界 电极帽 导线 玻璃电极 参比电极 保护套 球泡 保护套 插口
电位滴定法测定食醋中醋酸的含量
电位滴定法测定食醋中醋酸的含量 一、实验目的 1 通过醋酸的电位滴定，掌握电位滴定的基本操作、PH的变化及指示剂的选择。 2 学习食用醋中醋酸含量的测定方法。 二、实验原理 食用醋的主要酸性物质是醋酸（HAC），此外还含有少量其他的弱酸。醋酸的解离常数Ka=1.8×10-5，用NaOH标准溶液滴定醋酸，化学计量点的PH为8.7，可选用酚酞作指示剂，滴定终点时溶液由无色变为微红色。两者的反应方程式为：HAc + NaOH = NaAc + H2O。然而在本实验滴定过程中，由于食用醋的棕色无法使用合适的指示剂来观察滴定终点，所以它的滴定终点用酸度计来测量。 本实验选用邻苯二甲酸氢钾（KHP）作为基准试剂来标定氢氧化钠溶液的浓度。邻苯二甲酸氢钾纯度高、稳定、不吸水、而且有较大的摩尔质量。标定时可用酚酞作指示剂 三、主要试剂和仪器 1 仪器:pHS-2C型酸度计、天平、电子分析天平、电磁搅拌器、容量瓶（150ml）、锥形瓶（250ml）、吸量管（5.0ml ,25ml）、碱式滴定管、烧杯（250ml）、量筒（50ml） 2 试剂:NaOH、KHC8H4O4基准物质、食用醋、酚酞、去离子水 四、实验内容和步骤 1 酸度计的安装与校正
（1）开机预热30min,连接复合电极，安排好滴定管和酸度计的位置（2）用标准缓冲溶液校准仪器（测定前要开动搅拌器）：将搅拌棒放入标准缓冲溶液中，把电极插入溶液中使玻璃球完全浸没在溶液中，开动搅拌器，注意观察磁棒不要碰到电极。 （3）pH6.86标准缓冲溶液定位：先将斜率旋钮顺时针调到最大，调节pHl量程至6，按下读数开关，将定位旋钮调至pH至标准缓冲溶液pH值。 （4）pH9.18标准缓冲溶液调斜率：调节pH量程至8，按下读数开关，将斜率旋钮调至pH至标准缓冲溶液pH值。 （5）pH6.86标准缓冲溶液定位:再调节pH量程至6，按下开关读数，将定位旋钮调至pH至标准缓冲溶液pH值。 注意事项：以上校正完成后，定位和斜率旋钮位置不能在变动！ ○1在将电极插入待测溶液前，要用蒸馏水冲洗干净，用滤纸吸干水分，再放入溶液中 ○2测定应在搅拌的情况下进行 ○3测定前必须根据测量pH范围选择合适的量程 2 粗配氢氧化钠溶液 用天平称量2.00克氢氧化钠于100ml烧杯中，加蒸馏水溶解，搅拌，可加热加速溶解。等放至室温后转移到带胶塞的试剂瓶中，共加500ml 蒸馏水稀释。 3 氢氧化钠的标定（常量法） 用差量法称取邻苯二甲酸氢钾基准物质0.4—0.6克于250ml锥形瓶
实验二、醋酸解离常数的测定
醋酸解离常数的测定 目的要求 （1）了解对消法测电动势的基本原理，熟悉EM-3C 电子电位差计的使用方法； （2）学习电极及盐桥的使用方法，学会电池的装配方法； （3）掌握可逆电池电动势测定的应用。 基本原理 利用各种氢离子指示电极与参比电极组成电池，即可从测得的电池电动势算出溶液的pH 值，常用指示电极有：氢电极、醌氢醌电极和玻璃电极。今讨论醌氢醌(Q·H 2Q)电极。Q·H 2Q 为醌(Q)与氢醌(H 2Q)的等分子化合物，在水溶液中部分分解。 (Q·H 2Q) (Q) (H 2Q) 醌氢醌在水中溶解度很小。将待测pH 溶液用Q·H 2Q 饱和后，再插入一只光亮Pt 电极就构成了Q·H 2Q 电极，可用它构成如下电池： Hg(l)｜Hg 2Cl 2(s)｜饱和KCl 溶液‖由Q·H 2Q 饱和的待测pH 溶液(H +)｜Pt(s) Q·H 2Q 电极反应为： Q ＋2H +＋2e – →H 2Q 因为在稀溶液中+ +H H a c =，所以： ????=- 2 2 Q H Q Q H Q 2.303pH RT F
2 可见，Q·H 2Q 电极的作用相当于一个氢电极，电池的电动势为： 2 Q H Q 2.303pH RT E F ????+-?=-=- -饱和甘汞 2 Q H Q pH () 2.303F E RT ???=--? 饱和甘汞 (1) 其中2Q H Q ??＝0.6994 – 7.4 × 10–4 (t – 25)，?饱和甘汞＝0.2412 – 6.6l×10–4 (t –25) – 1.75×10–6 (t –25)2。 在HAc 和NaAc 组成的缓冲溶液中，由于同离子效应，当达到解离平衡时， HAc 0, HAc c c ≈， 0, NaAc Ac c c -≈。根据酸性缓冲溶液pH 的计算公式为 0, HAc HAc a a 0, NaAc Ac pH pK (HAc)lg pK (HAc)lg c c c c -=-=- 对于由相同浓度HAc 和NaAc 组成的缓冲溶液，则有 a pH pK (HAc)= 本实验中，量取两份相同体积、相同浓度的HAc 溶液，在其中一份中滴加NaOH 溶液至恰好中和（以酚酞为指示剂），然后加入另一份HAc 溶液，即得到等浓度的HAc-NaAc 缓冲溶液，测其pH 即可得到a pK (HAc)及a K (HAc)。 一、仪器 EM-3C 电子电位差计1套；Pt 电极1支；饱和甘汞电极1只；烧杯；移液管。 二、试剂 盐桥；KCl 饱和溶液；醌氢醌(固体)；未知浓度醋酸溶液；氢氧化钠溶液0.1mol·L –1；2g/L 酚酞乙醇溶液。 三、实验步骤
实验报告,甲基橙解离常数的测定
竭诚为您提供优质文档/双击可除实验报告,甲基橙解离常数的测定 篇一：甲基橙实验报告 甲基橙解离常数的测定、印染废水中甲基橙含量测定及脱色试验 一、实验目的 1)2)3)4) 掌握分光光度法测定解离常数的原理及方法掌握甲基橙含量测定方法及方法评估 掌握废水中甲基橙物理脱色及催化氧化的原理和过程学会用单因素法确定最佳实验条件的方法。 二、实验原理 1.pKa的测定 甲基橙解离常数的测定甲基橙存在以下解离平衡 : (碱型，偶氮式)黄色（酸型，锟式）红色 以hln代表甲基橙的酸式结构，In代表甲基橙的碱式结构，则解离平衡为：
则Ka=[h][In]/[hIn] 若甲基橙的浓度为c，则c=[hIn]+[In-],则 [In-]=cKa/(ka+[h+]);[hIn]=c[h+]/(ka+[h+]); 甲基橙在酸性和碱性条件下的吸收光谱不同，测定甲基橙在酸式和碱式条件下的吸光值，得出不同ph下的吸光值：A=AhIn+AIn-=εhInb[hIn]+εIn-b[In-] 即A=εhInbc[h+]/(ka+[h+])+εIn-bcKa/(ka+[h+]); b为光程，εhIn为酸式摩尔吸光度，εIn-为碱式吸光度，A为甲基橙的吸光值，实验测定时的b=1cm，因此，A=εhIn[hIn]+εIn-[In-]。 当溶液为酸式时，溶液几乎全部以hIn形式存在，存在酸式最大吸收波长λa,在此吸收波长下有c≌[hIn],则有：A=εhIn[hIn]≌εhInc 因此，在强酸条件下，可以求得酸式摩尔吸光度εhin。εhin。=A/c; 同理，在强碱条件下，甲基橙几乎都以In-形式存在，可以求得酸式摩尔吸光度εIn-因此，A=(Ah(:实验报告,甲基橙解离常数的测 定)In/c)c[h+]/(ka+[h+])+(AIn-/c)cKa/(ka+[h+]); +- 整理得： Ka=(AhIn–A)/(A-AIn-)[h+]
实验二、醋酸解离常数的测定
百度文库 醋酸解离常数的测定 目的要求 （1）了解对消法测电动势的基本原理，熟悉EM-3C 电子电位差计的使用方法； （2）学习电极及盐桥的使用方法，学会电池的装配方法； （3）掌握可逆电池电动势测定的应用。 基本原理 利用各种氢离子指示电极与参比电极组成电池，即可从测得的电池电动势算出溶液的pH 值，常用指示电极有：氢电极、醌氢醌电极和玻璃电极。今讨论醌氢醌(Q·H 2Q)电极。Q·H 2Q 为醌(Q)与氢醌(H 2Q)的等分子化合物，在水溶液中部分分解。 (Q·H 2Q) (Q) (H 2Q) 醌氢醌在水中溶解度很小。将待测pH 溶液用Q·H 2Q 饱和后，再插入一只光亮Pt 电极就构成了Q·H 2Q 电极，可用它构成如下电池： Hg(l)｜Hg 2Cl 2(s)｜饱和KCl 溶液‖由Q·H 2Q 饱和的待测pH 溶液(H +)｜Pt(s) Q·H 2Q 电极反应为： Q ＋2H +＋2e – →H 2Q 因为在稀溶液中++H H a c =，所以： ????=- 2 2 Q H Q Q H Q 2.303pH RT F
百度文库 可见，Q·H 2Q 电极的作用相当于一个氢电极，电池的电动势为： 2 Q H Q 2.303pH RT E F ????+-?=-=- -饱和甘汞 2 Q H Q pH () 2.303F E RT ???=--? 饱和甘汞 (1) 其中2 Q H Q ??＝0.6994 – 7.4 × 10–4 (t – 25)，?饱和甘汞＝0.2412 – 6.6l×10–4 (t –25) – 1.75×10–6 (t –25)2。 在HAc 和NaAc 组成的缓冲溶液中，由于同离子效应，当达到解离平衡时， HAc 0, HAc c c ≈， 0, NaAc Ac c c -≈。根据酸性缓冲溶液pH 的计算公式为 0, HAc HAc a a 0, NaAc Ac pH pK (HAc)lg pK (HAc)lg c c c c -=-=- 对于由相同浓度HAc 和NaAc 组成的缓冲溶液，则有 a pH pK (HAc)= 本实验中，量取两份相同体积、相同浓度的HAc 溶液，在其中一份中滴加NaOH 溶液至恰好中和（以酚酞为指示剂），然后加入另一份HAc 溶液，即得到等浓度的HAc-NaAc 缓冲溶液，测其pH 即可得到a pK (HAc)及a K (HAc)。 一、仪器 EM-3C 电子电位差计1套；Pt 电极1支；饱和甘汞电极1只；烧杯；移液管。 二、试剂 盐桥；KCl 饱和溶液；醌氢醌(固体)；未知浓度醋酸溶液；氢氧化钠溶液0.1mol·L –1；2g/L 酚酞乙醇溶液。 三、实验步骤
醋酸电离常数的测定实验报告
醋酸电离常数的测定实验报告 篇一：实验四醋酸解离常数的测定 实验四醋酸解离常数的测定 (一) pH法 一. 实验目的 1. 学习溶液的配制方法及有关仪器的使用 2. 学习醋酸解离常数的测定方法 3. 学习酸度计的使用方法二. 实验原理 醋酸(CH3COOH,简写为HAc)是一元弱酸,在水溶液中存在如下解离平衡: HAc(aq) + H2O(l) ? H3O+(aq) + Ac- (aq) 其解离常数的表达式为 [c (H3O+)/cθ][c(Ac-)/ cθ] Kθa HAc(aq) = —————————————c(HAc)/ cθ 若弱酸HAc的初始浓度为C0 mol?L-1,并且忽略水的解离,则平衡时: c(HAc) = （C0 – x）mol?L-1 c (H3O+) = c(Ac-)= x mol?L-1 x Kθa HAc = ———— C0– x 在一定温度下，用pH计测定一系列已知浓度的弱酸溶液的pH。根据PH = -㏒[c (H3O+)/cθ]，求出c (H3O+)，
即x，代入上式，可求出一系列的Kθa HAc，取其平均值，即为该温度下醋酸的解离常数。 实验所测的4个p Kθa(HAc)，由于实验误差可能不完全相同，可用下列方式处理，求p Kθa(HAc)平均和标准偏差s： n ∑ Kθai HAc i=1 θ Ka HAc = ———————— n S = 三．实验内溶（步骤） 1．不同浓度醋酸溶液的配制 2.不同浓度醋酸溶液pH的测定四．数据记录与处理 温度＿18＿℃ pH计编号＿＿＿＿标准醋酸溶液浓度＿0.1005＿mol?L-1 实验所测的4个p Kθa(HAc)，由于实验误差可能不完全相同，可用下列方式处理，求p Kθa(HAc)平均和标准偏差s： n ∑ Kθai HAc i=1 Kθa HAc = ————————
醋酸的电位滴定
醋酸的电位滴定 一、实验目的 1、掌握电位滴定法操作和确定终点的方法。 2、掌握醋酸电位滴定曲线的绘制及醋酸离解常数pK a 的测定方法。 二、实验原理 复合玻璃电极作为指示电极和参比电极组成原电池，用NaOH 标准溶 液滴定时HAc 溶液，pH 值随加入滴定剂体积的变化而变化；计量点 附近，pH 值突变，以此判断滴定终点。 内差法计算示例： 已知：V NaOH (ml) Δ2pH /ΔV 2 - V 7.95 444 8.00 -548 则：7.9544407.958.00444(548) ep V --=--- V ep = 7.97 ml 三、实验步骤 1、安装好电位滴定装置； 2、用混合磷酸盐调节定位旋钮，用饱和酒石酸氢钾调斜率； 3、精密吸取醋酸溶液10.00 ml ，加水至20 ml ，安装好电极，用NaOH 标准溶液滴定HAc ，记录滴定过程中的V 及对应的pH 值。 四、数据处理要求 电位滴定数据表 () NaOH V mL pH pH ? V ? pH V ?? ()NaOH V mL ()pH V ??? ()V mL 22pH V ?? 2. 作pH-V ，/pH V V ??- ，22/pH V V ??- 图，标出终点； 3.用内插法求出HAc 滴定的终点体积及HAc 的百分含量（g/100 ml ）； 4、求HAc 的K a 值。 五、注意事项 1、小心使用玻璃电极，避免碰撞、摩擦，测定溶液时，玻璃球要浸没颈部； 2、更换被测溶液时需冲洗电极并吸干； 3、滴定临近半化学计量点和终点时应小体积滴入； 4、滴定管尖悬挂的滴定剂注意用玻棒引入烧杯中。 六、思考题 p85 1
醋酸电离常数的测定
大学化学实验报告 专业土木工程年级2012 班级08班姓名姚贤涌 实验项目名称醋酸电离常数的测定 实验原理： (1) 醋酸溶液浓度的标定 在容量分析中进行物质溶液浓度的标定计算，依据的是“反应的等物质的量规则”。该“规则”指出：在反应中所消耗的反应物A的物质的量n(A)等于反应中所消耗的反应物B的物质的量n(B)。 对于给定的反应 aA+bB=gG+dD 即n(A)=n(B) 在本实验中，是用Hac溶液去中和滴定NaOH的标准溶液，其反应式为 HAc(aq)+NaOH(aq)=NaAc(aq)+H2O(l) 在滴定刚刚达到终点时，则有 n(HAc)=n(NaOH) 即c(HAc)V(HAc)=c(NaOH)V(NaOH) 这样可以求出HAc溶液的尝试为： c(HAc)=c(NaOH)V(NaOH)/V(HAc) 这里物质溶液的浓度单位为mol·dm-3；物质溶液的体积单位为dm-3。 (2) pH值法测定醋酸电离常数 醋酸是弱酸，即弱电解质，它在溶液中存在下列电离平衡： HAc H++Ac-
溶液中各物质的原始浓度/mol ·dm -3 c 0 0 溶液中各物质的平衡浓度/mol ·dm -3 c-c α c α c α 其电离平衡常数表达式为： ()()()HAc c H c Ac c c K c HAc c c ααα +-==- 所以 21HAc c K c αα=- 式中 K HAc ——醋酸的电离常数； c ——醋酸溶液的原始浓度，单位为mol ·dm -3 α——醋酸的电离度。 在一定温度下，用pH 计(酸度计)(参见2.2酸度计)测得一系列已知不同浓度的醋酸溶液的pH 值，根据pH=-lg{c(H +)/c }，换算出各不同浓度醋酸溶液中的c(H +)；再根据c(H +)=c α，α={c(H +)/c}×100%，方可求得各不同浓度醋酸溶液的电离度α值；最后根据K HAc =c α2/(1-α)，求得一系列对应的电离常数K HAc 值，取其平均值，即为该温度下的醋酸电离常数值。
醋酸电位滴定的△2pH
-150 -100-50 05010015027.227.4 27.6 27.8 28.0 V/mL △2p H /△V 2 醋酸电位滴定的△2pH/△V 2-V 11 20.00,27.60,0.10()0.1027.60 0.13820.00 HAc NaOH NaOH HAc HAc NaOH NaOH HAc NaOH NaOH NaOH HAc HAc V mL V mL c mol L c V c V n n c V c mol L V --===??=?=??∴= ==? 02468 10120 5 10 1520 25 30 35 V NaOH /mL p H 醋酸电位滴定的pH-V 27.60 024681012141625 26 27 28 2930 △pH/△V V
五、数据记录与处理 1.标准曲线法 序号 1# 2# 3# 4# 5# 6# pF= 6 5 4 3 2 ? －mV 405 355 306 250 196 282 y = 52.3x + 93.2R 2 = 0.9993 150 200250300350 4004501 2 3 4 5 6 7 pF -E /m V 200 3004005006007008009000.0 3.0 6.0 9.012.015.0 V/mL E /m V 11.95 0200400600800 100011.2 11.411.611.812.012.212.412.6 V/mL △E /△V
y = 0.0827x + 0.0025 R 2 = 0.9997 0.00 0.020.040.06 0.080.100 0.2 0.4 0.6 0.8 1 1.2 c Mg /μg?mL -1 A
醋酸电离度和电离平衡常数的测定
实验三 醋酸电离度和电离平衡常数的测定 一、实验目的 1.测定醋酸的电离度和电离平衡常数。 2.学会正确地使用pH 计。 3.练习和巩固容量瓶、移液管、滴定管等仪器的基本操作。 二、实验原理 醋酸CH 3COOH(简写为HAc)是一元弱酸，在溶液中存在下列电离平衡： 2HAc(aq)+H O(l) +-3H O (aq)+Ac (aq) 忽略水的电离，其电离常数： 首先，一元弱酸的浓度是已知的，其次在一定温度下，通过测定弱酸的pH 值，由pH = -lg[H 3O +], 可计算出其中的[H 3O +]。对于一元弱酸，当c /K a ≥500时，存在下列关系式： +3[H O ]c α≈ +23a [H O ]K c = 由此可计算出醋酸在不同浓度时的解离度（α）和醋酸的电离平衡常数（a K ）。 或者也可由2a K c α=计算出弱酸的解离常数（a K ）。 三、仪器和试药 仪器：移液管、吸量管、容量瓶、碱式滴定管、锥形瓶、烧杯、量筒、pHS-3C 型酸度 计。 试药：冰醋酸（或醋酸）、NaOH 标准溶液(0.1mol·L -1)、标准缓冲溶液（pH = 6.86, 4.00） 酚酞溶液（1%）。 四、实验内容 1.配置250mL 浓度为0.1mol·L -1的醋酸溶液 用量筒量取4mL 36%（约6.2 mol·L -1）的醋酸溶液置于烧杯中，加入250mL 蒸馏水稀释，混匀即得250mL 浓度约为0.1mol·L -1的醋酸溶液，将其储存于试剂瓶中备用。 2.醋酸溶液的标定 用移液管准确移取25.00mL 醋酸溶液（V 1）于锥型瓶中，加入1滴酚酞指示剂，用标准NaOH 溶液（c 2）滴定，边滴边摇，待溶液呈浅红色，且半分钟内不褪色即为终点。由滴定管读出所消耗的NaOH 溶液的体积V 2，根据公式c 1V 1 = c 2V 2计算出醋酸溶液的浓度c 1。平行做三份，计算出醋酸溶液浓度的平均值。 3.pH 值的测定 分别用吸量管或移液管准确量取2.50、5.00、10.00、25.00mL 上述醋酸溶液于四个50mL 的容量瓶中，用蒸馏水定容，得到一系列不同浓度的醋酸溶液。将四溶液及0.1mol·L -1原溶液按浓度由低到高的顺序，分别用pH 计测定它们的pH 值。 +-+2 33a [H O ][Ac ][H O ][HAc][HAc]K =≈
醋酸电离度和电离常数的测定
实验题目 醋酸电离度和电离常数的测定（教材p57-59） 一、实验目的 1、测定醋酸的电离度和电离常数； 2、掌握滴定原理，滴定操作及正确判断滴定终点； 3、练习使用pH 计、滴定管、容量瓶的使用方法。 二、实验原理 醋酸（CH3COOH 或写出HAc ）是弱电解质，在溶液中存在下列电离平衡： HAc H+ + Ac- 起始浓度/ mol·dm －3 c 0 0 平衡浓度 / mol·dm － 3 c-cα cα cα θ a K = ][]][[HAc Ac H -+=ααc c c -2)(=α α-12c ，当α<5%时，1－α ≈ 1 故θ a K =c α2 而[H +]= cα →α=[H +]/c 。 c 为HAc 的起始浓度，通过已知浓度的NaOH 溶液滴定测出， HAc 溶液的pH 值由数显 pH 计测定，然后根据pH=－log[H +],→[H +]=10-pH ，把[H +]、c 带入上式即可求算出电离度α和电离平衡常数θ a K 。 三、仪器和药品 数显pH 计，酸式滴定管，碱式滴定管，烧杯，温度计，移液管，洗耳 球；0.1 mol·dm － 3左右的NaOH 溶液，未知浓度的HAc 溶液。 四、实验步骤 1、醋酸溶液浓度的标定 用移液管移取25.00cm 3 HAc 溶液于锥形瓶中，加入纯水25cm 3，再加入2滴 酚酞指示剂，立即用NaOH 溶液滴定至呈浅粉红色并30秒钟不消失即为终点。再重复滴定2次，并记录数据。 2、配制不同浓度的醋酸溶液，并测定pH 值 把1中已标定的醋酸溶液，配制成c/2、c/4，并测定其pH 。 五、数据记录和处理 表一 醋酸溶液浓度的标定
实验5 电位滴定法测定醋酸的含量
实验5 电位滴定法测定醋酸的含量 一、实验目的 1、熟悉电位滴定的基本原理和操作技术； 2、学习运用二级微商法确定滴定的终点。 二、实验原理 醋酸为有机酸（5108.1-?=a K ），与NaOH 的反应为：O H NaAc NaOH HAc 2+→+。用与已知浓度的NaOH 滴定未知浓度的HAc 溶液在终点时产生pH （或mV ）值的突跃，因此根据滴定过程中pH （或mV ）值的变化情况来确定滴定的终点，进而求得各组份的含量。 滴定终点可由电位滴定曲线（指示电极电位或该原电池的电动势对滴定剂体积作图）来确定，也可以用二次微商曲线法求得。二次微商曲线法是一种不需绘图，而通过简单计算即可求得滴定的终点，结果比较准确。这种方法是基于在滴定终点时，电位对体积的二次微商值等于零。 例：用下表的一组终点附近的数据，求出滴定终点 滴定剂 的体积 V/mL 电动势 V E △E △V V E ?? 2 2V E ?? 24.10 24.20 24.30 24.40 24.50 24.60 0.183 0.194 0.233 0.316 0.340 0.351 0.011 0.039 0.083 0.024 0.011 0.10 0.10 0.10 0.10 0.10 0.11 0.39 0.83 0.24 0.11 +2.8 +4.4 -5.9 -1.3 表中V V E V E V E ?? ?? ????-??? ????=??12 22 加入△V 为等体积，在接近滴定终点时。 从表中2 2V E ??的数据可知，滴定终点在24.30mL 与24.40mL 之间。 设： （24.30+X ）mL 时为滴定的终点 02 2=??V E 即为滴定终点。
实验六 醋酸离解度及离解平衡常数的测定
实验六 醋酸离解度及离解平衡常数的测定 一、目的要求 1、掌握用酸度计法测定醋酸离解度和离解平衡常数的原理和方法。 2、掌握移液管、容量瓶的使用。 3、了解酸度计的构造及测定pH 值的原理。 二、实验原理 醋酸是弱电解质，在溶液中存在如下离解： HAc = H + + Ac - 离解达平衡时，标准离解平衡常数K a θ表示为 θ θθθc c c c c c K HAc Ac H a /) /)(/(-+= (1) 式中各浓度均为平衡浓度，θc 为标准浓度。以c 代表HAc 的起始浓度，则 +-=H HAc c c c ，而-+=Ac H c c 将此代入式（1）得 θ θθ c c c c c K H H a /)()/(2++-= (2) 当离解度小于5%，c c c H ≈-+，θc =?L -1 (2)式可写作：c c K H a 2+ = θ (3) HAc 的离解度α可以表示为 %100?= +c c H α (4) 醋酸溶液的起始浓度c 可以用标准NaOH 溶液滴定测得。在一定温度下用酸度计测定醋酸溶液的pH 值，代入(3) 、 (4)式即可求得离解平衡常数和离解度。 三、实验用品 仪器：酸度计，碱式滴定管，移液管，吸量管，50mL 容量瓶，。 试剂： ·L －1HAc ， ·L －1NaOH 标准溶液[1]，酚酞指示剂。 四、实验步骤 1. 标定HAc 溶液浓度
用移液管移取mL ·L－1HAc溶液于250 mL锥形瓶中，加入2滴酚酞指示剂。用NaOH标准溶液滴定此溶液至呈微红色，30s不褪色即为终点。记下所用的NaOH溶液体积。平行测定3份，数据填入表1中。 2. 配制不同浓度HAc溶液 用吸量管分别取、、溶液于三个洁净的50mL容量瓶中(分别标为1、2、3号)，加去离子水稀释到刻度，摇匀。 3. 测定HAc溶液pH值 用四只洁净干燥的50mL烧杯（标为1、2、3、4号），分别取上述三种浓度的HAc溶液（分别对应标号为1、2、3号烧杯））及一份未稀释的HAc标准溶液（对应4号烧杯），按浓度由稀至浓顺序测定它们的pH值，数据填入表2。 五、数据记录与结果处理 根据表1的数据，计算HAc溶液的浓度。完成表2. 表2 HAc溶液pH的测定及K aθ和α计算 六、思考与讨论 1．根据实验结果讨论HAc离解度和离解平衡常数与其浓度的关系，如果改变温度和浓度，对HAc的离解度和离解平衡常数有何影响？ 2．在测定一系列同一种电解质溶液的pH时，测定的顺序按浓度由稀到浓和由浓到稀，结果有何不同？ 注释 [1] ·L－1NaOH标准溶液实验室已标定。若没有标定，根据实验室准备的基准物，参照实验五标定。
盐酸-醋酸混合液的电导滴定
盐酸-醋酸混合液的电导滴定 一、实验目的 1、巩固电导滴定的理论知识； 2、学会电导滴定的分析操作； 3、学会绘制电导滴定曲线及滴定终点的确定方法；． 4、测定HCl和HAc混合溶液中HCl和HAc的含量 二、实验原理 电导滴定是容量分析法的一种，其终点是根据滴定过程中电导的变化来确定的。 用NaOH溶液滴定HCl和HAc混合溶液时，HCl首先被中和。溶液中迁移速度较大的H+被加入的OH-中和生成难电离的H2O及迁移速度较小的Na+所代替，反应如下： H++ Cl- + Na++ OH- = Na++ Cl- +H2O 已知Na+的摩尔电导小于H+的摩尔电导，因此，在等当点前随滴定的进行，溶液的电导不断下降。等当点后，随着过量的NaOH的加入，溶液中的OH-和Na+浓度增加，则溶液的电导也随之增大。当HCl被中和完后，HAc开始被中和，生成难电离的H2O和易离解的NaAc。 所以电导略增加，当NaOH过量时，由于OH-溶液巾OH-迁移速度很大，使电导迅速上升。以溶液的电导为纵坐标，NaOH标准溶液的体积(m1)为横坐标绘图。得出具有两个拐点的滴定曲线，第一个拐点A所对应的体积为滴定HCl时所消耗的NaOH量，而滴定HAc所消耗的NaOH量应为两个拐点A、B所对应的体积之差。 三、仪器与试剂 DDS-11A型电导率仪；DJS-1型铂黑电报；磁力搅拌器。 0.2mol/L NaOH溶液；HCl、HAc混合溶液。 四、实验步骤 1、按仪器使用方法，调好仪器，并清洗外电极。 2、所用的烧杯，移液管应保证洁净，否则要按常规方法洗干净，再用离子交换水或蒸馏水冲洗2-3次。移液管在使用前用试液清洗2-3次。 3、分别吸取未知HCl和HAc溶液各20ml，于小烧杯中(三份)，并用水清洗杯壁，放入磁性搅拌子，将烧杯置于磁力搅拌器上，打开搅拌开关，使溶液充分搅拌。 4．用已知的标准NaOH溶液进行滴定，测定相应的电导，记录如下
实验6弱酸解离常数的测定
实验6 弱酸解离常数的测定 一．实验目的 1. 了解弱酸解离常数的测定方法 2. 加深对电离平衡基本理论的理解 二．背景知识及实验原理 1. 背景知识 在农业生产和科学实验中，人类与溶液有着广泛的接触，许多反应是在溶液中进行的，许多物质的性质也是在溶液中体现的。我们还会遇到许多存在于水溶液中的化学平衡，如电解质在溶液中的解离。强电解质在水溶液中是完全解离的；而弱电解质在水溶液中存在着分子与其解离离子之间的平衡，其平衡常数称为解离平衡常数。弱酸性电解质的解离平衡常数用K aΘ表示，弱碱性电解质解离平衡常数用K bΘ表示。与其它平衡常数一样，解离平衡常数是化学平衡理论中重要的概念之一。其值越大，表明平衡时离子的浓度越大，电解质解离程度越大，即弱电解质解离得越多，因此可根据解离常数值得大小比较相同类型的弱电解质解离度的大小，即弱电解质的相对强弱。 弱电解质的解离平衡常数应用较广。比如缓冲溶液的选择和配制，解离平衡常数值是选择和配制缓冲溶液的K aΘ或K bΘ值以及缓冲对的两种物质浓度比。因此在选择具有一定pH 值的缓冲溶液时，应选用弱酸（或弱碱）的K aΘ（或K bΘ）值等于或接近于所需[H+]（或[OH-]）的共轭酸碱对组成的混合溶液，即pH≈p K aΘ或pOH≈p K bΘ。 弱电解质解离常数的数值可以通过热力学数据计算求得，也可以通过一些物理化学实验方法测定。这些物理化学方法是借助物理和几何方法来研究化学平衡体系性质变化和组成关系的，通过组成性质的研究可以了解平衡体系所发生的化学变化。在研究电解质溶液的各种化学性质时，也可以采取这些方法。因为随着溶液组分发生变化，体系的某些性质也相应地发生变化。比如溶液的导电行为导电性质是一个能直接反映出电解质本性的重要理化性质，它随着溶液组成的变化发生相应变化。而通过直接测定溶液的电导值以确定溶液中被测离子的浓度的方法称为电导分析法。 2. 实验原理 一元弱酸弱碱的解离平衡常数KΘ与解离度α有一定的关系。例如醋酸（HAc）溶液： HAc(aq) H+(aq) + Ac-(aq)