醋酸电离平衡常数的测定
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。
溶液电导的测定——测HAc的电离平衡常数
溶液电导的测定——测HAc 的电离平衡常数1. 简述电导法测醋酸的电离平衡常数的测量原理。
电解质溶液属于第二类离子导体，它是靠正负离子的定向迁移传递电流，溶液的导电本领可用电导率来表示。
将电解质溶液放入两平行电极之间，两电极距离为l （m ），两电极面积均为A （m 2），这时溶液的电阻、电导、电导率分别为： A l A l R ⋅==κρ1 Al k cell = 1cell k l A R G κκ=== R k cell =κ 电导池常数或电极常数cell k 可用标准溶液（常用氯化钾溶液）标定。
应用同一个电导池，便可通过电阻的测量求其它电解质溶液的电导率。
溶液的摩尔电导率m Λ是指把含有1mol 电解质的溶液置于相距为 1m 的两平行电板电极之间的电导，其单位为S·m 2·mol -1。
摩尔电导率与电导率和浓度的关系为：m κ=Λ无限稀释摩尔电导率∞Λm ：溶液在无限稀释时的摩尔电导率。
无论强弱电解质，此时均全部电离，符合离子独立移动定律：∞--∞++∞Λ+Λ=Λ,,m m m νν。
m Λ随浓度变化的规律，对强弱电解质各不相同，对强电解质稀溶液可用科尔劳奇（Kohlrausch ）经验公式表示：c A m m -Λ=Λ∞，将m Λ作图，外推可求得∞Λm 。
对弱电解质来说，可以认为它的电离度α等于溶液在浓度为c 时的摩尔电导率m Λ和溶液在无限稀释时的摩尔电导率∞Λm 之比，即：∞ΛΛ=mm α。
AB 型弱电解质在溶液中达电离平衡时，电离平衡常数c K 与浓度c 和电离度α有以下关系：()c c -1c 0 0 c B A -ααα达电离平衡初始+=+AB()())Λ(ΛΛ)(Λc c ααc c K m m m m c -=-=∞∞221θθθ 可改写为直线方程： ()2 ΛK Λ)(ΛK Λc c m c m m c m ∞∞-=θθθ 测出HAc 溶液不同浓度c 的电导率κ，计算出其摩尔电导率m Λ，以()m Λc c θ对m Λ1作图为一直线，从直线斜率和截距可求得∞Λm 和θc K 。
醋酸电离平衡常数的测定
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
醋酸电离度和电离常数的测定
实验题目醋酸电离度和电离常数的测定（教材p57-59）一、实验目的1、测定醋酸的电离度和电离常数；2、掌握滴定原理，滴定操作及正确判断滴定终点；3、练习使用pH计、滴定管、容量瓶的使用方法。
二、实验原理醋酸（CH3COOH或写出HAc）是弱电解质，在溶液中存在下列电离平衡：HAc l=H+ +Ac-起始浓度/ mol dm 3c00平衡浓度/ mol dm 3c-c a c a c a2 [H ][ Ac ] (c ) K a = =:[HAc] c c2-c当 a <5沮，1—1 -1故K a=c a而[H +]= C 仲 a=[H +]/c。
c为HAc的起始浓度，通过已知浓度的NaOH溶液滴定测出，HAc溶液的pH值由数显pH计测定，然后根据pH= — log[H+], r[H+]=10-pH，把[H+]、c带入上式即可求算出电离度a和电离平衡常数K a。
三、仪器和药品数显pH计，酸式滴定管，碱式滴定管，烧杯，温度计，移液管，洗耳球；0.1 mol・dm「3左右的NaOH溶液，未知浓度的HAc溶液。
四、实验步骤1、醋酸溶液浓度的标定用移液管移取25.00cm3 HAc溶液于锥形瓶中，加入纯水25cm3，再加入2滴酚猷指示剂，立即用NaOH 溶液滴定至呈浅粉红色并30秒钟不消失即为终点。
再重复滴定2次，并记录数据。
2、配制不同浓度的醋酸溶液，并测定pH值把1中已标定的醋酸溶液，配制成c/2、c/4,并测定其pH。
五、数据记录和处理表一醋酸溶液浓度的标定测定次数第一次第二次第三次HAc溶液的体积/ cm325.0025.0025.00NaOH溶液的浓度/ mol dm 3V NaOH终读数/cm3V NaOH初读数/cm3V NaOH/cm3=V 终-V 初HAc溶液的浓度/ mol dm 3HAc溶液的浓度/ mol dm 3（均值）C=表二醋酸电离度和电离常数的测定（温度°C）HAc溶液编号V HAc/cm3V H2O/cm3C(HAc)mol dm 3pH[H+] mol dm 3a K a测定值平均值测定值平均值125.0075.00225.0025.00350.000.00六、结果与讨论（是对实验结果进行讨论，分析结果是偏大还是偏小的原因）以上就是正式实验报告的格式!注意事项：请认真看书（近代化学实验教材p9-12）（一）、醋酸溶液浓度的标定1、正确选用所需仪器（25cm3移液管，碱式滴定管，烧杯，洗耳球，锥形瓶，洗瓶等）2、查漏一一检查滴定管是否漏液；润洗一一分别用自来水、蒸熠水、待取液（NaOH溶液）洗滴定管3次；分别用自来水、蒸熠水、HAc溶液洗移液管3次装液一一在碱式滴定管中装满NaOH溶液，固定在滴定管夹上，除去尖嘴部分气泡，调整液面至零刻度或零刻度以下，并记录数据；用移液管移取25.00cm3 HAc溶液于锥形瓶中，加入纯水25cm3,再加入2滴酚猷指示剂。
无机化学—醋酸电离度和电离常数的测定
醋酸电离度和电离常数的测定一、实验目的与要求：1. 测定醋酸的电离度和电离常数。
2. 进一步掌握滴定原理，滴定操作及正确判断滴定终点。
3. 学习使用pH 计。
实验原理：醋酸是弱电解质，在溶液中存在如下电离平衡：HAc ⇌ H ＋+ Ac －c 0 0 c- cα cα cαα1c α[HAc]]][Ac [H 2-==-+a K [H ＋]、[Ac －]和[HAc]分别为H ＋、Ac －和HAc 的平衡浓度，K a 为HAc 的电离常数，c 为醋酸的初浓度，α为醋酸的电离度。
醋酸溶液的总浓度可以用标准NaOH 溶液滴定测得。
其电离出来的H ＋的浓度，可在一定温度下用数字酸度计测定醋酸溶液的pH 值，根据pH=－lg[H ＋]关系式计算出来。
另外，再根据[H ＋]=cα，便可求得电离度α和电离平衡常数K a 。
电离度α随初浓度c 而变化，而电离常数与c 无关，因此在一定温度下，对于一系列不同浓度的醋酸溶液，α1c α2-值近似地为一常数，取所得一系列α1c α2-的平均值，即为该温度下醋酸的电离常数K a 。
在纯的HAc 中[H +]=[Ac -]=Cα、[HAc]=C(1-α)，则α=[H +]/C×100%。
Ki=[ H +][ Ac -]/[ HAc]= [ H +]2/（C-[ H +]），当α<5%时，C-[ H +]≈C ，故Ki=[ H +]2/C 。
根据以上关系，通过测定已知浓度的HAc 浓度的pH ，就知道其[H +]，从而可以计算该HAc 溶液的电离度和平衡常数。
醋酸（CH 3COOH 或HAc ）是弱电解质，在水溶液中存在以下电离平衡：HAcH + + Ac -其平衡关系式为 [H ][Ac ][HAc]i K +-=c 为HAc 的起始浓度，[H +]、[Ac －]、[HAc]分别为H +、Ac －、HAc 的平衡浓度，α为电离度，K i 为电离平衡常数。
(八)醋酸电离常数的测定-pH法
实验八 （一）醋酸电离常数的测定——pH 法【目的要求】1、掌握利用pH 法测定电解质的电离常数的基本原理；2、学习pH 计的使用方法；3、巩固滴定管、移液管、吸量管、容量瓶的使用操作。
3、进一步熟悉溶液的配置与标定，规范称量、滴定的操作。
【实验原理】醋酸在水溶液中存在电离平衡：+HAcH +Ac -，由电离度和电离常数的定义有：+[H ]100%cα=⨯，2a [H ][Ac ][H ][HAc][H ]K c +-++==-当5%α<时，2a [H ]K c+≈，由此计算醋酸的电离度和电离常数。
【实验步骤】1、250mL 0.2 mol ·L -1的NaOH 溶液的配制与标定。
①称量NaOH 2.0g ，放入小烧杯中，加水溶解，转入试剂瓶，充分混合摇匀。
②称量KHC 8H 4O 4（-1204.2mol L M =⋅）0.8~1.0 g ，分别加入到标号为1～3的锥形瓶中，加40mL 水溶解。
加入2滴0.2%的酚酞溶液，用待测定NaOH 溶液滴定至微红色且30s 不变色。
平行滴定3份，要求精密度良好。
2、300mL 0.2 mol ·L -1的HAc 溶液的配配制与标定。
①用10mL 量筒量取冰乙酸（17.5mol ·L -1）3.4～3.5mL ，注入小烧杯中，加去离子水稀释后转入试剂瓶，再加水至300mL ，充分混合摇匀。
②用移液管分别向标号为1～3的三个锥形瓶中放入待测HAc 溶液25.00mL ，并加入2滴0.2%的酚酞溶液，用已标定浓度的NaOH 溶液滴定其至微红色且30s 不变色。
平行滴定3份，要求精密度良好。
3、配制不同浓度的HAc 溶液。
①用吸量管分别吸取2.50mL 、5.00mL 已知浓度醋酸溶液，用移液管移取25.00mL 已知浓度醋酸溶液，分别注入三只50mL 容量瓶中，定容，摇匀。
②将原醋酸溶液和新配制的醋酸溶液分别注入标号为1～4的四个干燥小烧杯中，按照由稀到浓的顺序用pH 计测定1～4号烧杯中不同浓度的HAc 的pH 。
试验醋酸电离度和电离平衡常数的测定
结果讨论：说明一元弱酸的浓度与其电离度和电离平衡常数的关系。
实验步骤：
一、标准氢氧化钠溶液浓度的标定： （称邻苯二甲酸氢钾， 0.8～1.2g，三份，加 20～30 毫升煮沸后刚冷 却的蒸馏水，加 1 滴酚酞指示剂，用氢氧化钠标液滴定至微红色，30 秒不褪色为终点。教师标定。 ） 二、 醋酸溶液浓度的标定： 准确移取 25.00ml 二份醋酸溶液分别于锥形瓶中,各加 1 滴酚酞指示剂,用 NaOH 标液滴至微红色,30 秒不褪色为终点,记下 NaOH 消耗的体积。数据按表格处理。 三、 配制不同浓度的醋酸溶液和 pH 值的测定： 在 5 只干燥的小烧杯中分别放取 48.00； 24.00； 12.00； 6.00； 3.00ml 标好的 HAc，补蒸馏水至 48.00ml，摇匀，并计算其准确的浓度。 四、测定醋酸溶液的 pH 值：由稀到浓，用 pH 计分别测定 pH 值，记录数据和室温，计算醋酸的电离度和 电离平衡常数。 五、1.配制等浓度的醋酸和醋酸钠缓冲溶液：25.00ml 0.1mol/l HAc+1d 酚酞，用 0.1mol/l NaOH 滴定至终点 后再加入 25.00ml 0.1mol/l HAc，混匀。2.测定混合液的 pH 值：用 pH 计测定二次，取平均值。记录室温。 pKa＝pH。
1
2
VHAc(ml) CHAc (mol/l)
CHAc 相对平均偏差
二种方法测定的 pKa 的相对偏差
+ 2 作 图 法 求 Ka ： 将 电 离 平 衡 常 数 表 达 式 Ka = [ H ] 两 边 取 对 数 ； lgKa=2lg[H+] － lgC=-2pH － lgC ； C
2pH=-lgKa-lgC 以溶液的 2pH 对 lgC 作图，可得一直线，斜率为－１，截距为-lgKa，从 lgKa 可以求出 Ka 。
醋酸电离测定实验报告
1. 了解醋酸电离常数测定原理及方法。
2. 掌握使用pH计、滴定管、容量瓶等实验仪器的基本操作。
3. 测定醋酸电离常数，加深对弱酸电离平衡的理解。
二、实验原理醋酸（CH3COOH）是一种弱酸，在水溶液中存在如下电离平衡：CH3COOH ⇌ H+ + CH3COO-电离平衡常数Ka的表达式为：Ka = [H+][CH3COO-] / [CH3COOH]在一定温度下，Ka为常数。
通过测定醋酸溶液的pH值，可以计算出[H+]的浓度，进而求得Ka值。
三、实验器材与试剂1. 实验器材：- pH计- 滴定管（酸式、碱式）- 容量瓶（50mL）- 烧杯（100mL）- 移液管（25mL）- 温度计- 酸碱指示剂（酚酞）2. 实验试剂：- 0.1000 mol·L-1醋酸溶液- 0.1000 mol·L-1氢氧化钠溶液- 标准缓冲溶液（pH 4.00、7.00、10.00）1. 校准pH计：使用标准缓冲溶液（pH 4.00、7.00、10.00）对pH计进行校准。
2. 测定醋酸溶液的pH值：用移液管移取25.00 mL 0.1000 mol·L-1醋酸溶液于烧杯中，加入适量蒸馏水，用pH计测定其pH值。
3. 滴定实验：用酸式滴定管滴加0.1000 mol·L-1氢氧化钠溶液至醋酸溶液中，直至溶液颜色由无色变为浅红色（酚酞指示剂），记录消耗的氢氧化钠溶液体积。
4. 计算醋酸电离常数：- 计算醋酸溶液的初始浓度C0 = 0.1000 mol·L-1- 计算醋酸溶液的pH值对应的[H+]浓度- 代入Ka的表达式，计算醋酸的电离常数Ka五、实验结果与分析1. 醋酸溶液的pH值为3.20，对应的[H+]浓度为10-3.20 mol·L-1。
2. 滴定实验中，消耗的氢氧化钠溶液体积为21.50 mL。
3. 计算醋酸电离常数Ka：- 醋酸溶液的初始浓度C0 = 0.1000 mol·L-1- 醋酸溶液的[H+]浓度 = 10-3.20 mol·L-1- 代入Ka的表达式，得到醋酸的电离常数Ka = 1.76 × 10-5六、实验总结1. 本实验通过测定醋酸溶液的pH值，计算出醋酸的电离常数Ka，加深了对弱酸电离平衡的理解。
电导法测定乙酸电离平衡常数
电导法测定乙酸电离平衡常数一．目的要求(1)掌握电导、电导率、摩尔电导率的概念以及它们之间的相互关系； (2)掌握电导法测定弱电解质电离平衡常数的原理。
二．实验原理1．电离平衡常数c K 的测定原理在弱电解质溶液中，只有已经电离的部分才能承担传递电量的任务。
在无限稀释的溶液中可以认为弱电解质已全部电离，此时溶液的摩尔电导率为∞Λm ，可以用离子的极限摩尔电导率相加而得。
而一定浓度下电解质的摩尔电导率m Λ与无限稀释的溶液的摩尔电导率∞Λm 是有区别的，这由两个因素造成，一是电解质的不完全离解，二是离子间存在相互作用力。
二者之间有如下近似关系：∞ΛΛ=mmα （1）式中为弱电解质的电离度。
对AB 型弱电解质，如乙酸（即醋酸），在溶液中电离达到平衡时，其电离平衡常数c K 与浓度c 和电离度α的关系推导如下：CH 3COOH →CH 3COO － + H＋起始浓度 c 0 0 平衡浓度 c (1－α) c α c α则αα-=12c K C(2)以式（1）代入上式得：)(2m m m mc c K Λ-ΛΛΛ=∞∞ (3)因此，只要知道∞Λm 和m Λ就可以算得该浓度下醋酸的电离常数c K ； 将式（2）整理后还可得：c m mcm m K K c ∞∞Λ-ΛΛ=Λ12（4）由上式可知，测定系列浓度下溶液的摩尔电导率m Λ，将c m Λ对mΛ1作图可得一条直线，由直线斜率可测出在一定浓度范围内c K 的平均值。
2．摩尔电导率m Λ的测定原理电导是电阻的倒数，用G 表示，单位S （西门子）。
电导率则为电阻率的倒数，用k 表示，单位为G·m -1。
摩尔电导率的定义为：含有一摩尔电解质的溶液，全部置于相距为1 m 的两个电极之间，这时所具有的电导称为摩尔电导率。
摩尔电导率与电导率之间有如下的关系：ck m =Λ（5）式中c 为溶液中物质的量浓度，单位为mol·m -3。
在电导池中，电导的大小与两极之间的距离l 成反比，与电极的面积A 成正比。
实验二醋酸的电离常数的测定
02
实验原理
醋酸电离常数的定义
醋酸电离常数（Ka）是指在一定温度下，醋酸在水溶液中达到 平衡时，电离出的正负离子浓度的乘积与溶液中未电离的醋酸 分子浓度的比值。
Ka反映了醋酸在水溶液中的电离程度，是衡量醋酸电离能力 的重要参数。
采用了先进的实验仪器和测量方法，提高了 实验的准确性和可靠性。
04 缺点
实验过程中存在一定的系统误差和偶然误 差，如温度控制、溶液浓度等。
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部分实验数据受到异常值的影响，需要进 行数据筛选和处理。
对实验的改进建议和展望
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改进建议
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加强实验过程中的温度控制，减小温度波动对实验结果的 影响。
误差分析
误差来源
分析实验过程中可能产生的误差来源，如测量误 差、操作误差等。
误差传递
根据误差传递规律，评估各个误差对最终结果的 影响。
减小误差的方法
提出减小误差的措施，提高实验结果的准确性和 可靠性。
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结论与展望
实验结论总结
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实验结果
通过实验测定，我们得到了醋酸的电离常数K值， 该值在一定温度下是常数，可用于描述醋酸电离 的平衡状态。
实验准确性
实验过程中，我们采用了适当的实验方法和操作 步骤，尽量减小误差，使实验结果较为准确。
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实验意义
通过测定醋酸的电离常数，有助于我们深入了解 醋酸的性质和行为，为相关领域的研究和应用提 供基础数据。
本实验的优缺点分析 优点 01
操作步骤规范，实验人员经验丰富，保证 了实验结果的可靠性。
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。
醋酸电离常数的测定法
(e)斜率（利用4.00标准缓冲溶液）
模式键
斜率
调至 pH=4.00
确定键
(f) 测量待测溶液pH
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五、注意事项
1.必须用洁净、干燥的烧杯； 2.测量溶液测量前要用搅拌磁子搅拌均匀 （速度要快，溶液有漩涡,至少达到一分 钟）；测定pH值时，搅拌速度要慢且基本 一致（不能有漩涡）； 3. 测定pH值的顺序为由稀到浓；电极拿搅拌 均匀的待测液润洗一次既可，pH值要读准； 4.搅拌磁子不要倒掉。
醋酸(HAc)电离常数的测定
pH 值法
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• 一、实验目的和要求
• 1.学习通过测量pH值来测定弱酸电离平 衡常数的原理和方法，巩固弱酸离解平 衡的基本概念。 • 2.掌握酸式滴定管和酸度计的使用方法。
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• 二、实验原理
HAc = #43;] x [Ac-] [HAc]
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四、数据记录与处理
编号 1 2 3 4 所 加 HAc 所 加 H2O 配制 HAc 的浓 pH 的体积/ml 的体积/ml 度/mol⋅L-1 3.00 6.00 12.00 24.00 45.00 42.00 36.00 24.00 [H+] KHAc
25 0.0957 M 测定温度：___ 度， HAc标准溶液的浓度：______
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假设[HAc]0 = c, 平衡时 [H+] = [Ac-] = x ,
HAc = H+ + Acc-x x x
K HAc =
x2 c-x
测定pH
pH = -lg[H+] [H+] (x)
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三、实验方法
1.配制不同浓度的HAc溶液 （1-4号）
醋酸电离常数的测定实验报告
一、实验目的1. 了解醋酸电离常数测定的原理和方法。
2. 掌握使用pH计测定溶液pH值的方法。
3. 通过实验，测定醋酸的电离常数，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，在水溶液中存在如下电离平衡：HAc(aq) ⇌ H+(aq) + Ac-(aq)其电离平衡常数（Ka）的表达式为：Ka = [H+][Ac-] / [HAc]在一定温度下，弱电解质的电离常数只与温度有关，与溶液的浓度无关。
通过测定一系列不同浓度的醋酸溶液的pH值，可以计算出对应的[H+]浓度，进而求出醋酸的电离常数。
三、实验器材1. pH计2. 醋酸溶液（0.1mol/L）3. 稀氢氧化钠溶液（0.1mol/L）4. 容量瓶（100mL）5. 移液管（10mL）6. 烧杯（250mL）7. 滴定管（25mL）8. 滴定台9. 指示剂（酚酞）10. 温度计四、实验步骤1. 配制醋酸溶液用移液管准确移取10.00mL 0.1mol/L醋酸溶液于100mL容量瓶中，加入蒸馏水定容至刻度线，得到0.01mol/L的醋酸溶液。
2. 测定醋酸溶液的pH值用移液管准确移取25.00mL 0.01mol/L醋酸溶液于烧杯中，用pH计测定其pH值，记录数据。
3. 滴定实验用滴定管准确加入25.00mL 0.1mol/L氢氧化钠溶液于烧杯中，加入2滴酚酞指示剂，用醋酸溶液进行滴定。
滴定过程中，不断搅拌溶液，观察颜色变化。
当溶液颜色由无色变为浅红色，且30秒内不褪色时，记录滴定数据。
4. 计算醋酸的电离常数根据滴定数据，计算醋酸的浓度，代入公式Ka = [H+][Ac-] / [HAc]计算醋酸的电离常数。
五、实验数据及处理实验数据如下：| 醋酸浓度（mol/L） | pH值 || :----------------: | :---: || 0.01 | 4.75 |根据滴定数据，计算醋酸的浓度为0.005mol/L。
测定醋酸的电离常数的原理
测定醋酸的电离常数的原理
醋酸的电离常数是指在特定条件下，醋酸分子在水中发生电离产生乙酸根离子和氢离子的平衡常数。
其数值越大，说明醋酸越容易电离，反之则越难电离。
测定醋酸的电离常数的原理可以通过电导法来实现。
电导法是利用物质在水中的电离程度与其电导率成正比的原理来测定物质的电离常数的一种方法。
具体实验步骤如下：
1. 在实验室中制备一定浓度的醋酸水溶液，并测定其电导率。
2. 将一定量的强电解质（如氯化钠）加入到醋酸水溶液中，使其成为一种电解质溶液。
3. 再次测定这种电解质溶液的电导率。
4. 根据电导率的变化来计算出醋酸电离的程度和电离常数。
根据这种方法，可以通过实验数据计算出醋酸的电离常数，从而了解醋酸在水溶液中的电离情况。
用电导率仪测定醋酸的电离平衡常数
用电导率仪测定醋酸的电离平衡常数
醋酸是一种常用的有机化合物，是化学反应的重要参与者，在了解和研究一些重要的化学反应过程中被广泛使用。
电离平衡常数是一种重要的物理参数，可用来反映化学反应的重要信息。
因此，准确测定醋酸的电离平衡常数是研究化学反应过程的重要任务之一。
用电导率仪测定醋酸的电离平衡常数，可以采用溶解电导率法。
因此，首先需要准备一定量的醋酸溶液。
将醋酸溶液量定好，加入电导率仪测量槽中，等到醋酸溶液温度恒定后，使用电导率仪读取其溶液的电导率。
在指定的pH值下，可以很容易地测定醋酸的电离平衡常数Ka。
在测定醋酸的电离平衡常数时，应首先考虑仪器精度，确保测量准确。
此外，应考虑溶液浓度，可以通过改变溶解醋酸浓度来提高测定精度。
一般来说，稀释至0.1mol/L的溶解醋酸可以获得较高的精度。
此外，溶液的温度也是考虑的一个重要参数，应力求将测量温度保持在20±1℃。
此外，测定醋酸电离平衡常数时，应考虑结果的准确性。
可以将多次的结果取平均值，以减少误差。
当然，还要考虑搏及校正，试剂的纯度，以及室温、湿度等因素。
由以上可以看出，准确测定醋酸的电离平衡常数，需要充分考虑可能影响测定结果的因素，并采取必要的措施，以获得准确可靠的数据。
在实验过程中，还要注意操作安全，防止发生安全事故。
醋酸作为一种常用的有机化合物，参与着化学反应的重要过程，
它的电离平衡常数也是一个重要的参数。
用电导率仪测定醋酸的电离平衡常数，可以获得准确的结果，为研究醋酸的电离平衡及相关反应提供重要的数据参考。