醋酸电离平衡常数的测定
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19醋酸电离度和电离常数的PH法测定
实验19 醋酸电离度和电离常数的pH 法测定一、实验目的1. 测定弱酸的电离度和电离常数，以加深对电离平衡和缓冲作用的理解。
2. 学习使用酸度计。
3. 进一步熟练溶液的配制和酸碱滴定操作。
二、实验原理醋酸是一种弱酸，在水溶液中存在下列电离平衡：HAcH + + Ac －其平衡关系式为： HAcAc H K HAc ]][[−+=式中：[H +]、[Ac －]和[HAc]分别为H +、Ac －和HAc 的平衡浓度 (mol ·dm －3)，K HAc 为醋酸的酸常数（电离常数）。
若HAc 的起始浓度为c (mol ·dm －3)，则在纯的醋酸溶液中，[H +] = [Ac －] = c α [HAc] = c －[H +] = c (1－α)][][]][[2++−+−==H c H HAc Ac H K HAcc H ][+=α α为醋酸的电离度。
在一定温度下，用酸度计测定已知浓度的醋酸溶液的pH 值，根据pH=－log[H +]，换算成[H +]，代入上述关系式中，可求得该温度下醋酸的电离常数K HAc 值和电离度α。
若将纯醋酸体系改成已知浓度的HAc －NaAc 缓冲溶液体系，测定其pH 值，同样也可得到醋酸的电离常数K HAc 。
HAc －NaAc 缓冲溶液体系中：)()(][−+=Ac c HAC c K H HAc)()(][HAc c Ac c H K HAc−+=三、实验用品仪器与材料：酸度计、容量瓶(50 mL)、吸量管(10 mL)、移液管（25 mL ）、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶(250 mL)、烧杯（50 mL ）、洗瓶、洗耳球、卷纸。
酸碱溶液： 标准NaOH 溶液（0.1000mol ·L -1）、醋酸溶液（约0.1mol ·L -1）、 其它溶液： NaCl （0.1mol ·L －1）、0.2 %酚酞乙醇溶液、标准缓冲溶液（pH=4.003）。
醋酸电离度和电离平衡常数的测定
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CH3COOH(简写为HAc)是一元弱酸，在溶液中存在下列电离平衡：HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac-(aq)忽略水的电离，其电离常数：[H3O+][Ac-][H3O+]2Ka[HAc][HAc]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[H3O+],可计算出其中的[H3O+]。
对于一元弱酸，当c/Ka≥500时，存在下列关系式：[H3O+]2[H3O+]Kacc由此可计算出醋酸在不同浓度时的解离度（）和醋酸的电离平衡常数（Ka）。
或者也可由Kac2计算出弱酸的解离常数（Ka）。
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4mL36%（约6.2mol·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（V1）于锥型瓶中，加入1滴酚酞指示剂，用标准NaOH溶液（c2）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V2，根据公式c1V1=c2V2计算出醋酸溶液的浓度c1。
平行做三份，计算出醋酸溶液浓度的平均值。
3.pH值的测定分别用吸量管或移液管准确量取2.50、5.00、10.00、25.00mL上述醋酸溶液于四个50mL的容量瓶中，用蒸馏水定容，得到一系列不同浓度的醋酸溶液。
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。
实验三 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
(1) 实验目的：
醋酸是一种弱酸，它有两个离子CH3COO-和H+，CH3COO-溶液被称为电离度，这时H+离子会结合到CH3COO-上形成CH3COOH，这时就是电离度的一部分。
而电离平衡常数是指在特定的pH值下，电离度的特定比值，它代表了离子的活性。
1.用称量精密天平称取相应量的醋酸晶体，放入150mL容量烧瓶中，加入98mL纯净水，充分搅拌及浸溶，成熟后用PH试纸测定pH值。
2.用千分表测定100mL样品的比重（公式计算：查表法=电离度（m）/比重
（g/cm^3））。
3.测定醋酸溶液的电离平衡常数：用稀硝酸和碱性高锰酸钾溶液滴定法来测定电离平衡常数（公式计算：电离平衡常数=硝酸浓度/高锰酸钾浓度）。
以上实验所得到的电离度为x，比重为y，电离平衡常数为z。
(5) 实验结论
本实验成功测定出醋酸的电离度x、比重y和电离平衡常数z，证明本实验存在有效性。
实验八醋酸电离度和电离平衡常数的测定
实验八醋酸电离度和电离平衡常数的测定一、实验目的1、测定醋酸电离度和电离平衡常数。
2、学习使用pH 计。
3、掌握容量瓶、移液管、滴定管基本操作。
二、实验原理醋酸是弱电解质，在溶液中存在下列平衡：HAc H + + Ac -2[ H ][ Ac ] cK a[ HAc] 1式中[ H +]、[ Ac-]、[HAc] 分别是H+、Ac-、HAc 的平衡浓度； c 为醋酸的起始浓度；K a 为醋酸的电离平衡常数。
通过对已知浓度的醋酸的pH 值的测定，按pH=-lg[H +]换算成[H +]，根据电离度[H ]c，计算出电离度α，再代入上式即可求得电离平衡常数K a 。
三、仪器和药品仪器：移液管（25mL ），吸量管（5mL ），容量瓶（50mL），烧杯（50mL），锥形瓶（250mL ），碱式滴定管，铁架，滴定管夹，吸气橡皮球，Delta320-S pH 计。
药品：HAc （约0.2mol ·L -1），标准缓冲溶液（pH=6.86 ，pH=4.00 ），酚酞指示剂，标准NaOH 溶液（约0.2mol L·-1 ）。
三、实验内容1．醋酸溶液浓度的标定用移液管吸取25mL 约0.2mol ·L -1 HAc 溶液三份，分别置于三个250mL 锥形瓶中，各加2～3 滴酚酞指示剂。
分别用标准氢氧化钠溶液滴定至溶液呈现微红色，半分钟不褪色为止，记下所用氢氧化钠溶液的体积。
从而求得HAc 溶液的精确浓度（四位有效数字）。
2．配制不同浓度的醋酸溶液用移液管和吸量瓶分别取25mL，5mL ，2.5mL 已标定过浓度的HAc 溶液于三个50mL容量瓶中，用蒸馏水稀释至刻度，摇匀，并求出各份稀释后的醋酸溶液精确浓度（c2，c10，c20）的值（四位有效数字）。
3．测定醋酸溶液的pH 值用四个干燥的50mL 烧杯分别取30～40mL 上述三种浓度的醋酸溶液及未经稀释的HAc 溶液，由稀到浓分别用pH 计测定它们的pH 值（三位有效数字），并纪录室温。
pH法测定醋酸电离度和电离平衡常数
pH 法测定醋酸电离度和电离平衡常数【教学目的】1. 掌握 pH 法测定醋酸电离常数 K a 的原理和方法。
2. 掌握吸量管和酸式滴定管的使用方法。
3. 学习使用酸度计测定溶液的 pH 值。
【教学重点】通过测定醋酸电离度和电离常数，使学生加深对电离度和电离常数的理解， 并掌握酸度 计测定溶液 pH 值的方法。
【教学内容】一、实验原理醋酸是一元弱酸，在水溶液中存在下列平衡：HAc = H + + Ac– 其电离常数表达式为：K a = ]HAc [ ] Ac ][ H [ _ + （1） 设醋酸的起始浓度为c ，平衡时，[H + ] = [Ac – ]，[HAc] = c –[H + ]，代入（1）式得 K a = ] H [ c ] H [ 2 + + - （2）电离度a = c ] H [ + ´ 100%，代入（2）式得 K a = a a - 1 c 2 （3）当a < 5% 时，1 - a » 1 ，故 K a = c] H [ 2 + （4） 若在一定温度下，用 p H 计测定已知浓度的醋酸溶液的 p H 值，则可通过（2）或（4） 式计算该温度下醋酸溶液的电离度和醋酸的电离常数。
二、实验步骤1. 配制不同浓度的醋酸溶液取 4 只 100 mL 的烧杯洗净、干燥后编号。
按表 1 醋酸和蒸馏水的取用量，分别用吸量 管和滴定管准确量取一定体积的醋酸和蒸馏水，在烧杯中混合均匀。
2. 醋酸溶液 pH 值的测定用酸度计由稀到浓测定 1～4号 HAc 溶液的 pH 值，记录在表 1。
3. 数据记录与结果处理 表 1 醋酸电离度和电离常数的测定室温K a 烧杯 编号 HAc/mLH 2O /mL HAc 浓度 c /mol∙L -1 p H [H + ]/mol∙L -1 a 测定值 平均值 13.00 45.00 26.00 42.00 312.00 36.00 4 24.00 24.00四、基本操作及仪器的使用1. 吸量管的使用（见仪器的认领与洗涤）2. 酸式滴定管的使用滴定管是准确测量溶液体积的量出式量器，分为酸式滴定管和碱式滴定管。
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
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
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
以凝固点下降应用较多。因为kfp＞kbp，ΔTfp ＞ΔTbp， 所以实验误差较小，且凝固时有结晶析出，易于观察。 当溶质的相对摩尔质量MB很大时，由于ΔTf太小，准确性 差， 因此只适用于MB较大的情况。
HCO3-(aq)
H+(aq) + CO32-(aq)
Al(H2O)63+
H+(aq)+ Al(H2O)5(OH-)2+
酸
质子 + 碱
酸、碱可以是分子，也可以是离子。酸给出质子后可以
再结合质子，因此酸给出质子后就变为碱：
酸
质子 + 碱
(质子给予体）
(质子接受体）
二、酸碱电离平衡
酸与对应的碱的这种相互依存、相互转化的关系称 为酸碱共轭关系。酸失去质子后形成的碱被称为该酸的 共轭碱；碱结合质子后形成的酸被称为该碱的共轭酸。 共轭酸与它的共轭碱一起称为共轭酸碱对。例如:
防冻剂工作原理
冬天为防止汽车水箱结冰，可加入甘油、乙二醇等以 降低水的凝固点，避免因结冰，体积膨胀而使水箱破裂。
一、溶液的通性
3. 溶液的渗透压
渗 透 现 象 —— 溶 剂
通过半透膜进入溶液或
溶剂从稀溶液通过半透
π
膜进入浓溶液的现象
（单向扩散）
渗 透 压 —— 阻 止 渗
透进行所施加的最小外
压,用П表示。在数值上，
电离度——溶液中已解离的电解质的分子数与 电解质总分子数之比。
解离度
已解离的电解质浓度 电解质的起始浓度 100
%
一、溶液的通性
活度与活度系数 离子间的相互牵制，强电解质溶液中的有效浓度 比实际浓度小。 活度：是指有效浓度，即单位体积电解质溶液中 表现出来的表观离子有效浓度，即扣除了离子间相互 作用的浓度。以a （activity）表示。
一、溶液的通性
在一定温度下，液体及其蒸气达到相平衡时， 蒸气所具有的压力称为该温度下液体的饱和蒸气 压，简称蒸气压。
思考：蒸气压与温度有什么关系？
答：不同溶剂蒸气压不同，相同溶剂温度升高， 蒸气压增大。例如： p(H2O, l , 298K)=3167 Pa p(H2O, l, 373K)=101.325kPa
一、溶液的通性
1、蒸气压下降
法国物理学家拉乌尔据实验得出以下定量关系：在 一定温度下，难挥发的非电解质稀溶液的蒸气压下降Δp 与溶质的摩尔分数成正比，而与溶质的本性无关。即：
Δp = pA·xB
其中xB是溶质B在溶液中的摩尔分数， pA是纯溶剂的
蒸汽压。若溶液的质量摩尔浓度为mB，则
p
pA xB
ΠV nRT或 Π n RT cRT
V
图 溶液渗透压示意图
一、溶液的通性
4. 电解质溶液的通性
阿仑尼乌斯根据电解质溶液不服从稀溶液定律的 现象，提出了电离理论。1903年他获得了诺贝尔化学 奖。电离理论认为电解质分子在水溶液中解离成离子， 使得溶液中的微粒数增大，故它们的蒸汽压、沸点、 熔点的改变和渗透压数值都比非电解质大。
pA
nB nA nB
pA
nB nA
pA
nB wA
( pA
M
A
)
nB wA
k mB
MA
式中，k为只与溶剂性质有关的常数。
一、溶液的通性
蒸气压下降的应用
测定溶质分子的相对摩尔质量
设质量为WB的溶质溶于质量为WA的溶剂中，则有：
p
pA
WA
WB /MA
/MB WB
/MB
干燥ห้องสมุดไป่ตู้工作原理
CaCl2、NaOH、P2O5等易潮解的固态物质，常用作 干燥剂。因其易吸收空气中的水分在其表面形成溶液， 该溶液蒸气压较空气中水蒸气的分压小，使空气中的水 蒸气不断凝结进入溶液而达到消除空气中水蒸气的目的。
a f c
一、溶液的通性
❖离子强度越大，离子间相互作用越显著， f 越 小。
❖离子电荷越大，离子间相互作用越强，f 越小。 ❖ 离子强度很小，稀溶液(弱电解质及难溶电解质)
接近理想溶液， f 约为1, 活度近似等于浓度。
二、酸碱电离平衡
1、酸碱水溶液中的离子平衡
根据解离度的大小，将电解质分为强电解 质和弱电解质两类。强电解质在水中全部解离， 而弱电解质在水溶液中只有部分解离，大部分 仍以分子形式存在。弱电解质在水溶液中存在 解离平衡。
一、溶液的通性
2. 溶液的沸点上升和凝固点下降
沸点：液体蒸气压达到101.325kPa(1atm)时的温度。
沸腾温度：液体蒸气压与外界压力相等时的温度。
固体表面的分子也能蒸发，具有一定的蒸气压。固体与其
蒸气在密闭容器中可达到平衡。
p
溶剂
难挥发物质的溶液的
101.325kPa
溶液
沸点总是高于纯溶剂的沸
水溶液中的单相离子平衡一般分为酸、碱 的解离平衡及配离子的解离平衡两类。
二、酸碱电离平衡
酸碱质子理论
凡能给出质子的物质都是酸；凡能结合质子的物质都是碱。
如在水溶液中
HCl(aq） H+(aq) +Cl-(aq)
HAc(aq) H+(aq) +Acˉ(aq)
NH4+(aq)
H+(aq) +NH3(aq)