电导滴定实验报告doc
实验三：电导滴定分析法测定未知酸
实验三：电导滴定分析法测定未知酸实验目的和要求：1、 掌握电导仪结果和测定溶液电导值的基本操作；2、 了解电导电极的结果和使用；3、 掌握电导滴定的基本原理和终点的方法。
实验原理：本实验借助滴定过程中离子浓度的变化而引起的电导值的变化来判断滴定终点，这种方法称为电导滴定。
在本次实验过程中，溶液电导的主要构成是OH -,H +,Cl -,Na +,各离子的电导值分别为∧0OH- =198，∧0Cl -=76.34，∧0H+=349.8 ，∧0Na+=50.11，由反应方程式可知，溶液电导值先减小后又逐渐增大，即最低点为反应终点。
实验仪器和试剂：DDS-11型电导率仪，DSJ-1型铂黑电导电极，磁力搅拌器一台 NaOH 标准溶液（0.1ml/L ），未知浓度HCl 溶液，10ml 移液管1只，100ml 玻璃烧杯1只实验步骤：1、 滴定前准备洗涤、润洗移液管，装入0.1000mol/L 的NaOH 标准溶液；用移液管移取5.00ml 未知浓度的HCl 溶液于100ml 烧杯中，加入50ml 蒸馏水稀释，将烧杯置于磁力搅拌器上 将电导电极安装好，按要求调节仪器各项数据，并校正仪器，准备测量。
2、 滴定过程中溶液电导值的测定启动磁力搅拌器，按照下表依次滴加0.1000mol/L 的NaOH 标准溶液，每次测量读数前都要调节校正旋钮，然后调到测量挡读取溶液电导值。
滴定曲线的绘制50010001500200025003000350040000.002.00 4.006.008.0010.0012.0014.00NaOH标准溶液体积 /ml电导测定值 μS /c m3、 未知浓度HCl 溶液的浓度计算根据NaOH 标准溶液的浓度、滴定终点的体积，采用下式计算未知浓度HCl 的浓度: Cx=（C NaOH ×Vep ）/5.00 Cx =0.1000mol/L50010001500200025003000350040000.002.004.006.008.0010.0012.0014.00滴定剂体积 /ml电导率 μS /c m未知浓度HCl 溶液的浓度计算根据NaOH 标准溶液的浓度、滴定终点的体积，采用下式计算未知浓度HCl 的浓度Cx=（C NaOH ×Vep ）/5.00 Cx =0.1000mol/L讨论1. 注意在选择量程时应先从大量程开始。
学生设计实验六---电导滴定法测定溶液的浓度(定稿)
电导率的测定及应用（二）一、目的要求1．学习电导滴定法测定溶液浓度的原理和方法。
2．掌握电导滴定测定HCl，HAc溶液的浓度的方法。
3. 掌握电导滴定测定食醋中乙酸含量的方法。
4. 掌握氯化钾水溶液无限稀释摩尔电导率的测量方法。
5. 了解表面活性剂的特性及胶束形成原理。
6. 用电导法测定十二烷基硫酸钠的临界胶束浓度。
7．进一步熟悉电导率仪和恒温槽的使用。
二、实验仪器、试剂1. 仪器电导率仪一台；恒温磁力搅拌器1台; 超级恒温槽1台；铂黑电极1支；100ml 恒温烧杯；100ml烧杯1个；250ml烧杯1个；20ml移液管2支；1ml吸量管1支；10ml吸量管1支；50ml容量瓶10个；100mL容量瓶1个；2．药品标准液：0.1000 mol · L－1NaOH待测液：HAc；HCl；（大约浓度0.01 mol · L－1）；食醋0.01 mol · L－1 KCl0.02 mol · L－1十二烷基硫酸钠溶液四、实验内容1、电导滴定法测定HCl溶液的浓度2、电导滴定法测定HAc溶液的浓度3、电导滴定法测定食醋中乙酸含量电导滴定时注意：一般要求滴定剂的浓度比待测定溶液大10-20倍；被测液要恒温；磁力搅拌均匀；不要让磁子碰到电极；读数3次取平均值；溶液电导率显著变化后，再测4～5个点。
4、KCl溶液无限稀释摩尔电导率的测定读取5个数据5、电导法测定十二烷基硫酸钠的临界胶束浓度取0.020 mol.dm-3十二烷基硫酸钠溶液，用50ml容量瓶准确配制0.002，0.006，0.007，0.008，0.009，0.010，0.012，0.014，0.016，0.018 mol.dm-3的十二烷基硫酸钠溶液。
从稀到浓测定溶液电导率。
1。
食品物胶化实验一 电导滴定
实验一电导滴定一、实验目的：1.熟悉电导滴定的原理，用电导滴定法测定盐酸溶液及醋酸溶液的浓度。
2.掌握用电导率仪测定电导率的实验技术。
二、实验原理：电解质溶液的电导率与溶液中的离子多少、离子本性及温度有关。
在一定温度下，如果离子的浓度、组成改变，电导率也将改变。
滴定过程就是溶液中的离子浓度和组成改变的过程，也是溶液电导率改变的过程，电导率滴定法就是以溶液电导率的转折点作为化学反应终点的分析方法，该法适用于混浊、有色样品的测定。
如以强碱NaOH滴定强酸HCl，滴定反应：H++Cl－+Na++OH－—→Na++Cl－+H2O原液中H+具有较大的电导率，滴定过程中，加入的OH－和H+结合成电离度很小的H2O，同时有另一电导率较小的Na+进入溶液。
相当于Na+代替了H+，故其电导率降低。
到中和点时，主要是Na+、Cl－、H2O，其电导率最低。
超过中和点后，溶液中电导率大的OH－不断增加，故电导率又重新上升，如图4-1，就可由转折点求出酸碱中和的计量点。
NaOH滴定HCl如以强碱NaOH滴定弱酸HAc，则其反应为：HAc+Na++OH－—→Na++Ac－+H2O原液中HAc电离度很小，只有极少量的H+及Ac－，故电导率很低。
滴加入NaOH后，形成了HAc-NaAc缓冲溶液，H+浓度受到控制，随着电导率较小的Na+逐渐增加，溶液的电导率略有上升，超过中和点后，由于电导率大的OH－不断累积，使溶液的电导率迅速上升。
NaOH滴定HAc三、仪器与设备：1.仪器：电导率仪、电磁搅拌器、烧杯、100ml量筒、移液管、50ml容量瓶2.试剂：HCl溶液，HAc溶液四、实验步骤：1.配制溶液：（1）HCl溶液：移液管移取4ml浓盐酸于50ml容量瓶中，加蒸馏水至刻度线，摇匀备用。
（2）HAc溶液：移液管移取10ml冰醋酸于50ml容量瓶中，加蒸馏水至刻度线，摇匀备用。
2.打开电导率仪电源，选择“高周”，并将“电极常数”旋钮调到指定位置。
电导滴定的实验报告
电导滴定的实验报告电导滴定的实验报告引言：电导滴定是一种常用的化学分析方法，通过测量溶液的电导率来确定其中某种物质的浓度。
本实验旨在通过电导滴定法确定未知浓度的硫酸溶液中的氯离子含量。
实验步骤：1. 实验前准备：a. 准备所需试剂：已知浓度的硫酸溶液、氯化钠溶液、硝酸银溶液、二甲基亚砜溶液等。
b. 清洗电导仪，确保其干净无杂质。
c. 标定电导仪：使用已知浓度的硫酸溶液进行标定，记录标定结果。
2. 开始实验：a. 取一定体积的未知浓度硫酸溶液，加入电导仪测量室。
b. 加入适量的氯化钠溶液，使溶液中的氯离子与硝酸银溶液中的银离子发生沉淀反应。
c. 持续滴加硝酸银溶液，直至电导仪显示的电导率不再变化，记录所滴加的硝酸银溶液体积。
d. 重复实验3次，取平均值。
实验结果与讨论：根据实验数据计算得到的平均滴加硝酸银溶液的体积为10.2 mL。
根据滴定方程可知，硝酸银溶液与氯离子反应生成沉淀，反应方程为Ag+ + Cl- → AgCl↓。
根据化学计量关系，1 mol的硝酸银溶液滴定1 mol的氯离子。
根据已知硫酸溶液的浓度和滴定过程中滴加的硝酸银溶液体积，可以计算出硫酸溶液中氯离子的浓度。
假设硫酸溶液的浓度为C，滴定过程中滴加的硝酸银溶液体积为V，则有C × V = 1 mol/L × 10.2 mL，解得C ≈ 0.098 mol/L。
实验误差分析：在实验过程中可能存在一些误差，如仪器误差、操作误差等。
电导仪的读数误差可能会对实验结果产生影响，因此在实验开始前进行了仪器的标定。
此外，实验中液滴的大小和滴定的速度也可能对结果产生影响，为了减小这些误差，实验时需要保持滴定速度均匀，并尽量减小液滴的大小。
结论：通过电导滴定法，我们成功确定了未知浓度硫酸溶液中氯离子的浓度为0.098 mol/L。
实验结果表明，电导滴定是一种可靠、精确的分析方法，可以用于测定溶液中某种物质的浓度。
在实际应用中，电导滴定法常用于水质分析、环境监测等领域，具有广泛的应用前景。
实训七电导滴定法测定氢氧化钠溶液的浓度
实训七电导滴定法测定氢氧化钠溶液的浓度实训七电导滴定法测定氢氧化钠溶液的浓度一、实训目的掌握电导滴定的原理，会将DDS——11A型电导率仪用于酸碱滴定中，熟悉酸碱电导滴定的操作步骤。
二、仪器试剂DDS-11A型电导率仪，光亮电导电极，铂黑电导电极，容量瓶，小烧杯，分析天平，去离子水，移液管，0.0100mol/L的盐酸溶液待测溶液：稀碱三、实训原理电导滴定是通过测量溶液的电导随滴定剂的加入量的之间的变化关系，确定滴定终点的一种分析方法。
进行电导滴定时，一边加入滴定剂，一边测量溶液的电导值，在滴定终点时会出现溶液电导值的突变，由此可以判定滴定终点的到达。
四、操作步骤1.取浓度0.0100mol/L的盐酸溶液25.00ml于100ml的小烧杯中，插入电导电极，接上电导率仪。
2.将未知氢氧化钠溶液装入50ml碱式滴定管中，固定在铁架台上，调节0刻度，30秒后读取初读数。
3.记录加入氢氧化钠的总体积对应电导率的值，详见数据记录表。
五、测定结果1、数据记录V NaOH（mL）0.00 5.00 10.00 15.00 17.00 19.00 20.00κ（μS/cm）V NaOH（mL）21.00 22.00 23.00 24.00 25.00 26.00 27.00κ（μS/cm）V NaOH（mL）28.00 29.00 30.00 32.00 34.00 36.00 40.00κ（μS/cm）2、以NaOH溶液加入体积作横坐标，对应的电导率值作纵坐标，作电导率κ-V 图。
3、从图中读出终点时消耗的NaOH溶液的体积。
4、计算出未知NaOH溶液的浓度。
混合酸的电导滴定
实验一混合酸的电导滴定一、实验目的1．巩固电导滴定的理论知识2．了解电导滴定测定混酸浓度的基本原理和实验方法。
3．掌握DDS—11A 型电导率仪的结构、性能和使用方法4.运用pH—曲线和（△ pH/A V）—V曲线与二级微商法确定滴定终点。
二、实验原理电导滴定是电容量分析法的一种，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HCI和HAc的混合液时，HCI首先被中和，溶液中迁移速度较大的H被加入的OH中和而生成难电离的水以及迁移速度较小的N6，反应如下H+ + CI - + Na + + OH- = Na + + CI - + H 2O已知Ns f的摩尔电导小于H的摩尔电导（入e, Na+=X1O-4Q -1，入。
H+=X 10-4Q \因此，在化学计量电前，随着滴定的进行，溶液的电导逐渐下降，在化学计量点后，随着过量的氢氧化钠溶液的加入，溶液中的OH和Na+浓度的增加，溶液的电导液随之增大，当HCI被完全中和后，HAc开始被中和生成难电离的水和易被离解的NaAc,其反应如下：H+ + Ac - + Na + + OH- = Na + Ac - + H 2O所以电导略有增加，当氢氧化钠过量时，由于溶液中OH迁移速度较大使电导迅速上升，以溶液的电导为纵坐标，滴定剂氢氧化钠的体积为横坐标灰土，得出具有两个拐点的滴定曲线。
根据拐点处氢氧化钠的体积，依据等当点定律可计算出HCI和HAc各自的含量。
三、仪器与试剂1. 仪器：DD—11A型电导率仪，磁力搅拌器，DJS-2铂黑电导电极，滴定台，碱式滴定管，烧杯2只，移液管1支，吸耳球2. 试剂：LNaOF标准溶液，1獅酞指示剂，未知混合酸，邻苯二甲酸氢钾四、实验步骤1. 氢氧化钠的标定：参阅分析化学实验中碱的标定测定步骤2. 混合酸的滴定(1)按仪器使用方法调节仪器并清洗电极和搅拌子。
(2)准确移取混合酸40ml于250ml烧杯中，放入搅拌子，滴加几滴酚酞指示剂。
电导滴定法测食醋中乙酸的含量
电导滴定法测食醋中乙酸的含量一、实验目的1.学习点到测定的原理2.掌握电导滴定法测食醋中乙酸的含量的方法3.进一步掌握电导仪的使用二、实验原理电导滴定法是根据滴定过程中被滴定溶液电导的变化来确定滴定终点的一种容量分析方法。
电解质的电导取决于溶液中离子的种类和离子的浓度。
在电导滴定过程中，由于离子的种类和浓度发生了变化，因而电导也发生了变化，据此可以确定滴定终点。
食醋中酸只要是乙酸，用NaOH滴定食醋，开始时部分高摩尔电导的氢离子被中和，溶液的电导有所下降，随后溶液中生成了乙酸-乙酸钠缓冲溶液，氢离子的浓度受到控制。
随后摩尔电导较小的Na+ 浓度逐渐升高。
在化学计量点之前，电导缓慢上升，在接近化学计量点时乙酸分解，转折不明显。
在化学计量点之后，电导开始迅速上升。
作两条电导上升近似直线的延长线，其延长线的交点即为化学计量点。
三、仪器与试剂DDS-11A型电导率仪，电导电极，电磁搅拌器，搅拌子。
25mL碱式滴定管， 200mL烧杯，2mL移液管。
0.1mol/L NaOH标准溶液。
四、实验步骤1.洗净25mL减式滴定管，并用标准溶液润洗2-3次。
将0.1mol/L NaOH标准溶液装入25mL碱式滴定管，并记录读数。
2.用2mL移液管移取1.5mL食醋于200mL烧杯中，加入100mL去离子水。
放入搅拌子，置烧杯于电磁搅拌器上搅拌，插入电极，测量并记录溶液的电导。
3.用0.1mol/L NaOH标准溶液进行滴定，每滴加1mL测量一次电导率并记录数值，共测量25个点。
平行测定三份。
五、数据的处理1.源数据记录2.绘制图表16.3506计算食醋中乙酸的含量（g/100mL)计量关系由C NaOH V NaOH =C 乙酸V 乙酸得：500.51100100g cV w mL mL ==S ===0.239 *100%S RSD x==3.519% 六、思考题：1. 用电导滴定法测定食醋中乙酸的含量与指示剂法相比，有何优点？ 答：电导法的主要有点就是判断滴定终点比较准确。
电导滴定法测定醋酸的解离常数
电导滴定法测定醋酸的解离常数一、实验目的1．熟悉电导滴定法的基本原理；2．掌握电导滴定法测定弱酸解离常数的实验方法。
二、实验原理溶液的电导随离子的数目、电荷和大小而变化，也随着溶剂的某些特性如粘度的变化而变化。
这样可以预料，不同品种的离子对给定溶液产生不同的电导。
因此，如果溶液里一种离子通过化学反应被另一种大小或电荷不同的离子取代，必然导致溶液的电导发生显著变化。
电导滴定法正是利用这一原理完成欲测物质的定量测定。
一个电解质溶液的总电导，是溶液中所有离子电导的总和。
即：（2－1）式中c i为第i种离子的浓度(mol∙L-1)，λi为其摩尔电导，θ为电导池常数。
弱酸的解离度α与其电导的关系可表示为：（2－2）G c为任意浓度时实际电导值，它是从实验中实际测量的，G100%为同一浓度完全解离时的电导值，它可从不同的滴定曲线计算而得。
醋酸在溶液中的解离平衡为：解离常数K a为：（2－3）根据电解质的电导具有加和性的原理，对任意浓度醋酸在完全解离时的电导值，能从有关滴定曲线上求得。
假如选用氢氧化钠滴定醋酸和盐酸溶液，可从滴定曲线上查得有关电导值后，按下式计算醋酸在100%解离时的电导值。
（2－4）式中G NaAc为醋酸被氢氧化钠滴定至终点的电导值，G NaCl为盐酸被滴定至终点的电导值。
（注意：所述电导值应按式（2－1）校正至相同的物质的量浓度，式（2－4）才成立）。
三、仪器与试剂1．DZDS-A电导仪(南京多助科技发展有限公司)；DJ51C型电导电极（铂黑电极）（南京多助科技发展有限公司）；2．电磁搅拌器（78-1磁力加热搅拌器）（金台市富华仪器有限公司）；3．碱式滴定管（50ml）；4．NaOH标准溶液：0.2000mol∙L-1；醋酸溶液：～0.1mol∙L-1；盐酸溶液：～0.1mol∙L-1。
四、实验步骤1．预热电导仪，联接电导电极。
2．醋酸电导测定（1）溶液配制；移取约0.1mol∙L-1醋酸溶液20mL于300mL的烧杯中，加蒸馏水170mL，放烧杯在电磁搅拌器上，插入洗净的电导电极，注意不能影响搅拌磁子的转动。
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电导滴定实验报告篇一：《电导滴定分析法测定未知酸》实验报告实验五电导滴定分析法测定未知酸一．实验目的1. 掌握电导率仪结构和测定溶液电导值的基本操作；2.了解电导电极的结构和使用；3.掌握电导滴定的基本原理和判断终点的办法。
二．实验原理在滴定分析中，一般采用指示剂来判断滴定终点，但是稀溶液的滴定终点突跃甚小，而有色溶液的颜色会影响对指示剂在终点时颜色变化的判断，因此在稀溶液和有色溶液的滴定分析中，无法采用指示剂来判断终点。
本实验借助于滴定过程中离子浓度变化而引起的电导值的变化来判断滴定终点，这种方法称为电导滴定。
NaOH溶液与HCL溶液的滴定中，在滴定开始时，由于氢离子的极限摩尔电导值较大，测定的溶液电导值也较大；随着滴定进行，H+和OH-离子不断结合生成不导电的水，在H+浓度不断下降的同时增加同等量的Na+离子，但是Na+离子导电能力小于H+离子，因此溶液的电导值也是不断下降的；在化学计量点以后，随着过量的NaOH溶液不断加入，溶液中增加了具有较强导电能力的OH-离子，因而溶液的电导值又会不断增加。
由此可以判断，溶液具有最小电导值时所对应的滴定剂体积即为滴定终点。
三：实验仪器与试剂1.DDS-307型电导率仪2.DJS-1C型电导电极3.85-1磁力搅拌器一台4.0.1000mol/L NaOH标准溶液5.未知浓度HCL溶液6.10ml移液管1只7.100ml玻璃烧杯1个四．实验步骤1.滴定前准备按照滴定分析基本要求洗涤，润洗滴定管，装入0.1000mol/L的NaOH标准溶液，调节滴定液面至“0.00ml”处。
用移液管准确移取5.00ml未知浓度HCL溶液于100ml 玻璃烧杯中，加入50ml蒸馏水稀释被测溶液，将烧杯置于磁力搅拌器上，放入搅拌珠。
按照要求将电导电极插入被测溶液；调节仪器“常数”旋钮至1.004；将仪器的“量程”旋钮旋至检查档；将“校准”旋钮旋至100；调节“温度”旋钮至室温21℃；将“量程”旋钮置于合适的量程范围。
即可开始测量。
2.滴定过程中溶液电导值测定按照下表依次滴加0.1000mol/L的NaOH标准溶液，读取并记录电导率仪上的电导值。
五．实验数据处理1.滴定曲线绘制以测定的溶液电导值为纵坐标，滴加的NaOH标准溶液体积为横坐标制图，绘制电导滴定曲线，并采用作图法在滴定曲线上求出滴定终点所对应的滴定剂体积。
2.未知浓度HCL溶液的浓度计算根据NaOH标准溶液的浓度，滴定终点时的滴定剂的体积，采用下式计算未知浓度HCL溶液的浓度：cx?六．实验小结与讨论1.实验前碱式滴定管必须清洗干净，并用0.1000mol/L 的标准NaOH溶液润洗2-3次。
2.注意调节好磁力搅拌器的速度（注意观察搅拌珠的旋转以判断速度），不能过快而使液体飞溅，亦不能过慢而未使溶液混合均匀，而影响滴定结果。
3.将电导电极插入溶液时，要注意插入的深度及位置，既要保证搅拌cNaOH?Vep5.00=珠不会损坏电极，也要保证滴定时的方便操作。
4.滴定开始前，要注意碱式滴定管的尖嘴处是否有空气，若有，一定要排空，且在后续的滴定操作中要注意控制胶管中的玻璃珠以控制差不多一次滴的滴定速度，这样即可保证不会留有空气柱。
5.一次滴定结束后，电导率仪显示的值会跳动，这是因为溶液还在混匀之中，要待其稳定后再记录电导值。
6.本次试验的误差主要来自于碱式滴定管的操作，因中途滴定中未控制好流速而使胶管中留有一段空气。
篇二：电导滴定(1)物理化学设计性实验报告实验组员：陈禹志 1131036 杨通怀 1131041谢廷波1131017 苏河涛 1131015赵春花 1131042 刘燕飞 1131043 周福乾 1131018 电导滴定法测定盐酸溶液和乙酸溶液的浓度一、目的要求1．掌握电导滴定法测定盐酸和乙酸溶液浓度的原理和方法。
2．掌握电导仪的使用方法和技术二、实验原理在一定温度下，电解质溶液的电导率与溶液中的离子组成和浓度有关，而滴定过程中系统的离子组成和浓度都在不断变化，因此可以利用电导率的变化来指示反应终点。
电导滴定法是利用滴定终点前后电导率的变化来确定终点的滴定分析方法。
该方法的主要优点是，可用于很稀溶液、有色或混浊溶液、没有合适指示剂体系的测定。
电导滴定法不仅可用于酸碱反应，也可用于氧化还原反应、配位反应和沉淀反应。
本实验采用电导滴定法测定HCl和HAc溶液的浓度。
用NaOH滴定HCl的反应为：H+ + Cl + Na+ + OH == Na+ + Cl+H2OH+和OH－的电导率都很大，Na+、 Cl－及产物H2O的电导率都很小。
在滴定开始前－－－由于H+浓度很大，所以溶液的电导率很大；随着NaOH的加入，溶液中的H+不断与OH －结合成电导率很小的H2O，因此在理论终点前，溶液的电导率不断下降。
当达到理论终点时溶液具有纯NaCl的电导率，此时电导率为最低。
当过量的NaOH加入后，溶液中OH －浓度不断增大，因此溶液的电导率随NaOH的加入而增大。
其电导滴定曲线见图15－1中1所示，由滴定曲线的转折点即可确定滴定终点。
用NaOH滴定HAc的反应式为：HAc + Na+ + OH－ == Na+ + Ac－+H2O其电导滴定曲线如图15－1中2 所示。
HAc的解离度不大，因而未滴定前H+和Ac－的浓度较小，电导率很低；滴定刚开始时，电导率先略有下降，这是因为少量NaOH －－加入后H+与OH结合为电导率很小的H2O，生成的Ac产生同离子效应使得解离度减小。
随着滴定的不断进行，非电导的HAc浓度逐渐减小，Na+ 、Ac－浓度不断增大。
故溶液的电导率由极小点不断增加至理论终点，但增加的较为缓慢。
理论终点后NaOH过量，溶液中电导率很大的OH浓度不断增加，因此电导率迅速增加。
由滴定曲线的转折点即可确定滴定终点[1]。
－图15—1 电导滴定曲线1—NaOH滴定HCl；2—NaOH滴定HAc三、实验用品1．仪器（DDS－11A型）电导仪（DJS－1型）铂黑电极烧杯（200mL）移液管（50mL）量筒（50mL）碱式滴定管（10mL）2．试剂0.5125mol · L1NaOH约0.0924 mol · L－－1 HAc 约4mol · L1HCl－四、操作步骤1. 取1mLHCl于烧杯并稀释100倍（为了避免滴定过程中由于滴定剂加入过多使得总体积变化过大而引起溶液电导率的改变，一般要求滴定剂的浓度比待测定溶液大10倍。
）2.装好电导池，按（DDS－11A型）电导仪的使用方法开启电导仪3．测定（1）用移液管移取50.00mL待测HCl溶液于一干净200mL 烧杯中，加入50mL去离子水，充分搅拌后，将电导电极插入溶液中，测此时溶液电导率，待读数稳定后记录数据。
然后用滴定管加入NaOH标准溶液，每加0.50mL充分搅拌后，测定并记录溶液的电导率，当溶液电导率由减小转为开始增大后，再测4～5个点即可停止。
（2）用移液管移取50.00mL待测HAc溶液于干净的200mL 烧杯中，加入50mL去离子水，测定步骤与测HCl的电导滴定法相同，当溶液电导率由缓慢增加转为显著增加后，再测4～5个点即可停止。
实验完毕，用去离子水冲洗电极，将电极浸泡在去离子水中。
五、数据处理1. 记录实验数据NaOH滴定HCl溶液NaOH滴定HAc溶液2．计算浓度分别以κ对V(NaOH)作图，求得滴定终点时所消耗NaOH 标准溶液体积V终，计算HCl和HAc溶液的物质量浓度。
lc六、结果与讨论1．溶液配制时是大浓度向小浓度稀释的。
一旦某上一浓度出现偏差，则将影响到后面的浓度，因此在稀释时要及时小心，这也是影响实验准确性的一个很重要的因素。
2．电导滴定法主意优点就是判断滴定终点比较准确。
而指示法是用肉眼来判断滴定终点，误差较大。
而电导滴定法是根据滴定过程中被滴定电导的变化来确定滴定终点，它用仪器来滴定，并用作图法来确定，误差较小。
3、以NaOH滴定HAc时，由于Ac－水解的原因，滴定终点附近曲线会弯曲，使得转折并不十分显著，但滴定终点前后电导曲线走向会有明显的改变，因此可以通过滴定终点前后直线部分延线相交而求得理论终点的位置。
实际测得的电导率值常常由于水的解离产生H+和OH－而位于该点的上面。
4、为了避免滴定过程中由于滴定剂加入过多使得总体积变化过大而引起溶液电导率的改变，一般要求滴定剂的浓度比待测定溶液大10倍。
七、实验总结总体来说本次实验比较成功，没有出现操作错误。
通过本次实验掌握了电导仪的使用方法，进一步巩固了减时滴定管的使用方法及要点。
篇三：电导的测定及其应用实验报告电导的测定及其应用一、实验目的1、测量KCl水溶液的电导率，求算它的无限稀释摩尔电导率。
2、用电导法测量醋酸在水溶液中的解离平衡常数。
3、掌握恒温水槽及电导率仪的使用方法。
二、实验原理1、电导G可表示为：(1)式中，k为电导率，电极间距离为l，电极面积为A，l/A 为电导池常数Kcell，单位为m-1。
本实验是用一种已知电导率值的溶液先求出Kcell，然后把欲测溶液放入该电导池测出其电导值G，根据（1）式求出电导率k。
摩尔电导率与电导率的关系：(2)-3式中C为该溶液的浓度，单位为mol·m。
2、总是随着溶液的浓度降低而增大的。
对强电解质稀溶液，式中(3)对c作图得到的直线外推是溶液在无限稀释时的极限摩尔电导率。
A为常数，故将。
(4)至C=0处，可求得3、对弱电解质溶液，式中、分别表示正、负离子的无限稀释摩尔电导率。
在弱电解质的稀薄溶液中，解离度与摩尔电导率的关系为： (5)对于HAc，HAc的(6)可通过下式求得：把(4)代入(1)得：以C对作图，其直线的斜率为或，如知道值，就可算出Ko三、实验仪器、试剂仪器：梅特勒326电导率仪1台，电导电极1台，量杯（50ml）2只，移液管（25ml）3只，洗瓶1只，洗耳球1只试剂：10.00（mol·m-3）KCl溶液，100.0（mol·m-3）HAc溶液，电导水四、实验步骤1、打开电导率仪开关，预热5min。
2、KCl溶液电导率测定：⑴用移液管准确移取10.00（mol·m-3）KCl溶液25.00ml于洁净、干燥的量杯中，测定其电导率3次，取平均值。
⑵再用移液管准确移取25.00 ml电导水，置于上述量杯中；搅拌均匀后，测定其电导率3次，取平均值。
⑶用移液管准确移出25.00 ml上述量杯中的溶液，弃去；再准确移入25.00 ml电导水，只于上述量杯中；搅拌均匀后，测定其电导率3次，取平均值。
⑷重复⑶的步骤2次。
⑸倾去电导池中的KCl溶液，用电导水洗净量杯和电极，量杯放回烘箱，电极用滤纸吸干 3、HAc溶液和电导水的电导率测定：⑴用移液管准确移入100.0（mol·m）HAc溶液25.00 ml，置于洁净、干燥的量杯中，测定其电导率3次，取平均值。