弱电解质的解离度和解离常数
弱电解质的解离度和解离常数课件
02
解离常数是表示弱电解质电离 程度的常数，通常用K表示， 它的大小反映了弱电解质电离 程度的大小。
03
解离度的计算公式为：解离度 = (已解离的弱电解质的浓度 / 弱电解质的总浓度) × 100%
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解离常数与电离平衡常数的关系
电离平衡常数的定义
在
解离常数与电离平衡常数的关系
1 2 3
要选择合适的波长，避免干扰物质的影响，同时要保证实验温度 的一致性。
高效液相色谱法测定解离度
原理
01
实验步骤
02
注意事项
03
CATALOGUE
解离常数的应用实例
在药物研发中的应用
预测药物在生物体内的解离和药效 优化药物的配方和剂型 指导新药的研发
在化学工程中的应用
优化化学反应条件
选择合适的催化剂
VS
它反映了弱电解质在水溶液中的电离 程度，是衡量弱电解质电离程度的重 要指标。
解离度的物理意 义
解度反映了弱电解质在水溶液中解离成离子的能力，即弱电解质的电离程度。
解离度的大小与溶液的浓度、温度、溶剂的性质等因素有关。
解离度的计算方法
01
解离度的计算方法通常是通过 实验测定的，一般通过测定溶 液中弱电解质的浓度和已知的 解离常数来计算。
设计离子交换和分离过程
在环境科学中的应用
评估水体的酸碱性和化学平衡
预测土壤中化学物质的迁移和转 化
THANKS
感谢观看
解离常数的应用
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影响弱电解质解离度的因素
温度的影响
要点一
温度升高，解离度增大
弱电解质在溶液中存在电离平衡，升温促进电离，解离度 增大。
解离平衡
性质：不受离子或分子浓度的影响,受温度的影响。
二、多元弱电解质的解离平衡
1 分级解离常数，如：
H2S HS-
H++HS- K1 y=9.1×10-8 H++S2- K2 y=1.1×10-12
H2S 2H++S2- Ka y=? 根据多重平衡规则： Kay=K1y .Ky2 =1.0×10-19
其表达式：Kya
S{Mg(OH)2}=b(Mg2+)
（为什么？）
={KyS/b2(OH-)}by={KyS/(0.003mol.kg-1/by )2}by
={1.2×10-11/0.0032}yb =4.0×10-9 mol.kg-1
3 沉淀的转化 锅炉用水进一步除钙的反应：
3CaCO3（S）+2PO43-
Ca3(PO4)2（S）+3CO32-
得:
y=1.1×10-19
所以: b(S2-)= 1.1×10-19 mol.kg-1
答:此溶液中b(S2-)为1.1×10-19 mol.kg-1
三、同离子效应
多组分溶质系统中，易溶强电解质对弱电解质 解离平衡的影响，实质是解离平衡的移动。
HAc
H++Ac-
NaAc Na++Ac-
可见：在弱电解质溶液中，加入具有同名离子的强电
AgCl(s)
溶解 沉积
Ag++Cl-
一、溶 度 积
多相离子平衡： AgCl（S） Ag++Cl①其平衡常数：
KyS (AgCl)={b(Ag+)/by}·{b(Cl-)/b y}
此时，饱和溶液中AgCl的浓度即为其溶解度：
弱电解质的解离平衡
醋酸 碳酸
解离度（%）
1.32 0.17
硼酸
氨水
0.01
1.3
第三节 水溶液中的质子转移平衡
共轭酸碱对的Ka和Kb的关系
在HA-A−溶液中: HA c+ H2O ⇌ H3O+ + Ac− [H3O+][Ac−] Ka= [HAc] Ac− + H2O ⇌ HAc + OH− [HAc][OH−] Kb= [Ac−]
← →
• NaOH=Na++OH-
• CH3COONa=Na++CH3COO-
←
第三节 水溶液中的质子转移平衡
盐效应 在弱电解质溶液中，加入与弱电解质不具 有相同离子的强电解质，该弱电解质的解离度 增大。这种现象称为盐效应。 同离子效应与盐效应的作用相反，但因同离 子效应远超过盐效应，在离子浓度较小的溶液中， 常常忽略盐效应的影响。
第三节 水溶液中的质子转移平衡
（二）多元弱酸(碱)的逐级解离
H3PO4+H2O ⇌ H3O+ + H2PO4− Ka1=7.52×10−3 298K下 H PO − +H O ⇌ H O+ + HPO 2− K =6.23×10−8 2 4 2 3 4 a2 HPO42− +H2O ⇌ H3O+ + PO43− Ka3=2.2×10−13
特征
动 定
思考: HF、CH3COOH 都是弱电解质 如何比较两者的导电能力强弱 ？
解离平衡常数
弱电解质达到解离平衡时，已解离的各离子
浓度幂的乘积与未解离的分子浓度之比是
一个常数，称为解离平衡常数。
解离平衡常数（K） ------弱电解质解离程度相对大小的参数 对于一元弱酸 HAc H++Ac-，平衡时
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 k 10kV 3m -==λ (2.4)m λ的单位为12mol ·m ·S -。
大学无机化学期末复习题及答案
无机化学复习题(答案)一．填空（1）共价键的键参数是指键长，键角和键能。
（2）弱电解质的解离度与解离常数的平方根成正比，与弱电解质浓度的平方根成反比的这种关系叫做稀释定律。
（3）化学平衡是指一个化学反应处于正反应速率与逆反应速率相等的表观静止状态。
（4）在弱电解质或难溶强电解质的溶液中加入与弱电解质或与难溶强电解质不具有相同离子的易溶强电解质使弱电解质或难溶强电解质的解离度增大或溶解度升高的现象叫盐效应。
（5）气体的分压是指混合气体中某一组分单独占有混合气体的体积时所具有的压力。
（6）一化学反应的反应浓度（或分压）商Q与K O比较，当 Q<K O时平衡正向移动，而当Q>K O 时平衡逆向移动。
（7）分子内相邻原子或离子间主要的、强烈的相互作用力称为化学键。
（9）状态函数的改变量只取决于系统的始态与终态 ,而与系统变化的途径无关。
（11）任何温度都能自发的化学反应必然具有△H ＜ 0 和△S ＞ 0 的特点。
（14）体系与环境之间既无能量交换又无物质传递的体系被称为隔离体系。
（15）改变平衡系统的条件之一温度，浓度，压力平衡向减弱这个改变的方向移动；这个原理被称为吕查德原理。
（16）若干个能级相近的原子轨道相互混合形成电子云高度集中于某一方向且彼此间获得最大夹角的新的原子轨道，这种新的原子轨道称为杂化轨道。
(17) 摩尔分数是指混合物中某一组分的摩尔数与混合物总摩尔数的百分比。
（20）酸碱质子理论又称为共轭酸碱理论。
该理论中酸的定义是：质子的给出体，碱的定义是：质子的接受体。
二．选择题（单选）1．下列分子的Δf H0m(B，物态，T) 值不等于零的是( C )。
A．石墨(s) B．H2(g) C．H2O(g) D．Cl2(g)4．关于缓冲溶液的性质，正确的说法是： ( B )A.在醋酸溶液中加入过量氢氧化钠，所得溶液有缓冲作用B.在氢氧化钠溶液中加入过量醋酸，所得溶液有缓冲作用C.在盐酸溶液中加入过量氢氧化钠，所得溶液有缓冲作用D.在氢氧化钠溶液中加入过量盐酸，所得溶液有缓冲作用5．某温度下，反应 2A + B= D 的k0 =5，则反应 2D = 4A +2 B的标准平衡常数为： ( C )A.25B. 0.2C. 0.04D.1011．下列水溶液中（各相关物质浓度均为0.10 mol·L-1），pH值最小的是： ( A )A. HOAc-HCl混合溶液；B. HOAc-NaOAc混合溶液；C. NH4Cl水溶液； D. pH = 1的水溶液12．反应 H2(g)+Br2(g)= 2HBr(g)在800K时Kθ=3.8×105，1000K时Kθ=1.8×103，则此反应是：( B )A.吸热反应；B. 放热反应；C. 无热效应的反应；D. 无法确定15．既能衡量元素金属性强弱，又能衡量其非金属性强弱的物理量是：( A )A. 电负性；B. 电离能；C. 电子亲核能；D. 偶极矩17．已知下列反应的平衡常数：H2 (g) + S(s)== H2S(g) : θ1K; O2 (g)+ S(s)== SO2(g):θ2K;则反应：H2 (g) + SO2 (g)== O2(g)+ H2S(g)的平衡常数为：( D )A.θ1K-θ2K； B. θ1K·θ2K； C. θ2K/θ1K； D. θ1K/θ2K18．表示正确的一组量子数是（ 4 ）（1）（4、1、2）（2）（2、0、－1）（3）（3、1、2）（4）（3、2、－2）22．下列哪种条件其过程必然是自发的（ 4 ）（1）△H＞0 △S＞0 （2）△H＜0 △S＜0 （3）△H＞0 △S＜0 （4）△H＜0 △S＞0 三．完成下表表：1表：2表：35. 命名下表中的化学式并指出类别四．回答下列问题2．能否将0.1mol/L的NaOH溶液稀释至COH－= 1.0×10-8mol/L?答：不能! 因为纯水的自偶解离已经使CH+ = 1.0×10-7mol/L。
解离度和解离常数的区别和联系
解离度和解离常数的区别和联系【引言】在化学反应中，我们经常会遇到解离度和解离常数这两个概念。
它们是描述溶液中离子化程度的重要参数，在化学反应和溶液的研究中具有重要的意义。
虽然解离度和解离常数两个概念很容易让人混淆，但它们实际上有着明显的区别和联系。
本文将从深度和广度两个方面，对解离度和解离常数进行全面评估，并探讨它们之间的区别和联系。
一、解离度的概念和意义1. 解离度的定义解离度是指在溶液中，物质分子解离成离子的程度，通常用α表示。
在化学平衡反应中，解离度和物质的浓度密切相关，可以用解离度来描述酸碱强弱和电解质的强弱。
解离度越高，说明物质越容易解离成离子，反之则说明解离程度较低。
2. 解离度的意义解离度是描述溶液中离子化程度的重要参数，在化学平衡和动态平衡中起着关键作用。
通过解离度，我们可以了解溶液中的电离情况，从而判断其电解质性质和电导率大小。
解离度还可以帮助我们了解酸碱中和反应和溶解度平衡等化学现象，对于理解溶液化学性质具有重要意义。
二、解离常数的概念和意义1. 解离常数的定义解离常数是某种物质在一定条件下溶解后生成离子的浓度比值的乘积的反应性，通常用K表示。
在化学反应中，解离常数是描述物质离子化程度的重要参量，可以用来判断化学反应的进行方向和强弱。
2. 解离常数的意义解离常数反映了溶液中物质解离成离子的程度，具有重要的理论和实际意义。
通过解离常数，我们可以判断化学反应是向正向方向进行还是向逆向方向进行，从而了解反应的进行性和平衡位置。
解离常数还可以帮助我们预测溶液中物质的溶解度和溶解度积，对溶液中离子反应和平衡态有重要的启示作用。
三、解离度和解离常数的区别和联系1. 区别- 解离度是描述溶液中物质分子解离成离子的程度，是一个比值大小，通常用α表示；解离常数是描述溶液中物质解离成离子的程度，是一个反应性，通常用K表示。
- 解离度与溶液中物质的浓度直接相关，是一个比例关系；解离常数与溶液中物质的总浓度和离子产度有关，是一个乘积关系。
解离常数与ph的关系公式
解离常数与ph的关系公式解离常数与pH的关系是化学中一个非常重要的概念，它可以帮助我们了解溶液中弱电解质的离解情况。
本文将从解离常数和pH的定义、公式，到它们之间的关系和实际应用方面进行详细介绍。
一、解离常数和pH的定义和公式解离常数是用来描述弱电解质在水溶液中离解程度的物理量。
它表示为K，是指在一定条件下，弱酸或弱碱在水溶液中的离解反应中产生的离子浓度的乘积与原物质浓度的比值。
其公式如下：K=[H+][A-]/[HA]其中，H+是水溶液中氢离子活度，A-是水溶液中阴离子的浓度，HA是水溶液中弱酸分子或弱碱分子的浓度。
而pH值是用来衡量水溶液酸碱性的物理量。
它定义为水溶液中氢离子（H+）的负对数，其公式如下：pH=-log[H+]其中，H+是溶液中的氢离子浓度（一般用mol/L或mM表示），而-log则表示以10为底的对数。
二、解离常数和pH之间的关系根据上述公式，解离常数K和pH之间可以建立一定的关系。
首先，我们可以通过解离常数和pH的定义公式，推导出它们之间的关系公式：pH=pKa+log([A-]/[HA])其中，pKa表示弱酸或弱碱的“酸性常数”，它是对解离常数K取对数后得到的负数。
而[A-]/[HA]则表示弱酸或弱碱分子和离子之间的浓度比。
通过这个式子，我们可以看出，当[A-]/[HA]相等时，pH的值只与pKa有关。
即对于相同的弱酸或弱碱，pH值高低取决于pKa的大小。
在实际应用中，我们常根据已知的解离常数和pH值计算出其他参数。
例如，当我们知道某种化合物的解离常数和pH值时，可以通过上述公式计算出它的pKa值，以帮助我们了解它的酸碱性质。
反之，如果我们已知某种化合物的pKa值和离子浓度比，可以通过上述公式计算出它的pH值。
三、解离常数和pH的实际应用解离常数和pH在实际化学中有着广泛的应用。
其中，最常见的就是用于帮助我们了解溶液中弱酸或弱碱的离解程度。
例如，在制备化学试剂时，我们需要控制某些化合物的酸碱性质，以确保它们的性质符合要求。
实验四电导法测定弱电解质的解离常数(精)
弱电解质的解离度α 随浓度的下降而增大，当溶液浓度趋于无限稀释，弱 电解质将趋于完全解离，即α →1。在一定温度下，某电解质溶液的电导率 与溶液中离子的浓度成正比，因而也就与电离度α 成正比。所以，弱电解 质的解离度α 应等于该溶液浓度为c时的Λ m与当溶液浓度无限稀释时摩尔 m 电导率Λ m∞之比：
c0 4.测定浓度分别为 , 应将电极用电导水洗净后，再用被侧溶液荡洗 2～3次。溶液中插入电极后 在恒温槽中恒温至少10min。
5.实验完成之后，将电极洗净并放入电导水中存放。
1 c0 2和
1 c0 4 醋酸溶液的电导率。注意每次测量之前都
五、数据记录和处理
1. 由教材查出25℃时无限稀释时的H+和CH3COO-的摩尔电导率分别为
c mol .dm 3
k mS .dm 1
m mS .dm 2 .mol 1
α
Kc mol .dm 3
注：平均Kc =
。
六、思考题
1.影响准确测定溶液的电导率的因素有哪些？ 2.实验中为什么要先校正电导池常数？如何测定？
3.什么叫溶液的电导、电导率和摩尔电导率？
七、说明
25℃醋酸在水溶液中的Kc值为1.754×10-5mol.dm-3
m
弱电解质CH3COOH的Λ m∞可由电解质HCl、CH3COONa即NaCl的Λ m∞求得：
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 -。
实验二醋酸解离度和解离常数的测定
实验二 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式；2、加深对弱电解质解离平稳的明白得；3、学习电导率仪的利用方式，进一步学习移液管的大体操作。
二、提 要醋酸CH 3COOH 即HA C ，在水中是弱电解质，存在着以下解离平稳：)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) 若是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那么随溶液浓度的降低而增大 。
能够有多种方式用来测定弱电解质的α和K a ，本实验采纳的方式是用电导率测定HAc 的α和K a 。
电解质溶液是离子电导体，在必然温度时，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）]。
在必然温度下，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，常采纳摩尔电导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 乘以此溶液的全数体积。
假设溶液的浓度为)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 -。
期中之电化学要点
电化学复习要点：1.电解池和原电池2. 法拉第定律Q =zF ξ3. 离子迁移数、电迁移率4. 电导率和摩尔电导率、电导池系数5. 科尔劳施离子独立运动定律6. 电导测定的应用7. 电解质的平均活度系数和平均活度系数因子8. 德拜-休克尔极限公式9. 可逆电池和韦斯顿电池 10. 电池电动势和标准电动势的测定及应用11. 电极反应、电池反应12. 电极的种类13. 原电池热力学14. 能斯特方程15. 液体接界电势16. 浓差电池17. 极化现象18.电解时的电极反应重难点：♥法拉第定律 Q =zF ξ♥希托夫法测离子迁移数 n 电解后 = n 电解前 ± n 反应 ± n 迁移♥电导率和摩尔电导率、电导池系数1cell xK R κ= /m c κΛ= 1/cell s K A = ♥科尔劳施离子独立运动定律m m ∞Λ=Λ- ； ,,m m m νν+-∞∞∞+-Λ=Λ+Λ ♥电导测定的应用：(1) 计算弱电解质的解离度及解离常数mm α∞Λ=Λ(2) 计算难溶盐的溶解度(难溶盐溶解度很小) m m∞Λ=Λ ♥电解质离子的平均活度和平均活度因子_ M z M νν+−−→e 还原态氧化态__a a a a ννν+±+== ()/a b b γ±±±Θ= ♥离子强度 212B B I b z =∑ ♥德拜-休克尔公式l g ()A z I γ±+=- (适用于强电解质的稀溶液)在298.15 K 水溶液中： A= 0.509 (mol-1.kg)1/2♥ 可逆电池的条件：（1）（2）♥ 原电池热力学r m r G zFE ∆=- r m pE S zF T ∂⎛⎫∆= ⎪∂⎝⎭ r m r p E H zFE zFT T ∂⎛⎫∆=-+ ⎪∂⎝⎭ ,r m r m pE Q T S zF T T ∂⎛⎫=∆= ⎪∂⎝⎭ ln RT E K zF ΘΘ= ♥ 能斯特方程 ln B B B RT E E a zFνΘ=-∏ (电池) a(氧化态) + ze →a(还原态)Re /Re /Re ln d Ox d Ox d Oxa RT E E zF a θ=- (电极) ♥标准电动势 -E E E ΘΘΘ=右左还原电动势越大，电极的氧化能力越强，即电极的氧化能力强；♥极化产生的原因：(1) 离子扩散速度慢−−→浓差极化(2) 反应速度慢−−→电化学极化极化的结果造成阳极的电极电势升高，阴极的电极电势降低。
4.2 影响酸碱解离的主要因素
影响酸碱解离的主要因素H 2S 常用于一些离子的沉淀分离，主要原理是利用不同硫化物的溶解度不同，通过控制S 2-浓度来实现硫化物的沉淀与不沉淀。
怎样才能控制S 2-浓度呢？这就有必要首先搞清影响酸碱解离的主要因素。
稀释定律（1）解离度和解离常数之间的区别•解离常数属平衡常数，其值不受电解质浓度的影响；•解离度属平衡转化率，表示弱电解质在一定条件下的解离百分数，大小与电解质浓度有关。
α-αc αc c αc [HA]]][A [H K -+θa 1=)(==22-0=c K αθa -AH HA ++)L mol (1-⋅起始浓度)L mol (1-⋅平衡浓度αc -c αc αc c 0 0对弱电解质：当α <5% 时，1-α≈1 (2)解离度和解离常数之间的关系0ac K =α0b c K =α稀释定律稀释定律: 弱电解质溶液的电离度与其浓度的平方根成反比，与其电离常数的平方根成正比。
（温度一定的条件下，浓度越稀，其解离度越大）解：因为解离度α <5% ，所以可以用公式(4－3)计算， 即 故 例4-2 氨水是一弱碱，当氨水浓度为0.200mol .L -1时，NH 3H 2O 的解离度α为0.946％，问当浓度为0.100mol .L -1时NH 3H 2O 时解离度α 为多少？%34.10134.0100.0)00946.0(200.0222112==⨯==c c ααb222211K c c ==αα同离子效应在弱电解质溶液中加入与弱电解质含有相同离子的强电解质，使弱电解质的解离度降低的现象称为同离子效应。
1L mol /-⋅起始浓度1L mol /-⋅平衡浓度0.10 0 0.10 10.010.0≈-x 10.010.0≈+x x -+++Ac O H O H HAc 325+10×8.1=10.010.0=10.0)+10.0(=][]][[=x x x x HAc Ac H K -a 75.4p H ,L m o l 108.1)H (15=⋅⨯==--+x c %018.0%10010.0108.1)H (5=⨯⨯==-+c c α 已知0.10mol ⋅L -1HAc 溶液的H +浓度为1.3⨯10-3 mol ⋅L -1，解离度为1.3%，pH 为2.89。
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、理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、移液管的根本操作。
二、提 要醋酸CH 3COOH 即HA C ，在水中是弱电解质，存在着以下解离平衡：)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(2.1) 假如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〔〕得：θθαα-α=α-α=c)1(c c )c c ()c ()HAc (K 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那么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 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。
为了便于比拟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。
假设溶液的浓度为)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 -。