酚酞电离平衡常数的测定
实验十四 醋酸电离度和电离常数的测定
实验十四 醋酸电离度和电离常数的测定一、实验目的: 标定醋酸溶液的浓度并测定不同浓度醋酸的pH 值。
计算电离平衡常数,加深对电离平衡常数的理解。
学习使用酸度计。
二、另配仪器：三个50ml 小烧杯、容量瓶三个、25mL 移液管、和5mL 吸管、酸度计（50ml 小烧杯别放到自己抽屉）, 碱式滴管。
三、实验原理:醋酸为弱电解质, 在水溶液中存在如下电离平衡：2:lg ,a HAc H Ac Ac H H H K c H H pH pH H H HAc +--++++++++⎡⎤⎡⎤⎡⎤⎣⎦⎣⎦⎣⎦⎡⎤⎡⎤⎡⎤⎣⎦⎣⎦⎣⎦⎡⎤⎣⎦=⎡⎤-⎣⎦⎡⎤⎣⎦⎡⎤⎡⎤=-⎣⎦⎣⎦+++起始浓度: c 0 0变化浓度: H H 平衡浓度:c-H 电离平衡常数可以用酸度计测定溶液的值确定.根据换算出溶液的起始浓度可用标准NaOH 溶液滴定测得.定T 下, 2100%5%,a H K cαα+⨯⎡⎤⎣⎦≤=C 平衡常数与浓度无关,因此今天测定的四种不同浓度的醋酸溶液的K 应同.变化/消耗浓度 电离度=起始浓度当电离度时四、实验内容:（1）醋酸溶液浓度的标定:NaOH溶液待测25.00mLHAc溶液终点指示剂:2~3滴酚酞两次平行测定, 误差△V≤0.1ml（表14.1改）实验分组: （两人一组）上一次实验中练习滴定操作少的同学可进行滴定。
(2) 配制不同浓度的醋酸溶液(3) 测定醋酸溶液的pH .(见讲义74页)整个实验分为两大组：中间实验台的两组同学先滴定, 标定醋酸浓度, 两边实验台同学溶液配制四组、移入编号四个小烧杯, 测pH由稀到浓进行。
（避免拥挤）。
注: 实验前检查另配仪器有没有问题。
实验过程中仪器出现问题后果自负。
五、实验报告实验原理实验内容及数据处理实验内容1.标题+表格2、标题+内容用简单一两句话简述, 移液、稀释、定容、摇匀3.标题+内容不写+表格14-2（改）（加上电离度一列）数据处理过程中有效数字的运算参照讲义13-15页。
实验一 电导法测定弱电解质的电离平衡常数
实验一电导法测定弱电解质的电离平衡常数实验目的：通过电导法测定弱电解质的电离平衡常数，探究电导法测定电离平衡常数的原理和操作方法。
实验原理：弱电解质的电离平衡常数K为：K=α²C/(1-α) （其中，α表示电离度，C表示弱电解质的浓度）。
由于弱电解质的电离度很小，可以近似认为它的电离度是常数。
从电导率的角度出发，弱电解质的电导率可以表示为：κ=κ' + κ'' =kC(α +β)，其中，k是常数，κ'和κ''分别为弱电解质的电导率和电极电架电导率，α和β分别为弱电解质和溶剂（一般为水）的等效电导率。
通常实验中只能测量到总电导率，但是可以通过电导率对浓度和电离度的关系进行分析，进而计算出弱电解质的K值。
实验步骤：1.将所需量的KCl、NaCl和HCl等指定量的不同浓度的溶液加入电导池中。
在每次测量前，用去离子水清洗电导池。
2.打开电导计电源开关，选择对应的测量范围，将电导池放入电导计的电极架内。
3.读取电导计显示的电导率值，将其记到实验记录表中。
4.根据所加入的某一种量浓度的水溶液电离平衡常数的已知值，计算α和K值。
将计算结果记录到实验记录表中。
5.重复以上步骤，测定其他浓度水溶液的电导率和计算α和K值。
6.将α和K值以绘制α和C的曲线等形式呈现。
通过分析α和C的曲线，确定弱电解质的电离平衡常数K。
实验注意事项：1.电导池在使用前需清洗，以保证测量结果的准确性。
2.一定要记录所有测量数据，保证测量结果的可重复性。
3.将实验结果以图表等形式呈现，进行分析和论证。
实验结果：所得结果表明，电导法测定弱电解质的电离平衡常数是可靠准确的。
通过实验，还可以得到弱电解质电离度与浓度的变化规律，进一步了解了电解质溶液中的离子平衡关系。
化学平衡的平衡常数测定
化学平衡的平衡常数测定化学平衡是化学反应达到动态平衡时的状态，平衡常数是描述平衡位置的物理量。
平衡常数的测定是化学研究中的重要内容，它可以为我们提供反应体系中各组分浓度之间的定量关系，并进一步理解和预测化学反应的性质。
本文将介绍几种测定化学平衡平衡常数的方法。
一、滴定法滴定法是一种常用的测定平衡常数的方法，它基于反应物A和反应物B在反应达到平衡时的物质量之间的等量关系。
滴定法的步骤如下：首先，准备好A和B的溶液，并分别用滴定管将它们滴入反应容器中。
然后，在适当的条件下，等待反应达到平衡。
接着，使用滴定管滴加一种适量的指示剂到反应溶液中，通过颜色变化来判断反应的终点。
最后，根据滴定的结果，计算出反应体系中A和B的摩尔浓度，从而得到平衡常数。
二、电导法电导法是一种基于电导性能的测定平衡常数的方法。
在反应达到平衡时，产生的离子浓度会影响溶液的电导性能。
通过测量溶液的电导率，可以得到反应体系中各离子的浓度，从而计算出平衡常数。
具体测量步骤如下：首先，准备好反应物的溶液，并将电导电极浸入溶液中。
然后，开启电导仪器，并记录下反应溶液的电导率。
最后，根据离子浓度和电导率之间的关系，计算出平衡常数。
三、光度法光度法是一种基于溶液中化学物质与光的相互作用而测定平衡常数的方法。
这种方法常用于测定涉及有色物质的反应。
通过测量反应溶液的吸收光强度，可以计算出反应体系中各组分的浓度，从而得到平衡常数。
具体测量步骤如下：首先，准备好反应物的溶液，并使用分光光度计测量反应溶液的吸光度。
然后，通过校正和对比实验，得到反应溶液中各组分的摩尔吸光系数。
最后，根据吸光度和摩尔吸光系数之间的关系，计算出平衡常数。
四、温度法温度法是一种测定平衡常数的方法，它基于反应在不同温度下的平衡位置的移动性。
通过测定在不同温度下反应体系达到平衡时的反应物浓度，可以计算出平衡常数随温度的变化规律。
具体测量步骤如下：首先，在恒温条件下，分别设置不同温度的反应容器，并加入适量的反应物溶液。
电离常数的测定课件
环境因素
环境温度、湿度等变化可 能对实验结果产生影响。
误差分析
为了减小误差，可以采取以下措施 对实验仪器进行定期校准和维护；
提高操作技能和规范性； 控制实验环境条件，确保温度、湿度等参数稳定。
2023
PART 05
实验结论
REPORTING
结论总结
实验中通过测定不同浓度下的电 导率，计算得到了电离常数。
2023
电离常数的测定课件
REPORTING
• 实验材料和步骤 • 电离常数的计算 • 实验结果和讨论 • 实验结论
2023
PART 01
引言
REPORTING
目的和背景
了解电离常数的基本 概念和意义
掌握实验操作流程和 注意事项
学习电离常数的测定 原理和方法
实验原理简介
电离常数是指在一定温度下，弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液中离子浓度 的乘积与电离出来的离子浓度的比值。
实验步骤
01
1. 将醋酸溶液倒入烧杯 中，加入酚酞指示剂， 观察颜色变化。
02
2. 用NaOH溶液滴定醋 酸溶液，记录滴定过程 中颜色变化。
03
04
3. 当溶液颜色变化明显 时，记录滴定管的读数。
4. 根据滴定数据计算醋 酸的电离常数。
数据记录
01
02
03
04
醋酸溶液的初始体积和浓度
NaOH溶液的体积和浓度
结果分析
数据对比
将实验测得的电离常数与理论值进行 对比，分析误差产生的原因。
趋势分析
观察实验数据的变化趋势，分析浓度、 温度等因素对电离常数的影响。
误差分析
01
02
03
操作误差
电离度和电离平衡常数
１、足量镁和一定量的盐酸反应，为减慢反应速率，但又不影
响H2的总量，可向盐酸中加入下列物质中的（ ）ＢＤ
A 、MgO
B 、H2O C 、K2CO3 D 、CH3COONa
2、浓度和体积都相同的盐酸和醋酸，在相同条件下分别与足量
CaCO3固体（颗粒大小均相同）反应，下列说法中正确的是
A．盐酸的反应速率大于醋酸的反应速率
例1：在一定温度下，在100ml某一元弱酸的溶液中，
含有该弱酸的分子数为5.42×1020个，并测得该溶液的
C(H+)=1×10－3mol/L。在该平衡体系中，这种一元弱
酸的电离度约为 A. 9% B. 10%
C. 3% D. 0.1% (B)
例2：在0.2mol/L 的醋酸溶液中, 当
CH3化变化？
NH3 + H2O
NH3·H2O
NH4+ + OH-
应用2：
用于鉴别溶液
有两瓶pH=2的酸溶液，一瓶是强酸， 一瓶是弱酸。现只有石蕊试液、酚酞试 液、pH试纸和蒸馏水。简述用最简便 的实验方法来判断哪瓶是强酸。
哪些事实（或实验）可证明CH3COOH是弱电解质？
3、意义：25℃时 HF K=7.2×10 –4 HAc K=1.8×10 –5
∴ 酸性：HF ＞ HAc
在一定温度下，电离常数与浓度无关。 温度升高，K电离增大
①电离度是转化率的形式,电离常数是平衡常数的形式; ② 电离度受浓度的影响,电离常数不受浓度的影响; ③两者均 可用来表示弱电解质的电离程度及其相对强弱的。但用电 离度时必须在同温同浓度条件下，而电离常数只须在同温 下便可。
A. 1 ％ B. 9.1 % C. 10 % D. 20 %
弱电解质电离平衡常数的测定实验报告
弱电解质电离平衡常数的测定实验报告实验目的：测定弱电解质电离平衡常数实验原理：弱电解质的电离平衡可以用离子平衡法求解。
在该法中，电解质溶液中的每个电离平衡都可以表示为以下反应：HA ⇌ H+ + A-其中，HA表示弱电解质分子，H+表示氢离子，A-表示相应的阴离子。
在电解质的溶液中，HA的浓度通常很大，而H+和A-的浓度就相对较小。
电离常数（Ka）表示为：Ka = [H+][A-]/[HA]其中，Ka表示弱电解质的离解常数，[H+]表示氢离子的浓度，[A-]表示相应的阴离子的浓度，[HA]表示弱电解质分子的浓度。
由于[H+]和[A-]的浓度很小，所以我们通常用pKa表示指数：pKa = -logKa实验步骤：1．按照实验要求，通过称量固体试剂来制备弱电解质溶液。
2．使用pH计测量弱电解质溶液的pH值，记录下数据。
3．将氧化还原电极放入溶液中，测量电势值。
4．利用计算机或手动计算法，计算出弱电解质的电离常数和pKa值。
实验数据记录：试验物质 | 原始质量（g） | 成功制备量（g） | 浓度（mol/L） | pH值 | 电势值（mV）甲酸 | 5.0g | 4.8g | 0.2mol/L | 3.64 | 195.2计算结果：由于pH计测量时存在一定误差，我们使用电极法来计算电离平衡常数。
对于甲酸，Ka = 1.77 × 10^-4，pKa = 3.75。
结论：通过实验，我们成功地测定了甲酸这一弱电解质的电离平衡常数。
这项实验不仅让我们更好地理解了离子平衡法，还让我们掌握了一种可以用于测定化学平衡的实验方法。
弱酸电离度与电离常数的测定实验报告
弱酸电离度与电离常数的测定实验报告弱酸电离度与电离常数的测定试验报告范文1一、试验目的1、测定醋酸电离度和电离平衡常数。
2、学习使用pH计。
3、把握容量瓶、移液管、滴定管基本操作。
二、试验原理醋酸是弱电解质，在溶液中存在下列平衡：HAc+H+?Ac-[H][Ac]c2Ka[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；Ka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+]，[H]依据电离度，计算出电离度α，再代入上式即可求得电离平衡常数Ka。
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-SpH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）。
四、试验内容用移液管吸取25mL约0、2mol?L-1HAc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）。
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（cc，210c）的值（四位有效数字）。
用四个干燥的50mL烧杯分别取30～40mL上述三种浓度的'醋酸溶液及未经稀释的HAc溶液，由稀到浓分别用pH计测定它们的pH值（三位有效数字），并纪录室温。
依据四种醋酸的浓度pH值计算电离度与电离平衡常数。
五、数据纪录和结果1、醋酸溶液浓度的标定滴定序号标准NaOH溶液的浓度/mol?L-1所取HAc溶液的量/mL标准NaOH 溶液的用量/mL试验测定HAc测定值溶液精确浓度/mol?L-1?平均值2、醋酸溶液的pH值测定及平衡常数、电离度的计算?t=℃HAc溶液编号1?(c/20)2?(c/10)3?(c/2)4?(c)cHAc/mol?L-1pH[H+]/mol?L-1α/%Ka六、预习要求及思考题（1）专心预习电离平衡常数与电离度的计算方法，以及影响弱酸电离平衡常数与电离度的因素。
酚 酞 电离 平 衡 常 数 的 测 定
酚酞电离平衡常数的测定2010级化学一班20105051148 张琳指导老师：王岩一、实验目的:测定酚酞的电离平衡常数。
二、实验原理:酚酞可以看成是一种弱酸，以HR表示，在水溶液中按下式电离：HR ⇋ H+ + R- （1）无色红色已知定温下，上反应平衡后,若改变体系中的H+浓度，将使平衡移动，新的平衡达到时，各参与物的浓度均有所变化，平衡常数不变。
实验将以不同pH的缓冲液为反应介质,在定温下测定酚酞之电离平衡常数。
反应在定温平衡以后, 下式成立:KT = [H +][R-]/[HR] (2)若以[H R]0表示酚酞原始浓度, 则:[HR] = [HR]0–[R -] (3)两式合并,并令电离度a=[R-]/[HR]0,KT= [H +][a/(1-a)] (4)根据比耳定律: 一有色物质溶液,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 的缓冲液中,测得光密度为E;在相同条件下,加适当量的NaOH ,增大pH ,使酚酞完全电离。
测得光密度为E0 ; 根据( 1 ) 和比耳定律,下式成立:a=[R -]/[HR]0=E/E0（5）得KT=[E/(E0-E)]×10-PH （6）三、仪器和试剂7230G型分光光度计，PH计，容量瓶，烧杯，移液管，乳头胶管，0.5%的酚酞溶液，0.1N和1N的NaOH, 0.4N的缓冲溶液，蒸馏水。
四、实验步骤在1至3号的250mL容量瓶中分别加2.5mL0.5%的酚酞和2.5mL0.4N缓冲溶液后，加入蒸馏水至容量瓶体积的2/3，摇匀，用乳头胶管吸取1N的NaOH 分别滴加在上述3只容量瓶中刚好滴至微红，然后改用0.1N的NaOH，使1至3号容量瓶中溶液的颜色由浅至深形成一个色阶，然后用蒸馏水稀释到刻度。
在另一只250mL容量瓶中（编号为4）加入2.5mL的0.5%酚酞和2.00mL 0.1N的NaOH ，用蒸馏水稀释至刻度处，迅速测定1—4号溶液的吸光度和PH值。
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酚酞电离平衡常数的测定
——分光光度法
一、实验目的：用分光光度计pH计测定酚酞的电离平衡常数。
二、实验原理：
酚酞可以看成是一种弱酸，以HR表示，在水溶液中按下式部分电离：
HR ⇋H++R-（1）
无色红色
已知定温下，上反应平衡后,若改变体系中的H+浓度，将使平衡移动；新的平衡达到时，各参与物的浓度均有所变化，但平衡常数不变。
实验将以不同pH的缓冲液为反应介质,在定温下测定酚酞之电离平衡常数。
反应在定温平衡以后，下式成立:
K r=[H+][R-]/[HR] （2）
若以[HR]0表示酚酞原始浓度，则：
[HR]=[HR]0-[R-] （3）两式合并，并令电离度α=[R-]/[HR]0
K r=[H+][a/(1-a)] （4）根据比耳定律：一有色物质溶液，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的缓冲液中,测得光密度为E；在相同条件下,加适当量的NaOH，增大pH，使酚酞完全电离。
测得光密度为E0。
根据(1)和比耳定律，下式成立:
a=[R-]/[HR]0=E/E0（5）从而得出Kr计算公式：
Kr=[E/(E0-E)]╳10-pH （6）
三、仪器和试剂：
7230G型分光光度计，PH计，容量瓶，烧杯，移液管，乳头胶管，0.5%的酚酞溶液，0.1N 和1N的NaOH，0.4N的缓冲溶液，蒸馏水
四、实验步骤：
在1至5号的250mL容量瓶中分别加2.5mL0.5%的酚酞和2.5mL0.4N缓冲溶液后，加入蒸馏水至容量瓶体积的2/3，摇匀，用乳头胶管吸取1N的NaOH分别滴加在上述5只容量瓶中刚好滴至微红，然后改用0.1N的NaOH，使1至5号容量瓶中溶液的颜色由浅至深形成一
个色阶，然后用蒸馏水稀释到刻度。
在另一只250mL容量瓶中（编号为6）加入2.5mL的0.5%酚酞和2.00mL0.1N的NaOH，用蒸馏水稀释至刻度处，迅速测定1—6号溶液的吸光度和pH 值。
五、注意事项：不进行实验，应将分光光度计暗室盖子打开；分光光度计连续使用时间不超过两小时；玻璃电极在使用前需在蒸馏水中浸泡，且需谨慎使用。
六、数据处理：
根据原理，计算在实验温度时各个不同PH值的酚酞试液的电离常数，计算时应考虑到6号容量瓶中的酚酞只为其他各号的1/10，故E0=10E。
七、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。
八、思考题:
1.所配溶液色阶颜色太深对实验有无影响？
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。
2.1至5号瓶子中酚酞的量不一致对实验结果有无影响？
答：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。