高中化学实验-实验9醋酸解离常数和解离度的测定

并填入下表。
室温：℃
溶液编 号
c /mol ·L- pH
1
[H3O+] α
/mol ·L-1
解离常数 K a 测定值 平均值
1 2 3 4 本实验测定 Ka 值在 1.0 ×1-50~2.0 × 1-50范围内合格 (文献值 1.8 ×1-50)。 五、思考题
1. 烧杯是否必须烘干 ?还可以作怎样处理 ? 2. 测定溶液 pH 时，为什么要按从稀到浓的次序进行 ? 3．若所用的醋酸浓度极稀，是否还能用上述近似公式计算电离常数 4．实验中 [Ac-]离子浓度是怎样测得的 ?
离平衡。醋酸 (HAc)在水溶液中的解离平衡为
HAc + H2O
H3O+ + Ac-
其解离平衡常数表达式为
K a (HAc)
+
-
c(H 3O ) c(Ac )
c(HAc) （3-32）
若 c 为醋酸的起始浓度（严格地说，离子浓度须用活度表示，但在稀溶液中，离子浓
度和活度近似相等）， [H3O+]、[Ac-]、[HAc]分别为平衡浓度， α为解离度， K a 为酸常数。 在醋酸溶液中 [H3O+] ≈ [A-]c，[HAc] =c(1-α，）则
三、仪器和试剂 仪器：滴定管 (碱式 )；吸量管 (10mL)；移液管（25mL)；锥形瓶（250mL)；容量瓶 (50mL)； 烧杯 (50mL)；pH 计。 药品： HAc(0.20mol·L-1)、NaOH标准溶液 (0.2000mol L-·1)、酚酞指示剂。
四、实验内容
1. 醋酸溶液浓度的测定 用移液管取 25.0mL 待标定的醋酸溶液于锥形瓶中，加入 2~3 滴酚酞指示剂，用 NaOH标准溶液滴定至溶液呈微红色， 30s 内不褪色即为终点。记录
摇匀，并计算出这 4 种醋酸溶液的准确浓度。
3. 测定醋酸溶液的 pH，并计算醋酸的电离度和电离常数 把以上四种不同浓度的醋酸溶 液分别加入 4 只洁净干燥的 50mL 烧杯中，按由稀到浓的次序在 pH 计上分别测定它们
的 pH（酸度计的使用参见本教材 2.9.1），记录数据和室温，计算解离度和解离常数，
?为什么 ?
5. 同温下不同浓度的醋酸溶液的电离度是否相同？电离平衡常数是否相同？
6. 改变所测醋酸溶液的浓度或温度，则电离度和电离常数有无变化 有怎样变化 ?
?若有变化，会
7. 做好本实验的操作关键是什么 ?
8. 用 pH 计测定溶液的 pH 应如何正确操作 ?
实验 9 醋酸解离常数和解离度的测定源自文库
一、实验目的 1. 学习测定醋酸的解离度和解离常数的原理和方法。 2. 进一步理解弱电解质解离平衡的概念。 3. 学习使用 pH 计，了解电位法测定溶液 pH 的原理和方法。 4. 巩固学习碱式滴定管、容量瓶和吸量管的使用。
二、实验原理
根据酸碱质子理论，弱酸、弱碱与溶剂分子之间的质子传递反应，统称为弱酸弱碱解
[H 3O ] 100%
c
（ 3-33）
K a (HAc)
[H 3O ] [Ac ]
c [H 3O ] （ 3-34）
2
当 α < 5%时， K a (HAc)
[H 3O ]
c （ 3-35）
所以测定了已知浓度的醋酸溶液的 pH，就可以计算解离常数和解离度。 弱酸弱碱的解离平衡是一个暂时的、相对的动态平衡，当外界条件改变时，解离平衡 和其它化学平衡一样，也会发生平衡移动，使弱酸弱碱的解离程度有所增减。如，同 离子效应和盐效应则是影响弱酸弱碱解离程度的常见因素。 同离子效应使弱电解质在水溶液中的解离度减小；盐效应使弱电解质在水溶液中的解 离度略为增加。 本实验配制一系列已知浓度的醋酸溶液，在一定温度下，用 pH 计测定 pH，求得 H3O+ 的有效浓度，即 H3O+的平衡浓度（严格来说是活度） 。将 [H3O+]代入上式中，即可求得 一系列 K a 和 α值， K a 的平均值即为该温度下醋酸的解离常数。
滴定前后滴定管中 NaOH液面的读数，得到 NaOH溶液用量。把结果填入下表。
滴定序号
Ⅰ
Ⅱ
Ⅲ
Ⅳ
NOH 溶液浓度 /mol ·L-1
HAc 溶液用量 /mL
NaOH溶液用量 /mL
HAc 溶液浓 测定值
度 /mol ·L-1
平均值
2. 配制不同浓度的醋酸溶液 用移液管分别取 25.00mL、10.00mL、5.00mL、2.50mL 已测 得准确浓度的醋酸溶液， 把它们分别加入 4 个 50mL的容量瓶中。用蒸馏水稀释到刻度，