高中化学实验-实验9 醋酸解离常数和解离度的测定
实验 醋酸解离度和解离常数的测定【仅供参考】
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{}{}{}θθ-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：θθαα-α=α-α=c)1(c c )c c ()c ()HAc (K 200020 (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 -。
醋酸标准解离常数和解离度的测定
醋酸标准解离常数和解离度的测定
首先，我们来了解一下醋酸的解离反应。
醋酸在水中的解离反应可以表示为CH3COOH ⇌ CH3COO+ H+。
在这个平衡反应中，醋酸分子会与水分子发生反应，生成乙酸离子和氢离子。
解离常数Ka是描述醋酸在水中解离程度的参数，其定义为乙酸离子和氢离子浓度的乘积除以醋酸浓度，即Ka=[CH3COO-
][H+]/[CH3COOH]。
Ka数值越大，表示醋酸在水中的解离程度越高。
测定醋酸的解离常数和解离度可以采用多种方法。
其中一种常用的方法是电导法。
在电导法测定中，首先需要准备不同浓度的醋酸溶液，然后通过电导仪测定这些溶液的电导率。
根据醋酸解离产生的离子对电导率的贡献，可以计算出醋酸的解离度和解离常数。
另一种常用的方法是pH法。
在pH法测定中，首先需要准备不同浓度的醋酸溶液，然后用pH计测定这些溶液的pH值。
通过计算醋酸溶液的pH值和解离常数的关系，可以得到醋酸的解离度和解离常数。
除了电导法和pH法，还可以利用核磁共振、红外光谱等方法来测定醋酸的解离常数和解离度。
这些方法各有优缺点，可以根据实际情况选择合适的方法进行测定。
总之，醋酸的解离常数和解离度是描述其在溶液中解离程度的重要参数，对于理解醋酸的化学性质和在实际应用中的作用具有重要意义。
通过合适的测定方法，可以准确地测定醋酸的解离常数和解离度，为相关研究和应用提供重要参考。
醋酸解离度及解离常数测定(最全版)PTT文档
解离度与溶液浓度的关系：在一定温度下，解离度随溶液浓度的减小而增大。
起始浓度 c
00
K = = C(-CC) = 1C- 原解（理离1）： 度清电和洗位解电分离极析常：法数用的:是蒸关通馏系过水a：测⊖清量洗浸电在极水，溶且液用中吸一水对纸电吸极干之。间2 的电势差换算成该溶2 液的pH。
三、实验原理
特征常数。 （3）测定待测溶液的pH：将蒸馏水洗净的复合电极，用吸水纸条仔细吸干，放入待测溶液中，并轻轻摇动， 同时观察读数表上的示
数 解离度：弱电解质在水溶液中达到电离平衡时的电离百分率。
（1）清洗电极：用蒸馏水清洗电极，且用吸水纸吸干。
5.解离常数与浓度无关，与温度有关。 ❖ HAc H+＋Acˉ
另一个半电池为参比半电池，通常称作参比电极，它一般是测量溶液相通，并且与测量仪表相连。
解离常数与浓度无关，与温度有关。
6.解离度和解离常数的关系： 1、如果改变所测HAc溶液得温度，则解离度和解离常数有无变化？
❖ （1）清洗电极：用蒸馏水清洗电极，且用吸水纸吸干。
原理：电位分析法:是通过测量浸在水溶液中一对电极之间的电势差换算成该溶液的pH。
❖ 3.解离度与溶液浓度的关系：在一定温度下， 解离度随溶液浓度的减小而增大。
此电池的电压被称为电动势（EMF）。
仪器重要部件：酸度计主要由参比电极（银-氧化银电极；
4.解离常数：是衡量电解质解离程度大小的 测定醋酸溶液的PH时，为什么要按溶液的浓度由稀到浓的顺序进行？
❖ 原电池的作用是使化学反应能量转成为电能。
间的电势差换算成该溶液的pH。
❖ 3.仪器重要部件：酸度计主要由参比电极（银-氧化银电
极；维持一个恒定的电位），指示电极（玻璃电极，其电位 取决于周围溶液的pH）和精密电位计（主体，最好的pH计 可分辨出单位）三部分组成。
醋酸解离度和解离常数的测定操作流程
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醋酸解离度、解离常数的测定
醋酸解离度、解离常数的测定一 、实验目的1、加深对弱电解质解离平衡、同离子效应的理解；2、了解pH 计的原理及其使用；3、学习用pH 计测定醋酸解离度和解离常数。
二、实验原理醋酸（HAc ）是弱电解质，在溶液中存在如下解离平衡：-23HAc H OH O Ac +++或写成-HAcH Ac ++在一定温度下，达到平衡后，溶液中[H +]=[Ac -]=[HAc]已解离，[HAc]=[HAc]起始-[HAc]已解离。
若用c 表示[HAc]起始，则[H ]=100%cα+⨯=已解离的分子数溶质分子总数22a [H ][Ac ][H ][H ]([H ])[HAc][H ]K c c c+-++++==≈-当时在醋酸—醋酸钠（NaAc ）体系中，NaAc 完全解离，产生大量的Ac -，因此，[HAc]已解离= [H +]≠[Ac -]。
由于同离子效应，[Ac -]=[NaAc]。
所以，该体系中[H ]cα+= a [H ][Ac ][H ][NaAc][H ][NaAc]([H ])[HAc][H ]K c c c+-++++==≈-当时三、实验步骤1、测定不同浓度醋酸的pH①用吸管分别吸取25.00 mL 、5.00 mL 、2.50 mL 0.10 mol·L -1（需标定）的HAc 溶液于三个50mL 容量瓶中，用纯水稀释至标线，摇匀。
编号为2、3、4 ，0.10 mol·L -1 HAc 溶液编号为1。
②用pH计由稀到浓分别测定HAc溶液的pH。
2、同离子效应分别吸取25.00 mL 0.10 mol·L-1 HAc 溶液、5.00 mL 0.10 mol· L-1 NaAc 溶液于同一个50 mL容量瓶中，用纯水稀释至标线，摇匀。
编号为5，测定pH 。
四、实验数据记录与处理c(HAc)：c(NaAc)：温度：。
醋酸解离常数的测定实验报告
醋酸解离常数的测定实验报告实验目的：本实验旨在利用电导率法测定醋酸在不同浓度下的电导率，从而计算出醋酸在水中的解离常数。
实验原理：醋酸（CH3COOH）在水中可以解离成乙酸根离子（CH3COO-）和氢离子（H+），其解离平衡反应可表示为：CH3COOH ⇌ CH3COO+ H+。
醋酸的解离常数（Ka）可以通过以下公式计算得出：Ka = [CH3COO-][H+]/[CH3COOH]其中，[]表示浓度。
在本实验中，我们将通过测定醋酸在不同浓度下的电导率，从而得出解离常数Ka的数值。
实验步骤：1. 准备工作，将所需的实验器材和试剂准备齐全，包括电导率计、醋酸、蒸馏水等。
2. 实验操作，分别取不同浓度的醋酸溶液，将其倒入电导率计测量池中，记录下相应的电导率值。
3. 数据处理，根据实验测得的电导率值，计算出各浓度下醋酸的解离常数Ka。
实验结果：我们通过实验测得了醋酸在不同浓度下的电导率值，并利用上述公式计算出了相应的解离常数Ka。
实验结果显示，随着醋酸浓度的增加，其解离常数Ka也呈现出增加的趋势。
实验讨论：根据实验结果，我们可以得出结论，醋酸在水中的解离常数Ka随着浓度的增加而增加。
这与化学理论预测的结果相符合。
同时，我们也可以进一步探讨醋酸解离常数与温度、离子强度等因素的关系，以及其在化学反应中的应用等方面的内容。
结论：通过本次实验，我们成功利用电导率法测定了醋酸在不同浓度下的解离常数Ka，并得出了相应的实验结果。
这不仅加深了我们对醋酸解离平衡反应的理解，也为今后相关研究提供了重要的实验数据和参考依据。
附录：实验数据表格、数据处理计算过程等。
以上为本次实验的全部内容，谢谢阅读。
醋酸标准解离常数和解离度的测定实验报告课后反思注意事项
醋酸标准解离常数和解离度的测定实验报告课后反思注意事项醋酸标准解离常数和解离度的测定实验报告为你精心整理。
希望对你有帮助！首先把2ml的醋酸溶于水中并稀释成1.0ml 的溶液备用。
把2.5L 的水注满一个容积为250ml 的烧杯中，并将其冷却至25℃左右。
把烧杯连同装置和溶液都浸没在水浴锅的温水中加热约30分钟。
此时烧杯内会出现大量白色固体，待烧杯内溶液完全变为无色澄清溶液后停止加热，移开温度计的玻璃泡，让烧杯继续在热水中保持10分钟（不能使用明火）。
这样就可得到较高的 PH 值了。
需要指出的是，若想得到最高的解离度，则必须采用慢速的滴定法，即逐滴地加入醋酸，在滴定过程中需多次搅拌烧杯底部，避免因加入醋酸而产生气泡；若所加醋酸浓度太低或者试剂中混有盐类杂质，也有可能造成测定结果偏低。
总之，只要掌握好正确的操作方法，那么获得较高的解离度和 PH 值是很简单的。
接下来按以下步骤进行操作：向500ml的烧杯中加入6.5g的冰醋酸并将其倒入到250ml 的烧杯里，盖上表面皿盖子摇动，使其均匀；再在每个小烧杯里各滴入3mL 的醋酸溶液，以确认有无沉淀物存在，如果有的话，需加入3mL 氢氧化钠溶液将沉淀物充分洗涤至无色为止，然后再倒入另一小烧杯里，最后用适当的溶液洗去白色的沉淀物。
然后再分别向两个烧杯中加入10mL 的氢氧化钠溶液，并且用滴管往两个烧杯里各滴入3mL 的盐酸，直至烧杯里的溶液恰好完全变为无色澄清溶液为止，但是千万记住不能使用明火。
做完这些工作之后，还要立刻往盛着碱溶液的表面皿里添加15mL 的醋酸，使它们与碱溶液相互发生作用。
取2mL 左右的双氧水放在250ml 的烧杯中，稍微加热一下（切忌不要沸腾），然后迅速地加入4mL 的盐酸（若该烧杯中的 pH 值已被调节为3，则应先减少盐酸的用量，通过改变它们的比例以达到新的平衡状态），边加边摇动，直到溶液呈微红色即可停止加热。
然后将碱溶液缓缓倒入盛着酸溶液的表面皿里，并轻轻振荡，使它们充分混合。
醋酸解离常数实验报告
醋酸解离常数实验报告实验目的：通过实验测定醋酸在水溶液中的解离常数。
实验原理：醋酸（CH3COOH）在水溶液中可以部分解离成乙酸根离子（CH3COO-)和氢离子（H+）。
醋酸的解离平衡反应为：CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+解离常数（Ka）表示醋酸的解离程度，定义为溶液中醋酸根离子浓度和氢离子浓度的乘积与醋酸浓度的比值。
即：Ka = [CH3COO-] × [H+] / [CH3COOH]实验步骤：1. 将一定体积的醋酸（CH3COOH）溶液倒入已知浓度的NaOH溶液中，使得生成的CH3COO-和Na+反应生成醋酸钠溶液。
2. 用酸碱指示剂（如酚酞）作指示剂，加入适量的其中一种溶液中，并轻轻搅拌。
3. 按滴定法逐滴加入另一种溶液，同时观察指示剂颜色的变化。
当指示剂的颜色由酸性颜色转变为碱性颜色时，停止滴定。
4. 记录下滴定过程中所需的NaOH溶液体积V1（滴定到中性点），以及所需的醋酸溶液体积V2。
5. 根据滴定结果计算得出醋酸解离常数的值。
实验数据：已知醋酸溶液浓度C1 = 0.1 mol/L滴定过程中消耗NaOH溶液体积V1 = 25.0 mL滴定过程中消耗醋酸溶液体积V2 = 20.0 mL计算：根据滴定结果，可以计算出NaOH溶液的浓度C2：C2 = C1 × V1 / V2 = 0.1 × 25 / 20 = 0.125 mol/L根据反应方程式，可以知道醋酸和NaOH的摩尔比为1:1，因此醋酸的解离程度可以表示为：α = V1 / V2根据Ka = [CH3COO-] × [H+] / [CH3COOH]，可以得到：Ka = C1 × α2 / (1 - α)代入已知值，可以计算得出醋酸的解离常数Ka的值。
实验结论：根据实验数据和计算结果，可以求得醋酸的解离常数Ka的值为XXX（具体值请填写）。
实验误差分析：在实验过程中，可能存在滴定液体积的误差、用酸碱指示剂的误差等因素，这些因素都可能对实验结果产生一定的影响，导致实际得到的Ka值与理论值有一定的偏差。
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实验9 醋酸解离常数和解离度的测定
一、实验目的
1. 学习测定醋酸的解离度和解离常数的原理和方法。
2. 进一步理解弱电解质解离平衡的概念。
3. 学习使用pH 计，了解电位法测定溶液pH 的原理和方法。
4. 巩固学习碱式滴定管、容量瓶和吸量管的使用。
二、实验原理
根据酸碱质子理论，弱酸、弱碱与溶剂分子之间的质子传递反应，统称为弱酸弱碱解离平衡。
醋酸(HAc)在水溶液中的解离平衡为 HAc + H 2O
H 3O + + Ac -
其解离平衡常数表达式为
+-3(H O )(Ac )
(HAc)(HAc)a
c c K c Θ
⋅=
（3-32）
若c 为醋酸的起始浓度（严格地说，离子浓度须用活度表示，但在稀溶液中，离子浓
度和活度近似相等）， [H 3O +]、[Ac -
]、[HAc]分别为平衡浓度，α为解离度，Θa K 为酸常数。
在醋酸溶液中[H 3O +]≈[Ac -]，[HAc] = c (1-α)，则
3[H O ]
100%
c α+=⨯（3-33） 33[H O ][Ac ](HAc)[H O ]a
K c +-Θ+⋅=
-（3-34）
当
α < 5%时，
2
3[H O ](HAc)a
K c +Θ
≈
（3-35）
所以测定了已知浓度的醋酸溶液的pH，就可以计算解离常数和解离度。
弱酸弱碱的解离平衡是一个暂时的、相对的动态平衡，当外界条件改变时，解离平衡和其它化学平衡一样，也会发生平衡移动，使弱酸弱碱的解离程度有所增减。
如，同离子效应和盐效应则是影响弱酸弱碱解离程度的常见因素。
同离子效应使弱电解质在水溶液中的解离度减小；盐效应使弱电解质在水溶液中的解离度略为增加。
本实验配制一系列已知浓度的醋酸溶液，在一定温度下，用pH计测定pH，求得H3O+的有效浓度，即H3O+的平衡浓度（严格来说是活度）。
将[H3O+]代入上式中，即可求得一系列Θa K和α值，Θa K的平均值即为该温度下醋酸的解离常数。
三、仪器和试剂
仪器：滴定管(碱式)；吸量管(10mL)；移液管（25mL)；锥形瓶（250mL)；容量瓶(50mL)；烧杯(50mL)；pH计。
药品：HAc(0.20mol·L-1)、NaOH标准溶液(0.2000mol·L-1)、酚酞指示剂。
四、实验内容
1. 醋酸溶液浓度的测定用移液管取25.0mL待标定的醋酸溶液于锥形瓶中，加入2~3滴酚酞指示剂，用NaOH标准溶液滴定至溶液呈微红色，30s内不褪色即为终点。
记录滴定前后滴定管中NaOH液面的读数，得到NaOH溶液用量。
把结果填入下表。
2. 配制不同浓度的醋酸溶液用移液管分别取25.00mL、10.00mL、5.00mL、2.50mL已测得准确浓度的醋酸溶液，把它们分别加入4个50mL的容量瓶中。
用蒸馏水稀释到刻度，摇匀，并计算出这4种醋酸溶液的准确浓度。
3. 测定醋酸溶液的pH，并计算醋酸的电离度和电离常数把以上四种不同浓度的醋酸溶液分别加入4只洁净干燥的50mL烧杯中，按由稀到浓的次序在pH计上分别测定它们的pH（酸度计的使用参见本教材2.9.1），记录数据和室温，计算解离度和解离常数，并填入下表。
室温：℃
本实验测定Θa K值在1.0×10-5~2.0×10-5范围内合格(文献值1.8×10-5)。
五、思考题
1. 烧杯是否必须烘干?还可以作怎样处理?
2. 测定溶液pH时，为什么要按从稀到浓的次序进行?
3．若所用的醋酸浓度极稀，是否还能用上述近似公式计算电离常数?为什么?
4．实验中[Ac-]离子浓度是怎样测得的?
5. 同温下不同浓度的醋酸溶液的电离度是否相同？电离平衡常数是否相同？
6. 改变所测醋酸溶液的浓度或温度，则电离度和电离常数有无变化?若有变化，会有怎样变化?
7. 做好本实验的操作关键是什么?
8. 用pH计测定溶液的pH应如何正确操作?。