电导法测定乙酸解离常数
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。
实验六 电导法测定乙酸电离平衡 常数
实验六 电导法测定乙酸电离平衡常数一、 实验目的1、 掌握电导、电导率、摩尔电导率的概念以及他们之间的联系。
2、 掌握由电导法测定弱电解质电离平衡常熟的原理。
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：∞∧∧=mm 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) ca ca 则aca K c -=12（2）以式（1）代入上式得：)(Λm m2ΛΛΛc 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，测定系列浓度下溶液的摩尔电导率∧m，将cΛ对1/mΛm作图可得一条直线，由直线斜率可测出在一定浓度范围内Kc 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 G （7）cell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表示，称为电导池常数，单位为m-1。
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。
电导法测定乙酸离平衡常数
电导法测定乙酸电离平衡常数—. 目的要求（1） 掌握电导、电导率、摩尔电导率的概念以及它们之间的柑互关系： （2） 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Kr 的测总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A ：,可以用离子的极限摩尔电导率 相加而得。
而一立浓度下电解质的摩尔电导率A 那与无限稀释的溶液的摩尔电导率A ：是有 区別的，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：《 =绍A 朋式中为弱电解质的电离度Q对AB 型弱电解质，如乙酸（即醋酸），在溶液中电离达到平衡时， 浓度C 和电离度a 的关系推导如F ：CH3COO- + 茁C acaC = -------l-a以式（1）代入上式得：K = ----- -------'A ：（A ：-A…）因此，只要知逍A ：,和就可以算得该浓度下醋酸的电离常数Kf: 将式（2）整理后还可得：—云代由上式可知，测圧系列浓度下溶液的靡尔电导率A 前，将A,/对一 A 由宜线斜率可测出在一过浓度范帀内a 的平均值。
2. 摩尔电导率A 那的测立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，用斤表示，单位为GpF 。
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Im 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：心=-⑸C式中C 为溶液中物质的量浓度，单位为mol在电导池中，电导的大小与两极之间的距离/成反比，与电极的而枳A 成正比。
G=k —我电离平衡常数Kf 与超始浓度 平衡浓度 则CH3COOH —C C (X-a}一作图可得一条直线,m(6)(7>由（6）式可得:三・仪器和试剂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 • 1? KCl 标准溶液，0. 200 mol • 1? HAc 标准溶液四. 实验步骤1. 涮节恒温水槽水浴温度至25°C （室温偏高，则水浴温度调节到35*0 O 将实验中要 测定的溶液恒温02. 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T 按“▲”或“ ▼”键到con （通常打开即是此模 式）T 按“模式/测呈”键到模式状态T 按“▲”或“▼”键调节模式状态，至左下角出现COXT T 按“▲”或“▼”键至左下角出现CAL T 按“确泄”键，按“确定”键，左下角出现 CA-M.按“▲”或“▼”键调节a02niol/L 的KC1溶液的电导率大小至0・276 S/tD （35X ；时 为0.331S, ni ）,按“确定”键出现标是好的电导池常数，再按“确定”键输入电导池常数。
电导法测定乙酸的电离平衡常数
电导法测定乙酸的电离平衡常数电导法是一种常用的化学分析技术，可用于测定溶液中电解质的浓度和电离平衡常数等物理化学参数。
其中，测定电离平衡常数的方法被称为电离度法或电离平衡常数测定法。
本文将重点介绍电导法测定乙酸的电离平衡常数，包括基本原理、实验步骤、结果分析等方面。
一、基本原理电导是电流通过电解质溶液时，离子流动所引起的电子流动的一种表现。
在电导法测定电离平衡常数时，需要测定不同浓度下乙酸的电导率，并计算出电离度和反应常数。
具体公式为：乙酸的电离反应方程式为：CH3COOH ⇄ CH3COO- + H+据此可知，乙酸存在电离和不电离两种状态，通过测定溶液的电导率，可以得到不同浓度下的电离度α与反应常数K。
当达到某种浓度时，电离度α趋于恒定，称为电离度极限。
此时，反应平衡式可简化为：CH3COOH + H2O ⇄ CH3COO- + H3O+根据反应平衡式和电离度公式，可以计算出反应常数K。
反应常数K越大，则电离度越大，化学反应越偏向于反应产物；反之，K越小，则反应偏向于反应物。
二、实验步骤1. 实验器材：电导仪、各种稀释好的乙酸溶液、蒸馏水、pH计等。
2. 实验操作：（1）取一定浓度的乙酸溶液，将其倒入导电池中，记录下溶液的电导率值。
（2）按照一定比例稀释乙酸溶液，重复上述实验步骤，记录电导率值。
（3）根据所得电导率值，计算出不同浓度下的电离度α值。
（4）根据所得到的反应平衡式和电离度公式，计算出反应常数K。
（5）绘制出不同浓度下乙酸的电离度-浓度曲线，通过拟合得到反应常数K值。
三、结果分析通过电导法测定乙酸的电离平衡常数，所得到的数据可以反映乙酸的离解特性和反应规律。
在实验中，为了提高数据精度和减少误差，需要重复进行多次实验，并比较不同实验所得数据之间的差异。
在实验结果分析中，需要注意以下几个方面：（1）不同浓度下乙酸的电离度与电导率之间的关系，可以反映出乙酸的离解特性和化学反应规律；（2）根据实验所得乙酸的电离度-浓度曲线，可以计算出反应常数K及其相关参数，进一步了解乙酸的离解特性和反应规律；（3）对于所得数据的可靠性和精度，需要进行误差分析和数据处理，进一步评估实验方法和相关参数的准确性和可靠性。
实验醋酸解离度和解离常数的测定(1)
实验醋酸解离度和解离常数的测定(1)实验醋酸解离度和解离常数的测定一、实验目的通过实验测定醋酸水溶液的电导率，计算出其解离度和解离常数。
二、实验原理醋酸在水中会部分离解成氢离子和乙酸根离子，其化学方程式为：CH3COOH（aq）↔ H+（aq） + CH3COO-（aq）根据电导率计算解离度和解离常数的公式：解离度α = 电导率 / （摩尔电导率 * 初浓度）酸弱度Ka = α ^ 2 * 初浓度 /（1 - α）其中，摩尔电导率的单位是S·m^2·mol^-1，初浓度的单位为mol/L。
三、实验步骤1. 将醋酸水溶液分别稀释成0.01mol/L、0.005mol/L、0.0025mol/L、0.00125mol/L四个浓度级别的溶液。
2. 依次取出每个浓度级别的溶液，将电极插入其中，记录下电导率读数。
3. 根据浓度和电导率计算出每个溶液的摩尔电导率。
4. 计算出每个溶液的解离度和解离常数。
5. 绘制出解离度和浓度的关系曲线，通过斜率计算出Ka的值。
四、实验注意事项1. 每个溶液的浓度必须准确，可以使用酸度计测定，同时应注意将单位进行换算。
2. 在测定电导率时，应注意电极必须清洁干净，且精确记录下读数。
3. 在计算摩尔电导率时，应考虑电极的电极常数和温度的影响。
4. 初浓度的选择应尽可能覆盖到溶液的整个浓度范围。
五、实验结果通过实验数据计算得到的解离度和解离常数的数值应该与文献值相符合，并且相邻各个溶液的数据关系应该较为光滑，从而可以绘制出一条较为平缓的曲线。
六、实验意义醋酸解离度和解离常数的测定可以帮助我们更好地理解酸碱反应的本质，并且在工业上有广泛的应用，如制备一些含乙酸根的中间体，用于生产染料、药物、橡胶等化学药品。
同时，对于精细化学品生产控制和品质管理也有一定的帮助。
醋酸解离常数的测定实验报告答案
醋酸解离常数的测定实验报告答案实验报告醋酸解离常数的测定实验目的：了解醋酸的解离反应过程及其解离常数的测定方法，掌握反应物浓度、电导率和pH值之间的关系，学习使用Titration及计算解离常数。
实验原理：醋酸水解反应示方程式：CH3COOH+H2O⇌CH3COO-+H3O+醋酸的解离常数Ka表示醋酸在水中的部分离解程度：Ka=[CH3COO-][H3O+]÷[CH3COOH]，通过测定反应物的浓度、电导率及pH值可以计算出醋酸的解离常数。
实验仪器和试剂：50mL burette、100mL容量瓶、醋酸、NaOH、Phenolphthalein 指示剂、电导仪、pH计、天平、烧杯、恒温水浴器、计时器等。
实验步骤：1、测量25mL浓度为0.1mol/L的醋酸溶液并置于烧杯中。
2、将Phenolphthalein指示剂加入烧杯中。
3、向烧杯中加入少量NaOH溶液，搅拌后倒入50mL的容量瓶中。
4、用去离子水稀释至刻度线，混合均匀。
5、测量NaOH溶液的浓度并计算其标准化值。
6、用电导仪和pH计测定醋酸溶液的电导率和pH值。
7、向50mL容量瓶中注入20mL的标准化NaOH溶液，用磁子搅拌均匀。
8、Titration至终点，记录所用NaOH溶液的体积。
实验数据：试剂质量浓度醋酸 1.212g 0.1mol/LNaOH 2.000g 0.1mol/L摩尔等量关系： n(CH3COOH)=n(NaOH)，则浓度为C(NaOH)mL(0.1mol/L)=C(CH3COOH)×25mL(0.1L)C(CH3COOH)=0.40mol/LNaOH的标准化值：C(NaOH)mL(标准化值)=C(NaOH)×V(NaOH)×1000/C醋酸=0.10001 mol/L电导率实验数据：电导率 0.385mS/cm pH值实验数据：pH 2.5Titration实验数据：终点体积 46.7mL实验结果及分析：1、计算解离常数：由试剂质量和容积计算出醋酸的浓度为0.40mol/L，NaOH的标准化值为0.10001mol/L。
实验醋酸解离度和解离常数的测定
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{}{}{}θθθcc c c c c c cc K eq eq eq)HA ()A ()H ()HA (a -+=(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：θθααααcc c c c c HAc K )1()()()(a 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 k 10kV 3m -==λ (2.4)m λ的单位为12mol ·m ·S -。
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(1)电导池常数的测定结果：
项目 次数 1 R3 (Ω ) R1 (Ω ) R2 (Ω ) Rx (Ω )
Rx
(Ω )
电池常数 Kcell(m-1)
2
3
(2)乙酸解离常数的测定：
HAc浓度 测量次数 R3 (Ω ) RAB (Ω ) RBC (Ω ) Rx (Ω ) R x (Ω ) (S· m-1) c mol.m-3 1 2 3 c/2 mol.m-3 1 2 3 c/4 mol.m-3 1 2 3
m(S· m-1· mol-1)
电离度 c 解离常数K
思考题
1. 本实验的电桥为什么要选择使用1000Hz的 交流电源？如为了防止极化，频率高一些不 是更好吗？试权衡其利弊。 2. 结合本实验结果，分析当HAc浓度变稀时， c Rx、 、 、 、 m K等怎样随浓度变化？你的 实验结果与理论是否相符合？为什么？
1
2
3
当G显示电 RX R 3 流为0时： RAB RBC
试剂和仪器
试剂：0.01000mol/L
KCl溶液，0.1mol/L 左右的HAc溶液（准确浓度c标于瓶签）。 ZX56型电阻箱1台，SJ8001型示波器1台， 恒温水浴1套，260型铂电导电极（镀铂黑） 1支，带支管试管4支，25ml移液管1支， 容量瓶2只（50ml，100ml各1只），小烧 杯，洗瓶，导线若干。
电导法测定乙酸解离常数
电导法测定乙酸解离常数
实验目的 实验原理
仪器和试剂
实验步骤
数据处理
思考题
实验目的
1. 学会用电导法测定一元弱酸的解离常数； 2. 熟悉电导池、电导池常数、溶液电导（或 电导率）等相关基本概念； 3. 掌握电桥法测量溶液电导的实验方法和技 术。
实验原理
根据Arrhenius （阿累尼乌斯）的电离 理论，弱电解质在溶液 中部分解离，离子和未 解离的分子之间存在着 动态平衡。如乙酸水溶 液中，设c为乙酸的原 始浓度， α为解离度， 其解离平衡为：
Hห้องสมุดไป่ตู้c t=0 C H+ 0 Ac 0
t=t C 1 c
c
2
c
c c K 1 c
4. 电池常数的测定： （1）将电导电极和试管用蒸馏水洗净，然后用少量 0.01000mol/L的KCl溶液涮洗3次；在试管中加入 1/4～1/3容积的KCl溶液，并插入电导电极，将试 管置于恒温水浴中恒温5分钟以上。 （2）将电阻箱的所有档位旋至0处，选择B点的落 位处，取AC线上位置1，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减小为0，即形成一条直线， 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R3。
（3）依次取AC线上位置2、3，重复步骤 （1）、（2）两次，即一共测定3次，计算 时取其平均值。 （4）HAc溶液电导的测定：按上述(1)~(3)的 方法，用HAc溶液代替KCl溶液，依次测定 浓度为c，c/2及c/4的HAc溶液的电阻值。
数据处理
将实验数据列表，然后按实验原理部分所述， 分别计算电池常数Kcell和各浓度HAc溶液的解离常数 K。已知数据：25℃下0.01000mol/L KCl溶液电导 率=0.1413 S· m-1 ； 25℃时无限稀的HAc水溶液的 摩尔电导率 =3.907×10-2S· m2· mol-1 附：数据记录参考格式： 溶液温度____℃ HAc溶液浓度：c:___mol/L、 c/2:______mol/L、 c/4:_____mol/L
m c m
c m K m ( m m )
m
2
m
(HAc)
(H )
m
(Ac )
A
1 1 A A G R l l
K cell l
K cell / R
m / c
本实验我们采用 惠茨通电桥测溶液电 阻的方法，先用已知 电导率的KCl标准溶液 测出一定条件下该溶 液的电阻值RS，算出 Kcell；然后使用同一 电导池测定待测乙酸 溶液的电阻Rx，根据 上述公式可以得到解 离常数K 。
仪器：XD—7型低频信号发生器1台，
实验步骤
1. 调节恒温水浴温度为25.00±0.05℃或 30.00±0.05℃。 2. 配制浓度为c/2和c/4的HAc溶液。 3. 用导线连接惠茨通电桥线路。G为示波器， 检查并调节示波器及低频信号发生器（输出频 率为1000Hz）的各有关旋钮，然后接通各自 电源，观察示波器屏幕，如果出现稳定的正弦 波图形，说明接线正确，仪器工作状态也正常， 可以进行下一步测定工作。