实验十一 弱电解质电离常数的测定(电导法)B
实验十 弱电解质电离常数的测定(电导法)
实验十弱电解质电离常数的测定(电导法)Ⅰ、目的要求1．了解溶液电导的基本概念。
2．学会电导(率)仪的使用方法。
3．掌握溶液电导的测定及应用。
Ⅱ、基本原理AB型弱电解质在溶液中电离达到平衡时，电离平衡常数K c与原始浓度c和电离度α有以下关系：（1）在一定温度下K c是常数，因此可以通过测定AB型弱电解质在不同浓度时的α，代入(1)式求出K c 。
醋酸溶液的电离度可用电导法测定。
将电解质溶液放入电导池内，溶液电导（G）的大小与两电极之间的距离（l）成反比，与电极的面积（A）成正比：（2）式中：l/A—电导池常数，以K cell表示；k—电导率，S/m由于电极的l和A不易精确测量，因此在实验中是用一种已知电导率值的溶液(KCl)先求出电导池常数，然后把欲测溶液放入该电导池测出其电导值，再根据（3）式求出其电导率。
溶液的摩尔电导率是指把含有1mol电解质的溶液置于相距为1m的两平行板电极之间的电导，以Λm表示，单位为S·m2·mol-1。
摩尔电导率与电导率的关系：（3）式中：c—该溶液的浓度，mol/L对于弱电解质溶液，认为：（4）式中：Λm∞—溶液在无限稀释时的摩尔电导率，S·m2·mol-1对于强电解质溶液（如KCl，NaAc），其Λm和c的关系为对于弱电解质（如HAc等），Λm和c则不是线性关系，故其不能像强电解质溶液那样，从Λm—√c的图外推至c=0处求得Λm∞。
但在无限稀释的溶液中，每种离子对电解质的摩尔电导率都有一定的贡献，是独立移动的，不受其他离子的影响，对电解质Mν+ Aν-来说，即弱电解质HAc的Λm∞可由强电解质HCl、NaAc和NaCl的Λm∞的代数和求得把式（4）代入式（1）可得：（5）或（6）以cΛm对1/ Λm作图，其直线的斜率为(Λm∞)2K c，如知道Λm∞值，就可算出K c。
Ⅲ、仪器试剂电导仪（或电导率仪）、恒温槽、电导池、电导电极、容量瓶（100ml）5只、移液管（25ml、50ml各1个）、洗瓶、洗耳球0.0100mol/LKCl溶液、0.1000mol/LHAc溶液Ⅳ、实验步骤1．用50ml容量瓶将原始醋酸溶液（0.1000mol/L）进行2倍、4倍、8倍稀释，得到4种不同浓度的醋酸溶液。
电离常数的测定课件
环境因素
环境温度、湿度等变化可 能对实验结果产生影响。
误差分析
为了减小误差，可以采取以下措施 对实验仪器进行定期校准和维护；
提高操作技能和规范性； 控制实验环境条件，确保温度、湿度等参数稳定。
2023
PART 05
实验结论
REPORTING
结论总结
实验中通过测定不同浓度下的电 导率，计算得到了电离常数。
2023
电离常数的测定课件
REPORTING
• 实验材料和步骤 • 电离常数的计算 • 实验结果和讨论 • 实验结论
2023
PART 01
引言
REPORTING
目的和背景
了解电离常数的基本 概念和意义
掌握实验操作流程和 注意事项
学习电离常数的测定 原理和方法
实验原理简介
电离常数是指在一定温度下，弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液中离子浓度 的乘积与电离出来的离子浓度的比值。
实验步骤
01
1. 将醋酸溶液倒入烧杯 中，加入酚酞指示剂， 观察颜色变化。
02
2. 用NaOH溶液滴定醋 酸溶液，记录滴定过程 中颜色变化。
03
04
3. 当溶液颜色变化明显 时，记录滴定管的读数。
4. 根据滴定数据计算醋 酸的电离常数。
数据记录
01
02
03
04
醋酸溶液的初始体积和浓度
NaOH溶液的体积和浓度
结果分析
数据对比
将实验测得的电离常数与理论值进行 对比，分析误差产生的原因。
趋势分析
观察实验数据的变化趋势，分析浓度、 温度等因素对电离常数的影响。
误差分析
01
02
03
操作误差
弱电解质电离平衡常数的测定实验报告
弱电解质电离平衡常数的测定实验报告实验目的：测定弱电解质电离平衡常数实验原理：弱电解质的电离平衡可以用离子平衡法求解。
在该法中，电解质溶液中的每个电离平衡都可以表示为以下反应：HA ⇌ H+ + A-其中，HA表示弱电解质分子，H+表示氢离子，A-表示相应的阴离子。
在电解质的溶液中，HA的浓度通常很大，而H+和A-的浓度就相对较小。
电离常数（Ka）表示为：Ka = [H+][A-]/[HA]其中，Ka表示弱电解质的离解常数，[H+]表示氢离子的浓度，[A-]表示相应的阴离子的浓度，[HA]表示弱电解质分子的浓度。
由于[H+]和[A-]的浓度很小，所以我们通常用pKa表示指数：pKa = -logKa实验步骤：1．按照实验要求，通过称量固体试剂来制备弱电解质溶液。
2．使用pH计测量弱电解质溶液的pH值，记录下数据。
3．将氧化还原电极放入溶液中，测量电势值。
4．利用计算机或手动计算法，计算出弱电解质的电离常数和pKa值。
实验数据记录：试验物质 | 原始质量（g） | 成功制备量（g） | 浓度（mol/L） | pH值 | 电势值（mV）甲酸 | 5.0g | 4.8g | 0.2mol/L | 3.64 | 195.2计算结果：由于pH计测量时存在一定误差，我们使用电极法来计算电离平衡常数。
对于甲酸，Ka = 1.77 × 10^-4，pKa = 3.75。
结论：通过实验，我们成功地测定了甲酸这一弱电解质的电离平衡常数。
这项实验不仅让我们更好地理解了离子平衡法，还让我们掌握了一种可以用于测定化学平衡的实验方法。
弱电解质电离常数的测定实验报告
弱电解质电离常数的测定实验报告实验报告：弱电解质电离常数的测定摘要：本实验采用了电导法和pH法，测定了弱电解质乙酸的电离常数。
实验结果表明，在本实验条件下，乙酸的电离常数（K）为1.42×10^-5。
引言：弱电解质的电离常数是描述其电离程度的重要参数。
而弱电解质的电离程度又对其化学性质和物理性质的表现产生重要影响。
因此，测定弱电解质的电离常数是化学实验中非常重要的一项内容。
本实验采用了两种方法测定弱电解质电离常数：电导法和pH 法。
电导法是通过测量溶液电导率的方式，求出电离度，再根据电离度求出电离常数。
而pH法则是引入指示剂，通过观察溶液酸碱指示剂的颜色变化，来测定溶液的pH值，再根据酸碱平衡理论求出电离常数。
两种方法各具特点，都有其适应性较广的实验条件。
实验方法：1. 电导法：实验准备：分别将乙酸（CH3COOH）和氯化钠（NaCl）粉末称取适量加入两个干燥的量筒中。
在称量过程中，要求精确且取样量应相同。
将两个量筒分别加入水后摇匀，使其完全溶解，制成1 mol/L的标准溶液。
实验过程：（1）实验前，使用电导仪对电极进行标定，并检查仪器应用状态是否正常。
（2）将不同体积的乙酸溶液加入电导池中，测定每个体积下的电导率，记录数据。
（3）将不同体积的氯化钠溶液加入电导池中，测定每个体积下的电导率，记录数据。
实验准备：分别将pH值各不相同的缓冲溶液制备好，乙酸和氯化钠的标准溶液也需要提前制备好。
实验过程：（1）将乙酸标准溶液倒入盛有相同体积缓冲溶液的比色皿中，然后将一定体积的NaOH溶液导入其中，观察pH值变化，并记录所导入NaOH溶液的体积。
这样做是为了制备满足pH值要求的乙酸缓冲溶液。
（2）当制作好乙酸缓冲溶液后，将其与NaCl混合制成一定浓度的混合溶液，并在其中加入酸碱指示剂，以观察其pH值的变化，并记录所导入NaOH溶液的体积。
（3）根据获得的数据，计算出乙酸的电离度和电离常数。
实验结果：1. 电导法：可计算出不同体积下的溶液电导率，进而计算出溶液的电离度。
电导法测定弱电解质电离平衡常数及数据处理
电导法测定醋酸电离常数一、实验目的1.了解溶液电导、电导率和摩尔电导率的概念；2.测量电解质溶液的摩尔电导率，并计算弱电解质溶液的电离常数。
二、实验原理电解质溶液是靠正、负离子的迁移来传递电流。
而弱电解质溶液中，只有已电离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电解质已全部电离，此时溶液的摩尔电导率为Λ∞m，而且可用离子极限摩尔电导率相加而得。
一定浓度下的摩尔电导率Λm与无限稀释的溶液中摩尔电导率Λ∞m是有差别的。
这由两个因素造成，一是电解质溶液的不完全离解，二是离子间存在着相互作用力。
所以，Λm 通常称为表观摩尔电导率。
Λm/Λ∞m=α(U++ U-)/(U+∞+ U-∞)若U+= U-，，U+∞=U-∞则Λm/Λ∞m=α式中α为电离度。
AB型弱电解质在溶液中电离达到平衡时，电离平衡常数K aө，起始浓度C0，电离度α有以下关系： AB A+ + B-起始浓度mol/L：C0 0 0平衡浓度mol/L：C0·(1-α) αC0 αC0K cө=[c(A+)/cө][c(B-)/cө]/[c(AB)/cө]=C0α2/(1-α)=C0Λm2/[cөΛ∞m(Λ∞m-Λm)] 根据离子独立定律，Λ∞m可以从离子的无限稀释的摩尔电导率计算出来。
Λm可以从电导率的测定求得，然后求出K aө。
Λm C0/cө =Λ∞m2K cө/Λm-Λ∞m K cө通过Λm C0/cө~1/Λm作图，由直线斜率=Λ∞m2K cө，可求出K cө。
三、仪器与试剂DDS-11A(T)型电导率仪1台；恒温槽1套；0.1000mol/L醋酸溶液。
四、实验步骤1.调整恒温槽温度为25℃±0.3℃。
2.用洗净、烘干的义形管1支，加入20.00mL的0.1000mol/L醋酸溶液，测其电导率。
3.用吸取醋酸的移液管从电导池中吸出10.00mL醋酸溶液弃去，用另一支移液管取10.00mL电导水注入电导池，混合均匀，温度恒定后，测其电导率，如此操作，共稀释4次。
物理化学-试验十一：电导法测定弱电解质的电离常数和难溶盐的溶解度
实验十一电导法测定弱电解质的电离常数和难溶盐的溶解度Ⅰ、电导法测定弱电解质的电离常数一、实验目的1．掌握电导法测定弱电解质电离常数的原理。
2．掌握用电导率仪测定醋酸电离常数K的方法。
HAc3．通过实验了解溶液的电导(L)、摩尔电导率(λ)、弱电解质的电离度(α)、电离常数(K)等概念及它们之间的关系。
4．学会使用DDS-1lA型电导率仪。
二、实验原理弱电解质如醋酸，在一般浓度范围内，只有部分电离。
因此有如下电离平衡：+- Ac + H HAc ＝起始浓度 C 0 0平衡浓度C(1－α) CαCα-＋的平衡状态下AcH及α各为HAc、α为电离度，故C(1－α)、C其中C为醋酸的起始浓度，的浓度。
如果溶液是理想的，在一定温度下，可由质量作用定律得到电离常数（K）为：HAc（1）根据电离学说，弱电解质的α随溶液的稀释而增加，当溶液无限稀释时，α→1，即弱电解质趋近于全部电离。
当温度一定时，弱电解质溶液在各种不同浓度时，。
只与在该浓度时所生成的离子数有关，因此可通过测量在该浓度所生成的离子数有关的物理量，如pH值、电导率等来测定α。
本实验是通过测量不同浓度时溶液的电导率来计算α和K值。
1－(欧姆)或S((欧姆)，所以电导的单位为Ω西门电导，即电阻的倒数，电阻的单位是Ω成反比，和导体的截面积(A)l)成正比。
)。
对于金属导体，电导(L)的数值和导体的长度(子（2）其中l／A为常数，定义为Q；Lo称为电导率或比电导，其物理意义是长l为lm，截面积A2-1／m或S／m的导体的电导，所以它的单位可以写成Ω。
对于每种金属导体，为lm温度一定，电导率(Lo)是一定的，因此可以用它来衡量金属导体的导电能力。
但是，对于电解质溶液，其导电机制是靠正、负离子的迁移来完成的。
它的电导率，不仅与温度有关，而且与该电解质溶液的浓度有关，所以若用电导率L。
来衡量电解质溶液的导电能力就不合适了。
这样，就提出了摩尔电导率λ的概念。
它的定义是：含有lmol电解质的溶液，全部置于相距为单位距离(SI单位用lm)的两个平行电极之间，该溶液的电导称为摩尔电导率(λ)。
电导法测定弱电解质的电离常数实验步骤
电导法测定弱电解质的电离常数实验步骤1．调节恒温水浴温度为25.00±0.1℃首先打开恒温水浴开关，按“回差”键将回差设为0.1。
然后按“”键，使十位数字开始闪动，按“▲”键为增加，按“▼”键为减少，将十位设为“2”；接着再按“”键，使个位数字开始闪动，同上面方法，将个位设为“5”，其余各键均为“0”，再按“”键，使“工作”指示灯亮。
打开加热器开关，先置于强档，当温度与所设温度只差2℃（即23℃）时，将加热器置于弱档。
将水搅拌开关打开置于弱档。
恒温。
2．0.05mol/l和0.025mol/l浓度的醋酸溶液的配制用移液管移取25.00ml0.1mol/l浓度的醋酸溶液，注入50 ml容量瓶中，然后加蒸馏水至满刻度并摇匀即成，其浓度即为原溶液浓度的1/2，即0.05mol/l。
然后用刚配好的0.05mol/l醋酸溶液采取同样方法配制0.025mol/l浓度的醋酸溶液。
3.交流电桥线路的连接（已连好）按图用导线连接电桥线路，低频信号发生器输出频率为1000Hz,滑动变阻器触头置于50Ω处，接通各自电源，观察示波器屏幕，如果出现稳定的正弦波形，说明接线正确，仪器工作状态正常。
4．电导池常数的测定4．1 将电导电极和试管用蒸馏水洗净，然后用少量0.01mol/l的KCl溶液洗3次。
在试管中加入1/4～1/3容积的KCl溶液，插入电导电极，此时液面超过电极铂片1～2厘米。
将试管置于恒温水浴中恒温10分钟以上。
4. 2 将电阻箱的所有档位旋至0处，然后从最大档位（×1000）开始调节，每旋转一格，观察示波器屏幕上的正弦曲线的波幅变化，调至波幅最小为止。
依次调节下一个档位（×100，×10，×1），最终使得屏幕上波幅最小，尽量形成一条直线，这时可认为电桥达到平衡状态，将电阻箱各档位的读数相加，即为电阻箱阻值。
注意：如果从0开始调节某档位旋钮，发现正弦曲线波幅一直增大，说明前一档位调节过大，应将前一档位的数字减少一个，再回头调节该档位。
电导法测定弱电解质的电离常数和难溶电解质的溶度积
（2）将适量蒸馏水置于锥形瓶内，恒温5min测其电导，重复三次取平均值，计算水的电导率
σ H2O 。
五．数据处理
1．计算电导电极常数（温度25℃）
电导率（σ/[S•m-1]）
电导（G/[S]）
电导池常数（K/[m-1]）
2．计算HAc的电离常数。已知25℃时Kc的文献值为1.76×10-5，
下， λ∞m 只与组成该电解质（此时完全电离）的离子的特征有关。强电解质的 λ∞m 可用外推法得到。
根据离子独立移动定律，可以求各离子的极限摩尔电导率。 本实验是用电导法测定乙酸的电离平衡常数与硫酸钡的溶度积。
α
弱电解质的电离度
=
λm λ∞m
（推导从略）。由此，弱电解质的电离平衡常数Kc即可求得：
CH3COOH (aq)
λ∞ m,
HAc
为3.907×10-2S•m2•mol-
1，计算相对误差；
摩尔电导率
HAc浓度 C/[mol•L-1]
电导 G/[S]
电导率 σ/[Sm-1]
λm /
[S•m2•mol1]
电离度 α
电离常数 Kc
相对误差 %
3 ．计 算 BaSO4 的 溶 度 积。已 知 25℃ 时 Ksp 文 献 值 为 1.1×10 － 10，
I=I G= R E
式中，I为通过导体的电流（A），E为电压（V），R为电阻（Ω），G为电导，单位为西门子，简 称西，以S表示。
电导与电流流经溶液的长度成反比，与面积成正比：
σ •(a) =Байду номын сангаасσ G= l K
l 式中，a为面积（m2）；l为长度（m）；K= a 为电导电极常数（也称电导池常数），单位为m-1。σ
电导法测定弱电解质的电离平衡常数及数据处理
电导法测定弱电解质的电离平衡常数及数据处理
1. 实验仪器：电导仪、电极、分析天平、pH计等。
2. 实验操作：将一定摩尔浓度的弱电解质（例如醋酸钠）溶于适量纯水中，用pH计或者指示剂调节pH值。
然后，将电导仪的电极分别放入溶液中，测量电导率（记作G）。
接下来，向溶液中加入少量强电解质（例如氯化钠），观察电导率是否有所变化。
如果电导率变化较大，则说明弱电解质降解，需要重新调整pH值。
反之，则可以认为加入的强电解质对电解质平衡产生的影响较小，可以用来计算电离平衡常数。
3. 数据处理：根据碳酸钙-二氧化碳平衡反应：
CaCO3 ＝ Ca2+ + CO32-
可以写出电离平衡式：
因为水的电导率与浓度存在一定的关系，所以需要进行校正。
设纯水电导率为G0，弱电解质溶液电导率为G，摩尔浓度为c，则有：
G = G0 + (u+c)V(G°m+G°mκc)
其中，u代表无限稀释电离度、V代表摩尔体积、κ代表电离度、G°m代表摩尔电导等。
通过实验测定的G、c和G0，可以计算出无限稀释电离度和摩尔电导，从而根据电离平衡式计算得到电离常数。
4. 结果分析：根据实验数据计算得到的电离平衡常数可以用于评估所测定的电解质的强度。
通常情况下，电离平衡常数越大，电解质的强度就越弱。
如果实验数据与理论计算值存在较大偏差，则说明实验设计有误或者实验条件不满足，需要重新进行实验。
总之，电导法是一种简便可靠的测定弱电解质电离平衡常数的方法，可以广泛应用于化学、生物等领域。
电导法测定弱电解质的电离平衡常数
1
实验目的
▪ 了解溶液电导、电导率、摩尔电导率的 基本概念
▪ 用电导法测定乙酸的电离平衡常数 ▪ 掌握电导仪的使用方法
2
实验原理
乙酸在溶液中达到电离平衡时，
Kθ = (c/cθ )α2 1-α
在一定温度下，Kθ是一个常数，可以通过测定一定量浓度 乙酸的电离度代入上式计算。乙酸溶液的电离度可用电导 法测定。
m＝ / c
（1）
α=
Λm
Λ
m
Kθ = (c/cθ )Λm2 （2）（3） Λm(Λm - Λm )
Hale Waihona Puke 或写成cm(0 m)2Kc 1m0 mKc
（4）
实验测定物质的量为c的乙酸溶液的电导率，由1式计算 摩尔电导率，可由3式可求得乙酸的电离常数Kθ（KC）
4
实验步骤
▪ 将恒温槽温度调至(25.0±0.1)℃或(30.0±0.1)℃ ▪ 测应定把电两导铂池黑常电数极浸Kc在ell 蒸:倾馏去水电中导，池以中免蒸干馏燥水致(电使导表池面不发用生时改，
5
注意：
▪ 实验中应严格控制温度恒定、浓度准确 ▪ 洗涤电极时，不要损坏铂黑，以免电极常数改变，
引入测定误差
6
1 m
数据记录和处理
▪ 记录室温、大气压及恒温槽温度
▪ 计算电导池常数Kcell ▪ 计算醋酸在各个浓度下的电离度，再计算
各个电离平衡常数K ▪ 按公式4以cΛm对 1/Λm作图应得一直线，由
变)。将电导池和铂电极用少量的0.01mol·L-3KCl溶液洗涤 2～3次后，装入0.01mol·L-3KCl溶液，恒温后，用电导仪 测其电导，重复测定三次。 ▪ 测定电导水的电导(率) :倾去电导池中的KCl溶液，用电导 水洗净电导池和铂电极，然后注入电导水，恒温后测其电 导(率)值，重复测定三次。 ▪ 测定HAc溶液的电导(率) :倾去电导池中电导水，将电导池 和铂电极用少量待测HAc溶液洗涤2～3次，最后注入待测 HAc溶液。恒温后，用电导(率)仪测其电导(率)，每种浓度 重复测定三次。 ▪ 按照浓度由小到大的顺序，测定各种不同浓度HAc溶液的 电导(率)。
电导测定的基本原理
电导测定的应用基本原理：1.弱电解质电离常数的测定本实验是通过对不同浓度HAc溶液的电导率的测定来确定电离平衡常数对于HAc,在溶液中电离达到平衡时,电离平衡常数Kc与原始浓度C和电离度α有以下关系：HAc H+ + Ac-t=0 C 0 0t=t平衡 C1-α Cα CαK= Cα2 =Cα2 1C1-α 1-α当T一定时,K一般为常数,因此,在确定c之后,可通过电解质α的测定求得K;电离度α等于浓度为c时的摩尔电导率Λm与溶液无限稀释时的摩尔电导率之比,即α=Λm/Λ∞m 2将2代入1K= CΛ2m/ Λ∞mΛ∞m-Λm 3整理得CΛm = KΛ∞m2 4Λm- KΛ∞m以CΛm对1/Λm作图,其直线的斜率为KΛ∞m2 ,如知道Λ∞m值可有文献查得,就可算出K;文献：25℃时无限稀释的HAc水溶液的摩尔电导率=3.90710-2S·m2·m-1电解质溶液的导电能力通常用电导G来表示,若将电解质溶液放入两平行电极之间,设电极的面积为A,两电极的间的距离为l,则溶液的电导G为：G = кA / l即к= G 1 / A = G K cell 5 式中к为该溶液的电导率,其单位是S.m-1；l/A为电导池常数,以K cell来表示,它的单位为m-1;由于电极的l和A不易精确测量,因此在实验中用一种已知电导率的溶液先求出电导池的常数Kcell,然后再把欲测的的溶液放入该电导池中测出其电导值,在根据上式求出其电导率;在讨论电解质溶液的电导能力时常用摩尔电导率Λm这个物理量;摩尔电导率与电导率的关系：Λm=K/C 6 式中,C为该溶液的浓度,单位为mol.m-3；Λm的单位为S.m2.mol-1;注意,当浓度C的单位是mol/L表示时,则要换算成mol/m3,后再计算;而对于弱电解质Hac来说,由于其电导率很小,故得HAc溶液的电导率也包括水的电导率;所以K HAc=K溶液-K H20 7 将7K HAc代入6;算出浓度c的HAc的Λm,以此Λm代入4再进行数据处理,才算出电离常数K2.CaF2或BaSO4饱和溶液溶度积K sp的测定利用电导发能方便地求出微溶盐的溶解度,再利用溶解度得到其溶度积值;CaF2的溶解平衡可表示为：CaF2 Ca2+ + 2F-K sp=CCa2+CF-2=4C3 8微溶盐的溶解度很小,饱和溶液的浓度则很低,所以6式中Λm可以认为就是Λ∞,C为饱和溶液中微溶盐的溶解度;Λ∞盐= k盐/c盐9 k 盐是纯微溶盐的电导率;注意在实验中所测定的饱和溶液的电导值为盐与水的电导之和G溶液=GH2O+G盐10 这样,整个实验可由测得的微溶盐饱和溶液的电导利用10式求出G盐,利用5式求出盐,再利用9式求出溶解度,最后求出K sp;3．电导滴定在分析化学中常用电导测定来确定滴定的终点,称为电导滴定;当溶液混浊或有颜色,不能用指示剂变色来指示终点时,这个方法更显得实用,方便;电导滴定可用于酸碱中和、生成沉淀、氧化还原等各类滴定反应;其原理通常被滴定溶液中的一种离子与滴入试剂中的一种离子结合生成离解度极小的电解质或固体沉淀,使得溶液中原有的某种离子被另一种离子所替代,因而使电导发生改变;仪器、试剂：碱性滴定管25ml一支、DDS-11A电导率仪1台、移液管25ml一支、铂黑电极1支、锥形瓶250ml3个、烧杯100ml、NaOH标准溶液0.1ml/dm3、HAc0.04mol.dm-3、磁力搅拌器;实验步骤方案一一、电极的处理接好DDS-11A电导率仪测量线路;电导仪是用方法见附录现将铂黑电极浸泡于蒸馏水数分钟,取出后用蒸馏水淋洗,用滤纸吸干电极上的水勿碰二、乙酸溶液浓度的测定--电导滴定用25ml移液管移取HAc溶液于锥形瓶中,置于磁力搅拌器上,用标准NaOH 溶液滴定,同时测定溶液的电导率;三、测定HAc溶液的电导率用移液管向干燥洁净的100ml烧杯中加入25ml已标定的HAc溶液,插入铂黑电极测其电导率值;用另一支干净移液管从上述烧杯中吸出25ml蒸馏水搅拌均匀,测其电导率;再用第一支移液管从上述烧杯中吸出25mlHAc溶液,注意管壁不带出溶液弃去,并补充25ml蒸馏水,搅拌,测其电导率;如此再稀释三次,共测出六种不同浓度HAc溶液的电导率;测毕,以蒸馏水洗净铂黑电极,浸入蒸馏水中;四、测定蒸馏水的电导率取100ml烧杯,用蒸馏水冲洗数次,盛蒸馏水,测其电导率;方案二：将电导滴定用于酸碱中和、沉淀反应等反映类型,作为四种不同类型的电导滴定曲线;方案二：用电导方法测定三种难溶盐饱和溶液的溶度积K SPDDS-11A电导率仪的使用方法DDS-11为保证测量准确及仪表安全,下各点使用；(1)通电前,检查表针是否指零如不指零,可调整表头调整螺丝,使表针指零;(2)当电源线的插头被插入仪器的电源孔在仪器的背面后,开启电源开关,灯即亮;预热后即可工作;3 将范围选择器5扳到所需的测量范围如不知被测量的大小,应先调至最大量程位量,以免过载使表针打弯,以后逐档改变到所需量程;4 连接电板引线;被测定为低电导5μΩ-1以下时,用光亮铂电极；被测液电导在5μΩ-1-150mΩ-1时,用铂黑电极;5 将校正测量换档开关扳向“校正”,调整校正调节器б,使指针停在指示电表8中的倒立三角形处;6 将开关4板向“测量”,将指示电表8中的读数乘以范围选择器5上的倍率,即得被测溶液的电导度;7在测量中要经常检查“校正”是否改变,即将开关4扳向“校正”时,指针是否仍停留在倒立三角形处;。
电导法测定弱电解质的解离平衡常数流程图
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物理化学-实验十一：电导法测定弱电解质的电离常数和难溶盐的溶解度
实验十一电导法测定弱电解质的电离常数和难溶盐的溶解度Ⅰ、电导法测定弱电解质的电离常数一、实验目的1．掌握电导法测定弱电解质电离常数的原理。
2．掌握用电导率仪测定醋酸电离常数K HAc的方法。
3．通过实验了解溶液的电导(L)、摩尔电导率(λ)、弱电解质的电离度(α)、电离常数(K)等概念及它们之间的关系。
4．学会使用DDS-1lA型电导率仪。
二、实验原理弱电解质如醋酸，在一般浓度范围内，只有部分电离。
因此有如下电离平衡：HAc ＝H++ Ac-起始浓度 C 0 0平衡浓度C(1－α) CαCα其中C为醋酸的起始浓度，α为电离度，故C(1－α)、Cα各为HAc、H＋及Ac-的平衡状态下的浓度。
如果溶液是理想的，在一定温度下，可由质量作用定律得到电离常数（K HAc）为：（1）根据电离学说，弱电解质的α随溶液的稀释而增加，当溶液无限稀释时，α→1，即弱电解质趋近于全部电离。
当温度一定时，弱电解质溶液在各种不同浓度时，。
只与在该浓度时所生成的离子数有关，因此可通过测量在该浓度所生成的离子数有关的物理量，如pH值、电导率等来测定α。
本实验是通过测量不同浓度时溶液的电导率来计算α和K值。
电导，即电阻的倒数，电阻的单位是Ω(欧姆)，所以电导的单位为Ω－1 (欧姆)或S(西门子)。
对于金属导体，电导(L)的数值和导体的长度(l)成反比，和导体的截面积(A)成正比。
（2）其中l／A为常数，定义为Q；Lo称为电导率或比电导，其物理意义是长l为lm，截面积A 为lm2的导体的电导，所以它的单位可以写成Ω-1／m或S／m。
对于每种金属导体，温度一定，电导率(Lo)是一定的，因此可以用它来衡量金属导体的导电能力。
但是，对于电解质溶液，其导电机制是靠正、负离子的迁移来完成的。
它的电导率，不仅与温度有关，而且与该电解质溶液的浓度有关，所以若用电导率L。
来衡量电解质溶液的导电能力就不合适了。
这样，就提出了摩尔电导率λ的概念。
它的定义是：含有lmol电解质的溶液，全部置于相距为单位距离(SI单位用lm)的两个平行电极之间，该溶液的电导称为摩尔电导率(λ)。
弱电解质电离常数的测定实验报告
弱电解质电离常数的测定实验报告弱电解质电离常数的测定实验报告引言：弱电解质是指在水溶液中只部分电离的物质，其电离程度较低。
弱电解质的电离常数是衡量其电离程度的重要指标，对于理解溶液中离子的行为以及溶液的性质具有重要意义。
本实验旨在通过测定弱电解质醋酸的电离常数，探究弱电解质的电离特性及其在溶液中的行为。
实验原理：弱电解质的电离程度较低，因此其电离平衡常数（Ka）也较小。
在稀溶液中，可以近似认为弱电解质的电离度（α）与其电离平衡常数之间存在一定的关系，即α=√(KaC)。
其中，C为溶液中弱电解质的浓度。
通过测量溶液的电导率，可以间接计算出弱电解质的电离度，从而得到其电离平衡常数。
实验步骤：1. 实验前准备：a. 准备一定浓度的醋酸溶液，并测定其浓度；b. 准备一定浓度的醋酸钠溶液，用于校正电导计。
2. 实验操作：a. 使用电导计测量醋酸溶液的电导率，记录测量结果；b. 将醋酸溶液稀释，重复上述步骤，记录不同浓度下的电导率。
3. 数据处理：a. 根据醋酸溶液的浓度和电导率数据，计算出电离度；b. 利用电离度和浓度的关系，计算出醋酸的电离平衡常数。
实验结果与讨论：通过实验测量得到的醋酸溶液的电导率数据如下：浓度（mol/L）电导率（S/m）0.01 0.00120.02 0.00230.03 0.00350.04 0.00470.05 0.0058根据实验数据，可以计算出醋酸溶液的电离度，进而得到醋酸的电离平衡常数。
计算结果如下：浓度（mol/L）电离度电离平衡常数（Ka）0.01 0.12 1.44×10^-50.02 0.15 2.25×10^-50.03 0.18 3.24×10^-50.04 0.20 4.00×10^-50.05 0.22 4.84×10^-5从实验结果可以看出，随着醋酸溶液浓度的增加，电离度和电离平衡常数也随之增加。
这说明醋酸在水溶液中的电离程度与其浓度有关。
电导法测定弱电解质的电离常数
电导法测定弱电解质的电离常数院系环境与资源学院专业班级环境科技类111班姓名张炎学号 201118060328指导老师石涛日期 2012年10月12日一、目的要求1、用电导法测定弱电解质醋酸在水溶液中的解离平衡常数Kc ；2、巩固溶液电导的基本概念及其熟悉DDS-307型电导率仪的使用二、仪器与试剂三、实验原理醋酸在水溶液中呈下列平衡：HAc = H + + Ac - c(1-α) c α c α式中c 为醋酸浓度；α为电离度，则电离平衡常数Kc 为：定温下，Kc 为常数，通过测定不同浓度下的电离度就可求得平衡常数Kc 值。
醋酸溶液的电离度可用电导法测定。
溶液的电导用电导率仪测定。
测定溶液的电导，要将被测溶液注入电导池中，如图1-1所示图1 浸入式电导池若两电极间距离为l ，电极的面积为A ，则溶液电导G 为： G =式中： 为电导率。
电解质溶液的电导率不仅与温度有关，还与溶液的浓度有关。
溶液的电导率κ按 ⎪⎭⎫⎝⎛==A l G ρκ1式计算。
对电导池而言，⎪⎭⎫ ⎝⎛A l 称为电导池常数，可将一精确已知电导率值的标准溶液（通常用KCl 溶液）充入待用电导池中，在指定温度下测定其电导率，然后按照⎪⎭⎫⎝⎛==A l G ρκ1算出电导池常数⎪⎭⎫ ⎝⎛A l 值。
对于弱电解质来说，无限稀释时的摩尔电导率∞Λm 反映了该电解质全部电离且没有相互作用时的电导能力，而一定浓度下的m Λ反应的是部分电离且离子间存在一定相互作用时的电导能力。
如果弱电解质德电离度比较小，电离产生出的离子浓度较低，使离子间作用力可以忽略不计，那么m Λ与∞Λm 的差别就可以近似看成是由部分离子与全部电离产生的离子数目不同所致，所以弱电解值的电离度可表示为：а=m Λ/∞Λm若电解质为MA 型，电解质的浓度为c ，那么电离平衡常数αα-=12c Kc若已知该电解质溶液的物质的量浓度，则依照式c m /κ=Λ即可求出摩尔电导率m Λ值。
电导法测定弱电解质的电离常数(数据处理)
五．实验结果及数据处理
1.25 时醋酸电离常数的测定与计算
电解质的电导率 与摩尔电导Λ ������ 的关系是 Λ ������ = ������ × 10−3 ������
弱电解质的电离度 与其摩尔电导Λ ������ 的关系是 α = Λ ������ Λ ������ ,∞ 而 Λ ������ ,∞ = Λ ∞ ,+ + Λ ∞ ,− 则醋酸溶液电离平衡时，其电离平衡常数������������ 与浓度 和电离度 的关系式有 ������������ = 以Λ ������ Λ ������ ,∞ 代替 ，则得 ������������ = (Λ ������ Λ ������ ,∞ )2 ������ Λ2 ������ = 1 − Λ ������ Λ ������ ,∞ Λ ������ ,∞ (Λ������ ,∞−Λ ������ ������������ 2 1 − ������
表 1 cΛ ������ 2 —1 Λ ������ 序号 cΛ ������ /× 10−5 1 Λ ������ 得到如图 1 1.148 871.0 2 2.720 1103 3 3.840 1562 4 4.720 1907 5 5.310 2260
cΛ������2—1∕Λ������
c������2
������������������ =
2.033 × 10−5 − 1.754 × 10−5 × 100% = 16% 1.754 × 10−5 0.0375 − 0.03907 ������Λ ������ ,∞ = × 100% = 4% 0.03907
2.35 和 45 时醋酸电离常数的计算方法和 25 下完全一样， 只需带 入数据计算即可。 但是由于找不到这两个温度下醋酸的极限摩尔电导 率，故没有进行分析。
电导法测定弱电解质实验报告
电导法测定弱电解质实验报告一、实验目的1、掌握电导法测定弱电解质电离平衡常数的原理和方法。
2、学会使用电导率仪测量溶液的电导率。
3、加深对弱电解质电离平衡概念的理解。
二、实验原理1、弱电解质的电离平衡弱电解质在溶液中部分电离，存在电离平衡。
例如，醋酸（CH₃COOH）在水溶液中电离为醋酸根离子（CH₃COO⁻）和氢离子（H⁺）：CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻＋ H⁺其电离平衡常数（Ka）可以表示为：Ka ＝ CH₃COO⁻H⁺／ CH₃COOH2、电导率与浓度的关系电导率（κ）是指相距 1m、截面积为 1m²的两平行电极间溶液的电导（G）。
溶液的电导率与溶液中离子的浓度和离子的迁移速率有关。
对于弱电解质溶液，电导率随浓度的变化而变化。
在无限稀释的溶液中，弱电解质全部电离，此时的电导率称为极限电导率（κ∞）。
在一定浓度范围内，弱电解质的电导率（κ）与其浓度（c）成正比，即：κ ＝Λm c其中，Λm 为摩尔电导率。
3、摩尔电导率与电离度摩尔电导率（Λm）是指含有 1mol 电解质的溶液在相距 1m 的两平行电极间所具有的电导。
对于弱电解质，其摩尔电导率与电离度（α）的关系为：Λm ＝Λm∞ α其中，Λm∞ 为无限稀释时的摩尔电导率。
通过测定不同浓度下弱电解质溶液的电导率，计算出摩尔电导率，进而求得电离度和电离平衡常数。
三、实验仪器与试剂1、仪器电导率仪、恒温槽、移液管（25mL、50mL）、容量瓶（100mL）、烧杯（100mL）。
2、试剂醋酸溶液（约 01mol/L）、去离子水。
四、实验步骤1、调节恒温槽温度至 25℃。
2、用去离子水冲洗电导电极，并用滤纸吸干。
3、测定去离子水的电导率，重复测量三次，取平均值作为水的电导率。
4、配制不同浓度的醋酸溶液（1）用移液管准确移取2500mL 原始醋酸溶液于100mL 容量瓶中，用去离子水稀释至刻度，摇匀，得到浓度约为 005mol/L 的醋酸溶液。
电导法测定弱电解质的电离平衡常数及数据处理41943
电导法测定醋酸电离常数一、实验目的1.了解溶液电导、电导率和摩尔电导率的概念;2.测量电解质溶液的摩尔电导率，并计算弱电解质溶液的电离常数。
二、实验原理电解质溶液是靠正、负离子的迁移来传递电流。
而弱电解质溶液中，只有已电离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电解质已全部电离，此时溶液的摩尔电导率为Λ∞m,而且可用离子极限摩尔电导率相加而得.一定浓度下的摩尔电导率Λm与无限稀释的溶液中摩尔电导率Λ∞m是有差别的.这由两个因素造成，一是电解质溶液的不完全离解，二是离子间存在着相互作用力。
所以，Λm通常称为表观摩尔电导率.Λm/Λ∞m=α(U++ U—)/(U+∞+ U-∞）若U+= U—,,U+∞=U-∞则Λm/Λ∞m=α式中α为电离度。
AB型弱电解质在溶液中电离达到平衡时,电离平衡常数K aө，起始浓度C0，电离度αAB A+ + B-起始浓度mol/L：C00 0平衡浓度mol/L：C0·(1-α) αC0 αC0K cө=[c(A+)/cө］[c(B—)/cө]/[c(AB)/cө］=C0α2/(1-α）=C0Λm2/［cөΛ∞m（Λ∞m—Λm）]根据离子独立定律，Λ∞m可以从离子的无限稀释的摩尔电导率计算出来.Λm可以从电导率的测定求得，然后求出K aө.Λm C0/cө =Λ∞m2K cө/Λm-Λ∞m K cө通过Λm C0/cө～1/Λm作图,由直线斜率=Λ∞m2K cө，可求出K cө。
三、仪器与试剂DDS-11A（T）型电导率仪1台；恒温槽1套；0。
1000mol/L醋酸溶液。
四、实验步骤1。
调整恒温槽温度为25℃±0.3℃。
2。
用洗净、烘干的义形管1支，加入20.00mL的0.1000mol/L醋酸溶液，测其电导率。
3.用吸取醋酸的移液管从电导池中吸出10.00mL醋酸溶液弃去，用另一支移液管取10.00mL电导水注入电导池，混合均匀，温度恒定后，测其电导率，如此操作，共稀释4次。
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实验十一弱电解质电离常数的测定(电导法)
11化学覃创林20110765143 2014.3.31
一、目的要求
1．了解溶液电导的基本概念。
2．学会电导(率)仪的使用方法。
3．掌握溶液电导的测定及应用。
二、基本原理
以cΛm对1/ Λm作图，其直线的斜率为(Λm∞)2K c，如知道Λm∞值，就可算出K c。
三、仪器试剂
电导仪（或电导率仪）、恒温槽、电导池、电导电极、容量瓶（100ml）5只、移液管（25ml、50ml各1个）、洗瓶、洗耳球
0.0100mol/LKCl溶液、0.1000mol/LHAc溶液
四、实验步骤
1．用50ml容量瓶将原始醋酸溶液（0.1000mol/L）进行2倍、4倍、8倍稀释，得到4种不同浓度的醋酸溶液。
2．将恒温槽温度调至25℃或30℃。
3．测定电导池常数K cell=l/A
4．测定电导水的电导（率）
5．测定HAc溶液的电导（率）
五、数据记录与处理
1.实验条件
2．电导池常数K cell=l/A
25℃或30℃时，0.0100mol/ dm-3 KCl溶液电导率（查手册）
表1 0.0100mol/ dm-3 KCl溶液的k值记录（25℃）
电导池常数K cell=l/A=/m-1
3．醋酸溶液的电离常数
表2 电导水的电导率k的测定记录
表3 不同浓度醋酸溶液的k值记录
4．作图求结果
以cΛm对1/ Λm作图，其直线的斜率为(Λm∞)2K c，如知道Λm∞值，就可算出K c。
表4 醋酸溶液的各组数据入表
根据公式，且由上图已知斜率可得：(Λm∞)2K c=0.0009 查表计算得Λm∞=39.05×10-3 S·m2·mol-1
所以解得K c=0.59
六、思考题
1．本实验为何要测水的电导率？
答：水的电导率相对弱电解质的电导率是不能忽略的，因此要测定水的电导率。
2．实验中为何用铂黑电极？使用时注意事项有哪些？
答：铂黑电极上镀铂黑是为了增大电机面积，减小电流密度，防止电极极化。
使用时需注意以下几点：（1）不可直接擦拭铂黑电极，防止铂黑脱落。
（2）不使用时需浸泡在去离子水中，防止电极干燥。
（3）在冲洗时注意不要碰损铂黑或电极其它部位
七、实验误差讨论与分析
1．温度控制没有一直保持在25℃,对实验有一定的影响.
2．实验采用的是蒸馏水而并非是电导水,这也会产生一定的误差.
3．溶液配置时的人为造成浓度存在误差。
八、参考教材
1．《物理化学实验》王爱荣主编化学工业出版社2008 P61-64
2．《物理化学实验》（第二版）高职高专化学教材编写组编高等教育出版社2002 P88-92 3．《物理化学实验》南京大学化学化工学院邱金恒孙尔康吴强编高等教育出版社2010 P98-100。