实验十一 弱电解质电离常数的测定(电导法)B
实验十 弱电解质电离常数的测定(电导法)
实验十弱电解质电离常数的测定(电导法)Ⅰ、目的要求1．了解溶液电导的基本概念。
2．学会电导(率)仪的使用方法。
3．掌握溶液电导的测定及应用。
Ⅱ、基本原理AB型弱电解质在溶液中电离达到平衡时，电离平衡常数K c与原始浓度c和电离度α有以下关系：（1）在一定温度下K c是常数，因此可以通过测定AB型弱电解质在不同浓度时的α，代入(1)式求出K c 。
醋酸溶液的电离度可用电导法测定。
将电解质溶液放入电导池内，溶液电导（G）的大小与两电极之间的距离（l）成反比，与电极的面积（A）成正比：（2）式中：l/A—电导池常数，以K cell表示；k—电导率，S/m由于电极的l和A不易精确测量，因此在实验中是用一种已知电导率值的溶液(KCl)先求出电导池常数，然后把欲测溶液放入该电导池测出其电导值，再根据（3）式求出其电导率。
溶液的摩尔电导率是指把含有1mol电解质的溶液置于相距为1m的两平行板电极之间的电导，以Λm表示，单位为S·m2·mol-1。
摩尔电导率与电导率的关系：（3）式中：c—该溶液的浓度，mol/L对于弱电解质溶液，认为：（4）式中：Λm∞—溶液在无限稀释时的摩尔电导率，S·m2·mol-1对于强电解质溶液（如KCl，NaAc），其Λm和c的关系为对于弱电解质（如HAc等），Λm和c则不是线性关系，故其不能像强电解质溶液那样，从Λm—√c的图外推至c=0处求得Λm∞。
但在无限稀释的溶液中，每种离子对电解质的摩尔电导率都有一定的贡献，是独立移动的，不受其他离子的影响，对电解质Mν+ Aν-来说，即弱电解质HAc的Λm∞可由强电解质HCl、NaAc和NaCl的Λm∞的代数和求得把式（4）代入式（1）可得：（5）或（6）以cΛm对1/ Λm作图，其直线的斜率为(Λm∞)2K c，如知道Λm∞值，就可算出K c。
Ⅲ、仪器试剂电导仪（或电导率仪）、恒温槽、电导池、电导电极、容量瓶（100ml）5只、移液管（25ml、50ml各1个）、洗瓶、洗耳球0.0100mol/LKCl溶液、0.1000mol/LHAc溶液Ⅳ、实验步骤1．用50ml容量瓶将原始醋酸溶液（0.1000mol/L）进行2倍、4倍、8倍稀释，得到4种不同浓度的醋酸溶液。
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。
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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
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。
弱电解质电离常数的测定实验报告
弱电解质电离常数的测定实验报告实验报告：弱电解质电离常数的测定摘要：本实验采用了电导法和pH法，测定了弱电解质乙酸的电离常数。
实验结果表明，在本实验条件下，乙酸的电离常数（K）为1.42×10^-5。
引言：弱电解质的电离常数是描述其电离程度的重要参数。
而弱电解质的电离程度又对其化学性质和物理性质的表现产生重要影响。
因此，测定弱电解质的电离常数是化学实验中非常重要的一项内容。
本实验采用了两种方法测定弱电解质电离常数：电导法和pH 法。
电导法是通过测量溶液电导率的方式，求出电离度，再根据电离度求出电离常数。
而pH法则是引入指示剂，通过观察溶液酸碱指示剂的颜色变化，来测定溶液的pH值，再根据酸碱平衡理论求出电离常数。
两种方法各具特点，都有其适应性较广的实验条件。
实验方法：1. 电导法：实验准备：分别将乙酸（CH3COOH）和氯化钠（NaCl）粉末称取适量加入两个干燥的量筒中。
在称量过程中，要求精确且取样量应相同。
将两个量筒分别加入水后摇匀，使其完全溶解，制成1 mol/L的标准溶液。
实验过程：（1）实验前，使用电导仪对电极进行标定，并检查仪器应用状态是否正常。
（2）将不同体积的乙酸溶液加入电导池中，测定每个体积下的电导率，记录数据。
（3）将不同体积的氯化钠溶液加入电导池中，测定每个体积下的电导率，记录数据。
实验准备：分别将pH值各不相同的缓冲溶液制备好，乙酸和氯化钠的标准溶液也需要提前制备好。
实验过程：（1）将乙酸标准溶液倒入盛有相同体积缓冲溶液的比色皿中，然后将一定体积的NaOH溶液导入其中，观察pH值变化，并记录所导入NaOH溶液的体积。
这样做是为了制备满足pH值要求的乙酸缓冲溶液。
（2）当制作好乙酸缓冲溶液后，将其与NaCl混合制成一定浓度的混合溶液，并在其中加入酸碱指示剂，以观察其pH值的变化，并记录所导入NaOH溶液的体积。
（3）根据获得的数据，计算出乙酸的电离度和电离常数。
实验结果：1. 电导法：可计算出不同体积下的溶液电导率，进而计算出溶液的电离度。
电导法测定弱电解质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 aө，起始浓度C0，电离度α有以下关系： AB A+ + B-起始浓度mol/L：C0 0 0平衡浓度mol/L：C0·(1-α) αC0 αC0K cө=[c(A+)/cө][c(B-)/cө]/[c(AB)/cө]=C0α2/(1-α)=C0Λm2/[cөΛ∞m(Λ∞m-Λm)] 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 aө。
Λm C0/cө =Λ∞m2K cө/Λm-Λ∞m K cө通过Λm C0/cө~1/Λm作图，由直线斜率=Λ∞m2K cө，可求出K cө。
三、仪器与试剂DDS-11A(T)型电导率仪1台；恒温槽1套；0.1000mol/L醋酸溶液。
四、实验步骤1.调整恒温槽温度为25℃±0.3℃。
2.用洗净、烘干的义形管1支，加入20.00mL的0.1000mol/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10.00mL醋酸溶液弃去，用另一支移液管取10.00mL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。
物理化学-试验十一：电导法测定弱电解质的电离常数和难溶盐的溶解度
实验十一电导法测定弱电解质的电离常数和难溶盐的溶解度Ⅰ、电导法测定弱电解质的电离常数一、实验目的1．掌握电导法测定弱电解质电离常数的原理。
2．掌握用电导率仪测定醋酸电离常数K的方法。
HAc3．通过实验了解溶液的电导(L)、摩尔电导率(λ)、弱电解质的电离度(α)、电离常数(K)等概念及它们之间的关系。
4．学会使用DDS-1lA型电导率仪。
二、实验原理弱电解质如醋酸，在一般浓度范围内，只有部分电离。
因此有如下电离平衡：+- Ac + H HAc ＝起始浓度 C 0 0平衡浓度C(1－α) CαCα-＋的平衡状态下AcH及α各为HAc、α为电离度，故C(1－α)、C其中C为醋酸的起始浓度，的浓度。
如果溶液是理想的，在一定温度下，可由质量作用定律得到电离常数（K）为：HAc（1）根据电离学说，弱电解质的α随溶液的稀释而增加，当溶液无限稀释时，α→1，即弱电解质趋近于全部电离。
当温度一定时，弱电解质溶液在各种不同浓度时，。
只与在该浓度时所生成的离子数有关，因此可通过测量在该浓度所生成的离子数有关的物理量，如pH值、电导率等来测定α。
本实验是通过测量不同浓度时溶液的电导率来计算α和K值。
1－(欧姆)或S((欧姆)，所以电导的单位为Ω西门电导，即电阻的倒数，电阻的单位是Ω成反比，和导体的截面积(A)l)成正比。
)。
对于金属导体，电导(L)的数值和导体的长度(子（2）其中l／A为常数，定义为Q；Lo称为电导率或比电导，其物理意义是长l为lm，截面积A2-1／m或S／m的导体的电导，所以它的单位可以写成Ω。
对于每种金属导体，为lm温度一定，电导率(Lo)是一定的，因此可以用它来衡量金属导体的导电能力。
但是，对于电解质溶液，其导电机制是靠正、负离子的迁移来完成的。
它的电导率，不仅与温度有关，而且与该电解质溶液的浓度有关，所以若用电导率L。
来衡量电解质溶液的导电能力就不合适了。
这样，就提出了摩尔电导率λ的概念。
它的定义是：含有lmol电解质的溶液，全部置于相距为单位距离(SI单位用lm)的两个平行电极之间，该溶液的电导称为摩尔电导率(λ)。
电导法测定弱电解质的电离常数实验步骤
电导法测定弱电解质的电离常数实验步骤1．调节恒温水浴温度为25.00±0.1℃首先打开恒温水浴开关，按“回差”键将回差设为0.1。
然后按“”键，使十位数字开始闪动，按“▲”键为增加，按“▼”键为减少，将十位设为“2”；接着再按“”键，使个位数字开始闪动，同上面方法，将个位设为“5”，其余各键均为“0”，再按“”键，使“工作”指示灯亮。
打开加热器开关，先置于强档，当温度与所设温度只差2℃（即23℃）时，将加热器置于弱档。
将水搅拌开关打开置于弱档。
恒温。
2．0.05mol/l和0.025mol/l浓度的醋酸溶液的配制用移液管移取25.00ml0.1mol/l浓度的醋酸溶液，注入50 ml容量瓶中，然后加蒸馏水至满刻度并摇匀即成，其浓度即为原溶液浓度的1/2，即0.05mol/l。
然后用刚配好的0.05mol/l醋酸溶液采取同样方法配制0.025mol/l浓度的醋酸溶液。
3.交流电桥线路的连接（已连好）按图用导线连接电桥线路，低频信号发生器输出频率为1000Hz,滑动变阻器触头置于50Ω处，接通各自电源，观察示波器屏幕，如果出现稳定的正弦波形，说明接线正确，仪器工作状态正常。
4．电导池常数的测定4．1 将电导电极和试管用蒸馏水洗净，然后用少量0.01mol/l的KCl溶液洗3次。
在试管中加入1/4～1/3容积的KCl溶液，插入电导电极，此时液面超过电极铂片1～2厘米。
将试管置于恒温水浴中恒温10分钟以上。
4. 2 将电阻箱的所有档位旋至0处，然后从最大档位（×1000）开始调节，每旋转一格，观察示波器屏幕上的正弦曲线的波幅变化，调至波幅最小为止。
依次调节下一个档位（×100，×10，×1），最终使得屏幕上波幅最小，尽量形成一条直线，这时可认为电桥达到平衡状态，将电阻箱各档位的读数相加，即为电阻箱阻值。
注意：如果从0开始调节某档位旋钮，发现正弦曲线波幅一直增大，说明前一档位调节过大，应将前一档位的数字减少一个，再回头调节该档位。
电导法测定弱电解质的电离常数和难溶电解质的溶度积
（2）将适量蒸馏水置于锥形瓶内，恒温5min测其电导，重复三次取平均值，计算水的电导率
σ H2O 。
五．数据处理
1．计算电导电极常数（温度25℃）
电导率（σ/[S•m-1]）
电导（G/[S]）
电导池常数（K/[m-1]）
2．计算HAc的电离常数。已知25℃时Kc的文献值为1.76×10-5，
下， λ∞m 只与组成该电解质（此时完全电离）的离子的特征有关。强电解质的 λ∞m 可用外推法得到。
根据离子独立移动定律，可以求各离子的极限摩尔电导率。 本实验是用电导法测定乙酸的电离平衡常数与硫酸钡的溶度积。
α
弱电解质的电离度
=
λm λ∞m
（推导从略）。由此，弱电解质的电离平衡常数Kc即可求得：
CH3COOH (aq)
λ∞ m,
HAc
为3.907×10-2S•m2•mol-
1，计算相对误差；
摩尔电导率
HAc浓度 C/[mol•L-1]
电导 G/[S]
电导率 σ/[Sm-1]
λm /
[S•m2•mol1]
电离度 α
电离常数 Kc
相对误差 %
3 ．计 算 BaSO4 的 溶 度 积。已 知 25℃ 时 Ksp 文 献 值 为 1.1×10 － 10，
I=I G= R E
式中，I为通过导体的电流（A），E为电压（V），R为电阻（Ω），G为电导，单位为西门子，简 称西，以S表示。
电导与电流流经溶液的长度成反比，与面积成正比：
σ •(a) =Байду номын сангаасσ G= l K
l 式中，a为面积（m2）；l为长度（m）；K= a 为电导电极常数（也称电导池常数），单位为m-1。σ
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实验十一弱电解质电离常数的测定(电导法)
11化学覃创林20110765143 2014.3.31
一、目的要求
1．了解溶液电导的基本概念。
2．学会电导(率)仪的使用方法。
3．掌握溶液电导的测定及应用。
二、基本原理
以cΛm对1/ Λm作图，其直线的斜率为(Λm∞)2K c，如知道Λm∞值，就可算出K c。
三、仪器试剂
电导仪（或电导率仪）、恒温槽、电导池、电导电极、容量瓶（100ml）5只、移液管（25ml、50ml各1个）、洗瓶、洗耳球
0.0100mol/LKCl溶液、0.1000mol/LHAc溶液
四、实验步骤
1．用50ml容量瓶将原始醋酸溶液（0.1000mol/L）进行2倍、4倍、8倍稀释，得到4种不同浓度的醋酸溶液。
2．将恒温槽温度调至25℃或30℃。
3．测定电导池常数K cell=l/A
4．测定电导水的电导（率）
5．测定HAc溶液的电导（率）
五、数据记录与处理
1.实验条件
2．电导池常数K cell=l/A
25℃或30℃时，0.0100mol/ dm-3 KCl溶液电导率（查手册）
表1 0.0100mol/ dm-3 KCl溶液的k值记录（25℃）
电导池常数K cell=l/A=/m-1
3．醋酸溶液的电离常数
表2 电导水的电导率k的测定记录
表3 不同浓度醋酸溶液的k值记录
4．作图求结果
以cΛm对1/ Λm作图，其直线的斜率为(Λm∞)2K c，如知道Λm∞值，就可算出K c。
表4 醋酸溶液的各组数据入表
根据公式，且由上图已知斜率可得：(Λm∞)2K c=0.0009 查表计算得Λm∞=39.05×10-3 S·m2·mol-1
所以解得K c=0.59
六、思考题
1．本实验为何要测水的电导率？
答：水的电导率相对弱电解质的电导率是不能忽略的，因此要测定水的电导率。
2．实验中为何用铂黑电极？使用时注意事项有哪些？
答：铂黑电极上镀铂黑是为了增大电机面积，减小电流密度，防止电极极化。
使用时需注意以下几点：（1）不可直接擦拭铂黑电极，防止铂黑脱落。
（2）不使用时需浸泡在去离子水中，防止电极干燥。
（3）在冲洗时注意不要碰损铂黑或电极其它部位
七、实验误差讨论与分析
1．温度控制没有一直保持在25℃,对实验有一定的影响.
2．实验采用的是蒸馏水而并非是电导水,这也会产生一定的误差.
3．溶液配置时的人为造成浓度存在误差。
八、参考教材
1．《物理化学实验》王爱荣主编化学工业出版社2008 P61-64
2．《物理化学实验》（第二版）高职高专化学教材编写组编高等教育出版社2002 P88-92 3．《物理化学实验》南京大学化学化工学院邱金恒孙尔康吴强编高等教育出版社2010 P98-100。