电导法测弱电解质的解离平衡常数
电导法测定弱电解质的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 a?，起始浓度C0，电离度α有以下关系：+ + B-起始浓度mol/L：C0 0 0平衡浓度mol/L：C0·(1-α) αC0 αC0K c ?=[c(A+)/c?][c(B-)/c?]/[c(AB)/c?]=Cα2/(1-α)=C0Λm2/[c?Λ∞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 a?。
Λm C0/c? =Λ∞m2K c?/Λm-Λ∞m K c?通过Λm C/c?~1/Λm作图，由直线斜率=Λ∞m2K c?，可求出K c?。
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。
实验一 电导法测定弱电解质的电离平衡常数
实验一电导法测定弱电解质的电离平衡常数实验目的：通过电导法测定弱电解质的电离平衡常数，探究电导法测定电离平衡常数的原理和操作方法。
实验原理：弱电解质的电离平衡常数K为：K=α²C/(1-α) （其中，α表示电离度，C表示弱电解质的浓度）。
由于弱电解质的电离度很小，可以近似认为它的电离度是常数。
从电导率的角度出发，弱电解质的电导率可以表示为：κ=κ' + κ'' =kC(α +β)，其中，k是常数，κ'和κ''分别为弱电解质的电导率和电极电架电导率，α和β分别为弱电解质和溶剂（一般为水）的等效电导率。
通常实验中只能测量到总电导率，但是可以通过电导率对浓度和电离度的关系进行分析，进而计算出弱电解质的K值。
实验步骤：1.将所需量的KCl、NaCl和HCl等指定量的不同浓度的溶液加入电导池中。
在每次测量前，用去离子水清洗电导池。
2.打开电导计电源开关，选择对应的测量范围，将电导池放入电导计的电极架内。
3.读取电导计显示的电导率值，将其记到实验记录表中。
4.根据所加入的某一种量浓度的水溶液电离平衡常数的已知值，计算α和K值。
将计算结果记录到实验记录表中。
5.重复以上步骤，测定其他浓度水溶液的电导率和计算α和K值。
6.将α和K值以绘制α和C的曲线等形式呈现。
通过分析α和C的曲线，确定弱电解质的电离平衡常数K。
实验注意事项：1.电导池在使用前需清洗，以保证测量结果的准确性。
2.一定要记录所有测量数据，保证测量结果的可重复性。
3.将实验结果以图表等形式呈现，进行分析和论证。
实验结果：所得结果表明，电导法测定弱电解质的电离平衡常数是可靠准确的。
通过实验，还可以得到弱电解质电离度与浓度的变化规律，进一步了解了电解质溶液中的离子平衡关系。
实验2 电导法测定弱电解质的电离常数
实验二 电导法测定弱电解质的电离常数一、实验目的1. 掌握电导测量的原理和方法。
2. 学会使用 DDS-11A 型电导率仪，测定弱电解质电离平衡常数的方法。
二、实验原理AB 型（如HAc ）弱电解质在溶液中的电离达到平衡时，HAc= H + + Ac - c(1-αc )cαccαc其电离平衡常数（K c ）与浓度（c ）、电离度（αc ）之间有如下的关系：cc cc K αα-=12(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αc ，代入上式就可以求出K c 。
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1所示。
图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=КA/1式中：К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m λ来衡量电解质溶液的导电能力。
m λ与К之间的关系为：m λ=10-3К/c式中m λ的单位是S·m 2·mol -1，К的单位为S·m -1，c 的单位为mol·dm -3。
对于弱电解质，电离度αc 等于浓度为c 时的摩尔电导(m λ)和溶液在无限稀释时的摩尔电导(∞m λ )之比，即：∞=mmc λλα (2)将式(2)代入式(1)：)(2m m m m cc c K λλλλ-=∞∞ cm κλ=∞∞-⋅=m c m c K cK λκλκ2)(以κ对κc 作图应为一直线，其斜率为2)(∞m c K λ ，截距为)(∞m c K λ ，根据斜率和截距可算出 K c 和∞m λ 。
三、仪器及试剂仪器：恒温装置 1套，DDS-11A 型电导率仪，电导电极，移液管（25 ml 、5 ml 和 1 ml 各 1支），容量瓶（50 ml 5只），250 ml 烧杯1只，洗耳球1只。
实验二 电导法测定弱电解质的电离平衡常数和难溶盐的溶度积
作图求得
和
二、实验原理
5.电导法测定溶度积
(PbSO4 ) (溶液) (水) 3 3 c(饱和) 10 10 m (PbSO4 ) m (PbSO4 )
1 2 1 (PbSO4 ) m ( Pb ) m ( SO 2 4 ) 2 2 2
二、实验原理
4. 解离平衡常数
HAc 起始时： c 平衡时： c(1-α) H+ ＋ Ac0 0 cα cα
c 2 Λm $ K$ c Λm ( Λm Λm )
c Λm $ 1 1 c $ 2 Λm K ( Λm ) Λm
1 $ cΛ 作图求得 。 K 对c对 对c 作图求得 和 m Λm
二、实验原理
2.摩尔电导率
溶液的摩尔电导率是指含有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：
10 Λm c
3
Λm的单位是Sm2 mol-1，c的单位为moll-1。
二、实验原理
3. 电离度
Hale Waihona Puke Λm ΛmΛm可由实验测得的 求出。
Λm (H + ) λm (Ac ) HAc λm Λm (HCl) Λm (NaAc) Λm (NaCl)
注意单位，数据处理时要转成S m-1
4.
四、实验数据处理
1 对c Λ m 作图求得 K $（HAc）。 1. Λm
2. 计算硫酸铅溶度积 K sp 。
电解质溶液的电导G是其电阻R的倒数，其大小与两 电极间的距离（l）成反比，与电极的面积（A）成正比。 A l 表示为：G 或 G K cell G A l Kcell称为电导池常数，
电导法测弱电解质的解离平衡常数
新乡医学院物理化学实验课教案首页授课教师姓名职称:新乡医学院化学教研室a~l在一■定温度下，溶液的摩尔电导与离子的真实浓度呈正比, 因而也与a呈正比，所以：.如醋酸: HAc + H 2。
H3O++ Ac电导法测弱电解质的解离平衡常数、实验目的1. 溶液电导的基本概念，掌握电导测定的实验方法。
2. 基本掌握DDS-307型电导率仪的使用。
3. 测定醋酸溶液的解离平衡常数。
4. 测定难溶盐的溶解度。
1、实验原理电解质溶液的导电能力的大小，等于它的电阻的倒数丄，电导以R L表示，则 1L =R则l 1 AR ，所以：=A P lAK — l式中■■-称为比电导（或电导率），其单位为S -m-1，其值为电阻率的倒数。
则一L丄A式中的丄A 对于一定的电导电极而言是一个常数，A为极板面积，丨为极间距-^JAJ称为电导池常数，电导池常数可通过测定已知比电导的电解质溶液（如氯化钾标准溶液）来确定。
电解质溶液的电导，可以通过平衡电桥法进行测定，但目前多采用电导仪。
DOS-IIA（或D）型电导率仪可以直接测出溶液的比电导。
电解质溶液的电导是随着溶液浓度的改变而改变的，当溶液中含有1摩尔溶质时的电导称为摩尔电导率以A m表示■.式中c为摩尔浓度，A m的单位为Sm-1 mol-1根据电离学说，弱电解质的解离a随着溶液的稀释而增大，当溶液无限稀释时，弱电解质全部电离为无限稀释的摩尔电导）。
平衡浓度：c（1- a ）2ca1 - a因此由实验测得醋酸溶液的摩尔电导，就可以求得它的解离常数。
般难溶盐类在水中的溶解度很小，其饱和溶液浓度很难用普通滴定法测定，但可用根据溶液m.-QOm —10 ( m olL")则难溶盐的溶解度10cM ( g,1 0 0ml )仪器：DDS — 307型电导率仪DLS-10 型电导电极 DLS-1型电导电极电导法测定，其基本原理是：难溶盐的饱和溶液是很稀的，可以近似视为无限稀释溶液，所 以其摩尔电导可由离子摩尔电导求得。
实验六：电导法测弱电解质HAc的电离平衡常数
实验六：电导法测弱电解质的电离平衡常数一、实验目的：1、掌握惠斯登电桥法测定电导的原理。
2、学会实验测量的操作技术。
3、学会图解法求算解离度，了解电导测定的应用。
二、实验原理：电解质溶液的导电能力由电导G来量度，它是电阻的倒数，即：电导的单位是“西门子”，符号为“S”,。
将电解质溶液放入两平行电极之间，若两电极距离为l，电极面积为A，则溶液的电导为：式中电导率，其物理意义是l=1m，A=1m2时溶液的电导，其单位为S·m-1。
定义电导池系数则通常将一个电导率已知的电解质溶液注入电导池中，测其电导，根据上式即可求出K cell。
在研究电解质溶液的导电能力时，经常使用摩尔电导率,其定义为：式中c为电解质溶液的浓度，的单位是：S·m2·mol-1。
对于弱电解质（例如醋酸）来说，由于其电导率很小，所以测得的溶液的电导率应包括水的电导率，即电解质溶液是由正、负离子的迁移来传递电流的，在弱电解质溶液中，只有解离部分的离子才对电导有贡献，而在无限稀释的溶液中，电解质全部解离，其摩尔电导率是正、负离子的极限摩尔电导率之和。
即式中ν+，ν-分别为正、负离子的化学计量数，可查表得到。
与的差别来自两个因素，一是电解质的不完全电离，二是离子间的相互作用。
若溶液中离子浓度很低，彼此相隔较远，相互作用力可以忽略，则与之间的关系可表示为：(推导)式中α为弱电解质的解离度。
醋酸在水溶液中有下列平衡：其解离平衡常数为(推导)将代入上式整理可得此式称为奥斯特瓦尔德（Ostwald）稀释定律。
改写成线性方程为：以对作图得一直线，斜率为，截距为，由此可求得和(推导) ：整理可得：电解质溶液的电导通常利用惠斯登（Wheatston）电桥测量，但测量时不能用直流电源，因直流电流通过溶液时，导致电化学反应发生，不但使电极附近溶液的浓度改变引起浓差极化，还会改变两极的本质。
因此必须采用较高频率的交流电，其频率通常选为1000Hz。
电导的测定及其应用—弱电解质的电离常数测量
电导的测定及其应用—弱电解质的电离常数测量一、实验目的1.掌握电桥法测量电导的原理和方法；2.测定电解质溶液的当量电导，并计算弱电解质的电离平衡常数K。
二、实验原理1.电解质溶液的导电能力通常用电导G表示，其单位是西门子，用符号S 表示。
如将电解质溶液中放入两平行电极之间，电极间距离为l,电极面积为A，则电导可以表示为：k：电解质溶液的电导率，单位为S·m-1，l/A：电导池常数，单位为m-1，电导率的值与温度、浓度、溶液组成及电解质的种类有关。
在研究电解质溶液的导电能力时，常用摩尔电导率Λm来表示，其单位为S·m2·mol-1。
Λm与电导率k和溶液浓度c的关系如下所示：2.摩尔电导率Λm随着浓度的降低而增加。
对强电解质而言，其变化规律可以用科尔劳斯（Kohlraus c h）经验式表示：为无限稀释摩尔电导率。
在一定温度下，对特定的电解质和溶剂来说，A为一常数。
因此，将摩尔电导率Λm对c1/2作图得一直线，将直线外推与纵坐标的交点即为无限稀释摩尔电导率之比，即用下式表示：在一定温度下，对于AB型弱电解质在水中电离达到平衡时有如下关系：该反应的解离平衡常数K与解离度α有如下关系：由此可以看出，如果测得一系列不同浓度AB型溶液的摩尔电导率Λm，然后以1/Λm对cΛm作图可得到一条直线，其斜率m等于，如果知道无限稀释摩尔电导率的数据，即可求得解离平衡常数K。
三、仪器与药品SLDS-I型数显电导率仪SYP-Ⅲ型玻璃25mL移液管恒温水槽DJS-1C型铂黑电极50ml量筒、100ml量筒250ml锥形瓶洗耳球KCl溶液（0.1mol.L-1）HA c溶液（0.1mol.L-1）蒸馏水滤纸四、实验步骤1.调节恒温水槽温度为25℃，打开电导率仪预热10分钟。
2.用容量瓶将0.1mol·L-1HA c溶稀释成为：0.0500mol·L-1、0.0200mol·L-1、0.0100mol·L-1、0.0050mol·L-1、0.0020mol·L-1五种溶液。
实验四、电导法测定弱电解质的电离平衡常数
实验四、电导法测定弱电解质的电离平衡常数1. 实验原理电解质溶液的电导率直接受到溶液中电离物种数目的影响。
弱电解质在水中溶解时，只有一部分分子电离，形成正离子和负离子，其它大部分分子不电离，形成未电离的分子。
其电离反应式可表示为：HA ↔ H+ + A-电离度α用来描述电离的程度，定义为分子中电离出的分子数与总分子数之比，即α = (数量浓度C_A-C_H+)/(数量浓度C_A) ×100％电离度α远小于1，根据电荷平衡原理可知，溶液中H+离子浓度与A-离子浓度相等，即C_H+=C_A-αC_A由于电导率υ与电离物种数成正比，可用电导率推算出弱电解质的电离度α，进而计算出电离平衡常数K。
考虑到氢离子的极性较大，对电导率的影响较大，可采用酸度远小于pH 7的甲酸钠溶液作为载体，同时用玻璃电极进行测量，其中甲酸钠是一种正常盐，不会影响弱电解质的电离平衡，且在化学实验室易得。
实验中测量甲酸钠和弱电解质混合溶液的电导率，从而计算出弱电解质的电离度α，再由α计算K。
2. 实验仪器、试剂和材料(1)仪器：电导仪、电极（包括导电电极和比较电极）、玻璃刻度试管。
(2)试剂：硝酸钾(KNO3)、甲酸钠(NaHCOO)、氯化亚铁(FeCl2)、氯化亚锡(SnCl2)。
(3)材料：去离子水。
3. 实验操作(1)测定甲酸钠溶液的电导率：1）取一个清洁干燥的50mL玻璃容器，称取2 g甲酸钠粉末，用少量去离子水加热溶解，再稀释至刻度线。
2）将电导仪用去离子水冲洗干净，测量该溶液的电导率υ，记录实验数据。
(2)测定弱电解质(C5H5N)的电导率及电离度α：2）将电极插入腐蚀液中并用去离子水冲洗干净，插入干净的电极涂上润湿剂，放入容器中。
4）根据弱电解质的计算公式算出该弱电解质的电离度α。
α = (υ - υ0)/(kυ0) ×100％其中，υ0为甲酸钠溶液的电导率，k为弱电解质的摩尔浓度，该值可由载体溶液的浓度、测量容器体积和弱电解质的摩尔质量计算出来。
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电导法测弱电解质的解离平衡常数
一、实验目的
1.溶液电导的基本概念，掌握电导测定的实验方法。
2.基本掌握DDS-307型电导率仪的使用。
3.测定醋酸溶液的解离平衡常数。
4.测定难溶盐的溶解度。
二、实验原理 电解质溶液的导电能力的大小，等于它的电阻的倒数R
1，电导以L 表示，则R L 1= 则 A l R ⋅=ρ，所以：l
A l A L ⋅=⋅=κρ1 式中κ称为比电导(或电导率)，其单位为S·m -1，其值为电阻率的倒数。
则 A
l L ⋅=κ 式中的A
l 对于一定的电导电极而言是一个常数，A 为极板面积，l 为极间距J A l =，J 称为电导池常数，电导池常数可通过测定已知比电导的电解质溶液(如氯化钾标准溶液)来确定。
电解质溶液的电导，可以通过平衡电桥法进行测定，但目前多采用电导仪。
DOS-IIA(或D)型电导率仪可以直接测出溶液的比电导。
电解质溶液的电导是随着溶液浓度的改变而改变的，当溶液中含有1摩尔溶质时的电导称为摩尔电导率以Λm 表示 κ⋅=Λ-c
m 310式中c 为摩尔浓度，Λm 的单位为S·m -1·mol -1根据电离学说，弱电解质的解离α随着溶液的稀释而增大，当溶液无限稀释时，弱电解质全部电离α→1在一定温度下，溶液的摩尔电导与离子的真实浓度呈正比，因而也与α呈正比，所以0ΛΛ=
α(Λ0
为无限稀释的摩尔电导)。
如醋酸： HAc + H 2O H 3O + + Ac -
平衡浓度： c(1-α) cα cα
则 a
ca K a -=12 因此由实验测得醋酸溶液的摩尔电导，就可以求得它的解离常数。
一般难溶盐类在水中的溶解度很小，其饱和溶液浓度很难用普通滴定法测定，但可用
电导法测定，其基本原理是：难溶盐的饱和溶液是很稀的，可以近似视为无限稀释溶液，所以其摩尔电导可由离子摩尔电导求得。
测定饱和溶液的电导率，即可求出难溶盐的溶解度。
根据 κ⋅=Λ-c
m 310 ∞-∞+∞
+=m m m λλλ 则 ∞
-
∞+-+⋅=m m c λλκ3
10，但因为溶液浓度很稀，不能忽略纯水中微量离子的影响，所以在应用上式时应以测得溶液的比电导中减去所用水的比电导，这样难溶盐的摩尔浓度为：
)1013--∞
-
∞+⋅⨯+-=L m ol c m m （水溶液λλκκ 则难溶盐的溶解度 ： )100(101ml g cM S ⋅=
三、仪器和药品
仪器：DDS —307型电导率仪1台 DLS-10型电导电极 DLS-1型电导电极
容量瓶（250ml ） 移液管（25ml ）烧杯(50ml) 胶头滴管 洗瓶 吸洱球
滤纸
药品： 0.100mol.L -1 HCl 溶液 0.100mol.L -1 KCl 溶液 BaSO 4饱和溶液
蒸馏水
四、实验步骤
1．测定HAc 溶液的电导率
调节恒温水浴温度25℃，用蒸馏水将电导池洗干净后，再用HAc 溶液润洗2-3次，然后加入适量HAc 溶液，放入电导电极，待恒温后，测定电导率三次，求平均值。
2．同上法，测定BaSO 4饱和溶液的电导率。
3．同上法，测定重蒸馏水的电导率。
五、数据记录和处理
1．电导率数据
2．计算
(1)计算HAc 溶液的Λm ，α，K A .
(2)计算BaSO 4饱和溶液的C ，并求出BaSO 4的溶解度S 。
六、注意事项
1.注意电导仪的正确使用。