-实验_电导法测定乙酸电离平衡常数
电导法测定乙酸电离平衡常数(四川理工学院)
m m
（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 Kc 与浓度 c 和电离度α的关系推导如下： － ＋ CH3COOH →CH3COO + H 起始浓度 c 0 0 平衡浓度 c(1－α) cα cα 则
以式（1）代入上式得： K c
0.0114375 0.0203
实验测定电离平衡常数 Kc 平均值=2.62× 10 5
3．用 m
c 对 1/∧m 作图或进行线性回归，求出相应的斜率和截距，求出平均电离常数 Kc。
由图知，直线斜率为 4× 10
8
，又因为斜率表示为 m K c 所以可得： m K c =4× 10
2
S·m ·mol
2
0.0819 0.08190 0.0004475 0.0589 0.05873 0.0006419 0.0419 0.04187 0.0009152 0.0295 0.02950 0.0012896 0.0205 0.02043 0.0017862
0.011451 0.016425 0.023419 0.032999 0.045706
DDBJ-350 便携式电导率仪，电导电极，恒温槽，烧杯、锥型瓶，移液管（25mL）； 0.0200 mol·L-1 KCl 标准溶液，0.200 mol·L-1 HAc 标准溶液
四．实验步骤：
1．调节恒温水槽水浴温度至 25℃（室温偏高，则水浴温度调节到 35℃）。将实验中要测定 的溶液恒温。 2．校准便携式电导率仪的电导池常数 按下电导率仪“on/off”键打开仪器，按“模式/测量”键到模式状态，按“▲”或 “▼”键调节模式状态，至左下角出现 CONT，按“确定”键，左下角出现 CAL，按“确定” 键， 左下角出现 CA-M， 按“▲”或“▼”键调节 0.02mol/L 的 KCl 溶液的电导率大小至 0.276 S/m(35℃时为 0.331 S/m )，按“确定”键出现标定好的电导池常数，再按“确定”键输入 电导池常数。按“模式/测量”键到测量状态。 3．测量醋酸溶液的电导率 标定好电导池常数后，将两电极用蒸馏水洗净，用吸水纸吸干液体。处理好的电极插入 到 0.2 mol/L 25mL 醋酸溶液中测量电导率。再用标有“电导水”字样的移液管吸取 25mL 水并注入到醋酸溶液中稀释到 0.1 mol/L。此时不要将电极取出。（为什么？） 测量后， 用标有“0.1”字样的移液管吸取 25mL 溶液弃去， 用标有“电导水”字样的移液管吸取 25mL 水并注入到醋酸溶液中稀释到 0.05 mol/L，摇匀后测量电导率。如此依次测定 0.2 mol/L、 0.1 mol/L、0.05 mol/L、0.025 mol/L、0.0125 mol/L 醋酸溶液的电导率。 记录相应浓度醋酸的电导率，并计算电离度和解离常数。 4．用蒸馏水清洗电导电极和温度电极，将电极浸泡在盛有蒸馏水的锥形瓶中以备下一次实 验用。
物化实验 溶解热的测定和电导法测定醋酸的电离常数
实验一 溶解热的测定一、目的1、了解电热补偿法测定热效应的基本原理及仪器使用。
2、测定硝酸钾在水中的积分溶解热，并用作图法求得其微分稀释热、积分稀释热和微分溶解热。
3、初步了解计算机采集处理实验数据、控制化学实验的方法和途径。
二、基本原理1、物质溶解于溶剂过程的热效应称为溶解热。
它有积分（或变浓）溶解热和微分（或定浓）溶解热两种。
前者是1 mol 溶质溶解在n 0 mol 溶剂中时所产生的热效应，以Q s 表示。
后者是1 mol 溶质溶解在无限量某一定浓度溶液中时所产生的热效应，即0,,s T p n Q n ∂⎛⎫ ⎪∂⎝⎭。
溶剂加到溶液中使之稀释时所产生的热效应称为稀释热。
它也有积分（或变浓）稀释热和微分（或定浓）稀释热两种。
前者是把原含1 mol 溶质和n 01 mol 溶剂的溶液稀释到含溶剂n 02 mol 时所产生的热效应，以Q d 表示，显然，Q d = Q s ，n02 – Q s ，n01。
后者是1 mol 溶剂加到无限量某一定浓度溶液中时所产生的热效应，即0,,s T p nQ n ⎛⎫∂ ⎪∂⎝⎭。
2、积分溶解热由实验直接测定，其它三种热效应则需通过作图来求：设纯溶剂、纯溶质的摩尔焓分别为H *m ，A 和H *m ，B ，一定浓度溶液中溶剂和溶质的偏摩尔焓分别为H m ，A 和H m ，B ，若由n A mol 溶剂和n B mol 溶质混合形成溶液，则混合前的总焓为 H = n A H *m ，A + n B H *m ，B混合后的总焓为 H ΄ = n A H m ，A + n B H m ，B此混合（即溶解）过程的焓变为 ΔH = H ΄ – H = n A （H m ，A – H *m ，A ）+ n B （H m ，B – H *m ，B ） = n A ΔH m ，A + n B ΔH m ，B根据定义，ΔH m ，A 即为该浓度溶液的微分稀释热，ΔH m ，B 即为该浓度溶液的微分溶解热，积分溶解热则为：故在Q s ~ n 0图上，某点切线的斜率即为该浓度溶液的微分稀释热，截距即为该浓度溶液的微分溶解热。
实验七----电导法测定醋酸的电离度和电离常数
一. 实验目的1、掌握醋酸解离度和解离常数测定方法，加深对电离度，电离常数和溶液浓度与电导关系的理解。
2、学习电导法测电离度的原理和在井穴板中进行电导率测量的操作；理解酸度计的使用。
3、进一步掌握溶液的配制、滴定操作。
二. 实验原理1、醋酸（CH3COOH或HAc)是弱电解质，在水溶液中存在下列解离平衡：起始浓度（mol/L） c 0 0平衡浓度（mol/L） c- cαcαcα若c为醋酸的起始浓度，α为醋酸的解离度，[H+]、[Ac-]、[HAc]分别为H+、Ac-、HAc的平衡浓度，Kα为醋酸的解离常数，则[H+]=[Ac-]= cα [HAc]= c（1-α）解离度：α=[H+]/c×100%解离常数：Kα=[H+][Ac-]/[HAc]= cα2/（1-α）=[H+]2 /（c-[H+]）已知pH＝-lg[H+]，所以测定了已知浓度的醋酸溶液的pH值，就可以求出它的解离度和解离常数。
2、PHS-3C酸度计直接电位法测定pH值的原理PHS-3C型精密级酸度计是一3（1/2）位数字显示的酸度计，适用于研究室、医药、学校、化工、环保等化验室的取样测定水溶液的酸度(pH值)和测量电极电位(mV值)。
如配上适当的离子选择电极，则可以作为电位滴定。
其工作原理是利用复合电极对被测水溶液中不同的酸度产生直流电位，通过前置阻抗转换器把高内阻的直流电位转变成低内阻的直流电位，输入到A/D转换器，以达到pH值数字显示。
同样，配上适当的离子选择电极作电位滴定分析时，以达到终点电位显示。
以pH玻璃电极作指示电极，甘汞电极作参比电极，插入溶液中即组成测定pH值的原电池。
在一定条件下，电池电动势E是试液中pH值的线性函数。
测量E时，若参比电极（甘汞电极）为正极，则E=K+0.059pH(25℃)当pH玻璃－甘汞电极对分别插入pHS标准缓冲溶液和pH x未知溶液中，电动势E S和Ex 分别为E S=K+0.059pH S(25℃)Ex=K+0.059pH x(25℃)两式相减，得（25℃）三. 仪器设备及试剂仪器：容量瓶(50mL)，吸量管(10mI)，移液管(25mL)，烧杯(50mL)，锥形瓶(250mL)，碱式滴定管(50mL)，pHs-3C型酸度计。
溶液电导的测定——测HAc的电离平衡常数
溶液电导的测定——测HAc 的电离平衡常数1. 简述电导法测醋酸的电离平衡常数的测量原理。
电解质溶液属于第二类离子导体，它是靠正负离子的定向迁移传递电流，溶液的导电本领可用电导率来表示。
将电解质溶液放入两平行电极之间，两电极距离为l （m ），两电极面积均为A （m 2），这时溶液的电阻、电导、电导率分别为： A l A l R ⋅==κρ1 Al k cell = 1cell k l A R G κκ=== R k cell =κ 电导池常数或电极常数cell k 可用标准溶液（常用氯化钾溶液）标定。
应用同一个电导池，便可通过电阻的测量求其它电解质溶液的电导率。
溶液的摩尔电导率m Λ是指把含有1mol 电解质的溶液置于相距为 1m 的两平行电板电极之间的电导，其单位为S·m 2·mol -1。
摩尔电导率与电导率和浓度的关系为：m κ=Λ无限稀释摩尔电导率∞Λm ：溶液在无限稀释时的摩尔电导率。
无论强弱电解质，此时均全部电离，符合离子独立移动定律：∞--∞++∞Λ+Λ=Λ,,m m m νν。
m Λ随浓度变化的规律，对强弱电解质各不相同，对强电解质稀溶液可用科尔劳奇（Kohlrausch ）经验公式表示：c A m m -Λ=Λ∞，将m Λ作图，外推可求得∞Λm 。
对弱电解质来说，可以认为它的电离度α等于溶液在浓度为c 时的摩尔电导率m Λ和溶液在无限稀释时的摩尔电导率∞Λm 之比，即：∞ΛΛ=mm α。
AB 型弱电解质在溶液中达电离平衡时，电离平衡常数c K 与浓度c 和电离度α有以下关系：()c c -1c 0 0 c B A -ααα达电离平衡初始+=+AB()())Λ(ΛΛ)(Λc c ααc c K m m m m c -=-=∞∞221θθθ 可改写为直线方程： ()2 ΛK Λ)(ΛK Λc c m c m m c m ∞∞-=θθθ 测出HAc 溶液不同浓度c 的电导率κ，计算出其摩尔电导率m Λ，以()m Λc c θ对m Λ1作图为一直线，从直线斜率和截距可求得∞Λm 和θc K 。
电导法测定醋酸电离平衡常数
电导法测定醋酸的电离常数
一、实验目的 1．通过醋酸溶液电导率的测定，计算醋酸的电离平衡常数。 2．了解电导率测定的原理和方法，掌握电导率仪的使用方法。
二、实验原理
HAC U H + + AC−
c(1−α ) cα cα
Kθ
=
c cθ
α2
1−α
λm
=
κ
c
α
=
λm λm∞
κ－电导率（单位：S·m-1）；
R等的测量求得。不同点是应在电导池中测量。
原理：Λm
=
κ
c
(其中c已知)
求κ
κ
=
G
l A
=
1 R
l
A
R：Weston电桥测
电 sln 导
池
RA
l/A：电导池常数(Cell
const.)，由某个κ已知的 l
溶液(KCl)测其电阻求得。
可见， Λm的测量方法为：选电导池→注入某KCl标 准溶液→测R(KCl) →查κ(KCl) →用该电导池测Rx ¾现在多用电导率仪直接测κ
1m的平行板电极之间，此时溶液所具有的电导。
¾为什么引入Λm ： Λm指1mol电解质的导电能
力，当全电离时，正负离子均有1mol。这为不 同电解质比较导电能力奠定了基础。
极限摩尔电导率：
¾ 定义：c→0时， Λm∞ ¾意义： Λm∞代表离子间无静电作用
时1mol电解质的(最大)导电能力，
所以Λm∞是电解质导电能力的标志。 Λm∞(298K)可查手册。强电解质 Λm∞的可由试验外推。
λ－摩尔电导（单位：S·mol-1·m2）；
c－摩尔浓度（单位：mol·m-3）
由于醋酸电导率甚小，所以其真实电导率 应等于直接测得的电导率减去纯水在同温度下的电导率
电导法测乙酸电离平衡常数
电导法测乙酸电离平衡常数电导法是一种物理化学分析方法，在电导率测定中应用广泛。
这种方法适用于测定各种离子、离子浓度和电化学平衡常数，并且具有测定速度快、结果准确等优点。
本文将介绍如何使用电导法测定乙酸电离平衡常数。
一、实验原理1.电导率和电解质浓度之间的关系电解质溶解于水中时，它的离子会带电离开固体，导致溶液中有电子的出现，因此，电解质溶液是电流的导体。
电流通过时，荷载离子的浓度和性质会改变电解质的电导率，所以电导率和离子浓度之间存在特殊的关系。
电导率与极化作用呈现非线性关系，当离子浓度较小时呈线性关系，而当离子浓度较高时则呈幂函数关系。
但在本实验中，只需要测验浓度较低的离子浓度，因此可以近似地认为电导率与浓度呈线性关系。
2.弱电解质酸的电离平衡反应弱酸在水中按如下方程式进行水解：HA + H2O = H3O + A-其中，HA表示弱酸，H3O+ 为酸性离子，A- 为阴离子。
当酸与水的反应到达平衡时，根据电离产品K的原理，酸的电离平衡反应可表示为：K = [H3O+][A-]/[HA]其中，[]是离子浓度，K被称为乙酸的酸度常数，也是电离平衡反应的特征参数。
由此可知，在反应过程中，两种离子的浓度和酸的浓度都是要确定的。
在实际测量过程中，通常已知酸的浓度，只需要测量酸电离产物即可。
3.电解质溶液的电导率与电阻率的计算电导率与电阻率是电解质溶液的两个互为倒数的物理量。
它们之间的关系可以用下列公式来表示：K=1/R*S其中，K为电导率，R为电阻率，S为测量电池中电解质溶液的电极间距离。
4.电池的热力学标准状态物理化学中的测定都需要有统一的标准条件，电流和电化学现象的统一标准是热力学标准状态。
在电化学实验中，热力学标准状态条件是：温度为298.15K，压力为1标准大气压，离子浓度在标准状态下一定。
二、实验仪器和试剂1.测量电池测量电池主要由测量电阻、电源和测量桥组成。
测量电阻用于测量电解质溶液的电阻率，电源用于驱动电流通过电解质溶液，测量桥用于实时测量电化学特性，如电导率等。
实验七----电导法测定醋酸的电离度和电离常数
实验七----电导法测定醋酸的电离度和电离常数⼀. 实验⽬的1、掌握醋酸解离度和解离常数测定⽅法，加深对电离度，电离常数和溶液浓度与电导关系的理解。
2、学习电导法测电离度的原理和在井⽳板中进⾏电导率测量的操作；理解酸度计的使⽤。
3、进⼀步掌握溶液的配制、滴定操作。
⼆. 实验原理COOH或HAc)是弱电解质，在⽔溶液中存在下列解离平衡：1、醋酸（CH3起始浓度（mol/L） c 0 0平衡浓度（mol/L） c- cα cα cα若c为醋酸的起始浓度，α为醋酸的解离度，[H+]、[Ac-]、[HAc]分别为H+、Ac-、HAc的平衡浓度，Kα为醋酸的解离常数，则[H+]=[Ac-]= cα [HAc]= c（1-α）解离度：α=[H+]/c×100%解离常数：Kα=[H+][Ac-]/[HAc]= cα2/（1-α）=[H+]2 /（c-[H+]）已知pH＝-lg[H+]，所以测定了已知浓度的醋酸溶液的pH值，就可以求出它的解离度和解离常数。
2、PHS-3C酸度计直接电位法测定pH值的原理PHS-3C型精密级酸度计是⼀3（1/2）位数字显⽰的酸度计，适⽤于研究室、医药、学校、化⼯、环保等化验室的取样测定⽔溶液的酸度(pH值)和测量电极电位(mV值)。
如配上适当的离⼦选择电极，则可以作为电位滴定。
其⼯作原理是利⽤复合电极对被测⽔溶液中不同的酸度产⽣直流电位，通过前置阻抗转换器把⾼内阻的直流电位转变成低内阻的直流电位，输⼊到A/D转换器，以达到pH值数字显⽰。
同样，配上适当的离⼦选择电极作电位滴定分析时，以达到终点电位显⽰。
以pH玻璃电极作指⽰电极，⽢汞电极作参⽐电极，插⼊溶液中即组成测定pH值的原电池。
在⼀定条件下，电池电动势E是试液中pH值的线性函数。
测量E时，若参⽐电极（⽢汞电极）为正极，则E=K+0.059pH(25℃)当pH玻璃－⽢汞电极对分别插⼊pHS标准缓冲溶液和pH x未知溶液中，电动势E S和Ex 分别为E S=K+0.059pHS(25℃)Ex=K+0.059pH x(25℃)两式相减，得（25℃）三. 仪器设备及试剂仪器：容量瓶(50mL)，吸量管(10mI)，移液管(25mL)，烧杯(50mL)，锥形瓶(250mL)，碱式滴定管(50mL)，pHs-3C型酸度计。
实验11电导法测定醋酸电离平衡常数
实验11 电导法测定醋酸电离平衡常数一、目的要求1． 测定醋酸的电离平衡常数。
2． 掌握恒温水槽及电导率仪的使用方法。
二、原理醋酸在水溶液中呈下列平衡：H Ac = H + + Ac -c (1-α) c α c α式中c 为醋酸浓度；α为电离度，则电离平衡常数Kc 为： Kc = α-α1c 2定温下，Kc 为常数，通过测定不同浓度下的电离度就可求得平衡常数Kc 值。
醋酸溶液的电离度可用电导法测定。
溶液的电导用电导率仪测定。
测定溶液的电导，要将被测溶液注入电导池中，如图11-1所示图11-1 浸入式电导池若两电极间距离为l ，电极的面积为A ，则溶液电导G 为：G=l /A κ式中：κ为电导率。
电解质溶液的电导率不仅与温度有关，还与溶液的浓度有关。
因此常用 摩尔电导Λm 来衡量电解质溶液的导电能力。
Λm 与κ之间的关系为：Λm =10-3κ/c (11-1)式中Λm 的单位是S ∙m 2∙mol -1。
κ的单位为S ∙m -1。
c 的单位为mol ∙dm -3。
弱电解质的电离度与摩尔电导的关系为：α=∞ΛΛmm （11-2） ∞Λm 为无限稀溶液的摩尔电导，对于醋酸溶液： Kc=)(c mm m 2m Λ-ΛΛΛ∞∞ （11-3） ∞Λm 可由下式计算：∞Λm （HAc ）=)Ac ()H (m m -∞+∞λ+λ (11-4) )]C 25t (042.01)[K 15.298,H ()T ,H (m m ︒-+λ=λ+∞+∞ (11-5) )]C 25t (02.01)[K 15.298,Ac ()T ,Ac (mm ︒-+λ=λ-∞-∞ (11-6) 124m mol m S 1082.349)C 25,H (--+∞∙∙⨯=︒λ (11-7) 24m m S 1090.40)C 25,Ac (∙⨯=︒λ--∞1mol-∙ (11-8) 式中t 为体系的摄氏温度。
根据以上关系式，只要测得不同浓度下的电导，就可计算出摩尔电导，再由（11-3）式计算出Kc 。
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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
a
ca K c -=12
（2）
以式（1）代入上式得：)
(Λm m
2ΛΛΛc K m m c -=∞∞ （3）
因此，只要知道∧m ∞
和∧m 就可以算得该浓度下醋酸的电离常数K c 。
将式（2）整理后还可得：
（4）
由上式可知，m m 1/Λm 作图可得一条直线，由
直线斜率可测出在一定浓度范围内c K 的平均值。
2．摩尔电导率∧m 的测定原理
电导是电阻的倒数，用G 表示，单位S （西门子）。
电导率则为电阻率的倒数，用k 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）
对于固定的电导池，l 和A 是定值，故比值l /A 为一常数，以K cell 表示，称为电导池常
数，单位为m -1。
为了防止极化，通常将铂电极镀上一层铂黑，因此真实面积A 无法直接测
量，通常将已知电导率κ的电解质溶液（一般用的是标准的0.01000mol·L -1
KCl 溶液）注入电导池中，然后测定其电导G 即可由（7）式算得电导池常数K cell 。
当电导池常数K cell 确定后，就可用该电导池测定某一浓度c 的醋酸溶液的电导，再用（7）式算出κ，将c 、κ值代入（5）式，可算得该浓度下醋酸溶液的摩尔电导率。
在这里的求测是一个重要问题，对于强电解质溶液可测定其在不同浓度下摩尔电导率再外推而求得，但对弱电解质溶液则不能用外推法，通常是将该弱电解质正、负两种离子的无限稀释摩尔电导率加和计算而得，即：
∞
--∞++∞+=∧,,m m m λνλν （8）
不同温度下醋酸∞
∧m 的值见表1。
表1 不同温度下醋酸的∞
∧m (S·m 2
·mol -1
)
三．仪器与试剂：
DDBJ-350便携式电导率仪，电导电极，恒温槽，烧杯、锥型瓶，移液管（25mL ）；
0.0200 mol·L -1 KCl 标准溶液，0.200 mol·L -1
HAc 标准溶液
四．实验步骤：
1．调节恒温水槽水浴温度至25℃（室温偏高，则水浴温度调节到35℃）。
将实验中要测定的溶液恒温。
2．校准便携式电导率仪的电导池常数
按下电导率仪“on/off”键打开仪器，按“模式/测量”键到模式状态，按“▲”或“▼”键调节模式状态，至左下角出现CONT ，按“确定”键，左下角出现CAL ，按“确定”键，左下角出现CA-M ，按“▲”或“▼”键调节0.02mol/L 的KCl 溶液的电导率大小至0.276 S/m(35℃时为 0.331 S/m )，按“确定”键出现标定好的电导池常数，再按“确定”键输入电导池常数。
按“模式/测量”键到测量状态。
3．测量醋酸溶液的电导率
标定好电导池常数后，将两电极用蒸馏水洗净，用吸水纸吸干液体。
处理好的电极插入到0.2 mol/L 25mL 醋酸溶液中测量电导率。
再用标有“电导水”字样的移液管吸取25mL 水并注入到醋酸溶液中稀释到0.1 mol/L 。
此时不要将电极取出。
（为什么？） 测量后，用标有“0.1”字样的移液管吸取25mL 溶液弃去，用标有“电导水”字样的移液管吸取25mL 水并注入到醋酸溶液中稀释到0.05 mol/L ，摇匀后测量电导率。
如此依次测定0.2 mol/L 、0.1 mol/L 、0.05 mol/L 、0.025 mol/L 、0.0125 mol/L 醋酸溶液的电导率。
记录相应浓度醋酸的电导率，并计算电离度和解离常数。
4．用蒸馏水清洗电导电极和温度电极，将电极浸泡在盛有蒸馏水的锥形瓶中以备下一次实验用。
五．数据处理：
1．将原始数据及处理结果填入下表：
2．根据测得的各种浓度的醋酸溶液的电导率，求出各相应的摩尔电导率∧m 和电离度α及电离平衡常数K c 。
3．用c m
∧对1/∧m 作图或进行线性回归，求出相应的斜率和截距，求出平均电离常数
K c 。
由图知，直线斜率为4×810-，又因为斜率表示为c m K 2∞Λ所以可得：c m K 2∞Λ=4×8
10-，得
c K =2.62×510-
六．注意事项:
1.计算∧m 和k c 时，需注意浓度c 单位的区别，详见原理部分。
2.温度对溶液的电导影响较大，因此测量时应保持恒温。
七．思考题:
1．电导池常数是否可用测量几何尺寸的方法确定？
答：不能。
测定电导池常数可以用标准溶液测定法，用氯化钾为标准物质；还可以用与标准电极比较法测定。
2．实际过程中，若电导池常数发生改变，对平衡常数测定有何影响？
答：溶液电导一经测定，则正比于Kcell 。
即电导池常数测值偏大，则算得的溶液的溶解度、电离常数都偏大，反之，电导池常数测值偏小，则电离常数偏小。