甲基红电离常数的测定
甲
【实验目的】
1.掌握分光光度法测定弱电解质电离常数的基本方法和原理。
2.进一步掌握分光光度计及酸度计的使用方法。
【实验目的】
甲基红是一种弱电解质。由于本身具有颜色，而且电离度小，因此用一般的分析方法和物理化学方法进行测定都有困难，但用分光光度计可不必分离组分，同时测定两组分的浓度。甲基红在溶液中存在下列平衡
根据上述平衡，甲基红电离平衡Kc 可表示为 从式（2.29）和式（2.30）可以看出，若测得溶液的pH 值.MR 值和HMR 的浓度即可以求出甲基
红的电离常数Kc 。溶液的
pH
可以用酸度计测得，而和在可见光谱范围内具有强的吸收峰，溶液离
子强度的变化对甲基红的离解常数没有显著影响，因此本实验实验CH 3COOH-CH 3COONa 缓冲体系，用分光光度法测定-
c(MR )/c(HMR)的值。
根据朗伯-比尔定律：
,,,lg
b B HMR HMR B MR B MR I D aclMR D a
c l a c I
---===+ 式中，D 为光密度；Io 为入射光强度；I 为透射光强度；l 为溶液的透光厚度；c 为溶液浓度；a 为摩尔吸收系数。对于一定溶质、溶剂及一定波长的入射光，a 为常数。从上式可以看出，在固体比色皿光径长度和入射光波长的情况下，光密度D 和溶液浓度c 成正比。为了提高测试的灵敏度，一般选吸光物质吸收曲线中最大吸收峰所对应的波长作为入射光波长。甲基红溶液中含有MR -
和HMR 两种吸光物质，它们的吸收曲线相互重叠，并分别遵守朗伯-比尔定律，故甲基红溶液光密度可表示为 ,,,a A HMR HMR A MR A MR D a c l a c l --=+
,,,b B HMR HMR B MR B MR D a c l a c --=+
式中，l 为常数；,A HMR a 、,A MR a -和,B HMR a 、,B MR a -
分别为波长在A λ和B λ下的摩尔吸光系数。式
（2.31）中l 为已知的；a 即各物质的摩尔吸光系数，可事先测定已知浓度的溶液的光密度求得。例如可以首先配置pH ≈2的已知浓度的甲基红溶液，将在波长A λ下各溶液的光密度对溶液作图，可得一条通过原点的直线。由直线斜率即可求得,A HMR a 的值，,A MR a -、,B HMR a 和,B MR a -各摩尔吸光系数求法与此相同。这样测定b D 和a D 后就可得HMR c 和,B MR c -
的值，再测得溶液的pH 值，即可求得
离解常数。
【仪器与试剂】
722型分光光度计1套；酸度计1台；量筒50ml1个；烧杯500ml1个，50ml4个；移液管10ml6支，25ml4支，50ml1支；容量瓶500ml1个，100ml 和25ml 各6个；洗耳球1个；95%乙醇溶液；0.01mol/l 和0.1mol/lHCl 溶液；0.01mol/l 、0.02mol/l 和0.04mol/lNaAc 溶液；
晶体甲基红。 【实验步骤】
（1） 配制溶液：
1）甲基红溶液：准确称量1g 甲基红晶体，放入烧杯中用量管加入300ml95%的乙醇溶液，待溶解后，转移到500ml 容量瓶中，加水稀释至刻度。
2）标准溶液：用移液管吸取4ml 甲基红溶液注入100ml 容量瓶中，用量筒加50ml95%的乙醇溶液，再加蒸馏水稀释至刻度。
3）溶液A ：用移液管分别吸取10ml 标准溶液和0.1的HCl 溶液，注入100ml 容量瓶中，加蒸馏水稀释至刻度。溶液标记为A 。 用移液管分别取20ml 、15ml 、10ml 、5ml 溶液A ，注入25ml 容量瓶中，加入0.01 mol.L -1HCl 稀释至刻度。溶液分别标记为A 1、A 2、A 3和A 4。
4）溶液B ：用移液管分别吸取10ml 标准溶液和25ml0.04 mol/L 的NaAc 的溶液注入100ml 容量瓶中，加蒸馏水稀释至刻度。溶液标记为B 。 用移液管分别取20ml 、15ml 、10ml 、5ml 溶液B ，注入25ml 容量瓶中，加入0.01 mol.L -1HCl 稀释至刻度。溶液分别标记为B 1、B 2、B 3和B 4。
5）混合溶液：分别吸取10ml 标准溶液，25ml0.04mol/LNaAc 溶液,加入100ml 容量瓶中，再分别取20ml 、15ml 、10ml 、5ml 的0.02mol/LHAc 溶液，注入100ml 容量瓶中，加水稀释至刻度，配成4份混合液。
（2）测量并计算：测量溶液A 和溶液B 的光密度，求最大吸收峰所对应的波长A λ和B λ。 调整好722型分光光度计。取光径长度30mm 的比色皿3只，洗净并用待测溶液润洗3次，分别装入蒸馏水、溶液A 和溶液B ，调节波长从350mm 开始，每隔10mm 测量它们相对于水的光密度。由光密度对波长作图，找出最大吸收波长A λ和B λ。
（3）分别用波长A λ和B λ的单色光测定溶液A 、溶液B 和混合溶液的光密度。 （4）用酸度计分别测定混合溶液的pH 值
数据记录与处理
（1）将实验数据填入表2.9~2.11。
表2.10
表2.11
(2)由表2.9的数据分别作溶液A 、B 的吸收曲线，求出最大吸收峰所对应的A λ和B λ。 （3）由表 2.10的数据对浓度作图，分别算出A λ下的,A HMR a 、,A MR a -和B λ下的,B HMR a 、
,B MR a -。
（4）根据表2.11，利用公式计算出()c H
+
、()c HMR 和()c MR -。
（5）根据式（2.29），分别计算出混合溶液1、2、3和4的电离常数，并求出其平均值。 【思考题】
（1）在配置溶液时，加入HCl 、HAc 、NaAc 各起什么作用？ （2）在本实验中，温度对测定结果有什么作用？
（3）在本实验中有多次测量，哪次测量对实验最终结果中甲基红电离常数的准确度影响较大？
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。
实验八 醋酸电离度和电离平衡常数的测定
实验八 醋酸电离度和电离平衡常数的测定 一、实验目的 1、测定醋酸电离度和电离平衡常数。 2、学习使用pH 计。 3、掌握容量瓶、移液管、滴定管基本操作。 二、实验原理 醋酸是弱电解质，在溶液中存在下列平衡： HAc H + + Ac - α αθ -?==-+1][]][[2 c HAc Ac H K a 式中[ H +]、[ Ac -]、[HAc]分别是H +、 Ac -、HAc 的平衡浓度；c 为醋酸的起始浓度；θ a K 为醋酸的电离平衡常数。通过对已知浓度的醋酸的pH 值的测定，按pH=-lg[H +]换算成[H +]， 根据电离度c H ][+=α，计算出电离度α，再代入上式即可求得电离平衡常数θ a K 。 三、仪器和药品 仪器：移液管（25mL ），吸量管（5mL ），容量瓶（50mL ），烧杯（50mL ），锥形瓶（250mL ），碱式滴定管，铁架，滴定管夹，吸气橡皮球，Delta320-S pH 计。 药品：HAc （约0.2mol·L -1），标准缓冲溶液（pH=6.86，pH=4.00），酚酞指示剂，标准NaOH 溶液（约0.2mol·L -1）。 三、实验内容 1．醋酸溶液浓度的标定 用移液管吸取25mL 约0.2mol·L -1 HAc 溶液三份，分别置于三个250mL 锥形瓶中，各加2～3滴酚酞指示剂。分别用标准氢氧化钠溶液滴定至溶液呈现微红色，半分钟不褪色为止，记下所用氢氧化钠溶液的体积。从而求得HAc 溶液的精确浓度（四位有效数字）。 2．配制不同浓度的醋酸溶液 用移液管和吸量瓶分别取25mL ，5mL ，2.5mL 已标定过浓度的HAc 溶液于三个50mL 容量瓶中，用蒸馏水稀释至刻度，摇匀，并求出各份稀释后的醋酸溶液精确浓度（ 2c ，10 c ，20 c ）的值（四位有效数字）。
弱酸电离度与电离常数的测定实验报告范文
弱酸电离度与电离常数的测定实验报告范 文 篇一：无机化学实验六醋酸电离度和电离常数的测定 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% Ka = = 当α小于5时，C - [H+]≈C，所以Ka≈ 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。 滴定序号 CNaOH(mol·L-1) VHAc(mL VNaOH(mL CHAc 测定值平均值 25、001 2 25、00 25、003 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。 溶液 C (mol·L-1) pH
化学选修四电离平衡常数及应用----教案
第三章第一节第三课时电离平衡常数及应用教学设计 [教学目标] 【知识与技能】 1.了解电离平衡常数的概念 2.能够运用电离常数判断弱电解质的强弱。 3.能够运用电离平衡常数解释有关离子浓度问题、计算电离平衡时分子及各离子浓度。 【过程与方法】 1.通过与旧知识（化学平衡常数）的对比，自主学习新知识电离平衡常数，从而掌握对于类似知识的学习方法。 2.自主学习与合作学习相结合，培养学生提出问题、探究问题和解决问题的能。 【情感、态度和价值观】 通过本节课的学习，了解知识点之间的联系。从而了解物质之间的相互联系、相互依存和相互制约的关系。 [重难点分析] 1.电离平衡常数的计算 2.离子浓度问题的解释 [教学过程] 教学环节教师活动学生活动设计意图 复习提问新课引入【复习提问】 1.请同学书写醋酸、碳酸、氨 水的电离方程式。 2.提出影响电离平衡的因素， 请同学回答。 （平衡移动遵循勒夏特列原 理） 3.如何判断弱电解质之间的 强弱。 -------电离平衡常数 板书电离方程式 回答 思考 检查学生对 已学内容的 掌握情况。通 过提出新问 题，衔接两节 课的知识点。
教学环节教师活动学生活动设计意图 电离平衡常数【新课讲解】 电离平衡常数与化学平衡常 数相似，在课前预习中已经请 同学们预习化学平衡常数的 相关知识，现在请同学们仿照 化学平衡常数的学习方法来 自己学习电离平衡常数。你们 需要解决的问题有： 1.电离平衡常数的概念 2.电离平衡常数的数学表达 式 3.计算弱电解质的电离常数 4.电离平衡常数的影响因素 10min后请同学们汇报学习情 况。 【板书】 第一节电离平衡常数 一概念： 二数学表达式： *多元弱酸分多步电离，存在多个 电离平衡常数，其 酸性主要由第一步电离决定。 ［讲］多元弱酸是分步电离的，每 步都有各自的电离平衡常数，那么 各步电离平衡常数之间有什么关 系？多元弱酸与其他酸比较相对 强弱时，用哪一步电离平衡常数来 比较呢？请同学们阅读课本43有 关内容。 ［讲］电离难的原因：a、一级电 离出H＋后，剩下的酸根阴离子带 负电荷，增加了对H＋的吸引力， 回忆化学平衡常数的相关 知识及其学习方法 阅读教材，查阅资料学习电 离平衡常数的概念及表达 式 小组内交流讨论各自学习 结果 板书： 概念： 弱电解质在达到电离平衡 时，溶液中电离所生成的各 种离子的浓度幂之积与溶 液中未电离的分子浓度幂 的比值。 板书： ) COOH (CH ) H ( ) COO CH ( 3 3 a c c c K + -? = )O H (NH ) OH ( ) NH ( 2 3 4 b? ? = - + c c c K 打开书43页，从表3－1中25℃ 时一些弱酸电离平衡常数数 值，比较大小。 培养学生对 比、迁移、自 学能力。 对自学情况 检查验收，督 促学生在自 学过程积极 思考，讨论。
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： 或简写为 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 k 10kV 3m -==λ (2.4) m λ的单位为12mol ·m ·S -。 根据式(2.2)，弱电解质溶液的溶度c 越小，弱电解质的解离度α越大，无限稀释时弱电解质也可看作是完全解离的，即此时的%100=α。从而可知，一定温
电导法测定弱电解质的电离平衡常数及数据处理
电导法测定醋酸电离常数 一、实验目的 1.了解溶液电导、电导率和摩尔电导率的概念； 2.测量电解质溶液的摩尔电导率，并计算弱电解质溶液的电离常数。 二、实验原理 电解质溶液是靠正、负离子的迁移来传递电流。而弱电解质溶液中，只有已电离部分才能承担传递电量的任务。在无限稀释的溶液中可以认为电解质已全部电离，此时溶液的摩尔电导率为Λ∞m，而且可用离子极限摩尔电导率相加而得。 一定浓度下的摩尔电导率Λm与无限稀释的溶液中摩尔电导率Λ∞m是有差别的。这由两个因素造成，一是电解质溶液的不完全离解，二是离子间存在着相互作用力。所以，Λm通常称为表观摩尔电导率。 Λm/Λ∞m=α(U++ U-)/(U+∞+ U-∞) 若U+= U-，，U+∞=U-∞则 Λm/Λ∞m=α 式中α为电离度。 AB型弱电解质在溶液中电离达到平衡时，电离平衡常数K a，起始浓度C0， 电离度α有以下关系：+ + B- 起始浓度mol/L：C0 0 0 平衡浓度mol/L：C0·(1-α) αC0 αC0 K c=[c(A+)/c][c(B-)/c]/[c(AB)/c]=C0α2/(1-α)=C0Λm2/[cΛ∞ Λ∞m-Λm)] m(
根据离子独立定律，Λ∞m可以从离子的无限稀释的摩尔电导率计算出来。Λm可以从电导率的测定求得，然后求出K a。 Λm C0/c =Λ∞m2K c/Λm-Λ∞m K c 通过Λm C0/c ~1/Λm作图，由直线斜率=Λ∞m2K c，可求出K c。 三、仪器与试剂 DDS-11A(T)型电导率仪1台；恒温槽1套；L醋酸溶液。 四、实验步骤 1.调整恒温槽温度为25℃±℃。 2.用洗净、烘干的义形管1支，加入的L醋酸溶液，测其电导率。 3.用吸取醋酸的移液管从电导池中吸出醋酸溶液弃去，用另一支移液管取电导水注入电导池，混合均匀，温度恒定后，测其电导率，如此操作，共稀释4次。 4.倒去醋酸溶液，洗净电导池，最后用电导水淋洗。注入20mL电导水，测其电导率。 五、实验注意事项 1.本实验配制溶液时，均需用电导水。 2.温度对电导有较大影响，所以整个实验必须在同一温度下进行。每次用电导水稀释溶液时，需温度相同。因此可以预先把电导水装入锥形瓶，置于恒温槽中恒温。 六、数据记录及处理 第一次实验：实验温度:℃，电导池常数K(l/A): m-1，Λ∞m= mol-1 表1 醋酸电离常数的测定
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
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 =≈
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
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
实验八醋酸电离度和电离平衡常数的测定
实验八醋酸电离度和电离平衡常数的测定 一、实验目的 1、测定醋酸电离度和电离平衡常数。 2、学习使用pH 计。 3、掌握容量瓶、移液管、滴定管基本操作。 二、实验原理 醋酸是弱电解质，在溶液中存在下列平衡： HAc H + + Ac - 2 [ H ][ Ac ] c K a[ HAc] 1 式中[ H +]、[ Ac-]、[HAc] 分别是H+、Ac-、HAc 的平衡浓度； c 为醋酸的起始浓度；K a 为醋酸的电离平衡常数。通过对已知浓度的醋酸的pH 值的测定，按pH=-lg[H +]换算成[H +]，根据电离度 [H ] c ，计算出电离度α，再代入上式即可求得电离平衡常数K a 。 三、仪器和药品 仪器：移液管（25mL ），吸量管（5mL ），容量瓶（50mL），烧杯（50mL），锥形瓶（250mL ），碱式滴定管，铁架，滴定管夹，吸气橡皮球，Delta320-S pH 计。 药品：HAc （约0.2mol ·L -1），标准缓冲溶液（pH=6.86 ，pH=4.00 ），酚酞指示剂，标准NaOH 溶液（约0.2mol L·-1 ）。 三、实验内容 1．醋酸溶液浓度的标定 用移液管吸取25mL 约0.2mol ·L -1 HAc 溶液三份，分别置于三个250mL 锥形瓶中，各加2～3 滴酚酞指示剂。分别用标准氢氧化钠溶液滴定至溶液呈现微红色，半分钟不褪色为 止，记下所用氢氧化钠溶液的体积。从而求得HAc 溶液的精确浓度（四位有效数字）。2．配制不同浓度的醋酸溶液 用移液管和吸量瓶分别取25mL，5mL ，2.5mL 已标定过浓度的HAc 溶液于三个50mL 容量瓶中，用蒸馏水稀释至刻度，摇匀，并求出各份稀释后的醋酸溶液精确浓度（c 2 ， c 10 ， c 20 ）的值（四位有效数字）。
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
酚酞电离平衡常数的测定
酚酞电离平衡常数的测定 ———风光光度法 姓名：学号： 班级：2 指导老师： 一、实验目的 1、用分光光度计和PH计测定酚酞的电离平衡常数。 二、实验原理 酚酞是一元有机弱酸，用HR表示，在水溶液中按下式部分电离： HR===H++R- (1) 无色红色 在一定温度下，上述反应达到平衡后，若改变体系的酸的浓度，将是平衡移动；新的平衡到达时，各反应物浓度均有所变化，但平衡常数不变。本实验以不同的PH的缓冲溶液为反应介质在定温下测定酚酞的电离平衡常数。 若以[HR]0表示酚酞的原始浓度，则应有： [HR]= [HR]0 - [R-] 令电离度α=[R-]/[HR]0 则得： K T=[H+] [α/(1-α)] 本实验用分光光度计测吸光度，用PH计测其PH。 根据比尔定律：一有色物质之浓度，在光径不变时，其浓度与光密度成正比。故若取一定体积的酚酞溶液加到一已知PH值得缓冲溶液中测得光密度为E，在相同条件下，加适量的NaOH，使酚酞完全电离，测得光密度为E 。根据电离度的定义和比尔定律，下式成立 α=[R-]/[HR]0=E/ E0 从而得出K T的计算公式为： K T=[E/(E0-E)]x10-PH 三、仪器和药品 7721型分光光度计、PH计、100 ml 容量瓶6个、50ml烧杯、6个1ml刻度移液管2支、乳头滴管1支、2ml刻度移液管1支、1N NaOH溶液（A液）；0.4N 混酸（HAc,）（）；0.5％酚酞；0.1N NaOH溶液. 四、实验步骤 1. 在1至5号的100ml容量瓶中分别加入1.00ml0.5％酚酞和1.00ml 0.4N混酸
后，加入蒸馏水至容量瓶体积的2/3.摇匀。 2.用乳头滴管吸取1N NaOH 分别滴加在上述5只容量瓶中刚好滴至微红，然后改用 0.4N NaOH ，使1号至5号容量瓶中溶液的红色由浅到深形成一个色阶，最后用蒸馏水稀释至刻度。 3.在另一只100ml 容量瓶（编号6）中，加入0.10ml 0.5％酚酞和2.00ml 0.1N NaOH ，用蒸馏水稀释至刻度处。迅速测定1~6号溶液的光密度和PH 值。 五、实验记录和数据处理 1.将测定的1~6号溶液的光密度（E)和PH 记录与下表。 实验温度：25℃ 项目 编号 1 2 3 4 5 6 备注 E 0.082 0.104 0.090 0.124 0.123 0.975 测光密度时，采用波长550nm PH 8.12 8.23 8.16 8.26 8.23 10.47 K T 6.43*10-11 6.34*10-11 6.45*10-11 7.08*10-11 7.52*10-11 3.76*10-12 六、误差分析 1.移液时有误差，进而对实验结果造成误差。 2.容量瓶定容是存在误差，进而对实验结果造成误差。 3.比色皿的清洗不彻底，会对实验造成一定误差。 4.吸光率的测定和PH 的测定不是同时进行也会造成一定实验误差。 5.由于实验仪器长期使用，会出现一定的磨损，是使实验仪器的精密度降低，进而对实验结果造成一定影响。 七、思考题 1.所配溶液色阶颜色太深对实验有无影响？1至5号瓶子中酚酞的量不一致对实验结果有无影响？ 答：有影响，溶液的吸光度在0.1至0.7这个范围准确性最高，吸光度超出这个范围，即对应的浓度超出这个范围，准确性要打折扣。吸光度在0.434时，准确度最高，越接近这个值，精度越高；没有影响，平衡常数对于一个特定的反应来说，当温度确定时，它是一个常数，不随着反应物的量的变化而变化，故1至5号瓶子中的酚酞的量可以不一致。。
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)
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。
醋酸解离度和解离常数的测定(讲义)2011(1)
实验一 醋酸解离度和解离常数的测定 ㈠实验目的 1. 了解弱酸的解离度和解离常数的测定方法。 2. 学会刻度吸管、容量瓶、滴定管的洗涤和使用及滴定方法。 3. 了解pH 计的使用方法。 ㈡实验原理 醋酸（CH 3COOH 或简写为HAc ）是弱电解质，在水溶液中存在下列质子解离平衡： HAc + H 2O H 3O + + Ac - K a = [HAc] ] ][Ac O H [3- + 或简写为K a = [HAc] ]][Ac H [- + 溶液中[H 3O +] ≈ [Ac -]，可通过测定溶液的pH 值，根据pH==－lg[H 3O +]计算出来。 [HAc] = C HAc －[H 3O +] ，而C HAc 可以用NaOH 标准溶液通过滴定测得。这样，便可计算出该温度下的K a ，进而也可求得醋酸的解离度α。 ) HAc (]O H [3c + = α×100% ㈢实验器材 1.仪器 pH 计、50ml 碱式滴定管一支、25ml 移液管一支、10ml 刻度吸管一支、50ml 容量瓶3个、50ml 烧杯4个、250ml 锥形瓶3个、洗耳球 2.试剂 0.2 mol ·L -1HAc 溶液、0.20 mol ·L -1NaOH 标准溶液、酚酞指示剂 ㈣实验方法 1.醋酸溶液浓度的测定 用移液管吸取25.00ml0.2 mol ·L -1HAc 溶液，置于250 ml 锥形瓶中，加酚酞指示剂2~3滴。用NaOH 标准溶液滴定至溶液呈淡淡的粉红色，30秒内不褪色为止，即为终点。记录所用NaOH 标准溶液的体积。平行测定三次，求取平均值，计算c (HAc)（注意保留四位有效数字）。 把相关数据和实验结果填入下表：
-实验_电导法测定乙酸电离平衡常数
实验六 电导法测定乙酸电离平衡常数 报告人： 同组人： 实验时间2010年06月12日 一．实验目的： 1．掌握电导、电导率、摩尔电导率的概念以及它们之间的相互关系。 3．掌握电导法测定弱电解质电离平衡常数的原理。 二．实验原理： 1．电离平衡常数K c 的测定原理 在弱电解质溶液中，只有已经电离的部分才能承担传递电量的任务。在无限稀释的溶液中可以认为弱电解质已全部电离，此时溶液的摩尔电导率为∞ ∧m ，可以用离子的极限摩尔电导率相加而得。而一定浓度下电解质的摩尔电导率∧m 与无限稀释的溶液的摩尔电导率∞ ∧m 是有区别的，这由两个因素造成，一是电解质的不完全离解，二是离子间存在相互作用力。二者之间有如下近似关系： ∞∧ ∧= m m α （1） 式中为弱电解质的电离度。 对AB 型弱电解质，如乙酸（即醋酸），在溶液中电离达到平衡时，其电离平衡常数K c 与浓度c 和电离度α的关系推导如下： CH 3COOH →CH 3COO － + H ＋ 起始浓度 c 0 0 平衡浓度 c (1－α) c α c α 则 （2） （3） K c 。 （4） 1/Λm 作图可得一条直线，由 2k 表 示，单位为G·m -1 。 摩尔电导率的定义为：含有一摩尔电解质的溶液，全部置于相距为1m 的两个电极之间，这时所具有的电导称为摩尔电导率。摩尔电导率与电导率之间有如下的关系。 ∧m = κ/c （5） 式中c 为溶液中物质的量浓度，单位为mol·m -3 。 在电导池中，电导的大小与两极之间的距离l 成反比，与电极的面积A 成正比。 G = κA/ l （6） 由（6）式可得 κ=K cell G （7）
弱酸电离度与电离常数的测定实验报告范文【精选】
篇一：无机化学实验六醋酸电离度和电离常数的测定 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、 mol·L-1HAc标准溶液、0、 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% Ka= = 当α小于5时，C - [H+]≈C，所以Ka≈ 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。 滴定序号 aOH(mol·L-1) VHAc(mL VNaOH(mL CHAc 测定值平均值
25、001 2 25、00 25、003 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。 溶液 C (mol·L-1) pH [H+] α(%) 电离常数K 编号 1 2 3 4 四、提问 1/20 CHAc 1/10 CHAc 1/2 CHAc CHAc (mol·L-1) 测定值 平均值 K值在1、0×10-5～2、0×10-5范围内合格(文献值25℃1、76×10-5)