电导滴定实验报告doc
电导的测定及其应用实验报告
电导的测定及其应用实验报告实验报告：电导的测定及其应用
实验目的：
掌握电导的基本概念，掌握测定电导的方法及其计算公式，了
解电导在实际应用中的作用。
实验仪器：
电导率仪、盐酸溶液、去离子水、容量瓶、计时器、玻璃棒
实验步骤：
1.取一定体积的盐酸溶液（如10ml），加入同体积的去离子水，混合均匀。
2.用电导率仪测定混合液的电导率，并记录数据。
3.将测得的电导率和混合液的浓度数据代入计算公式计算电导率。
4.重复以上步骤，每次调整混合液的浓度（如1mol/L、
0.5mol/L、0.25mol/L、0.125mol/L、0.0625mol/L），同时记录电导率和浓度数据，并计算电导率。
5.根据实验数据绘制电导率-浓度曲线图。
6.分析实验数据，探索电导在实际应用中的作用。
实验结果：
通过实验，我们得出了盐酸溶液的电导率随其浓度降低而降低
的规律，同时得出了电导率-浓度曲线图。从实验结果中，我们可
以得出电导在工业、生物、环境等领域中的重要应用，如用于污
水处理、药品生产等。
实验结论：
电导是溶液中离子传导电流的能力，用电导率仪可以测量电导。实验结果表明，电导率随着溶液浓度的降低而降低。电导在工业、生物、环境等领域中具有重要的应用，比如污水处理、药品生产等。
实验注意事项：
1.曲线图中需要标出坐标轴和单位。
2.清洗容器时，使用去离子水。用盐酸溶液清洗容器会影响实
验数据。
3.操作时，要注意安全，尤其是向容器中加入浓盐酸时。
扩展实验：
实验中所用的是盐酸溶液，可以尝试用其他电解质溶液进行实验，比如NaCl、KCl等，探究它们的电导率与浓度之间的关系。另外，也可以尝试利用电导率仪测量水中离子的含量，了解水质情况。
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）；
电导的测定及其应用实验报告
电导的测定及其应用之马矢奏春创作
创作时间：贰零贰壹年柒月贰叁拾日
一、实验目的
1、丈量KCl水溶液的电导率，求算它的无限稀释摩尔电导率。
2、用电导法丈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可暗示为： (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、分别暗示正、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、实验步调
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 ml于洁净、干燥的量杯中，测定其电导率3次，取平均值。
电导测定及其应用实验报告
电导测定及其应用实验报告
篇一：电导的测定及应用实验报告
实验名称
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：对于电解质溶液，常用电导表示其导电能力的大小。电导G是电阻R的倒数，即 G=1/R。电导的单位是西门子，常用S表示。1S=1Ω－1
2、电导率或比电导：κ=Gl/A（
其意义是电极面积为及1m、电极间距为lm的立方体导体的电导，单位为S·m－1。
对电解质溶液而言，令l/A = Kcell，Kcell 称为电导池常数。所以κ=G l/A =G Kcell 3、摩尔电导率：Λm=κ/ C（
强电解质稀溶液的摩尔电导率Λm与浓度有如下关系：
Λm= Λ∞m- AC （
Λ
∞
m为无限稀释摩尔电导率。可见，以
∞
Λm对C作图得一直线，其截距即为Λm。
2
弱电解质溶液中。在无限稀释的溶液中可认为弱电解质已全部电离。此时溶液的摩尔电导率为Λ∞m =V+ Λm ,+ + V- Λm ,-（
根据电离学说,可以认为,弱电解质的电离度α等于在浓度时的摩尔电导Λ与溶液在无限稀释时的电导Λ∞
m之比,即
∞
：α=Λm/ Λm （
4、弱电解质电离平衡常数：弱电解质AB型的电离平衡常数：Kθ=(Cα2)/Cθ（1-α）（所以，通过实验测得α即可得Kθ值。把（
Kθ=(CΛ∞m2)/ Λ∞mCθ（Λ∞m-Λm）（或CΛm=(Λ∞m2) KθCθ1/Λm -Λ∞mKθCθ
以CΛm对1/Λm作图，其直线的斜率为(Λ∞m2) KθC θ，如知道Λ∞m值，就可算出Kθ。三、实验仪器、试剂仪器：梅特勒326电导率仪1台；电导电极一只，量杯(50mL)2个；移液管（25mL）3只；洗瓶一只；洗耳球一只。
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。
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)
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。
盐酸-醋酸混合液的电导滴定
盐酸-醋酸混合液的电导滴定
一、实验目的
1、巩固电导滴定的理论知识；
2、学会电导滴定的分析操作；
3、学会绘制电导滴定曲线及滴定终点的确定方法；．
4、测定HCl和HAc混合溶液中HCl和HAc的含量
二、实验原理
电导滴定是容量分析法的一种，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混合溶液时，HCl首先被中和。溶液中迁移速度较大的H+被加入的OH-中和生成难电离的H2O及迁移速度较小的Na+所代替，反应如下：
H++ Cl- + Na++ OH- = Na++ Cl- +H2O
已知Na+的摩尔电导小于H+的摩尔电导，因此，在等当点前随滴定的进行，溶液的电导不断下降。等当点后，随着过量的NaOH的加入，溶液中的OH-和Na+浓度增加，则溶液的电导也随之增大。当HCl被中和完后，HAc开始被中和，生成难电离的H2O和易离解的NaAc。
所以电导略增加，当NaOH过量时，由于OH-溶液巾OH-迁移速度很大，使电导迅速上升。以溶液的电导为纵坐标，NaOH标准溶液的体积(m1)为横坐标绘图。得出具有两个拐点的滴定曲线，第一个拐点A所对应的体积为滴定HCl时所消耗的NaOH量，而滴定HAc所消耗的NaOH量应为两个拐点A、B所对应的体积之差。
三、仪器与试剂
DDS-11A型电导率仪；DJS-1型铂黑电报；磁力搅拌器。
0.2mol/L NaOH溶液；HCl、HAc混合溶液。
四、实验步骤
1、按仪器使用方法，调好仪器，并清洗外电极。
2、所用的烧杯，移液管应保证洁净，否则要按常规方法洗干净，再用离子交换水或蒸馏水冲洗2-3次。移液管在使用前用试液清洗2-3次。
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。
电导滴定实验报告doc
电导滴定实验报告doc
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。
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 NaOH
SP V V C )(1mol.L -1 C 0HCI = HCI SPNaOH V V C )(2 mol.L -1
2. HAc 电离常数的测定
电导的测定及其应用实验报告
电导的测定及其应用实验报告实验目的，通过实验，了解电导的概念、测定方法及其在实际中的应用。
实验仪器与试剂，导电仪、导电溶液（如盐酸溶液、硫酸溶液等）、导电池、导电板、导电线等。
实验原理，电导是指物质导电能力的大小。在电导实验中，我们通常使用导电仪来测定物质的电导率。导电仪是一种用于测定电导率的仪器，它通过测量电流强度和电压大小来计算出物质的电导率。
实验步骤：
1. 将导电仪连接好，准备好导电板和导电池。
2. 将导电板放入导电溶液中，接通电源，调节导电仪，记录下电流强度和电压大小。
3. 更换不同浓度的导电溶液，重复步骤2，记录下不同溶液的电导率数据。
实验结果与分析：
通过实验测得不同浓度的导电溶液的电导率数据，可以看出随着溶液浓度的增加，电导率也随之增加。这是因为在溶液中，溶质的浓度增加会导致溶液中离子的数量增加，从而增加了电导率。
实验应用：
1. 电导在环境监测中的应用，通过测定水体的电导率，可以判断水质的优劣，监测水体中溶解固体的含量。
2. 电导在化工生产中的应用，在化工生产中，可以通过测定反应液的电导率来监测反应的进行情况，控制反应的速率和产物的纯度。
3. 电导在医学领域的应用，在生物体内，电解质的浓度和离子的活动对人体健
康起着重要作用，通过测定生理液体的电导率，可以判断人体健康状况。
结论，通过本次实验，我们了解了电导的概念、测定方法及其在实际中的应用。电导率是物质导电能力的大小，可以通过导电仪来测定。电导在环境监测、化工生产、医学领域等方面都有着重要的应用价值。
通过本次实验，我们对电导的测定及其应用有了更深入的了解，这对我们今后
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0.1
mol/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。
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
电导滴定法测定HCl溶液和HAc溶液的浓度
15－4 实验八十三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－+H2O
H+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]。
电导的测定及其应用实验报告
电导的测定及其应用之宇文皓月创作
一、实验目的
1、丈量KCl水溶液的电导率，求算它的无限稀释摩尔电导率。
2、用电导法丈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可暗示为： (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、分别暗示正、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、实验步调
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。
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
m-1。
摩尔电导率与电导率的关系： (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)
是溶液在无限稀释时的极限摩尔电导率。A为常数，故将
C=0处，可求得。
、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。
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。
3次，
⑵测定HAc溶液的电导率：
-1-4-1
2、数据处理
/(S·m2·mol-1)
作图
，截距即为，得=154*10
⑵HAc溶液的各组数据填入下表内：
- 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)。
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+H2O
H+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