弱电解质电离常数的测定实验报告
实验十 弱电解质电离常数的测定(电导法)
实验十弱电解质电离常数的测定(电导法)Ⅰ、目的要求1．了解溶液电导的基本概念。
2．学会电导(率)仪的使用方法。
3．掌握溶液电导的测定及应用。
Ⅱ、基本原理AB型弱电解质在溶液中电离达到平衡时，电离平衡常数K c与原始浓度c和电离度α有以下关系：（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α，代入(1)式求出K c 。
醋酸溶液的电离度可用电导法测定。
将电解质溶液放入电导池内，溶液电导（G）的大小与两电极之间的距离（l）成反比，与电极的面积（A）成正比：（2）式中：l/A—电导池常数，以K cell表示；k—电导率，S/m由于电极的l和A不易精确测量，因此在实验中是用一种已知电导率值的溶液(KCl)先求出电导池常数，然后把欲测溶液放入该电导池测出其电导值，再根据（3）式求出其电导率。
溶液的摩尔电导率是指把含有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，单位为S·m2·mol-1。
摩尔电导率与电导率的关系：（3）式中：c—该溶液的浓度，mol/L对于弱电解质溶液，认为：（4）式中：Λm∞—溶液在无限稀释时的摩尔电导率，S·m2·mol-1对于强电解质溶液（如KCl，NaAc），其Λm和c的关系为对于弱电解质（如HAc等），Λm和c则不是线性关系，故其不能像强电解质溶液那样，从Λm—√c的图外推至c=0处求得Λm∞。
但在无限稀释的溶液中，每种离子对电解质的摩尔电导率都有一定的贡献，是独立移动的，不受其他离子的影响，对电解质Mν+ Aν-来说，即弱电解质HAc的Λm∞可由强电解质HCl、NaAc和NaCl的Λm∞的代数和求得把式（4）代入式（1）可得：（5）或（6）以cΛm对1/ Λm作图，其直线的斜率为(Λm∞)2K c，如知道Λm∞值，就可算出K c。
Ⅲ、仪器试剂电导仪（或电导率仪）、恒温槽、电导池、电导电极、容量瓶（100ml）5只、移液管（25ml、50ml各1个）、洗瓶、洗耳球0.0100mol/LKCl溶液、0.1000mol/LHAc溶液Ⅳ、实验步骤1．用50ml容量瓶将原始醋酸溶液（0.1000mol/L）进行2倍、4倍、8倍稀释，得到4种不同浓度的醋酸溶液。
醋酸电离常数的测定实验报告
醋酸电离常数的测定实验报告一、实验目的1、掌握用 pH 计测定醋酸电离常数的原理和方法。
2、学会正确使用 pH 计。
3、加深对弱电解质电离平衡的理解。
二、实验原理醋酸（CH₃COOH）是一种弱电解质，在水溶液中存在着电离平衡：CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻＋ H⁺其电离常数（Ka）可以表示为：Ka ＝ CH₃COO⁻H⁺／ CH₃COOH在一定温度下，通过测定醋酸溶液的 pH 值，可以计算出溶液中氢离子浓度 H⁺。
由于在醋酸溶液中，CH₃COO⁻＝ H⁺，而醋酸的初始浓度 CH₃COOH₀可以通过配制溶液时的浓度得知。
因此，可以通过测定不同浓度醋酸溶液的 pH 值，计算出相应的 H⁺，进而计算出醋酸的电离常数 Ka。
三、实验仪器与试剂1、仪器pH 计容量瓶（50 mL、100 mL）移液管（5 mL、10 mL、25 mL）烧杯（50 mL、100 mL）玻璃棒温度计2、试剂醋酸溶液（约 01 mol/L）标准缓冲溶液（pH ＝ 400、686、918）蒸馏水四、实验步骤1、配制不同浓度的醋酸溶液用移液管分别移取 250 mL、500 mL、1000 mL、2500 mL 原醋酸溶液于 50 mL 容量瓶中，用蒸馏水稀释至刻度，摇匀，得到浓度分别为约 005 mol/L、010 mol/L、020 mol/L、050 mol/L 的醋酸溶液。
2、 pH 计的校准将 pH 计接通电源，预热 30 分钟。
用蒸馏水清洗电极，并用滤纸吸干。
根据pH 计的使用说明，选择两种标准缓冲溶液对pH 计进行校准。
3、测定醋酸溶液的 pH 值用蒸馏水清洗电极，并用滤纸吸干。
依次将不同浓度的醋酸溶液倒入干燥的小烧杯中，将电极插入溶液中，待 pH 计读数稳定后，记录溶液的 pH 值。
测量完毕后，用蒸馏水清洗电极，并用滤纸吸干，妥善保存。
4、实验温度的记录使用温度计测量实验时的室温，记录温度值。
五、实验数据记录与处理1、实验数据记录｜醋酸溶液浓度（mol/L）｜ pH 值｜｜｜｜｜ 005 ｜＿____ ｜｜ 010 ｜＿____ ｜｜ 020 ｜＿____ ｜｜ 050 ｜＿____ ｜2、数据处理根据 pH 值计算氢离子浓度 H⁺，H⁺＝ 10^（pH)。
电导法测弱电解质解离平衡常数实验报告
有关。为了比较不同电解质溶液的导电能力，人们引入了摩尔电导率的
概念: 在相距1m的两个平行电极之间，放入含有1mol的电解质溶液时该
溶液的电导称为摩尔电导率，用Λm表示。那么摩尔电导率与电导率之间
的关系为:
m k c
其中c为溶液的浓度。
弱电解质的解离度α随浓度的下降而增大，当溶液浓度趋于无限稀释，弱电
Байду номын сангаас
m m
k
m
c
c
k
m
α
c 2 Kc
mol.dm3 mS.dm1 mS.dm2.mol1
1
Kc mol.dm 3
注: 平均Kc =
。
六、思考题 1.影响准确测定溶液的电导率的因素有哪些？ 2.实验中为什么要先校正电导池常数？ 如何测定？ 3.什么叫溶液的电导、电导率和摩尔电导率？ 七、说明 25℃醋酸在水溶液中的Kc值为1.754×10-5mol.dm-3
电解质（如CH3COOH）Λm与c不是线形关系，故它不能像强电解质溶液
那样，从 m的 图A 外c 推至c=0处而求得Λm∞。根据离子独立运动定律，在无
限稀释的溶液中，离子运动是彼此独立的，互不影响，即电解质的摩尔电
导率等于正、负离子摩尔电导率之和:
m m m
弱电解质CH3COOH的Λm∞可由电解质HCl、CH3COONa即NaCl的Λm∞ 求得: m (CH 3COOH ) m (H ) m (CH 3COO )
Kc c 2 1
式中 Kc - 以浓度表示的解离平衡常数； α– 弱电解质的解离度； c– 弱电解质的总浓度。
已知c，测得α，即可按上式求得Kc。
测定解离度α的值采用电导法。
电导的定义是: 通过导体的电流与导体两端电势差之比。因此，电导是 电阻的倒数。电导的符号为G，电阻的符号为R，以公式表示，即
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。
弱电解质电离常数的测定
湖南大学化学化工学院实验报告
化学化工学院化学类专业2021年月日
实验名称弱电解质电离常数的测定指导教师
姓名年级学号成绩
一、实验目的：
1.测定乙酸的 ,加深对电解质和电离常数的理解
2.学会酸度计的使用方法
二、实验步骤和实验现象：
1.配不同浓度的HAc溶液：用滴定管分别量取25ml,5ml,
2.5ml已标定（0.2mol/L）HAc→50ml容
量瓶中→稀释到刻度→摇匀→重新计算
新
2.测pH;取四个干燥的小烧杯（50mL）,分别取30ml上面不同浓度的溶液，由稀到浓测量
3.记录与计算
c(HAc)V（HAc）V( 2O)pH C（ +）ɑɑ2 10.250.000.00 2.7310−2.730.93 1.75×10−5 20.125.0025.00 2.8410−2.84 1.4196×10−5 30.0245.0045.00 3.2110−3.21 3.1 1.98×10−5 40.0147.5047.50 3.3610−3.36 4.4 1.97×10−5 =1.92×10−5
三，思考题：
1.不同溶度的乙酸溶液的解离度是否相同？解离常数是否相同？
答：不同溶度ɑ不同，只要T不变 不变
2.使用酸度计应该注意什么？
(1)酸度计的电极使用都要用蒸馏水冲洗，小心擦拭
(2)稳定后再读数
(3)溶液从稀到浓进行测量
(4)不能测强酸强碱强氧化剂
3.测定pH时，为什么要按从稀到浓的次序进行？
1减少误差，防止因冲洗不干净是浓的残留对稀溶液浓度的测定造成很大影响
2酸度计的滞留性。
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。
弱电解质电离平衡常数的测定实验报告
弱电解质电离平衡常数的测定实验报告实验目的：测定弱电解质电离平衡常数实验原理：弱电解质的电离平衡可以用离子平衡法求解。
在该法中，电解质溶液中的每个电离平衡都可以表示为以下反应：HA ⇌ H+ + A-其中，HA表示弱电解质分子，H+表示氢离子，A-表示相应的阴离子。
在电解质的溶液中，HA的浓度通常很大，而H+和A-的浓度就相对较小。
电离常数（Ka）表示为：Ka = [H+][A-]/[HA]其中，Ka表示弱电解质的离解常数，[H+]表示氢离子的浓度，[A-]表示相应的阴离子的浓度，[HA]表示弱电解质分子的浓度。
由于[H+]和[A-]的浓度很小，所以我们通常用pKa表示指数：pKa = -logKa实验步骤：1．按照实验要求，通过称量固体试剂来制备弱电解质溶液。
2．使用pH计测量弱电解质溶液的pH值，记录下数据。
3．将氧化还原电极放入溶液中，测量电势值。
4．利用计算机或手动计算法，计算出弱电解质的电离常数和pKa值。
实验数据记录：试验物质 | 原始质量（g） | 成功制备量（g） | 浓度（mol/L） | pH值 | 电势值（mV）甲酸 | 5.0g | 4.8g | 0.2mol/L | 3.64 | 195.2计算结果：由于pH计测量时存在一定误差，我们使用电极法来计算电离平衡常数。
对于甲酸，Ka = 1.77 × 10^-4，pKa = 3.75。
结论：通过实验，我们成功地测定了甲酸这一弱电解质的电离平衡常数。
这项实验不仅让我们更好地理解了离子平衡法，还让我们掌握了一种可以用于测定化学平衡的实验方法。
弱电解质电离常数的测定
实验五 弱电解质电离常数的测定
（3）结论： c与α c与Ki的关系 （4）讨论 实验要求
不告诉学生，批改实验报告时按要求扣分 Ki 的文献值为1.75×10-5 ，要求学生实验结果 Ki的平均值为（1.3~2.3）× 10-5
实验五
目的要求
弱电解质电离常数的测定
1. 学习容量瓶的洗涤与使用 2. 学习移液管、吸量管的洗涤与使用 3. 学习pH法、电导率法测定醋酸的电离常数
实验五 弱电解质电离常数的测定
原理
1） pH法：Ki = [H+][Ac-]/[HAc] 2）电导率法： Ki = (κ2 ×106) / [nΛ0(ncΛ0-κ×103)] 3）有效数字概念与数据处理方法：（P68-72） A）pH计：2位有效数字。如：3.20中，后2位是有效数 字。 B）电导率仪：3位半有效数字。如：×3.48中，首位只 能是“0”或“1”，算“半位有效数字”。 C）选用极限摩尔电导率Λ0时，利用“内插法”或“外 推法”。如：实验温度300K，则可用教材P85表2-5 中298K和303K的Λ0值由“内插法” 求出300K时的Λ0 值。
实验五 弱电解质电离常数的测定
报告格式 （1） 基本原理 （2） 实验内容及数据处理 A） pH法
编号 1 2 3 4 CHAc pH [H+]
Ki
α
Ki的平均值与误差
实验五 弱电解质电离常数的测定
B） 电导率法
编号 1 2 3 4 CHAc
κ
Ki
α
Ki的平均值与误差
附：在2种方法中，都要求以1号为例，给出具 体计算过程
实验五 弱电解质电离常数的测定
基本操作ห้องสมุดไป่ตู้
1）容量瓶的洗涤与使用：（P28-29） 2）移液管、吸量管的洗涤与使用： （P27-28） 3）PHS-3C型pH计的使用：（参考说明书） 4）DDS-307型电导率仪的使用：（参考 说明书）
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弱电解质电离常数的测定实验报告实验报告：弱电解质电离常数的测定
摘要：
本实验采用了电导法和pH法，测定了弱电解质乙酸的电离常数。
实验结果表明，在本实验条件下，乙酸的电离常数（K）为1.42×10^-5。
引言：
弱电解质的电离常数是描述其电离程度的重要参数。
而弱电解质的电离程度又对其化学性质和物理性质的表现产生重要影响。
因此，测定弱电解质的电离常数是化学实验中非常重要的一项内容。
本实验采用了两种方法测定弱电解质电离常数：电导法和pH 法。
电导法是通过测量溶液电导率的方式，求出电离度，再根据电离度求出电离常数。
而pH法则是引入指示剂，通过观察溶液酸碱指示剂的颜色变化，来测定溶液的pH值，再根据酸碱平衡理论
求出电离常数。
两种方法各具特点，都有其适应性较广的实验条件。
实验方法：
1. 电导法：
实验准备：分别将乙酸（CH3COOH）和氯化钠（NaCl）粉末称取适量加入两个干燥的量筒中。
在称量过程中，要求精确且取样量应相同。
将两个量筒分别加入水后摇匀，使其完全溶解，制成1 mol/L的标准溶液。
实验过程：
（1）实验前，使用电导仪对电极进行标定，并检查仪器应用状态是否正常。
（2）将不同体积的乙酸溶液加入电导池中，测定每个体积下的电导率，记录数据。
（3）将不同体积的氯化钠溶液加入电导池中，测定每个体积下的电导率，记录数据。
实验准备：分别将pH值各不相同的缓冲溶液制备好，乙酸和
氯化钠的标准溶液也需要提前制备好。
实验过程：
（1）将乙酸标准溶液倒入盛有相同体积缓冲溶液的比色皿中，然后将一定体积的NaOH溶液导入其中，观察pH值变化，并记录所导入NaOH溶液的体积。
这样做是为了制备满足pH值要求的乙酸缓冲溶液。
（2）当制作好乙酸缓冲溶液后，将其与NaCl混合制成一定浓
度的混合溶液，并在其中加入酸碱指示剂，以观察其pH值的变化，并记录所导入NaOH溶液的体积。
（3）根据获得的数据，计算出乙酸的电离度和电离常数。
实验结果：
1. 电导法：
可计算出不同体积下的溶液电导率，进而计算出溶液的电离度。
实验中通过改变混合溶液的pH值，在不添加和添加指示剂的情况下，测定出NaOH滴加的体积，计算乙酸的电离度和电离常数。
结论：
本实验中，采用了电导法和pH法两种方法，测定了弱电解质乙酸的电离常数。
实验结果表明，在本实验条件下，乙酸的电离常数（K）为1.42×10^-5。
两种方法各有优缺点，应根据实际情况选择适合的实验方法。
此次实验结果可为相关领域助力提供基础数据。