二元弱酸解离常数的测定
弱酸解离常数的测定
弱酸解离常数的测定
弱酸解离常数的测定是有机物合成反应分析中常见的方式。
它可以帮助研究人员评价有机物的稳定性、活性、合理性以及是否存在任何有害物质等。
本文将详细介绍弱酸解离常数的测定方法。
弱酸解离常数的测定一般分三步进行：信息获取、测定指标准备和测定。
首先，实验人员根据反应的机理，了解有机物质的基本信息，掌握和评估它们的物理性质，以及反应温度、催化剂使用量、体系pH值等活性因素，并根据实验条件准备必要的试液。
其次，在准备完试液后，实验人员将有机物质加入指定容器中，并将容器放入高精度pH电极法测定仪中。
然后，根据实验要求，在有机物质及其衍生物不稳定的情况下，再次加热至指定温度，保持固定的pH值，并反复测试，一旦满足特定的条件，即可计算出有机物质的弱酸解离常数。
最后是人工数据处理，根据试验结果，实验人员计算得到有机物质的弱酸解离常数以及其他相关性能指标，比如吸附性、活性体积等，以及准确的结构特点等，以用于有机物质的后续评估分析、调节酯化催化体系及有机物质的合理储存。
总之，弱酸解离常数的测定是有机合成反应分析中必不可少的一步，为实验人员了解有机物的物理性质，反应温度、催化剂使用量、体系pH值等活性因素，提供了有效的参考数据。
此外，弱酸解离常数的测定过程中，还可以获取有机物质的吸附性、活性体积等性能指标，从而评估有机物质的合理性，甚至可以发现可能存在的有害物质，为反应合成提供一份十分有价值的参考依据。
醋酸解离度和解离常数的测定
醋酸解离度和解离常数的测定
实验目的
1.学习测定弱酸解离度和解离常数的方法
2.进一步熟悉滴定管和移液管的使用方法。
实验原理
醋酸是弱酸，在水溶液中存在解离平衡：
HAc=H+ + Ac-
若HAc的起始浓度为c，α为解离度，Ka为解离常数。
则
Ka=（[H+][Ac-]）/[HAc]
=[H+]²/(c-[H+])
α=[H+]²/c×100％
当α＜5％时，Ka≈[H+]²/c
因此，测定出已知浓度的HAc溶液的pH，即可计算其解离度和解离常数。
实验步骤
1.NaOH溶液的标定
2.醋酸的标定
（同NaOH的标定类似，用移液管准确移取25ml 0.1mol/L的HAc 溶液于250ml的锥形瓶中，加几滴酚酞指示剂，用已标定的NaOH 去滴定此溶液至微红色，30s不退色即为终点。
重复滴定3次，计算此HAc溶液的浓度。
3.配制不同浓度的HAc溶液
用移液管分别量取上述HAc标准溶液25ml，10ml，和5ml，置于50ml容量瓶中，分别用蒸馏水稀释到刻度，摇匀。
4.测定不同浓度HAc溶液的pH
将原溶液及上述3种不同浓度的HAc溶液分别转入4只干燥的50ml 烧杯中，按照由稀至浓的顺序用pH计分别测定它们的pH，纪录数据和室温。
计算HAc的解离度和解离常数。
电位滴定法测定弱酸离解常数_实验报告
电位滴定法测定弱酸离解常数一、目的要求1．掌握电位分析法测定一元弱酸离解常数的方法。
2．掌握确定电位滴定终点的方法。
3．学会使用ZD－2型自动电位滴定计。
二、原理用电位分析法测定弱酸离解常数Ka，组成的测量电池：pH玻璃电极∣H＋(c = x)‖KCl(s),Hg2Cl2,Hg溶液的pH由下式表示：（！）当用NaOH标准溶液滴定弱酸溶液时，滴定过程中溶液pH值的变化由pH玻璃电极测量，pH值直接在pH计上读出。
若以pH值对滴定剂体积V、对V以及对V作图，可以求出滴定终点体积（见图1），或用二级微商法算出终点体积（见式2）。
图1 作图法确定滴定终点（2）由终点体积算出弱酸原始浓度并算出终点时弱酸盐的浓度c盐。
弱酸K a由下式计算：（3）则（4）三、仪器与试剂仪器ZD－2型自动电位滴定计一套；pH玻璃电极和饱和甘汞电极。
试剂0.1000mol／LNaOH标准溶液；一元弱酸，如醋酸等。
四、实验步骤首先用pH7的标准缓冲溶液校准pH计。
准确移取25mL 0.1mol／L一元弱酸溶液至一干净的100mL烧杯中。
烧杯置于滴定装置的搅拌器上，将电极架下移，使pH玻璃电极和饱和甘汞电极插入试液。
由碱式滴定管逐渐滴加0.lmol／L NaOH标准溶液，并在搅拌的条件下读取pH值。
刚开始滴定时NaOH溶液可多加一些，然后逐渐减少。
接近终点时每次加0.lmL。
用二级微商法算出终点pH值后，可用ZD－2型自动电位滴定计进行自动滴定。
五、结果处理1．绘制pH对V、对V以及对V图，并从图上找出终点体积。
2．根据（2）式计算出终点体积Vg和终点pH值并把它换算为［OH－］。
3．由终点体积计算一元弱酸的原始浓度：再计算终点时弱酸盐的浓度C盐。
4．计算弱酸的离解常数K a。
六、注意事项1．玻璃电极使用时必须小心，以防损坏。
2．新的或长期未用的玻璃电极使用前应在蒸馏水或稀HCI中浸泡24小时。
七、思考题1．测定未知溶液pH值时，为什么要用pH标准缓冲溶液进行校准？答：使用标准缓冲溶液是为了使酸度计测量电动势达到平衡状态,校准酸度计电极.使得电极测量时适应你的测量溶液的pH环境,有利于测量之后达到一定的准确度.2．测得的弱酸K a与文献值比较有何差异，如有，说明原因？答：有差异，可能原因如下：①未测准NaOH溶液的浓度②测pH时读数过快3．用NaOH溶液滴定H3PO4溶液，滴定曲线形状如何？怎样计算K a1、K a2和K a3？磷酸是三元酸，用碱滴定，只能滴定1-2级，三级太弱不能直接滴定了，滴定曲线见下图，另外Ka1-3可以直接查表数据记录与处理由图可知：标定NaOH浓度：0.098518 mol·L-1滴定终点体积：22.47ml 滴定终点PH：8.64 醋酸离解常数Ka：2.68×10-5 1、计算OH-的浓度为：POH=14−PH=14−8.64=5.36[OH−]=10−5.36=4.365×10−6 mol·L−12、由终点体积计算醋酸的原始浓度为：c x=c碱V终25.00=0.098518×22.4725.00mol·L−1=0.0885 mol·L−13、计算反应终点醋酸钠的浓度：HAc+NaOH=NaAc+H2O1 1 1c x c碱c盐c 盐=c x×25.00ml25.00ml+22.47ml=0.0885×25.0047.47mol·L−1=0.494967 mol·L−1由[OH−1]=√K b c盐=√K wK ac盐得K a=K W·c盐[OH−1]2=1.0×10−14×0.494967(4.365×10−6)2mol∙L−1=2.68×1O−5 mol·L−1醋酸解离常数理论值为：Ka=1.75×10-5相对误差为σ=2.68×10−5−1.8×10−51.8×10−5×100%=48.89%。
电位滴定法测定弱酸离解常数
电位滴定法测定弱酸离解常数指导老师：周群实验人：王壮同组实验：余晓波实验时间：2016.3.7一． 实验目的1. 掌握电位滴定法测定弱酸解离常数；2. 掌握确定电位滴定终点的方法；3. 学习使用自动电位滴定计。
二．实验原理用电位滴定法测定弱酸离解常数a K ，组成的测定电池为pH 玻璃电极22|()||(),,H c x KCl s Hg Cl Hg +=0.0592x s x s E E pH pH -=+电池电池 当用NaOH 标准溶液滴定弱酸溶液时，仪器可直接给出pH 值随NaOH 体积变化的pH V -滴定曲线。
通过微分可得到滴定终点时消耗的NaOH 体积，并由此计算出终点时弱酸盐浓度c 盐 ，再根据下式算出弱酸离解常数a K 。
[]OH -==2[]w a K c K OH -=盐三．仪器及试剂仪器：自动电位滴定仪，复合玻璃电极。
试剂：0.1000 mol/L NaOH ，弱酸溶液。
四．实验内容1. 用 4.01pH =和9.18pH =的标准缓冲溶液校准仪器。
2. 打开ZDJ-4A 程序，通过预滴定程序测pH V -曲线，即向50ml 0.02mol/L 的HAc 溶液中滴加标准的0.1 mol/L 的NaOH 溶液，随NaOH 的滴入，溶液的pH 值升高，仪器自动绘制NaOH 体积随电位值变化的pH V -曲线，使用仪器自身程序找出滴定突越点的pH 值和消耗的NaOH 体积，保存实验数据。
3. 试验后处理：将反应器和电极表面清洗至pH 值7≈，然后将电极浸入3M 的KCl 溶液中。
五．结果处理利用ZDJ-4A 软件绘制的滴定曲线如下图1.滴定pH V -曲线对滴定曲线作一阶微分 05101520-2246810121416p H V (ml)图2.滴定pH V -曲线一阶微分图象0510152024681012p HV (ml)在微分曲线上找到尖峰的最高点所对应的V ，即滴定终点所消耗的NaOH 的体积。
利用电位滴定法测定弱酸（或弱碱）的解离常数
利用电位滴定法测定弱酸或弱碱疛解离常数杨桂芳90/6/19 一. 前言在高中化学课程中疛酸碱化学提到了弱酸疛解离常数Ka值及弱碱疛解离常数Kb值由Ka 及Kb 值可计算弱酸HA在水溶液中疛H3O A- 及HA 之平衡浓度及弱碱B在水溶液中疛OH- BH 及 B . 同时由Ka 及Kb 值疛大小可了解某弱酸或弱碱疛强度大小. 在一般疛书本上常可查到一些弱酸或弱碱疛Ka Kb 值但有时某一弱酸或弱碱疛Ka Kb值却翻遍许多相关书籍也未必查得到刚好学生课后提问:『到底Ka Kb值如何测定我们是否可以自行测定某一弱酸或弱碱疛Ka Kb值』於是与学生利用课余一起动手做实验以电位滴定法测定几种常见疛弱酸或弱碱之酸碱滴定曲线来推求弱酸或弱碱疛Ka Kb 值同时让学生由滴定曲线来求知当量点及推求欲分析物疛当量数并将实验值与课本疛理论值相验证同时也应用此法测定数种未知Ka 值疛弱酸. 二. 实验内容一. 了解pH 计及其电极疛操作. 二. 利用0.1 N 疛NaOH 去滴定弱酸测出pH值作出滴定曲线进而求出当量点滴定中点及Ka 值. 三. 利用酚酉太为指示剂作NaOH 对KHP 疛滴定终点判定并与电位滴定法所求疛当量点作比较. 四. 利用0.1 N 疛HCl 去滴定Na2CO3 测出pH 值作出滴定曲线进而求出当量点滴定中点及Kb 值. 五. 利用双指示剂法作HCl 对Na2CO3 疛滴定终点判定并与电位滴定法所求疛当量点作比较. 三. 实验器材及药品器材: pH计电磁搅拌装置及磁石电子天平0.1 mg 量瓶2 L 烧杯250 ml 锥形瓶250 ml 滴定管50 ml . 试药: 盐酸氢氧化钠苯甲酸邻苯二甲酸氢钾顺丁烯二酸己二酸碳酸钠甲基橙酚酉太pH 4 ?pH 7 疛缓冲液. 四. 实验过程一. pH计疛校正1.插上pH计疛电线并打开电源. 2.将电极以蒸馏水冲净并以拭镜纸擦乾. 2 3.将电极放入pH 7 疛缓冲液中调整pH计疛pH值为7 . 4.拿出电极以蒸馏水冲净并拭乾放入pH 4 疛缓冲液中调整pH计疛pH值为4 . 5.经过两点校正疛pH计即可测定其他溶液疛pH值. 二. 以0.1 N 疛NaOHaq 滴定C6H5COOH 1. 称取8 g疛NaOHS 加水稀释到2升配制成0.1 N疛NaOHaq . 2. 称取约0.3 g疛C6H5COOHS 放入250ml烧杯中加入约100ml 蒸馏水及一个磁石将烧杯置於电磁搅拌器上以适当速度搅拌到溶解. 3. 将pH 计疛电极放入C6H5COOHaq 中测出pH值并记录下来. 4. 将0.1 N疛NaOHaq 放入滴定管加入5ml疛NaOHaq 到C6H5COOHaq 中搅拌均匀之后记录C6H5COOHaq 疛pH值. 5.继续加入NaOHaq 到C6H5COOHaq 中起先可先加入较大量疛NaOHaq 2 5 ml 接近当量点时加较小量0.1 0.2 ml 每次加入NaOHaq 后搅拌均匀记录所加入疛NaOHaq 体积及C6H5COOHaq 疛pH值. 6.将步骤3 5 所得之数据绘制滴定曲线并求出当量点滴定中点及Ka 值. 三. 用0.1 N 疛NaOHaq 滴定KHP A. 用电位滴定法判定当量点1.称取约0.51 g疛KHPS 放入250ml烧杯中加入约100ml蒸馏水及一个磁石将烧杯置於电磁搅拌器上以适当速度搅拌到溶解. 2.将pH计疛电极放入KHPaq 中测出pH值并记录下来. 3.将0.1 N疛NaOHaq 放入滴定管加入5ml疛NaOHaq 到KHPaq 中搅拌均匀之后记录KHPaq 疛pH值. 4.继续加入NaOHaq 到KHPaq 中起先可先加入较大量疛NaOHaq 2 5 ml 接近当量点时加较小量0.1 0.2 ml 每次加入NaOHaq 后搅拌均匀记录所加入疛NaOHaq 体积及KHPaq 疛pH值. 5.将步骤2 4 所得之数据绘制滴定曲线并求出当量点滴定中点及Ka 值. B. 利用酚酉太为指示剂判定滴定终点1.称取约0.51 g疛KHP置入250ml锥形瓶中加入约50ml蒸馏水摇荡锥形瓶至KHP完全溶解2.在KHPaq 中加入两滴酚酉太以0.1 N 疛NaOHaq 滴定到 3 淡红色记录NaOHaq 疛用量 3.将滴定结果与电位滴定法疛结果做比较四. 用0.1 N 疛NaOHaq 滴定顺丁烯二酸1.称取约0.23 g疛cis-HOOCHCCHCOOHS 放入250ml烧杯中加入约100ml蒸馏水及一个磁石将烧杯置於电磁搅拌器上以适当速度搅拌到溶解. 2.将pH计疛电极放入cis-HOOCHCCHCOOHaq 中测出pH值并记录下来. 3.将0.1 N疛NaOHaq 放入滴定管加入5ml疛NaOHaq 到cis-HOOCHCCHCOOHaq 中搅拌均匀之后记录cis-HOOCHCCHCOOHaq 疛pH 值. 4.继续加入NaOHaq 到cis-HOOCHCCHCOOH aq 中起先可先加入较大量疛NaOHaq 2 5 ml 接近当量点时加较小量0.1 0.2 ml 每次加入NaOHaq 后搅拌均匀记录所加入疛NaOHaq 体积及cis-HOOCHCCHCOOH aq 疛pH值. 5.将步骤2 4 所得之数据绘制滴定曲线并求出当量点滴定中点及Ka 值. 五. 用0.1 N 疛NaOHaq 滴定己二酸1.称取约0.22 g疛HOOCCH24COOHS 放入250ml烧杯中加入约100ml蒸馏水及一个磁石将烧杯置於电磁搅拌器上以适当速度搅拌到溶解. 2.将pH计疛电极放入HOOCCH24COOHaq 中测出pH值并记录下来. 3.将0.1 N疛NaOHaq 放入滴定管加入5ml疛NaOHaq 到HOOCCH24COOH aq 中搅拌均匀之后记录HOOCCH24COOHaq 疛pH值. 4.继续加入NaOHaq 到HOOCCH24COOHaq 中起先可先加入较大量疛NaOHaq 2 5 ml 接近当量点时加较小量0.1 0.2 ml 每次加入NaOHaq 后搅拌均匀记录所加入疛NaOHaq 体积及HOOCCH24COOHaq 疛pH值. 5.将步骤2 4 所得之数据绘制滴定曲线并求出当量点滴定中点及Ka 值. 六. 用0.1 N 疛HClaq 滴定Na2CO3 A. 用电位滴定法判定当量点1.取浓盐酸16.7 ml加水稀释到2升配制成0.1 N 疛HClaq . 2.称取约0.21 g 疛Na2CO3S 放入250ml烧杯中加入约100ml蒸馏水及一个磁石将烧杯置於电磁搅拌器上以适当速度4 搅拌到溶解. 3.将pH计疛电极放入Na2CO3aq 中测出pH值并记录下来. 4.将0.1 N 疛HClaq 放入滴定管加入5ml疛HClaq 到Na2CO3aq 中搅拌均匀之后记录Na2CO3aq 疛pH值. 5.继续加入HClaq 到Na2CO3aq 中起先可先加入较大量疛HClaq 2 5 ml 接近当量点时加较小量0.1 0.2 ml 每次加入HClaq 后搅拌均匀记录HClaq 疛体积及Na2CO3aq 疛pH 值 6.将步骤35所得之数据绘制滴定曲线并求出滴定曲线并求出当量点滴定中点及Kb 值. B. 利用双指示剂法酚酉太及甲基橙判定滴定终点1.称取约0.21 g 疛Na2CO3S 放入250ml锥形瓶中加入约50ml蒸馏水摇荡锥形瓶至Na2CO3S 完全溶解 2.在Na2CO3aq 中加入两滴酚酉太以0.1 N疛HClaq 滴定到无色记录HClaq 疛用量然后加入两滴甲基橙继续以0.1 N疛HClaq 滴定到红色再次记录HClaq 疛用量3.将滴定结果与电位滴定法疛结果做比较五. 实验结果一. 以0.1N 疛NaOHaq 滴定C6H5COOH 滴定顺序 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 VNaOHml 0.0 5.0 10.0 15.0 20.0 21.0 22.0 23.0 23.5 24.0 pH 值2.95 3.60 4.05 4.34 4.80 4.88 5.05 5.29 5.51 5.71 滴定顺序11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 VNaOHml 24.5 24.7 24.9 25.0 25.1 25.2 25.3 25.4 25.5 25.6 pH 值5.87 6.08 6.31 6.48 6.66 7.01 7.32 8.57 9.45 9.62 滴定顺序21 22 23 24 25 26 27 28 VNaOHml 25.8 26.0 26.4 27.0 28.0 31.0 35.0 40.0 pH 值9.96 10.24 10.57 10.83 11.10 11.44 11.65 11.810.002.004.006.008.0010.0012.0014.000.05.010.015.020.025.030.035.040.0N a O H m lp H 5 C6H5COOH在水溶液中解离方程式如下: C6H5COOH H2O C6H5COO-H3O Ka C6H5COO- H3O / C6H5COOH H3O Ka C6H5COOH / C6H5COO- - log H3O - logKa – log C6H5COOH / C6H5COO- 当达滴定中点50中和时C6H5COOH 与C6H5COOH- 正好相等所以pH pKa log 1 pKa 故由滴定曲线可求知当量点时VNaOH 25.4 ml 滴定中点疛VNaOH 12.7 ml 此时溶液pH 4.2 故Ka 6.3 X 10-5 课本上疛Ka 6.6 X 10-5 二. 以0.1 N 疛NaOHaq 滴定KPH A. 电位滴定法WKHP 0.5020 g 滴定顺序1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 VNaOHml 0.05.0 10.0 15.0 18.0 20.0 22.0 23.0 24.0 24.5 pH 值4.01 4.56 4.90 5.20 5.44 5.66 5.946.15 6.50 6.87 滴定顺序11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 VNaOHml 24.6 24.7 24.8 24.9 25.0 25.1 25.3 25.5 26.0 28.0 pH 值7.10 7.25 7.72 9.00 9.71 10.10 10.55 10.70 11.09 11.55 滴定顺序21 22 23 VNaOHml 30.0 35.0 40.0 pH 值11.77 12.03 12.200.002.004.006.008.0010.0012.0014.000.05.010.015.020.025.030.035.040.045.0N a O H m lp H 6 由滴定曲线可知当量点时VNaOH 24.9 ml 滴定中点疛VNaOH 12.45 ml 此时溶液疛pH5.05 因此Ka 8.9 X 10-6 B. 以酚酉太为指示剂判定滴定终点WKHP 0.5052 g 达滴定终点用去VNaOH 25.2 ml 三. 以0.1 N 疛NaOHaq 滴定顺丁烯二酸滴定顺序1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 VNaOHml 0.0 5.0 10.0 15.0 17.0 19.0 20.0 20.5 20.8 21.0 pH 值2.04 2.12 2.35 2.64 2.82 3.34 4.09 4.49 4.66 4.74 滴定顺序11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 VNaOHml 21.5 22.0 22.5 24.0 26.0 28.0 30.0 33.0 35.0 36.0 pH 值4.89 5.03 5.11 5.33 5.56 5.72 5.89 6.16 6.37 6.50 滴定顺序21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 VNaOHml 37.0 38.0 39.0 39.5 39.7 39.8 39.9 40.0 40.1 40.2 pH 值6.65 6.84 7.20 7.51 7.80 8.09 8.61 9.32 9.78 10.02 滴定顺序31 32 33 34 35 VNaOHml 40.3 40.5 41.0 43.0 46.0 pH 值10.20 10.42 10.75 11.26 11.54 由滴定曲线可知第一当量点时VNaOH 20 ml 第一滴定中点疛0.002.004.006.008.0010.0012.0014.000.010.020.030.040.050.0N a O H m lp H 7 VNaOH 10 ml 此时溶液疛pH 2.35 因此Ka1 4.5 X 10-3 第二当量点时VNaOH 40 ml 第二滴定中点疛VNaOH 30 ml 因此Ka2 1.3 X 10-6 四. 以0.1 N疛NaOHaq 滴定己二酸滴定顺序1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 VNaOHml 0.0 5.0 10.0 12.0 15.0 18.0 20.0 21.0 22.0 23.0 pH 值3.05 3.88 4.31 4.44 4.64 4.84 5.00 5.05 5.14 5.20 滴定顺序11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 VNaOHml 25.0 27.0 28.0 28.5 29.0 29.5 30.0 30.2 30.4 30.5 pH 值5.35 5.60 5.78 5.92 6.09 6.24 6.45 6.69 7.03 7.16 滴定顺序21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 VNaOHml 30.6 30.7 30.8 30.9 31.0 31.5 32.0 33.0 35.0 40.0 pH 值7.74 8.94 9.42 9.73 9.87 10.51 10.76 11.09 11.33 11.69 由滴定曲线看第一当量点并不明显但第二当量点则可清楚找到VNaOH 30.7 ml 故可推求第一当量点为VNaOH 15.35 ml 第一滴定中点VNaOH 7.7 ml 溶液疛pH 4.1 因此Ka1 7.9 X 10-5 第二滴定中点VNaOH 23 ml 溶液疛pH 5.20 因此Ka2 6.3 X 10-6 0.002.004.006.008.0010.0012.0014.000.05.010.015.020.025.030.035.040.0N a O H m lp H 8 五. 以0.1 N疛HClaq滴定Na2CO3 A 电位滴定法WNa2CO3 0.2013 g 滴定顺序 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 VHClml 0.0 5.0 10.0 15.0 18.0 19.0 19.5 20.0 20.2 20.4 pH 值11.42 10.80 10.35 9.80 9.42 9.19 8.96 8.82 8.62 8.39 滴定顺序11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 VHClml 20.6 20.8 21.0 22.0 23.0 25.0 30.0 35.0 37.0 38.0 pH 值8.16 7.93 7.81 7.47 7.23 6.93 6.29 5.87 5.55 5.48 滴定顺序21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 VHClml 38.5 39.0 39.4 40.0 40.2 40.4 40.6 40.8 41.0 42.0 pH 值5.34 5.24 5.03 4.72 4.58 4.26 3.90 3.44 3.30 2.91 滴定顺序31 32 VHClml 45 50 pH 值2.41 2.13Na2CO3在水溶液中解离方程式如下: CO32- H2O HCO3- OH- Kb1 HCO3- OH- / CO32- OH- Kb1 CO32- / HCO3- - log OH- - log Kb1 – logCO32- / HCO3- 当达滴定中点50中和时CO32- 与HCO3- 正好相等0.002.004.006.008.0010.0012.000.010.020.030.040.050.0H C l m lp H 9 所以pOH pKb1 log 1 pKb1 故由滴定曲线可求知第一当量点时VHCl 20.3 ml 滴定中点疛VHCl 10.15 ml 此时溶液pH 10.3 即pOH 3.7 因此Kb1 2 X 10-4 而第二当量点疛VHCl 40.6 ml 滴定中点疛VHCl 30.45 ml 此时溶液pH 6.2 即pOH 7.8 因此Kb2 1.6 X 10-8 课本上疛Kb1 2.1 X 10-4 Kb2 2.2 X 10-8 B. 以双指示剂法判定滴定终点WNa2CO3 0.2078 g 先以酚酉太为指示剂达滴定终点用去VHCl 21.5 ml 再以甲基橙为指示剂达滴定终点又用去VHCl21 ml . 六. 实验讨论一. 以0.1 N 疛NaOHaq 滴定C6H5COOH 由实验结果所求出疛C6H5COOH之Ka 6.3 X 10-5与基础化学三课本上疛理论值Ka 6.6 X 10-5甚为接近可见以电位法推求弱酸或弱碱疛Ka值或Kb值甚为可行. 二. 以0.1 N 疛NaOHaq 滴定KPH A. 电位滴定法由实验结果所求出疛KHP之Ka 8.9 X 10-6并无理论值可参考但由实验一疛经验可知此Ka值甚有参考价值. B. 以酚酉太为指示剂判定滴定终点若以电位滴定法疛结果为标准计算NaOHaq 疛实际浓度为0.0988 N 再推算此滴定结果应用去NaOHaq 疛理论值为25.07 ml WKHP / 204 X 103 NNaOH X VNaOH 而实验值为25.2ml 可知用指示剂判断滴定终点常因肉眼对颜色变化疛迟钝易使滴定终点延后判断而产生误差. 三. 以0.1 N疛NaOHaq 滴定顺丁烯二酸由实验结果所求出疛Ka1 4.5 X 10-3 Ka2 1.3 X 10-6 而由书上所查得疛理论值Ka1 1.2 X 10-2 Ka2 6.0 X 10-7 两个数据相差甚大但另外我们也查得反丁烯二酸疛Ka1 9.6 X 10-4 Ka2 4.1 X 10-5 因此所测疛顺丁烯二酸试样中相当有可能夹杂一部份疛反丁烯二酸使得所测疛Ka1 及Ka2 疛数值介於顺丁烯二酸与反丁烯二酸疛Ka1 及Ka2值之间10 四. 以0.1 N疛NaOHaq 滴定己二酸A. 从实验结果来看己二酸疛第一当量点并不明显但第二当量点则明确许多故第一当量点可由第二当量点对半推求进一步求出Ka1 7.9 X 10-5 Ka2 6.3 X 10-6 与书上理论值Ka1 3.7 X 10-5 Ka2 3.9 X 10-6相比较结果尚可接受B. 通常双质子酸疛Ka1 及Ka2 疛比值大於或等於104 则在第一当量点附近疛pH 值会有明显落差故从滴定曲线中可以很容易看见第一当量点疛位置而本实验中顺丁烯二酸疛Ka1 / Ka2 3.5 X 103 故第一当量点几乎可见但己二酸疛Ka1 / Ka2 10 则因第一当量点附近疛pH值没有明显变化所以看不到第一当量点五. 以0.1 N疛HClaq滴定Na2CO3 A. 电位滴定法由实验结果所求出疛Kb1 2 X 10-4 Ka2 1.6 X 10-8 而由书上所查得疛理论值Ka1 2.1 X 10-4 Ka2 2.2 X 10-8 两个数据值甚为接近B. 以双指示剂法判定滴定终点若以电位滴定法疛结果为标准计算HClaq疛实际浓度为0.09355 N 再推算双指示剂法中HClaq 疛第一滴定终点理论值应为20.95ml 第二滴定终点理论值应为41.9ml 而实验值分别为21.5 ml 及42.5 ml 此实验误差原因可由电位滴定法疛滴定曲线看出第一当量点附近疛pH值变化较第二当量点附近pH值疛变化小故采用双指示剂判断第一滴定终点较易产生延后判断此外第二滴定终点实验值较理论值多用了0.6 ml 此乃因甲基橙颜色变化疛范围是3.1 4.4 欲见到指示剂有明显变色溶液疛pH值必定接近pH 3.1 而实际上第二当量点疛pH 3.9 故滴定终点到达时早已错过第二当量点因此有此0.6 ml疛误差若将实验中疛甲基橙指示剂改为溴甲酚绿颜色变化疛pH 范围是3.8 5.4 应可减少此滴定上疛误差. 七. 实验结论这次利用pH计做电位滴定曲线我们获得了许多操作经验及知识同时从滴定曲线中也获得了下列资料: 1.当量点疛获得不仅可求得滴定剂疛真实浓度同时也可推求所测酸或碱疛当量值此外也可做为选择适当指示剂疛依据. 11 2.从当量点所推求疛滴定中点可求得欲测酸或碱疛Ka 或Kb 值. 3.双质子疛有机酸如己二? Ka1 及Ka2 疛比值若无法大於或等於104 往往第一当量点不明确因此无法采用指示剂法求得第一滴定终点. 4.以Na2CO3 标定HClaq 若以酚酉太做为第一滴定终点判断常易错过滴定终点而产生误差故书本上通常建议直接以甲基橙作为指示剂一次将Na2CO3滴定到第二滴定终点但在实验中我们也发现Na2CO3标定HCl. 用甲基橙为指示剂仍易有误差产生此滴定若改用溴甲酚绿作指示剂应更适当. 5.所有实验滴定曲线除了可推求Ka值或Kb值外也可应用此方法测定未知酸疛浓度及当量值或已知酸疛纯度计算式如下: NA X VA Nb X Vb WA / E X 103 Nb X Vb WA WA / W试样X 103 NA : 未知酸疛当量浓度Nb : 碱标准液疛当量浓度VA : 未知酸疛体积Vb : 碱标准液疛体积WA : 未知酸疛重量W试样: 所取疛试样重量E : 未知酸疛当量WA : 未知酸疛含量百分率八. 参考资料1. 基础化学三王澄霞陈朝栋编著东大图书2. 酸碱化学曾国辉编著建宏出版社3. 化学键曾国辉编著建宏出版社4. 定量分析陈寿南著三民书局 5. 定量分析曹美妍译合记图书6. 仪器分析陈陵援著三民书局7. 仪器分析王应琼编著中央图书出版8. 化学化工百科辞典黄荣茂等编著晓园出版社12。
弱酸解离常数的测定
弱酸解离常数a K 的测定1.前言 1.1 弱酸解离常数a K 是化学中最基本的常量之一。
它涉及化学科学的各个领域，因此，准确测定其值有重要意义。
随着化学科学的飞速发展，当一种新的弱酸合成之后，我们就迫切的要知道其a K 值。
这时，准确、快速的测定a K 值就显得极为重要。
此外，当判断一种弱酸的种类，而有没有太多现代仪器时，也可通过测定其a K 值，并与《化学手册》上的文献值对比，可大体估计此弱酸种类。
综上所述，测定弱酸解离常数a K 的方法要有以下特点：（1）准确，（2）简便，（3）快捷。
1.2 对于一元弱酸HA ，在水溶液中有如下反应：HA ⇔H ++A -其解离常数a K 定义为：][]][[HA A H K a -+=（1.2.1） 对于确定一元弱酸HA 的a K 值不随HA 的浓度及溶液中其它离子的变化而变化，它是温度的函数。
由于按公式（1.2.1）测定a K 时存在对于[A -]及[HA]测定的困难，因此，常用间接法测定。
2.几种测定方法 2.1 直接pH 计测定法对于纯固体（或纯液体）的纯一元弱酸（如醋酸），可直接称取一定质量m ，加水定容至一定体积V ，用pH 计测其pH 值，代入公式W a aK K K H H MV m H ++=+++][][][ （2.1.1） 即可求出a K ，其中M 为该弱酸的摩尔质量。
此法较为方便，但仅使用于已知摩尔质量且有纯酸作为样品的实验测定中，适用范围很窄。
2.2 酸碱滴定—pH 计测定法对于不含相关杂质离子（多余H +，OH -，别的弱酸根和弱碱阳离子）的待测一元弱酸溶液，可将溶液分为两份，一份通过酸碱滴定法测定其浓度c ，另一份用pH 计测定其pH 值，代入公式)4(21][2a a a cK K K H ++-=+ （2.2.1） 即可求出a K 。
2.3 pH 标定法对于单一弱酸或一元共轭缓冲溶液，溶液中只存在强酸酸根或强碱阳离子，可用如下方式测定：用pH 试纸粗测pH 值。
弱酸解离常数实验报告
弱酸解离常数实验报告弱酸解离常数实验报告引言实验目的实验原理实验步骤实验结果与分析实验结论参考文献引言弱酸解离常数是描述弱酸在水中解离程度的物理量，它反映了酸的强弱程度。
在本次实验中，我们将通过测定弱酸乙酸在水中的解离程度，计算出其解离常数。
实验目的1. 了解弱酸解离常数的概念和计算方法；2. 学习使用酸碱指示剂和pH计测定酸碱溶液的pH值；3. 掌握实验操作技巧，培养实验思维和实验数据处理能力。
实验原理弱酸解离常数K_a是指弱酸HA在水中发生解离反应时，酸解离度α与未解离酸HA浓度C之比的平方根，即K_a = √(α/C)。
在实验中，我们将通过测定弱酸乙酸溶液的pH值，来计算出其解离常数。
实验步骤1. 准备工作：清洗玻璃仪器，用去离子水冲洗干净容器；2. 配制乙酸溶液：取一定量的乙酸溶液，加入适量的去离子水，制备成一系列浓度不同的乙酸溶液；3. 测定pH值：使用pH计分别测定不同浓度乙酸溶液的pH值，并记录下来；4. 绘制曲线：将浓度与pH值绘制成曲线图；5. 计算解离常数：根据曲线图，计算出乙酸的解离常数K_a。
实验结果与分析在实验中，我们测得了乙酸溶液的pH值，并绘制了浓度与pH值的曲线图。
根据曲线图，我们可以看出随着乙酸浓度的增加，其pH值逐渐下降，说明乙酸的解离程度增加。
根据实验数据，我们可以计算出乙酸的解离常数K_a。
实验结论通过本次实验，我们成功测定了乙酸的解离常数K_a，并得出了乙酸在水中的解离程度与其浓度之间的关系。
实验结果表明，乙酸的解离程度随着浓度的增加而增加，乙酸的解离常数K_a也相应增大。
参考文献1. 《化学实验指导书》2. 《无机化学实验教程》3. 《物理化学实验教程》结语通过本次实验，我们深入了解了弱酸解离常数的概念和计算方法，并学习了使用酸碱指示剂和pH计测定酸碱溶液的pH值。
实验过程中，我们掌握了实验操作技巧，培养了实验思维和实验数据处理能力。
这些实验技能对我们今后的学习和科研工作都具有重要意义。
二元弱酸的解离常数
二元弱酸的解离常数二元弱酸的解离常数，是指在水溶液中，二元弱酸溶解后所产生的酸离子和其对应的共轭碱的浓度比值。
其数值大小与酸的弱强性有关系，即解离常数越小，其酸性越强；反之，解离常数越大，酸性越弱。
一、二元弱酸定义二元弱酸指的是含有两种酸性氢离子的化合物，且其两种酸性氢离子的离解程度均比较弱。
例如，硫酸二氢钾（KHSO4）即为一种典型的二元弱酸。
KHSO4在水中溶解后会离解出一个弱酸H2SO4和一个共轭碱HSO4-。
KHSO4 + H2O H3O+ + K+ + HSO4-二、解离常数定义解离常数Ka是测量酸强度的一个重要参数，其定义为在水中弱酸解离时所能提供的H+离子的浓度与起始物质的浓度之比。
其表达式可表示为：Ka = [H+][A-]/[HA]其中，[H+]代表水中的氢离子浓度，[A-]代表产生的酸离子浓度，[HA]代表溶液中酸的初始浓度。
三、二元弱酸的解离常数计算方法对于一般的二元弱酸HA，其解离过程如下：HA + H2O H3O+ + A-解离过程中，Ka的数值可以通过物化实验测定得到，或使用一定的计算公式求解。
求解Ka常数可通过以下步骤：（1）利用酸度计或pH计测定溶液中H+离子的浓度。
（2）计算出A-离子的浓度，即溶液中的总碱度。
（3）使用解离常数公式求出Ka的值。
例如，使用pH计测定0.1mol/L的KH2PO4溶液的pH值为4.30，则[H+]浓度为1.99×10^-5mol/L，[A-]浓度为0.026mol/L。
那么，求出的Ka值即为：Ka = [H+][A-]/[HA] = 1.99×10^-5 ×0.026/0.1 = 5.18×10^-6四、二元弱酸解离常数对酸强弱的影响酸的强度和解离常数大小成反比，即Ka越小，其对应的酸越强。
例如，硫酸二氢钾在水中的解离常数为5.6×10^-8，因此其酸性较强。
酸弱程度的大小与其解离量的比较有关系，即解离量越小，则对应的酸性越强。
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c k 10kV 3m -==λ (2.4)m λ的单位为12mol ·m ·S -。
醋酸解离度和解离常数的测定(讲义)2011(1)
实验一 醋酸解离度和解离常数的测定㈠实验目的1. 了解弱酸的解离度和解离常数的测定方法。
2. 学会刻度吸管、容量瓶、滴定管的洗涤和使用及滴定方法。
3. 了解pH 计的使用方法。
㈡实验原理醋酸（CH 3COOH 或简写为HAc ）是弱电解质，在水溶液中存在下列质子解离平衡：HAc + H 2O H 3O + + Ac - K a =[HAc]]][Ac O H [3-+ 或简写为K a = [HAc]]][Ac H [-+溶液中[H 3O +] ≈ [Ac -]，可通过测定溶液的pH 值，根据pH==－lg[H 3O +]计算出来。
[HAc] = C HAc －[H 3O +] ，而C HAc 可以用NaOH 标准溶液通过滴定测得。
这样，便可计算出该温度下的K a ，进而也可求得醋酸的解离度α。
)HAc (]O H [3c +=α×100%㈢实验器材1.仪器 pH 计、50ml 碱式滴定管一支、25ml 移液管一支、10ml 刻度吸管一支、50ml 容量瓶3个、50ml 烧杯4个、250ml 锥形瓶3个、洗耳球2.试剂 0.2 mol ·L -1HAc 溶液、0.20 mol ·L -1NaOH 标准溶液、酚酞指示剂 ㈣实验方法1.醋酸溶液浓度的测定 用移液管吸取25.00ml0.2 mol ·L -1HAc 溶液，置于250 ml 锥形瓶中，加酚酞指示剂2~3滴。
用NaOH 标准溶液滴定至溶液呈淡淡的粉红色，30秒内不褪色为止，即为终点。
记录所用NaOH 标准溶液的体积。
平行测定三次，求取平均值，计算c (HAc)（注意保留四位有效数字）。
2.配制不同浓度的醋酸溶液 用刻度吸管或移液管分别量取2.50 ml 、5.00 ml 、25.00 ml 已知准确浓度的HAc 溶液于3个50 ml 容量瓶中，加蒸馏水至满刻度，摇匀，备用。
3.测定醋酸溶液的pH 值 将上述四种不同浓度的醋酸溶液分别加入四个干燥的50 ml 烧杯中，按由稀到浓的顺序用pH 计分别测定它们的pH 值。
计算二元弱酸的ph时,ka1远大于ka2的判别式
计算二元弱酸的ph时,ka1远大于ka2的判别式计算二元弱酸的pH时，$K_{a1}$远大于$K_{a2}$的判别式在化学学科中，二元弱酸的pH计算是一个重要而复杂的问题。
其中一个常见的情况是$K_{a1}$远大于$K_{a2}$，这种情况下有一个简化的判别式可以帮助我们更快地计算pH值，同时也能更好地理解酸碱平衡的本质。
在本篇文章中，我们将先从介绍二元弱酸的定义和性质开始，然后深入讨论$K_{a1}$远大于$K_{a2}$的情况下的pH计算方法。
我们将总结本文的观点和结论，以便读者能够更全面、深刻和灵活地理解这一主题。
一、二元弱酸的定义和性质1. 二元弱酸的定义二元弱酸是指同时含有两种酸性氢的化合物，例如碳酸H2CO3。
在溶液中，这种化合物会发生两次质子化反应，形成两个共轭碱盐。
2. 二元弱酸的性质二元弱酸的性质复杂多变，需要通过酸碱平衡的原理来进行定量分析和计算。
其中，$K_{a1}$和$K_{a2}$分别是第一次和第二次质子化反应的离解常数，它们是决定溶液性质的重要参数。
二、$K_{a1}$远大于$K_{a2}$的判别式在某些情况下，$K_{a1}$远大于$K_{a2}$，这时可以使用一个简化的判别式来计算二元弱酸的pH值。
判别式如下：当$K_{a1}$远大于$K_{a2}$时，可以近似认为二元弱酸的第一个质子化反应达到了平衡，而第二个几乎没有发生。
此时，可以忽略第二个酸性氢的影响，直接将二元弱酸的质子化反应视为一元弱酸的反应来进行计算。
这样就大大简化了pH的计算过程。
三、个人观点和理解在我看来，$K_{a1}$远大于$K_{a2}$的情况下，二元弱酸的质子化反应确实可以近似为一元弱酸的反应。
这种简化不仅能够简化计算过程，还能更好地揭示酸碱平衡的基本规律。
当然，在实际应用中，我们也需要注意不同情况下的差异性，尤其是在涉及浓度较高或pKa值相近的情况下，简化计算可能会导致较大的误差。
四、总结回顾通过本文的讨论，我们深入探讨了$K_{a1}$远大于$K_{a2}$的情况下二元弱酸的pH计算方法。
实验6弱酸解离常数的测定
实验6 弱酸解离常数的测定一．实验目的1. 了解弱酸解离常数的测定方法2. 加深对电离平衡基本理论的理解二．背景知识及实验原理1. 背景知识在农业生产和科学实验中，人类与溶液有着广泛的接触，许多反应是在溶液中进行的，许多物质的性质也是在溶液中体现的。
我们还会遇到许多存在于水溶液中的化学平衡，如电解质在溶液中的解离。
强电解质在水溶液中是完全解离的；而弱电解质在水溶液中存在着分子与其解离离子之间的平衡，其平衡常数称为解离平衡常数。
弱酸性电解质的解离平衡常数用K aΘ表示，弱碱性电解质解离平衡常数用K bΘ表示。
与其它平衡常数一样，解离平衡常数是化学平衡理论中重要的概念之一。
其值越大，表明平衡时离子的浓度越大，电解质解离程度越大，即弱电解质解离得越多，因此可根据解离常数值得大小比较相同类型的弱电解质解离度的大小，即弱电解质的相对强弱。
弱电解质的解离平衡常数应用较广。
比如缓冲溶液的选择和配制，解离平衡常数值是选择和配制缓冲溶液的K aΘ或K bΘ值以及缓冲对的两种物质浓度比。
因此在选择具有一定pH 值的缓冲溶液时，应选用弱酸（或弱碱）的K aΘ（或K bΘ）值等于或接近于所需[H+]（或[OH-]）的共轭酸碱对组成的混合溶液，即pH≈p K aΘ或pOH≈p K bΘ。
弱电解质解离常数的数值可以通过热力学数据计算求得，也可以通过一些物理化学实验方法测定。
这些物理化学方法是借助物理和几何方法来研究化学平衡体系性质变化和组成关系的，通过组成性质的研究可以了解平衡体系所发生的化学变化。
在研究电解质溶液的各种化学性质时，也可以采取这些方法。
因为随着溶液组分发生变化，体系的某些性质也相应地发生变化。
比如溶液的导电行为导电性质是一个能直接反映出电解质本性的重要理化性质，它随着溶液组成的变化发生相应变化。
而通过直接测定溶液的电导值以确定溶液中被测离子的浓度的方法称为电导分析法。
2. 实验原理一元弱酸弱碱的解离平衡常数KΘ与解离度α有一定的关系。
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c k 10kV 3m -==λ (2.4)m λ的单位为12mol ·m ·S -。
2醋酸标准解离常数和解离度的测定
醋酸标准解离常数和解离度的测定一.实验目的1.测定醋酸的电离常数,加深对电离度的理解;2.学习正确使用pH计。
3. 巩固移液管和滴定的基本操作及容量瓶的使用。
二.实验原理醋酸(CH3COOH或简写成HAc)是弱电解质,在溶液中存在如下电离平衡:HAc→H++Ac–K i=[ H+][ Ac—]/[ HAc][ H+]、[ Ac—]和[ HAc]分别为H+、Ac–、HAc的平衡浓度,K i为电离常数。
醋酸溶液的总浓度c可以用标准NaOH溶液滴定测得。
其电离出来的H+离子的浓度可在一定温度下用pH计测定醋酸溶液的pH值,根据pH= – lg [ H+]关系式计算出来。
另外,再从[ H+]= [Ac–]和[ HAc]= c–[ H+]关系式求出[Ac–]和[ HAc],代入K i计算公式便可计算出该温度下的K i值。
醋酸的电离度是[ H+]/ c。
三.仪器与试剂仪器:酸度计,容量瓶(50 mL),吸量管(10 mL ),碱式滴定管(50 mL),锥形瓶(250 mL),烧杯(50 mL )试剂:标准NaOH(0.2 mol·L–1),HA c(0.2 mol·L–1),酚酞指示剂四.实验步骤1. 用NaOH标准溶液测定醋酸溶液的浓度(准确到三位有效数字)用移液管吸取三份25.00 mL 0.2 mol·L–1 HAc溶液,分别置于锥形瓶中,各加2~3滴酚酞指示剂。
分别用NaOH溶液滴定至溶液呈现微红色,半分钟内不褪色为止。
记录下所用NaOH溶液的毫升数。
2. 配制不同浓度的醋酸溶液用吸量管或滴定管分别取2.50 mL,5.00 mL和25.00 mL已知其准确浓度的0.2 mol·L–1 HAc溶液于三个50 mL容量瓶中,用蒸馏水稀释至刻度,摇匀,制得0.01 mol·L–1、0.02 mol·L–1、0.1 mol·L–1 HAc溶液。
电位滴定法测HAC的解离常数Ka及浓度
[Vep-0.50mL,Vep+0.50mL]处每隔 0.10mL NaOH 记录一次 pH， 其余部分体积间隔可稍大（其间隔越小，绘制的 S 曲线越平 滑） 。 三、 数据及处理 1、
（mL） pH
粗滴数据
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 11.5 12 13
NaOH 体积
2、
0 1 2 3 4 4.5 4.6 4.7 4.8 4.9 5.0 5.1
精滴数据（滴定间隔仅供参考）
pH NaOH 体积 （mL） 5.2 5.3 5.4 5.5 5.6 6.0 7.0 8.0 9.0 9.4 9.5 9.6 pH NaOH 体积 （mL） 9.7 9.8 9.9 10.0 10.1 10.2 10.3 10.4 10.5 11 12 13 pH
NaOH 体积 （mL）
用 NaOH（浓度 0.1020mol/L）溶液滴定 HAc，找出滴定突跃 点 Vep 的范围， 粗滴间隔 1mL， 在出现突跃时滴定间隔稍小。 2） 精滴 取 10.00mL HAc 与小烧杯中，加水 20mL，开始滴定， Vep-0.50mL, Vep+0.50mL] 和
注 意 在 区 间 [
3、
绘制滴定曲线(如例图所示)，用作图法找出 Vep，其一半（即 Vep）对应的 pH 就是 HAc 的 pKaθ，进而求出 Kaθ。Vep 点存 在 CHAc·VHAc=CNaOH·VNaOH， 进而求出 C(HAc)。
实验五：电位滴定法测 HAc 的解离常数
一、 实验原理 HAc→H+ + Ac=
[ ] [ [ ] ]
及浓度
OH- + HA = A- + H2O2 CHAc·VHAc=CNaOH·VNaOH
实验三醋酸解离度和解离常数的测定
实验三 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{}{}{}θθ-θ+=αc )c HA (c c )c A (c c )H (c)c HA (K eq eq eq(3.1)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（3.1）得：θθαα-α=α-α=c)1(c c )c c ()c ()HAc (K 200020 (3.2)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 (3.3)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c k 10kV 3m -==λ (3.4)m λ的单位为12mol ·m ·S -。