醋化反应平衡常数的测定实验报告
电导法测定醋酸电离平衡常数
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：hac=h+ac+-c（1-α）cαcα，其中c是乙酸的浓度；α是电离度，那么电离平衡常数KC是：C？2kc=1？？在恒定温度下，KC是一个常数。
通过测量不同浓度下的电离度，可以得到平衡常数KC的值。
醋酸溶液的电离度可用电导法测定。
用电导率仪测量溶液的电导率。
如图11-1所示，将被测溶液注入电导池，以测量溶液的电导率。
如果两个电极之间的距离为l，电极面积为a，则溶液电导率G为：G=？提单在哪里？是导电性。
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，摩尔电导LM通常用于测量电解质溶液的电导率。
LM和？关系式为：-3lm=10/C（11-1），其中LM的单位为smmol。
？单位是SM。
C的单位是钼。
2-1-1-3弱电解质的电离度与摩尔电导之间的关系为：？Mmα=2）？M（11-是无限稀溶液的摩尔电导。
对于乙酸溶液：C？2mkc=？M？M？M（？M？M）（11-3）可通过以下公式计算：（HAC）=？？m（h）？？m（ac）？？？？？？(11-4)(11-5)(11-6)? m （h，t）？？m（h，298.15k）[1？0.042（t？25？c）]？？？？？m（ac，t）？？m（ac，298.15k）[1？0.02（t？25？c）]？m（h，25？c）？349.82? 10? m（ac，25摄氏度）？40.90? 10????? 4s？太太m2？摩尔？摩尔？1(11-7)(11-8)? 42? 1其中t是系统的摄氏温度。
根据上述关系，只要测量不同浓度下的电导，就可以计算摩尔电导，然后根据公式（11-3）计算KC。
三、仪器与试剂:仪器：1台ddsc12a或ddsc11a电导率仪；1套恒温水箱；电导池1个;1ml移液管1支;25ml容量瓶5个。
实验八 醋酸解离平衡常数的测定
实验八醋酸解离平衡常数的测定酸度计可用于pH测定和电位测定。
由于从酸度计读得的pH值是由电位值转换而来的。
所以，从本质上看酸度计就是电位计。
本实验测定平衡常数的方法属于电位分析法。
离子选择电极常用作电位分析的指示电极，它是一类利用膜电势测定溶液中离子的活度或浓度的电化学传感器，当它和含待测离子的溶液接触时，在它的敏感膜和溶液的相界面上产生与该离子活度直接有关的膜电势。
这类电极由于具有选择性好、平衡时间短的特点，是电位分析法用得最多的指示电极。
本实验使用的玻璃电极是H+选择电极。
离子选择电极有许多优点：①测定离子所需设备简单，便于现场自动连续监测和野外分析。
能用于有色溶液和混浊溶液，一般不需要进行化学分离，操作简便迅速。
已广泛地应用于各种工业分析、临床化验、药品分析、环境监测等各领域，也是研究热力学、动力学、配位化学的重要工具；②响应快，平衡时间较短(约1分钟)，测量的线性范围较宽，一般有4~6数量级；③采用电位法时，对样品是非破坏性的，并能用于小体积试液的测定。
它还可用作色谱分析的检测器。
测定电位时应注意控制搅拌速度和选择合适的参比电极。
溶液搅拌速度的快慢会影响电极的平衡时间，测定低浓度试液时搅拌速度应快一些，但不能使溶液中的气泡吸附在电极膜上。
选择参比电极时应注意参比电极的内参比溶液是否干扰测定，若干扰，应采用双液接型参比电极。
一、实验目的1．掌握利用测定醋酸pH值的方法测定醋酸的解离平衡常数。
2．学习酸度计的使用方法，加深对弱电解质解离平衡常数的理解。
二、实验原理酸度计可用于pH的直接测定和电位的测定。
本实验采用酸度计测定HAc的pH值，进一步计算HAc的解离平衡常数。
醋酸（HAc）是一元弱电解质，在溶液中存在下列解离平衡，HAc H+ + Ac-其实验平衡常数K a 可用醋酸起始浓度c 和平衡时[H +]来表示：][H ][H [HAc]]][Ac [H 2-+++-==c K a （1） [H +]、[Ac -]和[HAc]分别为H +、Ac -、和HAc 的平衡浓度，K a 为HAc 的解离平衡常数。
醋酸电离度和电离平衡常数的测定
实验三 醋酸电离度和电离平衡常数的测定一、实验目的1.测定醋酸的电离度和电离平衡常数。
2.学会正确地使用pH 计。
3.练习和巩固容量瓶、移液管、滴定管等仪器的基本操作。
二、实验原理醋酸CH 3COOH(简写为HAc)是一元弱酸，在溶液中存在下列电离平衡：2HAc(aq)+H O(l) +-3H O (aq)+Ac (aq)忽略水的电离，其电离常数：首先，一元弱酸的浓度是已知的，其次在一定温度下，通过测定弱酸的pH 值，由pH = -lg[H 3O +], 可计算出其中的[H 3O +]。
对于一元弱酸，当c /K a ≥500时，存在下列关系式：+3[H O ]cα≈+23a [H O ]K c = 由此可计算出醋酸在不同浓度时的解离度（α）和醋酸的电离平衡常数（a K ）。
或者也可由2a K c α=计算出弱酸的解离常数（a K ）。
三、仪器和试药仪器：移液管、吸量管、容量瓶、碱式滴定管、锥形瓶、烧杯、量筒、pHS-3C 型酸度计。
试药：冰醋酸（或醋酸）、NaOH 标准溶液(0.1mol·L -1)、标准缓冲溶液（pH = 6.86, 4.00） 酚酞溶液（1%）。
四、实验内容1.配置250mL 浓度为0.1mol·L -1的醋酸溶液 用量筒量取4mL 36%（约6.2 mol·L -1）的醋酸溶液置于烧杯中，加入250mL 蒸馏水稀释，混匀即得250mL 浓度约为0.1mol·L -1的醋酸溶液，将其储存于试剂瓶中备用。
2.醋酸溶液的标定用移液管准确移取25.00mL 醋酸溶液（V 1）于锥型瓶中，加入1滴酚酞指示剂，用标准NaOH 溶液（c 2）滴定，边滴边摇，待溶液呈浅红色，且半分钟内不褪色即为终点。
由滴定管读出所消耗的NaOH 溶液的体积V 2，根据公式c 1V 1 = c 2V 2计算出醋酸溶液的浓度c 1。
平行做三份，计算出醋酸溶液浓度的平均值。
平衡常数的测定实验报告
平衡常数的测定实验报告平衡常数的测定实验报告引言：平衡常数是化学反应中一个重要的物理化学参数，它反映了反应物和产物之间的相对浓度关系。
准确测定平衡常数对于理解反应机理、优化反应条件以及预测反应性质具有重要意义。
本实验旨在通过实际操作，测定一种化学反应的平衡常数，并探讨影响平衡常数的因素。
实验原理：在化学反应达到平衡时，反应物和产物之间的浓度比例将保持不变。
平衡常数Kc定义为反应物浓度的乘积与产物浓度的乘积之比。
对于一般的化学反应aA + bB ⇌ cC + dD，平衡常数的表达式为Kc = [C]^c[D]^d / [A]^a[B]^b。
实验中，我们将通过测量反应物和产物的浓度，计算出平衡常数Kc的值。
实验步骤：1. 准备工作：清洗实验器材，配制所需溶液。
2. 实验操作：取一定量的反应物A和B，放入反应容器中，加入适量的溶剂，使反应物完全溶解。
3. 开始反应：在恒温条件下，加入催化剂或改变反应条件，使反应开始。
4. 反应过程监测：定时取样，通过适当的分析方法（如色谱法、滴定法等）测定反应物和产物的浓度。
5. 计算平衡常数：根据测定的浓度数据，计算平衡常数Kc的值。
实验结果：根据实验数据，我们得到反应物A和B的浓度分别为[A]和[B]，产物C和D的浓度分别为[C]和[D]。
代入平衡常数的表达式Kc = [C]^c[D]^d / [A]^a[B]^b，即可计算出平衡常数Kc的值。
讨论与分析：1. 影响平衡常数的因素：温度是影响平衡常数的重要因素之一。
一般来说，温度升高会使平衡常数增大，反应向产物方向偏移；而温度降低则会使平衡常数减小，反应向反应物方向偏移。
此外，压力、浓度和催化剂等因素也会对平衡常数产生影响。
2. 实验误差与改进：实验中可能存在的误差包括仪器误差、操作误差以及反应条件控制不准确等。
为减小误差，可以采用更精确的仪器设备，严格控制实验条件，并进行多次实验取平均值。
3. 应用与意义：平衡常数的测定对于理解反应机理、优化反应条件以及预测反应性质具有重要意义。
5.酸度计和电导率法-醋酸解离平衡常数的测定[精华]
![5.酸度计和电导率法-醋酸解离平衡常数的测定[精华]](https://img.taocdn.com/s3/m/44c4ebc1185f312b3169a45177232f60ddcce7be.png)
醋酸解离度和解离平衡常数的测定(3-A)一、实验目的1．了解酸度计、电导率仪的原理，学习酸度计、电导率仪的使用方法。
2．学习利用酸度计、电导率仪测定醋酸解离度和解离平衡常数的原理与方法。
二、方法原理1．酸度计测定溶液pH 的原理 酸度计基本原理：E(测定)=E(比较)-E(玻璃电极)玻璃电极 Ag,AgCl(s)|HCl(0.1mol.L -1)|玻璃|待测溶液 E(玻璃电极)=E 0-0.059VpHE(测定)=E(比较)-E(玻璃电极)= E(比较)-( E 0-0.059VpH) pH= {E(测定)- E(比较)+ E 0}/0.059对玻璃电极的标定（或校正仪器）——用已知pH 的缓冲溶液调节仪器确定出待测溶液的pH 与E(测定)的关系。
（详细内容参考教材常用仪器的基本操作部分）c(H +)=c(Ac -)=10-pHc(HAc)=c 0- 10-pH)()(0H A cc H c +=α电导率仪测量原理： 振荡器 电导池 转换器 电表由振荡器发生的音频交流电压加到电导池电阻与量程电阻所组成的串联回路中，若溶液的电压越大，电导池电电压经交流放大器放大，再经整流后推动直流电表，由电表可直接读出电导值。
l A G κ= 对于某一电极来说 ，l A为常数。
c V m 310-==Λκκ ∞ΛΛ=mα2．反应：HAc(aq)+H 2O=H 3O ++Ac -(aq)ααθθθθ-=⨯=-+1}/)({}/)({}/)({20c c H A c c c Ac c c H c K a三、实验内容1．醋酸浓度（C 0）的确定——利用已知浓度的NaOH 标定（酸碱滴定）。
该步骤由实验室标定。
2．把浓度（C 0）的醋酸配成浓度分别为20c 、40c 、80c 、160c思考1：测定之前应思考的问题（1）用什么仪器、采取什么方法可以把溶液准确稀释到要求的浓度？（2）根据测量方法，至少要配多少体积就可以了？（3）为什么要准备不同浓度的溶液进行测量，稀释对醋酸的解离度和解离平衡常数有什么影响？（4）预测醋酸浓度依次减小时，溶液的p H和κ怎样变化3．测量不同浓度溶液的pH和κ思考2：（1）测量仪器的使用方法？（2）电极插入溶液时,对电极应进行怎样处理,测得的数据更准确？（3）被测溶液长期在空气中放置对测量数据是否有影响?为什么？测数据时应注意什么？（4）用电导率仪、酸度计分别测自来水和蒸馏水的κ和pH，根据试验结果分析如果在把醋酸稀释配时用自来水，两种方法中，哪种方法受影响更大？4．数据记录与处理要求：设计一个合适的表格，能反映出两种方法所对应的实验数据，各数据之间的对应关系，数据的变化规律和实验结果。
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
醋酸电离平衡常数的测定
共轭酸碱对
HAc + H2O H3O+ +NH3 H2O+ CNH2O+ CO32-
H3O+ +Ac- (电离) HAc/Ac-, H3O+/ H2O H2O+ NH+4 (中和) NH4+ /NH3, H3O+/ H2O OH- + HCN (水解) HCN/CN-, H2O/OHHCO3– + OHˉ(水解) HCO –3/CO32,- H2O/OH-
点，二者之差为： △Tbp = Tbp – Tb = kbp•m
p<101.325kPa
kbp称为溶剂的摩尔沸点上 升常数，单位为K·kg·mol-1。
Tbp Tb
T
图 沸点上升示意图
一、溶液的通性
凝固点（熔点）：液相和固相蒸气压相等时的温度—
—固相与液相共存时的温度。 p
溶液的凝固点总是低
溶剂 溶液
二、酸碱电离平衡
酸碱质子理论是概念的一场革新：
两性物质: H2O, HCO3ˉ (所有酸式根) 无盐的概念: NH4Cl (酸碱复合物) 酸碱质子理论扩大了酸碱的范围，它比电离 理论更广泛，其酸碱的定义只以H+为判据，与溶 剂无关，可以解释NH3、Na2CO3以及NH4Cl等的 酸碱性。
于纯溶剂的凝固点，它们
之差为：
△Tfp = Tfp－Tf = kfp m
kfp 称为溶剂的摩尔凝 固点下降常数。
特点
溶剂的液-固平衡线
TfpTf
T
➢Kfp, kbp只与溶剂种类有关 ➢同种溶剂：kfp ＞kbp
图 凝固点下降示意图
一、溶液的通性
沸点和凝固点测定的应用 测定分子的相对分子质量
实验六 醋酸离解度及离解平衡常数的测定 (1)
实验六醋酸离解度及离解平衡常数的测定
一、目的要求
1、掌握用酸度计法测定醋酸离解度和离解平衡常数的原理和方法。
2、掌握移液管、容量瓶的使用。
3、了解酸度计的构造及测定pH 值的原理。
二、实验原理
醋酸是弱电解质，在溶液中存在如下离解：
HAc=H ++Ac -
离解达平衡时，标准离解平衡常数K a θ表示为
θθ+H c ，而
-+=Ac H c c (2)HAc 的pH 四1.用移液管移取20.00mL0.1mol·L －1HAc 溶液于250mL 锥形瓶中，加入2滴酚酞指示剂。
用NaOH 标准溶液滴定此溶液至呈微红色，30s 不褪色即为终点。
记下所用的NaOH 溶液体积。
平行测定3份，数据填入表1中。
2.配制不同浓度HAc 溶液 用吸量管分别取2.50mL 、5.00mL 、10.00mLHAc 溶液于三个洁净的50mL 容量瓶中(分别标为1、2、3号)，加去离子水稀释到刻度，摇匀。
3.测定HAc 溶液pH 值
用四只洁净干燥的50mL 烧杯（标为1、2、3、4号），分别取上述三种浓度的HAc 溶液（分别对应标号为1、2、3号烧杯））及一份未稀释的HAc 标准溶液（对应4号烧杯），按浓度由稀至浓顺序测定它们的pH 值，数据填入表2。
五、数据记录与结果处理
根据表1的数据，计算HAc溶液的浓度。
完成表2.
表2HAc溶液pH的测定及K aθ和α计算
1
HAc
结
注释
[1]。
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醋化反应平衡常数的测定
（一）目的要求
1.由化学分析方法测定醋化反应的平衡常数
2.加深理解化学平衡和化学平衡常数的意义
（二）原理
乙酸和乙醇反应生成乙酸乙酯和水；乙酸乙酯水解得到乙酸和乙醇：CH3COO H+C2H5OH→CH3COOC2H5+H2O
在一定条件下，当正向反应和逆向反应速度相等时，反应物和产物的浓度就不再随时间的变化而变化，这种状态称为化学平衡。
化学平衡是个动态平衡。
反应达到平衡时，产物浓度的乘积与反应物浓度的乘积的商值叫做平衡常数。
热力学平衡常数K。
用活度a表示。
αCH3COOC2H5αH2O ΧCH3COOC2H5γCH3COOC2H5ΧH2OγH2O
K=-------------=---------------------------- （1）αCH3COOHαC2H5OH ΧCH3COOHγCH3COOC2H5ΧC2H5OHγC2H5OH
在指定温度下，热力学平衡常数的数值不因反应物的起始浓度不同而发生变化，所以热力学平衡常数的数值可以作为反应进行程度的标志，Kα越大，反应进行程度越高。
显然K与Kα的关系为：
γCH3COOHγC2H5OH
K=Kα·------------- （2）γCH3COOC2H5γH2O
平衡常数Kα的数值可以用热力学公式计算得到：
△G0=-RTLnKα（3）查出这个酯化反应各物质在25℃呈纯液态时的标准吉布斯自由能△G0的数据，便可计算出标准自由能的变化△G0=-3.5J，通过（3）计算出Kα≈4
平衡常数的测定，一般有化学方法和物理方法两种。
化学方
法就是通过化学分析方法测得各物质平衡时的浓度。
此法因分析试剂的加入而扰乱平衡，使得浓度并非真真的平衡浓度，因此在使用化学分析方法是平衡“冻结”，通常采用骤冷时反应停止，这样所得的分析结果比较准确。
物理方法就是利用物质的某些物理特性与浓度的关系，来测定浓度的变化，如通过折光率、电导、颜色、压力或者容器的改变来测定物质的浓度。
这种方法的优点是在测定时不会扰乱或破坏体系的平衡状态。
本实验采用的是化学分析法。
由于酯化反应平衡移动比较慢，所以乙酸的平衡浓度可以用中和滴定法来测定，由乙酸的浓度可以求出其他物质的平衡浓度，然后便可计算出表现平衡常数K来。
有了平衡常数的数值，就可以由指定反应物浓度计算出产物的最大产量。
反应达到平衡常数的时间有时很慢，因而必须提高适应反应加速的条件（如提高温度或加入催化剂）来加快反应速度。
在这个实验中有盐酸来催化反应。
此反应受温度的影响很小，反应可以在25℃的恒温箱中进行，亦可在室温下进行。
（三）仪器药品
50ml碱式滴定管一支 5ml、2ml、1ml移液管一支；10ml 带玻璃塞的称量瓶1个；100ml磨口瓶14个；0.500M氢氧化钠；乙酸乙酯；无水乙醇；冰醋酸；酚酞；浓盐酸。
（四）实验步骤
在100ml磨口瓶中分别配制下列各溶液，一式两份。
（a）5ml 3M的HCl+5ml水
（b）5ml 3M的HCl+5ml 乙酸乙酯
（c）5ml 3M的HCl+4ml乙酸乙酯+1ml水
（d）5ml 3M的HCl+2ml乙酸乙酯+3ml水
（e）5ml 3M的HCl+4ml乙酸乙酯+1ml乙醇
（f）5ml 3M的HCl+4ml乙酸乙酯+1ml乙酸
（g）5ml 3M的HCl+4ml乙醇+1ml乙酸
用配置好后，每份溶液用0.500M氢氧化钠滴定，以酚酞作指示剂。
n0为起始时物质的毫摩尔数；
n i为平衡时物质的毫摩尔数；
n0CH3COOH-n CH3COOH为乙酸反应时的毫摩尔数。
平衡时乙酸的毫摩尔数等于滴定平衡溶液所用的氢氧化钠毫升数V总减去溶液（a）所用的氢氧化钠毫升数Va乘以已知氢氧化钠的浓度M。
n CH3COOH=（V总-Va）M
命V0CH3COOH为起始时所加乙酸的毫升数；
ρCH3COOH为乙酸的密度；M CH3COOH为乙酸的分子量；
V0CH3COOH·ρCH3COOH
则：n0CH3COOH=---------------·1000
M CH3COOH
V0H2O·ρ H2O+W H2O
n0H2O=------------------·1000 M H2O
W H2O=W(H2O+HCL)-Va·M·M HCL。