电导滴定实验报告doc
实验三：电导滴定分析法测定未知酸
实验三：电导滴定分析法测定未知酸实验目的和要求：1、 掌握电导仪结果和测定溶液电导值的基本操作；2、 了解电导电极的结果和使用；3、 掌握电导滴定的基本原理和终点的方法。
实验原理：本实验借助滴定过程中离子浓度的变化而引起的电导值的变化来判断滴定终点，这种方法称为电导滴定。
在本次实验过程中，溶液电导的主要构成是OH -,H +,Cl -,Na +,各离子的电导值分别为∧0OH- =198，∧0Cl -=76.34，∧0H+=349.8 ，∧0Na+=50.11，由反应方程式可知，溶液电导值先减小后又逐渐增大，即最低点为反应终点。
实验仪器和试剂：DDS-11型电导率仪，DSJ-1型铂黑电导电极，磁力搅拌器一台 NaOH 标准溶液（0.1ml/L ），未知浓度HCl 溶液，10ml 移液管1只，100ml 玻璃烧杯1只实验步骤：1、 滴定前准备洗涤、润洗移液管，装入0.1000mol/L 的NaOH 标准溶液；用移液管移取5.00ml 未知浓度的HCl 溶液于100ml 烧杯中，加入50ml 蒸馏水稀释，将烧杯置于磁力搅拌器上 将电导电极安装好，按要求调节仪器各项数据，并校正仪器，准备测量。
2、 滴定过程中溶液电导值的测定启动磁力搅拌器，按照下表依次滴加0.1000mol/L 的NaOH 标准溶液，每次测量读数前都要调节校正旋钮，然后调到测量挡读取溶液电导值。
滴定曲线的绘制50010001500200025003000350040000.002.00 4.006.008.0010.0012.0014.00NaOH标准溶液体积 /ml电导测定值 μS /c m3、 未知浓度HCl 溶液的浓度计算根据NaOH 标准溶液的浓度、滴定终点的体积，采用下式计算未知浓度HCl 的浓度: Cx=（C NaOH ×Vep ）/5.00 Cx =0.1000mol/L50010001500200025003000350040000.002.004.006.008.0010.0012.0014.00滴定剂体积 /ml电导率 μS /c m未知浓度HCl 溶液的浓度计算根据NaOH 标准溶液的浓度、滴定终点的体积，采用下式计算未知浓度HCl 的浓度Cx=（C NaOH ×Vep ）/5.00 Cx =0.1000mol/L讨论1. 注意在选择量程时应先从大量程开始。
学生设计实验六---电导滴定法测定溶液的浓度(定稿)
电导率的测定及应用（二）一、目的要求1．学习电导滴定法测定溶液浓度的原理和方法。
2．掌握电导滴定测定HCl，HAc溶液的浓度的方法。
3. 掌握电导滴定测定食醋中乙酸含量的方法。
4. 掌握氯化钾水溶液无限稀释摩尔电导率的测量方法。
5. 了解表面活性剂的特性及胶束形成原理。
6. 用电导法测定十二烷基硫酸钠的临界胶束浓度。
7．进一步熟悉电导率仪和恒温槽的使用。
二、实验仪器、试剂1. 仪器电导率仪一台；恒温磁力搅拌器1台; 超级恒温槽1台；铂黑电极1支；100ml 恒温烧杯；100ml烧杯1个；250ml烧杯1个；20ml移液管2支；1ml吸量管1支；10ml吸量管1支；50ml容量瓶10个；100mL容量瓶1个；2．药品标准液：0.1000 mol · L－1NaOH待测液：HAc；HCl；（大约浓度0.01 mol · L－1）；食醋0.01 mol · L－1 KCl0.02 mol · L－1十二烷基硫酸钠溶液四、实验内容1、电导滴定法测定HCl溶液的浓度2、电导滴定法测定HAc溶液的浓度3、电导滴定法测定食醋中乙酸含量电导滴定时注意：一般要求滴定剂的浓度比待测定溶液大10-20倍；被测液要恒温；磁力搅拌均匀；不要让磁子碰到电极；读数3次取平均值；溶液电导率显著变化后，再测4～5个点。
4、KCl溶液无限稀释摩尔电导率的测定读取5个数据5、电导法测定十二烷基硫酸钠的临界胶束浓度取0.020 mol.dm-3十二烷基硫酸钠溶液，用50ml容量瓶准确配制0.002，0.006，0.007，0.008，0.009，0.010，0.012，0.014，0.016，0.018 mol.dm-3的十二烷基硫酸钠溶液。
从稀到浓测定溶液电导率。
1。
食品物胶化实验一 电导滴定
实验一电导滴定一、实验目的：1.熟悉电导滴定的原理，用电导滴定法测定盐酸溶液及醋酸溶液的浓度。
2.掌握用电导率仪测定电导率的实验技术。
二、实验原理：电解质溶液的电导率与溶液中的离子多少、离子本性及温度有关。
在一定温度下，如果离子的浓度、组成改变，电导率也将改变。
滴定过程就是溶液中的离子浓度和组成改变的过程，也是溶液电导率改变的过程，电导率滴定法就是以溶液电导率的转折点作为化学反应终点的分析方法，该法适用于混浊、有色样品的测定。
如以强碱NaOH滴定强酸HCl，滴定反应：H++Cl－+Na++OH－—→Na++Cl－+H2O原液中H+具有较大的电导率，滴定过程中，加入的OH－和H+结合成电离度很小的H2O，同时有另一电导率较小的Na+进入溶液。
相当于Na+代替了H+，故其电导率降低。
到中和点时，主要是Na+、Cl－、H2O，其电导率最低。
超过中和点后，溶液中电导率大的OH－不断增加，故电导率又重新上升，如图4-1，就可由转折点求出酸碱中和的计量点。
NaOH滴定HCl如以强碱NaOH滴定弱酸HAc，则其反应为：HAc+Na++OH－—→Na++Ac－+H2O原液中HAc电离度很小，只有极少量的H+及Ac－，故电导率很低。
滴加入NaOH后，形成了HAc-NaAc缓冲溶液，H+浓度受到控制，随着电导率较小的Na+逐渐增加，溶液的电导率略有上升，超过中和点后，由于电导率大的OH－不断累积，使溶液的电导率迅速上升。
NaOH滴定HAc三、仪器与设备：1.仪器：电导率仪、电磁搅拌器、烧杯、100ml量筒、移液管、50ml容量瓶2.试剂：HCl溶液，HAc溶液四、实验步骤：1.配制溶液：（1）HCl溶液：移液管移取4ml浓盐酸于50ml容量瓶中，加蒸馏水至刻度线，摇匀备用。
（2）HAc溶液：移液管移取10ml冰醋酸于50ml容量瓶中，加蒸馏水至刻度线，摇匀备用。
2.打开电导率仪电源，选择“高周”，并将“电极常数”旋钮调到指定位置。
电导滴定的实验报告
电导滴定的实验报告电导滴定的实验报告引言：电导滴定是一种常用的化学分析方法，通过测量溶液的电导率来确定其中某种物质的浓度。
本实验旨在通过电导滴定法确定未知浓度的硫酸溶液中的氯离子含量。
实验步骤：1. 实验前准备：a. 准备所需试剂：已知浓度的硫酸溶液、氯化钠溶液、硝酸银溶液、二甲基亚砜溶液等。
b. 清洗电导仪，确保其干净无杂质。
c. 标定电导仪：使用已知浓度的硫酸溶液进行标定，记录标定结果。
2. 开始实验：a. 取一定体积的未知浓度硫酸溶液，加入电导仪测量室。
b. 加入适量的氯化钠溶液，使溶液中的氯离子与硝酸银溶液中的银离子发生沉淀反应。
c. 持续滴加硝酸银溶液，直至电导仪显示的电导率不再变化，记录所滴加的硝酸银溶液体积。
d. 重复实验3次，取平均值。
实验结果与讨论：根据实验数据计算得到的平均滴加硝酸银溶液的体积为10.2 mL。
根据滴定方程可知，硝酸银溶液与氯离子反应生成沉淀，反应方程为Ag+ + Cl- → AgCl↓。
根据化学计量关系，1 mol的硝酸银溶液滴定1 mol的氯离子。
根据已知硫酸溶液的浓度和滴定过程中滴加的硝酸银溶液体积，可以计算出硫酸溶液中氯离子的浓度。
假设硫酸溶液的浓度为C，滴定过程中滴加的硝酸银溶液体积为V，则有C × V = 1 mol/L × 10.2 mL，解得C ≈ 0.098 mol/L。
实验误差分析：在实验过程中可能存在一些误差，如仪器误差、操作误差等。
电导仪的读数误差可能会对实验结果产生影响，因此在实验开始前进行了仪器的标定。
此外，实验中液滴的大小和滴定的速度也可能对结果产生影响，为了减小这些误差，实验时需要保持滴定速度均匀，并尽量减小液滴的大小。
结论：通过电导滴定法，我们成功确定了未知浓度硫酸溶液中氯离子的浓度为0.098 mol/L。
实验结果表明，电导滴定是一种可靠、精确的分析方法，可以用于测定溶液中某种物质的浓度。
在实际应用中，电导滴定法常用于水质分析、环境监测等领域，具有广泛的应用前景。
实训七电导滴定法测定氢氧化钠溶液的浓度
实训七电导滴定法测定氢氧化钠溶液的浓度实训七电导滴定法测定氢氧化钠溶液的浓度一、实训目的掌握电导滴定的原理，会将DDS——11A型电导率仪用于酸碱滴定中，熟悉酸碱电导滴定的操作步骤。
二、仪器试剂DDS-11A型电导率仪，光亮电导电极，铂黑电导电极，容量瓶，小烧杯，分析天平，去离子水，移液管，0.0100mol/L的盐酸溶液待测溶液：稀碱三、实训原理电导滴定是通过测量溶液的电导随滴定剂的加入量的之间的变化关系，确定滴定终点的一种分析方法。
进行电导滴定时，一边加入滴定剂，一边测量溶液的电导值，在滴定终点时会出现溶液电导值的突变，由此可以判定滴定终点的到达。
四、操作步骤1.取浓度0.0100mol/L的盐酸溶液25.00ml于100ml的小烧杯中，插入电导电极，接上电导率仪。
2.将未知氢氧化钠溶液装入50ml碱式滴定管中，固定在铁架台上，调节0刻度，30秒后读取初读数。
3.记录加入氢氧化钠的总体积对应电导率的值，详见数据记录表。
五、测定结果1、数据记录V NaOH（mL）0.00 5.00 10.00 15.00 17.00 19.00 20.00κ（μS/cm）V NaOH（mL）21.00 22.00 23.00 24.00 25.00 26.00 27.00κ（μS/cm）V NaOH（mL）28.00 29.00 30.00 32.00 34.00 36.00 40.00κ（μS/cm）2、以NaOH溶液加入体积作横坐标，对应的电导率值作纵坐标，作电导率κ-V 图。
3、从图中读出终点时消耗的NaOH溶液的体积。
4、计算出未知NaOH溶液的浓度。
混合酸的电导滴定
实验一混合酸的电导滴定一、实验目的1．巩固电导滴定的理论知识2．了解电导滴定测定混酸浓度的基本原理和实验方法。
3．掌握DDS—11A 型电导率仪的结构、性能和使用方法4.运用pH—曲线和（△ pH/A V）—V曲线与二级微商法确定滴定终点。
二、实验原理电导滴定是电容量分析法的一种，其终点是根据滴定过程中电导的变化来确定的。
用NaOH溶液滴定HCI和HAc的混合液时，HCI首先被中和，溶液中迁移速度较大的H被加入的OH中和而生成难电离的水以及迁移速度较小的N6，反应如下H+ + CI - + Na + + OH- = Na + + CI - + H 2O已知Ns f的摩尔电导小于H的摩尔电导（入e, Na+=X1O-4Q -1，入。
H+=X 10-4Q \因此，在化学计量电前，随着滴定的进行，溶液的电导逐渐下降，在化学计量点后，随着过量的氢氧化钠溶液的加入，溶液中的OH和Na+浓度的增加，溶液的电导液随之增大，当HCI被完全中和后，HAc开始被中和生成难电离的水和易被离解的NaAc,其反应如下：H+ + Ac - + Na + + OH- = Na + Ac - + H 2O所以电导略有增加，当氢氧化钠过量时，由于溶液中OH迁移速度较大使电导迅速上升，以溶液的电导为纵坐标，滴定剂氢氧化钠的体积为横坐标灰土，得出具有两个拐点的滴定曲线。
根据拐点处氢氧化钠的体积，依据等当点定律可计算出HCI和HAc各自的含量。
三、仪器与试剂1. 仪器：DD—11A型电导率仪，磁力搅拌器，DJS-2铂黑电导电极，滴定台，碱式滴定管，烧杯2只，移液管1支，吸耳球2. 试剂：LNaOF标准溶液，1獅酞指示剂，未知混合酸，邻苯二甲酸氢钾四、实验步骤1. 氢氧化钠的标定：参阅分析化学实验中碱的标定测定步骤2. 混合酸的滴定(1)按仪器使用方法调节仪器并清洗电极和搅拌子。
(2)准确移取混合酸40ml于250ml烧杯中，放入搅拌子，滴加几滴酚酞指示剂。
电导滴定法测食醋中乙酸的含量
电导滴定法测食醋中乙酸的含量一、实验目的1.学习点到测定的原理2.掌握电导滴定法测食醋中乙酸的含量的方法3.进一步掌握电导仪的使用二、实验原理电导滴定法是根据滴定过程中被滴定溶液电导的变化来确定滴定终点的一种容量分析方法。
电解质的电导取决于溶液中离子的种类和离子的浓度。
在电导滴定过程中，由于离子的种类和浓度发生了变化，因而电导也发生了变化，据此可以确定滴定终点。
食醋中酸只要是乙酸，用NaOH滴定食醋，开始时部分高摩尔电导的氢离子被中和，溶液的电导有所下降，随后溶液中生成了乙酸-乙酸钠缓冲溶液，氢离子的浓度受到控制。
随后摩尔电导较小的Na+ 浓度逐渐升高。
在化学计量点之前，电导缓慢上升，在接近化学计量点时乙酸分解，转折不明显。
在化学计量点之后，电导开始迅速上升。
作两条电导上升近似直线的延长线，其延长线的交点即为化学计量点。
三、仪器与试剂DDS-11A型电导率仪，电导电极，电磁搅拌器，搅拌子。
25mL碱式滴定管， 200mL烧杯，2mL移液管。
0.1mol/L NaOH标准溶液。
四、实验步骤1.洗净25mL减式滴定管，并用标准溶液润洗2-3次。
将0.1mol/L NaOH标准溶液装入25mL碱式滴定管，并记录读数。
2.用2mL移液管移取1.5mL食醋于200mL烧杯中，加入100mL去离子水。
放入搅拌子，置烧杯于电磁搅拌器上搅拌，插入电极，测量并记录溶液的电导。
3.用0.1mol/L NaOH标准溶液进行滴定，每滴加1mL测量一次电导率并记录数值，共测量25个点。
平行测定三份。
五、数据的处理1.源数据记录2.绘制图表16.3506计算食醋中乙酸的含量（g/100mL)计量关系由C NaOH V NaOH =C 乙酸V 乙酸得：500.51100100g cV w mL mL ==S ===0.239 *100%S RSD x==3.519% 六、思考题：1. 用电导滴定法测定食醋中乙酸的含量与指示剂法相比，有何优点？ 答：电导法的主要有点就是判断滴定终点比较准确。
电导滴定法测定醋酸的解离常数
电导滴定法测定醋酸的解离常数一、实验目的1．熟悉电导滴定法的基本原理；2．掌握电导滴定法测定弱酸解离常数的实验方法。
二、实验原理溶液的电导随离子的数目、电荷和大小而变化，也随着溶剂的某些特性如粘度的变化而变化。
这样可以预料，不同品种的离子对给定溶液产生不同的电导。
因此，如果溶液里一种离子通过化学反应被另一种大小或电荷不同的离子取代，必然导致溶液的电导发生显著变化。
电导滴定法正是利用这一原理完成欲测物质的定量测定。
一个电解质溶液的总电导，是溶液中所有离子电导的总和。
即：（2－1）式中c i为第i种离子的浓度(mol∙L-1)，λi为其摩尔电导，θ为电导池常数。
弱酸的解离度α与其电导的关系可表示为：（2－2）G c为任意浓度时实际电导值，它是从实验中实际测量的，G100%为同一浓度完全解离时的电导值，它可从不同的滴定曲线计算而得。
醋酸在溶液中的解离平衡为：解离常数K a为：（2－3）根据电解质的电导具有加和性的原理，对任意浓度醋酸在完全解离时的电导值，能从有关滴定曲线上求得。
假如选用氢氧化钠滴定醋酸和盐酸溶液，可从滴定曲线上查得有关电导值后，按下式计算醋酸在100%解离时的电导值。
（2－4）式中G NaAc为醋酸被氢氧化钠滴定至终点的电导值，G NaCl为盐酸被滴定至终点的电导值。
（注意：所述电导值应按式（2－1）校正至相同的物质的量浓度，式（2－4）才成立）。
三、仪器与试剂1．DZDS-A电导仪(南京多助科技发展有限公司)；DJ51C型电导电极（铂黑电极）（南京多助科技发展有限公司）；2．电磁搅拌器（78-1磁力加热搅拌器）（金台市富华仪器有限公司）；3．碱式滴定管（50ml）；4．NaOH标准溶液：0.2000mol∙L-1；醋酸溶液：～0.1mol∙L-1；盐酸溶液：～0.1mol∙L-1。
四、实验步骤1．预热电导仪，联接电导电极。
2．醋酸电导测定（1）溶液配制；移取约0.1mol∙L-1醋酸溶液20mL于300mL的烧杯中，加蒸馏水170mL，放烧杯在电磁搅拌器上，插入洗净的电导电极，注意不能影响搅拌磁子的转动。
电导滴定
电导滴定测定碘酸根的含量电导滴定法是根据滴定过程中溶液电导的变化来确定滴定终点．在滴定过程中，滴定剂与溶液中被测离子生成水、沉淀或难离解的化合物，使溶液的电导发生变化，而在计量点时滴定曲线上出现转折点，指示滴定终点本实验采用盐酸滴定碘酸根,检测范围为0.01M—0.0001M为了提高实验的灵敏度和促进反应的进行常需要加入一些介质,本实验所加介质中含有微过量的碘化钾和硫代硫酸钠。
反应式如下5I- + IO3- + 6H+ === 3I2 + 3H2O开始滴定时溶液中含有大量的碘酸根和碘离子，溶液电导很大，随着盐酸的加入，碘酸根和碘离子生成碘单质，氢离子中和成水，溶液的电导下降，当碘酸根完全反应后，所加入的盐酸又使溶液的电导上升，故可根据电导突越来确定滴定终点。
由于碘化钾微过量，所以刚好能够保证碘酸根的完全转化，因此对实验结果影响几乎没有，硫代硫酸钠会与生成的碘以及溶液中的碘酸根反应对实验影响很大，故本实验只讨论硫代硫酸钠对实验结果的影响。
反应如下Na2S2O3+I2==== Na2S4O6 +2NaI4IO3[-] + 3S2O3[2-] + 3H2O === 4I- + 6SO4[2-] + 6H+2S4O6 2-+4H+=3S+5SO2+2H2O由以上反应可以看出，硫代硫酸钠不仅与碘酸根反应还会与生成的碘反应与碘反应后的连四硫酸钠还会与盐酸反应，对实验影响较为复杂，不容易测定具体的影响。
但I2 不会对实验产生影响故可事先在溶液中加入微过量的I2除去硫代硫酸钠。
首先Na2S2O3+I2==== Na2S4O6 +2NaI碘化钠对实验无影响且正好提供碘离子是碘酸根转化为碘单质。
随着盐酸的加入2S4O6 2-+4H+=3S+5SO2+2H2O可根据硫沉淀的量得连四硫酸钠消耗盐酸的量，总的盐酸用量减去连四硫酸根用量即为碘酸根消耗盐酸的量，可求出碘酸根含量。
实验仪器与试剂：仪器：电导仪试剂：碘标液，碘化钾，盐酸实验步骤：首先准备好仪器，在视野中加入过量的碘标液，用盐酸进行滴定，当发现电导发生突越时停止实验，记下此时消耗盐酸的量，平行测定3次取平均值为v1，过滤干燥称量硫的质量。
电导滴定实验报告
电导滴定实验报告一、实验目的1. 了解电导滴定的基本原理和方法。
2. 掌握电导滴定的操作技能和数据分析。
二、实验原理电导滴定是以电导变化为指示量的滴定法，是一种新型滴定方法。
电导滴定主要基于电解质和电性无关物质（如酸、碱等）的化学滴定过程中所引起的导电度变化。
在滴定过程中，当加入滴定试剂引起体系中电离度的变化，从而导致电导变化，借助电导计来检测滴定曲线上导电度的变化。
在滴定曲线中，导电度随试剂的加入呈现一定的趋势，滴定终点可通过导电度的变化来确定，以此作为滴定终点的指示。
实验过程中，通过使用滴定管取一定体积的样品，滴加标准滴定液，记录导电度的变化。
在滴加到终点时导电度会有显著变化，以此判断终点的进一步滴加会引起导电度的变化和所需要的试剂量。
三、实验步骤1. 准备试液和化学试剂。
将5 mL左右的样品装入烧杯中，并以去离子水稀释至约100 mL。
标准盐酸试剂（0.1 mol/L）和标准氢氧化钠试剂（0.1 mol/L）需要进行稀释，制备成浓度为0.01 mol/L的滴定液。
取出标定好的电导计并打开电源，等待电导计预热至稳定状态。
2. 进行电导滴定。
a) 将100 mL体积瓶中的待测液体置于磁力搅拌器上，以控制搅拌速度，并接入电导计，以记录导电度变化。
b) 使用枪头滴定管取10 mL的待测液加入装有磁力搅拌器的100 mL体积瓶中。
c) 以1~2滴的水滴大小将标准盐酸或氢氧化钠溶液分别滴加入上述容器中。
d) 在滴定过程中，持续搅拌，并记录导电度的变化曲线。
e) 当导电度变化较大，且呈现线性趋势时，可判断其已到达滴定终点，记录滴定所需试剂数量，并计算出样品中的分析物质含量。
四、实验数据处理实验数据如下所示：盐酸滴定实验氢氧化钠滴定实验0.0 ml 1 4.56 μS/cm 11.12 μS/cm试剂体积为盐酸和氢氧化钠滴定实验中所需的体积，滴定次数和对应导电度的曲线图在结果部分附有。
五、实验结果根据盐酸滴定实验的数据，终点电导度为4.44 μS/cm，滴定所需体积为1.5 ml；因此，样品中分析物的含量分别为：盐酸滴定实验：[分析物]=0.01 mol/Lx 1.5 mL/100 mL=0.00015 mol/L。
电导滴定法测定食醋中乙酸的含量
电导滴定法测定食醋中乙酸的含量一、实验目的1．学习电导滴定法的测定原理。
2．掌握电导滴定法测定食醋中乙酸含量的方法。
3．进一步掌握电导率仪的使用。
二、实验仪器DDS-1lA型电导率仪，电导电极，电磁搅拌器，搅拌子。
25mL碱式滴定管，200mL烧杯，2mL吸量管。
0.1mol·L-1 NaOH标准溶液，食醋。
三、实验原理：电导滴定法：根据滴定过程中被滴定溶液电导的变化来确定滴定终点的一种容量分析方法。
电解质溶液的电导取决于溶液中离子的种类和离子的浓度。
在电导滴定中，由于溶液中离子的种类和浓度发生了变化，因而电导也发生了变化，据此可确定滴定的终点。
（1）醋酸含量测定食醋中的酸主要是醋酸，此外还含有少量其它弱酸。
本实验以酚酞为指示剂，用NaOH标准溶液滴定，可测出酸的总量。
结果按醋酸计算。
反应式为NaOH + HAc = NaAc + H2OC NaOH × V NaOH = C HAc × V HAcC HAc = C NaOH × V NaOH/V HAc反应产物为NaAc，为强碱弱酸盐，则终点时溶液的pH>7，因此，以酚酞为指示剂。
（2）NaOH的标定NaOH易吸收水分及空气中的CO2，因此，不能用直接法配制标准溶液。
需要先配成近似浓度的溶液（通常为0.1mol/L），然后用基准物质标定。
邻苯二甲酸氢钾和草酸常用作标定碱的基准物质。
邻苯二甲酸氢钾易制得纯品，在空气中不吸水，容易保存，摩尔质量大，是一种较好的基准物质。
标定NaOH反应式为：KHC8H4O4 + NaOH = KNaC8H4O4 + H2Om/M = C NaOH × V NaOH（L）C NaOH = m/（M × V NaOH）（L）四、实验步骤：（1）0.1mol·L-1 NaOH标准溶液的标定用减量法准确称取0.3~0.4 g KHC8H4O4三份，加25mL蒸馏水溶解。
电导滴定法
电导滴定法测定饮料PH值一、目的要求1．掌握电导滴定法测定饮料PH值的原理和方法。
2．掌握电导仪的使用方法和技术二、实验原理在一定温度下，电解质溶液的电导率与溶液中的离子组成和浓度有关，而滴定过程中系统的离子组成和浓度都在不断变化，因此可以利用电导率的变化来指示反应终点。
电导滴定法是利用滴定终点前后电导率的变化来确定终点的滴定分析方法。
该方法的主要优点是，可用于很稀溶液、有色或混浊溶液、没有合适指示剂体系的测定。
电导滴定法不仅可用于酸碱反应，也可用于氧化还原反应、配位反应和沉淀反应。
本实验采用电导滴定法测定饮料的pH值。
用NaOH滴定饮料的反应为：H+ + HCO3- +CO32-+ 2Na+ + OH－==2 Na+ +2CO32-+H2OH+和OH－的电导率都很大，Na+、CO32-及产物H2O的电导率都很小。
在滴定开始前由于H+浓度较大，所以溶液的电导率较大；随着NaOH的加入，溶液中的H+和HCO3-不断与OH－结合成电导率很小的H2O和CO32-，因此在理论终点前，溶液的电导率不断下降。
当达到理论终点时溶液具有纯NaCl的电导率，此时电导率为最低。
当过量的NaOH加入后，溶液中OH－浓度不断增大，因此溶液的电导率随NaOH的加入而增大。
其电导滴定曲线可通过测得的数据描点得出，由滴定曲线的转折点即可确定滴定终点。
为了避免滴定过程中由于滴定剂加入过多使得总体积变化过大而引起溶液电导率的改变，一般要求滴定剂的浓度比待测定溶液大10倍。
三、实验用品1．仪器：（DDS－11A型）电导仪（DJS－1型）铂黑电极烧杯（100mL）电导池移液管（50mL）量筒（50mL）碱式滴定管（10mL）2．药品：0.1000 mol · L－1NaOH 饮料四、操作步骤1．装好电导池，按（DDS－11A型）电导仪的使用方法开启电导仪（参阅19－3电导仪）。
2．测定用移液管移取50.00mL待测溶液于一干净100mL烧杯中，将电导电极插入溶液中，测此时溶液电导率，待读数稳定后记录数据。
电导滴定_实验报告
一、实验目的1. 掌握电导滴定法测定盐酸和乙酸溶液浓度的原理和方法。
2. 熟悉电导仪的使用方法和技术。
3. 了解电导滴定在分析化学中的应用。
二、实验原理电导滴定法是一种利用滴定过程中溶液电导率变化来确定滴定终点的滴定分析方法。
在电导滴定过程中，随着滴定剂的加入，溶液中离子的种类和浓度发生变化，从而导致电导率的变化。
通过测量电导率的变化，可以确定滴定终点。
在本实验中，我们使用NaOH溶液滴定盐酸（HCl）和乙酸（HAc）溶液。
由于HCl和HAc都是强酸，它们在水中完全电离，产生大量的H+离子。
在滴定过程中，NaOH与H+离子反应生成水，使得溶液中的离子浓度发生变化，从而引起电导率的变化。
三、实验仪器与试剂1. 仪器：电导仪、滴定管、锥形瓶、移液管、洗瓶、磁力搅拌器、电子天平等。
2. 试剂：盐酸溶液（1.0 mol/L）、乙酸溶液（1.0 mol/L）、NaOH标准溶液（0.1 mol/L）、酚酞指示剂、蒸馏水等。
四、实验步骤1. 准备盐酸溶液和乙酸溶液，用移液管准确移取一定体积的溶液于锥形瓶中。
2. 在锥形瓶中加入适量的酚酞指示剂，用蒸馏水稀释至刻度。
3. 将溶液置于磁力搅拌器上，打开电导仪，调节仪器至合适的测量范围。
4. 使用滴定管滴加NaOH标准溶液，边滴加边搅拌，观察溶液颜色变化。
5. 当溶液颜色由无色变为浅红色时，停止滴定，记录NaOH标准溶液的体积。
6. 重复步骤1-5，进行三次平行实验。
五、实验数据与处理1. 计算NaOH标准溶液的平均体积。
2. 根据NaOH标准溶液的浓度和体积，计算盐酸和乙酸溶液的浓度。
六、结果与分析1. 盐酸溶液的浓度为：1.23 mol/L（±0.02 mol/L）。
2. 乙酸溶液的浓度为：1.19 mol/L（±0.01 mol/L）。
通过实验结果可以看出，电导滴定法可以有效地测定盐酸和乙酸溶液的浓度。
实验过程中，我们使用了酚酞指示剂来判断滴定终点，并采用磁力搅拌器保证溶液均匀混合。
实验10 电导滴定法测定HAC的解离常数Ka
实验 电导滴定法测定HAc 的解离常数K a[实验目的]1.掌握电导滴定法的基本原理2.掌握电导滴定法测定HAc 的解离常数的实验方法[方法原理]1.电导滴定法：将一种电解质溶液（滴定剂）滴加到被测物质的溶液中，使二者发生化学反应生成难电离的物质或难溶性物质，则溶液中原有的某种离子，被另一种离子取代，从而引起溶液电导的变化。
如用NaOH 滴定HCI ：反应式为： H + + CI - +Na + + OH - = CI - +Na + +H 2O （难电离）+H λ=349.8S.cm 2.moL -1 +Na λ=50.11 S.cm 2.moL -1 -OH λ=199 S.cm 2.moL -1在化学计量点之前，随着NaOH 的加入，溶液中摩尔电导大的H +不断被摩尔电导小的Na +所代替，因此溶液的电导不断下降；化学计量点之后，随着NaOH 的加入，溶液中OH -和Na +的浓度增加，电导也增加。
滴定曲线：G(⨯103)S P V NaOH (mL)用NaOH 滴定HAc:反应式为: HAc+ Na + + OH - = Na + + Ac -+H 2O （难电离）滴定曲线：G(⨯103)0 S P V NaOH (mL)据化学计量点消耗的V NaOH 及C NaOH ，可计算出HCI 或HAC 的准确浓度。
C 0HAc =HAC NaOHSP V V C )(1mol.L -1 C 0HCI = HCI SPNaOH V V C )(2 mol.L -12. HAc 电离常数的测定在水溶液中, HAc H + +Ac -c αK== （1）1－α而 α=HACC G G （2） G C — 浓度为C 是测的电导 G HAc ——相同浓度C 时，HAc 完全解离时的电导 代入（1）式得：K a =)(2C HAC HAC C G G G CG - （3） 据电导具有加和性的原理G HAc =G NaAc +G HCI -G NaCI (4)上式成立的前提：是各物质的量浓度必须相等。
电导滴定实验报告
电导滴定实验报告电导滴定实验报告引言：电导滴定实验是一种常用的化学分析方法，通过测量溶液的电导性来确定其中的物质浓度。
该实验具有简单、快速、准确的特点，因此被广泛应用于环境监测、药物分析、食品检测等领域。
本报告旨在详细介绍电导滴定实验的原理、步骤和实验结果，并对实验中的一些关键问题进行讨论。
一、实验原理电导滴定实验基于溶液中离子传导电流的原理。
当溶液中存在离子时，离子之间会形成离子-离子间的电导路径，从而导致溶液具有一定的电导性。
通过测量溶液的电导率变化，可以推断出其中离子的浓度。
二、实验步骤1. 准备工作：根据实验要求，准备好所需的试剂和仪器设备，确保实验环境干净整洁。
2. 校准仪器：使用标准溶液对电导计进行校准，保证测量结果的准确性。
3. 取样：按照实验要求，取适量的待测溶液样品。
4. 滴定：将标准溶液滴定至待测溶液中，滴定过程中记录电导计示数的变化。
5. 终点判定：当滴定过程中电导计示数发生明显变化时，即可判定滴定终点已达到。
6. 计算结果：根据滴定过程中消耗的标准溶液体积和浓度，计算出待测溶液中目标物质的浓度。
三、实验结果在本次实验中，我们以硫酸钠标准溶液滴定硫酸钠待测溶液为例，测得滴定终点出现在滴定过程中滴定液颜色由无色变为淡黄色的时刻。
记录滴定终点时电导计示数为10.5 mS/cm。
通过计算，得出待测溶液中硫酸钠的浓度为0.1mol/L。
四、实验讨论1. 滴定终点的判定：滴定终点的准确判定对实验结果的可靠性至关重要。
在本次实验中，我们以颜色变化作为滴定终点的判断依据，但这种方法可能存在主观性和误差。
为提高准确性，可以考虑使用自动滴定仪器或使用指示剂辅助判定终点。
2. 电导计的准确性：电导计是测量电导率的关键仪器，其准确性直接影响实验结果的可靠性。
在实验中，我们对电导计进行了校准，但仍需注意保持仪器的良好状态，定期进行校准和维护。
3. 实验条件的控制：实验条件的控制对实验结果的准确性和可重复性具有重要影响。
1.混合酸的电导滴定
实验一混合酸的电导滴定一、实验目的1．巩固电导滴定的理论知识2．了解电导滴定测定混酸浓度的基本原理和实验方法。
3．掌握DDS—11A型电导率仪的结构、性能和使用方法4. 运用pH—曲线和(ΔpH／ΔV)—V曲线与二级微商法确定滴定终点。
二、实验原理电导滴定是电容量分析法的一种，其终点是根据滴定过程中电导的变化来确定的。
用NaOH溶液滴定HCl和HAc的混合液时，HCl首先被中和，溶液中迁移速度较大的H+被加入的OH-中和而生成难电离的水以及迁移速度较小的Na+，反应如下H+ + Cl- + Na+ + OH- = Na++ Cl- + H2O=50.0×10-4Ω-1，λθ，已知Na+的摩尔电导小于H+的摩尔电导（λθ，Na+=341.8×10-4Ω-1）因此，在化学计量电前，随着滴定的进行，溶液的电导H+逐渐下降，在化学计量点后，随着过量的氢氧化钠溶液的加入，溶液中的OH-和 Na+浓度的增加，溶液的电导液随之增大，当HCl被完全中和后，HAc开始被中和生成难电离的水和易被离解的NaAc,其反应如下：H+ + Ac- + Na+ + OH- = Na+ Ac - + H2O所以电导略有增加，当氢氧化钠过量时，由于溶液中OH-迁移速度较大使电导迅速上升，以溶液的电导为纵坐标，滴定剂氢氧化钠的体积为横坐标灰土，得出具有两个拐点的滴定曲线。
根据拐点处氢氧化钠的体积，依据等当点定律可计算出HCl和HAc各自的含量。
三、仪器与试剂1. 仪器：DDS—11A型电导率仪，磁力搅拌器，DJS—2铂黑电导电极，滴定台，碱式滴定管，烧杯2只，移液管1支，吸耳球2. 试剂：0.1mol/LNaOH标准溶液，1%酚酞指示剂，未知混合酸，邻苯二甲酸氢钾四、实验步骤1．氢氧化钠的标定：参阅分析化学实验中碱的标定测定步骤2.混合酸的滴定（1）按仪器使用方法调节仪器并清洗电极和搅拌子。
（2）准确移取混合酸40ml于250ml烧杯中，放入搅拌子，滴加几滴酚酞指示剂。
电导的测定及其应用实验报告.doc
电导的测定及其应用一、实验目的1、测量KCl水溶液的电导率，求算它的无限稀释摩尔电导率。
2、用电导法测量醋酸在水溶液中的解离平衡常数。
3、掌握恒温水槽及电导率仪的使用方法。
二、实验原理1、电导G可表示为：(1)式中，k为电导率，电极间距离为l，电极面积为A，l/A为电导池常数Kcell，单位为m-1。
本实验是用一种已知电导率值的溶液先求出Kcell，然后把欲测溶液放入该电导池测出其电导值G，根据（1）式求出电导率k。
摩尔电导率与电导率的关系：(2)式中C为该溶液的浓度，单位为mol·m-3。
2、总是随着溶液的浓度降低而增大的。
对强电解质稀溶液，(3)式中是溶液在无限稀释时的极限摩尔电导率。
A为常数，故将对c作图得到的直线外推至C=0处，可求得。
3、对弱电解质溶液，(4)式中、分别表示正、负离子的无限稀释摩尔电导率。
在弱电解质的稀薄溶液中，解离度与摩尔电导率的关系为：(5)对于HAc，(6)HAc的可通过下式求得：把(4)代入(1)得：或以C对作图，其直线的斜率为，如知道值，就可算出K o三、实验仪器、试剂仪器：梅特勒326电导率仪1台，电导电极1台，量杯（50ml）2只，移液管（25ml）3只，洗瓶1只，洗耳球1只试剂：10.00（mol·m-3）KCl溶液，100.0（mol·m-3）HAc溶液，电导水四、实验步骤1、打开电导率仪开关，预热5min。
2、KCl溶液电导率测定：⑴用移液管准确移取10.00（mol·m-3）KCl溶液25.00 ml于洁净、干燥的量杯中，测定其电导率3次，取平均值。
⑵再用移液管准确移取25.00 ml电导水，置于上述量杯中；搅拌均匀后，测定其电导率3次，取平均值。
⑶用移液管准确移出25.00 ml上述量杯中的溶液，弃去；再准确移入25.00 ml电导水，只于上述量杯中；搅拌均匀后，测定其电导率3次，取平均值。
⑷重复⑶的步骤2次。
实验二 电导滴定法测定食醋中乙酸的含量20160408
本实验采用电导滴定法测定食醋中HAc的浓度。
m∞
HAc + NaOH = Na+ + Ac－+H2O+OH50.11 40.9
198.6
溶液中离子导电能力通常用极限摩尔电导来衡量。
二、实训原理
食醋中的酸主要是乙酸，用氢氧化钠滴定食醋 其反应式为： HAc + NaOH = Na+ + Ac－+H2O+OH•滴定开始时， HAc的解离度不大，因而未滴定前H+和Ac－的 浓度较小，电导率很低；随着滴定的不断进行，HAc浓度逐渐 减小， Na+ 、Ac－浓度不断增大。故溶液的电导率由极小点不 断增加至理论终点，但增加的较为缓慢。理论终点后NaOH过 量，溶液中电导率很大的OH－浓度不断增加，因此电导率迅速 增加。由滴定曲线的转折点即可确定滴定终点。
实验二 电导滴定法测定食醋中乙酸的含量
化学教研室 陈先玉
一、实训目的
1．掌握电导滴定法的测定原理。 2. 掌握电导滴定法测定食醋中乙酸含量的方法。 3. 掌握电导率仪的使用方法
二、实训原理
在一定温度下，电解质溶液的电导率与溶液中的离子组成
和浓度有关，而滴定过程中系统的离子组成和浓度都在不断变
化，因此可以利用电导率的变化来指示反应终点。 电导滴定法是利用滴定终点前后电导率的变化来确定终点 的滴定分析方法。该方法的主要优点是，可用于很稀溶液、有 色或混浊溶液、没有合适指示剂体系的测定。
三、实训指导
（一）DDS—11A型电导率仪的使用
7.选择高周 将“高周、低周”开关扳向高周位置，1-7量程 为“低周”，8-11量程为“高周” 8. 测量电导率 将“校正—测量”开关置于“测量”位，“量 程”置黑(B)点档，则读表面上行刻度，“量程”置红(R)档，则 读数为下行刻度。表针指示数乘以“量程”倍率即为溶液电导 率。 例： “量程”置x102档，指示值为0.5，则被测值为 0.5×102＝50μ S／cm。 9.重复测定两次 再扳回“校正”位置，看指针是否满刻度。再 扳回“测量”位置，重复测定一次，取其平均值。 10、实验结束 将“校正、测量”开关扳到“校正”位置，取 出电极，用蒸馏水冲洗后，放回盒中。关闭电源，拔下插头。
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电导滴定实验报告篇一：《电导滴定分析法测定未知酸》实验报告实验五电导滴定分析法测定未知酸一．实验目的1. 掌握电导率仪结构和测定溶液电导值的基本操作；2.了解电导电极的结构和使用；3.掌握电导滴定的基本原理和判断终点的办法。
二．实验原理在滴定分析中，一般采用指示剂来判断滴定终点，但是稀溶液的滴定终点突跃甚小，而有色溶液的颜色会影响对指示剂在终点时颜色变化的判断，因此在稀溶液和有色溶液的滴定分析中，无法采用指示剂来判断终点。
本实验借助于滴定过程中离子浓度变化而引起的电导值的变化来判断滴定终点，这种方法称为电导滴定。
NaOH溶液与HCL溶液的滴定中，在滴定开始时，由于氢离子的极限摩尔电导值较大，测定的溶液电导值也较大；随着滴定进行，H+和OH-离子不断结合生成不导电的水，在H+浓度不断下降的同时增加同等量的Na+离子，但是Na+离子导电能力小于H+离子，因此溶液的电导值也是不断下降的；在化学计量点以后，随着过量的NaOH溶液不断加入，溶液中增加了具有较强导电能力的OH-离子，因而溶液的电导值又会不断增加。
由此可以判断，溶液具有最小电导值时所对应的滴定剂体积即为滴定终点。
三：实验仪器与试剂1.DDS-307型电导率仪2.DJS-1C型电导电极3.85-1磁力搅拌器一台4.0.1000mol/L NaOH标准溶液5.未知浓度HCL溶液6.10ml移液管1只7.100ml玻璃烧杯1个四．实验步骤1.滴定前准备按照滴定分析基本要求洗涤，润洗滴定管，装入0.1000mol/L的NaOH标准溶液，调节滴定液面至“0.00ml”处。
用移液管准确移取5.00ml未知浓度HCL溶液于100ml 玻璃烧杯中，加入50ml蒸馏水稀释被测溶液，将烧杯置于磁力搅拌器上，放入搅拌珠。
按照要求将电导电极插入被测溶液；调节仪器“常数”旋钮至1.004；将仪器的“量程”旋钮旋至检查档；将“校准”旋钮旋至100；调节“温度”旋钮至室温21℃；将“量程”旋钮置于合适的量程范围。
即可开始测量。
2.滴定过程中溶液电导值测定按照下表依次滴加0.1000mol/L的NaOH标准溶液，读取并记录电导率仪上的电导值。
五．实验数据处理1.滴定曲线绘制以测定的溶液电导值为纵坐标，滴加的NaOH标准溶液体积为横坐标制图，绘制电导滴定曲线，并采用作图法在滴定曲线上求出滴定终点所对应的滴定剂体积。
2.未知浓度HCL溶液的浓度计算根据NaOH标准溶液的浓度，滴定终点时的滴定剂的体积，采用下式计算未知浓度HCL溶液的浓度：cx?六．实验小结与讨论1.实验前碱式滴定管必须清洗干净，并用0.1000mol/L 的标准NaOH溶液润洗2-3次。
2.注意调节好磁力搅拌器的速度（注意观察搅拌珠的旋转以判断速度），不能过快而使液体飞溅，亦不能过慢而未使溶液混合均匀，而影响滴定结果。
3.将电导电极插入溶液时，要注意插入的深度及位置，既要保证搅拌cNaOH?Vep5.00=珠不会损坏电极，也要保证滴定时的方便操作。
4.滴定开始前，要注意碱式滴定管的尖嘴处是否有空气，若有，一定要排空，且在后续的滴定操作中要注意控制胶管中的玻璃珠以控制差不多一次滴的滴定速度，这样即可保证不会留有空气柱。
5.一次滴定结束后，电导率仪显示的值会跳动，这是因为溶液还在混匀之中，要待其稳定后再记录电导值。
6.本次试验的误差主要来自于碱式滴定管的操作，因中途滴定中未控制好流速而使胶管中留有一段空气。
篇二：电导滴定(1)物理化学设计性实验报告实验组员：陈禹志 1131036 杨通怀 1131041谢廷波1131017 苏河涛 1131015赵春花 1131042 刘燕飞 1131043 周福乾 1131018 电导滴定法测定盐酸溶液和乙酸溶液的浓度一、目的要求1．掌握电导滴定法测定盐酸和乙酸溶液浓度的原理和方法。
2．掌握电导仪的使用方法和技术二、实验原理在一定温度下，电解质溶液的电导率与溶液中的离子组成和浓度有关，而滴定过程中系统的离子组成和浓度都在不断变化，因此可以利用电导率的变化来指示反应终点。
电导滴定法是利用滴定终点前后电导率的变化来确定终点的滴定分析方法。
该方法的主要优点是，可用于很稀溶液、有色或混浊溶液、没有合适指示剂体系的测定。
电导滴定法不仅可用于酸碱反应，也可用于氧化还原反应、配位反应和沉淀反应。
本实验采用电导滴定法测定HCl和HAc溶液的浓度。
用NaOH滴定HCl的反应为：H+ + Cl + Na+ + OH == Na+ + Cl+H2OH+和OH－的电导率都很大，Na+、 Cl－及产物H2O的电导率都很小。
在滴定开始前－－－由于H+浓度很大，所以溶液的电导率很大；随着NaOH的加入，溶液中的H+不断与OH －结合成电导率很小的H2O，因此在理论终点前，溶液的电导率不断下降。
当达到理论终点时溶液具有纯NaCl的电导率，此时电导率为最低。
当过量的NaOH加入后，溶液中OH －浓度不断增大，因此溶液的电导率随NaOH的加入而增大。
其电导滴定曲线见图15－1中1所示，由滴定曲线的转折点即可确定滴定终点。
用NaOH滴定HAc的反应式为：HAc + Na+ + OH－ == Na+ + Ac－+H2O其电导滴定曲线如图15－1中2 所示。
HAc的解离度不大，因而未滴定前H+和Ac－的浓度较小，电导率很低；滴定刚开始时，电导率先略有下降，这是因为少量NaOH －－加入后H+与OH结合为电导率很小的H2O，生成的Ac产生同离子效应使得解离度减小。
随着滴定的不断进行，非电导的HAc浓度逐渐减小，Na+ 、Ac－浓度不断增大。
故溶液的电导率由极小点不断增加至理论终点，但增加的较为缓慢。
理论终点后NaOH过量，溶液中电导率很大的OH浓度不断增加，因此电导率迅速增加。
由滴定曲线的转折点即可确定滴定终点[1]。
－图15—1 电导滴定曲线1—NaOH滴定HCl；2—NaOH滴定HAc三、实验用品1．仪器（DDS－11A型）电导仪（DJS－1型）铂黑电极烧杯（200mL）移液管（50mL）量筒（50mL）碱式滴定管（10mL）2．试剂0.5125mol · L1NaOH约0.0924 mol · L－－1 HAc 约4mol · L1HCl－四、操作步骤1. 取1mLHCl于烧杯并稀释100倍（为了避免滴定过程中由于滴定剂加入过多使得总体积变化过大而引起溶液电导率的改变，一般要求滴定剂的浓度比待测定溶液大10倍。
）2.装好电导池，按（DDS－11A型）电导仪的使用方法开启电导仪3．测定（1）用移液管移取50.00mL待测HCl溶液于一干净200mL 烧杯中，加入50mL去离子水，充分搅拌后，将电导电极插入溶液中，测此时溶液电导率，待读数稳定后记录数据。
然后用滴定管加入NaOH标准溶液，每加0.50mL充分搅拌后，测定并记录溶液的电导率，当溶液电导率由减小转为开始增大后，再测4～5个点即可停止。
（2）用移液管移取50.00mL待测HAc溶液于干净的200mL 烧杯中，加入50mL去离子水，测定步骤与测HCl的电导滴定法相同，当溶液电导率由缓慢增加转为显著增加后，再测4～5个点即可停止。
实验完毕，用去离子水冲洗电极，将电极浸泡在去离子水中。
五、数据处理1. 记录实验数据NaOH滴定HCl溶液NaOH滴定HAc溶液2．计算浓度分别以κ对V(NaOH)作图，求得滴定终点时所消耗NaOH 标准溶液体积V终，计算HCl和HAc溶液的物质量浓度。
lc六、结果与讨论1．溶液配制时是大浓度向小浓度稀释的。
一旦某上一浓度出现偏差，则将影响到后面的浓度，因此在稀释时要及时小心，这也是影响实验准确性的一个很重要的因素。
2．电导滴定法主意优点就是判断滴定终点比较准确。
而指示法是用肉眼来判断滴定终点，误差较大。
而电导滴定法是根据滴定过程中被滴定电导的变化来确定滴定终点，它用仪器来滴定，并用作图法来确定，误差较小。
3、以NaOH滴定HAc时，由于Ac－水解的原因，滴定终点附近曲线会弯曲，使得转折并不十分显著，但滴定终点前后电导曲线走向会有明显的改变，因此可以通过滴定终点前后直线部分延线相交而求得理论终点的位置。
实际测得的电导率值常常由于水的解离产生H+和OH－而位于该点的上面。
4、为了避免滴定过程中由于滴定剂加入过多使得总体积变化过大而引起溶液电导率的改变，一般要求滴定剂的浓度比待测定溶液大10倍。
七、实验总结总体来说本次实验比较成功，没有出现操作错误。
通过本次实验掌握了电导仪的使用方法，进一步巩固了减时滴定管的使用方法及要点。
篇三：电导的测定及其应用实验报告电导的测定及其应用一、实验目的1、测量KCl水溶液的电导率，求算它的无限稀释摩尔电导率。
2、用电导法测量醋酸在水溶液中的解离平衡常数。
3、掌握恒温水槽及电导率仪的使用方法。
二、实验原理1、电导G可表示为：(1)式中，k为电导率，电极间距离为l，电极面积为A，l/A 为电导池常数Kcell，单位为m-1。
本实验是用一种已知电导率值的溶液先求出Kcell，然后把欲测溶液放入该电导池测出其电导值G，根据（1）式求出电导率k。
摩尔电导率与电导率的关系：(2)-3式中C为该溶液的浓度，单位为mol·m。
2、总是随着溶液的浓度降低而增大的。
对强电解质稀溶液，式中(3)对c作图得到的直线外推是溶液在无限稀释时的极限摩尔电导率。
A为常数，故将。
(4)至C=0处，可求得3、对弱电解质溶液，式中、分别表示正、负离子的无限稀释摩尔电导率。
在弱电解质的稀薄溶液中，解离度与摩尔电导率的关系为： (5)对于HAc，HAc的(6)可通过下式求得：把(4)代入(1)得：以C对作图，其直线的斜率为或，如知道值，就可算出Ko三、实验仪器、试剂仪器：梅特勒326电导率仪1台，电导电极1台，量杯（50ml）2只，移液管（25ml）3只，洗瓶1只，洗耳球1只试剂：10.00（mol·m-3）KCl溶液，100.0（mol·m-3）HAc溶液，电导水四、实验步骤1、打开电导率仪开关，预热5min。
2、KCl溶液电导率测定：⑴用移液管准确移取10.00（mol·m-3）KCl溶液25.00ml于洁净、干燥的量杯中，测定其电导率3次，取平均值。
⑵再用移液管准确移取25.00 ml电导水，置于上述量杯中；搅拌均匀后，测定其电导率3次，取平均值。
⑶用移液管准确移出25.00 ml上述量杯中的溶液，弃去；再准确移入25.00 ml电导水，只于上述量杯中；搅拌均匀后，测定其电导率3次，取平均值。
⑷重复⑶的步骤2次。
⑸倾去电导池中的KCl溶液，用电导水洗净量杯和电极，量杯放回烘箱，电极用滤纸吸干 3、HAc溶液和电导水的电导率测定：⑴用移液管准确移入100.0（mol·m）HAc溶液25.00 ml，置于洁净、干燥的量杯中，测定其电导率3次，取平均值。