实验一 电导法测定弱电解质的电离平衡常数
电导法测定弱电解质的电离常数1
电导法测定弱电解质的电离常数1 电导法测定弱电解质的电离常数姓名:侯芳利班级:化学2班学号:20105051243一、实验目的1.掌握电桥法测量电导的原理和方法;2.测定电解质溶液的当量电导，并计算弱电解质的电离常数。
二、实验原理θAB型(HAc)弱电解质在溶液中电离达到平衡时，电离常数K与浓度c、电离度α有如下关系:θθ2 K= (c/c )* α/(1-α) ( 1)θ在一定温度下K是一个常数，因此可以通过测定醋酸在不同浓度下的电离θ度，代入(1)式计算得到K值。
醋酸溶液的电离度可用电导法来测定。
电导的物理意义是:当导体两端的电势差为1伏特时所通过的电流强度。
亦即电导,电流强度/电势差。
因此电导是电阻的倒数，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成比。
A kG=(,) l2k称为电导率或比电导，即l为1m，A为1m时溶液的电导，因此电导这个值与电导池的结构无关。
电解质溶液的电导率不仅与温度有关，而且还与溶液的浓度有关，因此通常用摩尔电导率这个量值来衡量电解质溶液的导电本领。
摩尔电导率的定义如下:含有1摩尔电解质的溶液，全部置于相距为1m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:Λm=k/c-3式中c为溶液中物质的量浓度，单位为mol?m。
c,*m,11c,，,,,2,,K(,)mmm1电桥法是测定电阻的常用方法。
它的原理如图所示。
,是高频(1000Hz)交流电源，,,是均匀且带有刻度的滑线变阻(全长1000)。
G为示波器，R为可,变电阻。
调节电阻R或移动触电D，可使,D两点间点位等于零，因此,,间没, 有电流。
R、R、R均可直接由仪器上读出，由此可计算出R。
12,,RRSX, RR12RRS1R, XR2三、仪器和药品电桥装置、电导电极(1支)、移液管(5 ml 2支)、移液管(10 ml 2支)、移液管(25 ml 2支)、恒温槽(1套)、容量瓶(50ml 5支)、试管(2.2cm*15cm 2支)KCl(化学纯);KCl 0.0100M溶液;HAc(化学纯);HAc 0.01000M溶液;NaCl (化学纯);NaCl 0.0100M溶液;电导水。
电导法测定弱电解质的电离常数
1. 了解溶液电导、电导率、摩尔电导率等基 本概念。 2. 掌握用电桥法测量溶液电导的原理和电导 率仪的使用及溶液电导测定方法。
3. 了解浓度对弱电解质电导的 影响，用电 导法测定醋酸的电离平衡常数。
实验原理
• 一定温度下，醋酸在水中发生电离，设电离前醋酸的浓度
为C( mol· L-1)，达到电离平衡时，电离度为α，则：
3.
4. 5.
6.
测定完毕就让电极浸泡在二次水中。关闭各仪器电源、自来水开关， 结束实验。
数据记录与数据处理
• 1. 数据记录 • 实验温度：25±0.1℃ ，当天大气压： • 0.01000 mol· L-1标准KCl的 k=1.413mS· cm-1 • 其他原始数据记入表1中。 •
测试液
HAc(1) HAc(2) HAc(3) HAc(4) HAc(5) 二次水
图1. 测定电导率装置图 1.DDS-303A电导率仪；2.恒温瓶；3.铂黑电导电极； 4.待测溶液；5.恒温循环水；6.磁力搅拌器
实验步骤
1. 2. 调节恒温槽温度为25±0.2℃.打开电导率仪预热10min以上。 校准电导池常数：用标准KCl溶液分别润洗恒温瓶和铂黑电导电极， 然后用50ml量筒量取大概50ml的标准KCl溶液，倒入恒温瓶中， 打开磁力搅拌器，调节温度补偿，将电导率仪调节到测量档，测量 标准KCl溶液的电导率，等电导率仪读数稳定后，将读数调节到 1413μS/cm。 然后倒掉KCl溶液，用最小浓度的醋酸溶液润洗恒温瓶和电导电极， 然后倒50ml待测溶液入恒温瓶，待电导率仪读数稳定后，记下来 读数，即为此溶液的电导率。 重复3步，测量其他待测溶液的电导率值。 最后测量二次水的电导率。
kPa
表1 醋酸系列溶液的测定值及计算值
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。
电导法测弱电解质的解离平衡常数
新乡医学院物理化学实验课教案首页授课教师姓名职称:新乡医学院化学教研室a~l在一■定温度下，溶液的摩尔电导与离子的真实浓度呈正比, 因而也与a呈正比，所以：.如醋酸: HAc + H 2。
H3O++ Ac电导法测弱电解质的解离平衡常数、实验目的1. 溶液电导的基本概念，掌握电导测定的实验方法。
2. 基本掌握DDS-307型电导率仪的使用。
3. 测定醋酸溶液的解离平衡常数。
4. 测定难溶盐的溶解度。
1、实验原理电解质溶液的导电能力的大小，等于它的电阻的倒数丄，电导以R L表示，则 1L =R则l 1 AR ，所以：=A P lAK — l式中■■-称为比电导（或电导率），其单位为S -m-1，其值为电阻率的倒数。
则一L丄A式中的丄A 对于一定的电导电极而言是一个常数，A为极板面积，丨为极间距-^JAJ称为电导池常数，电导池常数可通过测定已知比电导的电解质溶液（如氯化钾标准溶液）来确定。
电解质溶液的电导，可以通过平衡电桥法进行测定，但目前多采用电导仪。
DOS-IIA（或D）型电导率仪可以直接测出溶液的比电导。
电解质溶液的电导是随着溶液浓度的改变而改变的，当溶液中含有1摩尔溶质时的电导称为摩尔电导率以A m表示■.式中c为摩尔浓度，A m的单位为Sm-1 mol-1根据电离学说，弱电解质的解离a随着溶液的稀释而增大，当溶液无限稀释时，弱电解质全部电离为无限稀释的摩尔电导）。
平衡浓度：c（1- a ）2ca1 - a因此由实验测得醋酸溶液的摩尔电导，就可以求得它的解离常数。
般难溶盐类在水中的溶解度很小，其饱和溶液浓度很难用普通滴定法测定，但可用根据溶液m.-QOm —10 ( m olL")则难溶盐的溶解度10cM ( g,1 0 0ml )仪器：DDS — 307型电导率仪DLS-10 型电导电极 DLS-1型电导电极电导法测定，其基本原理是：难溶盐的饱和溶液是很稀的，可以近似视为无限稀释溶液，所 以其摩尔电导可由离子摩尔电导求得。
电导的测定及其应用—弱电解质的电离常数测量
电导的测定及其应用—弱电解质的电离常数测量一、实验目的1.掌握电桥法测量电导的原理和方法；2.测定电解质溶液的当量电导，并计算弱电解质的电离平衡常数K。
二、实验原理1.电解质溶液的导电能力通常用电导G表示，其单位是西门子，用符号S 表示。
如将电解质溶液中放入两平行电极之间，电极间距离为l,电极面积为A，则电导可以表示为：k：电解质溶液的电导率，单位为S·m-1，l/A：电导池常数，单位为m-1，电导率的值与温度、浓度、溶液组成及电解质的种类有关。
在研究电解质溶液的导电能力时，常用摩尔电导率Λm来表示，其单位为S·m2·mol-1。
Λm与电导率k和溶液浓度c的关系如下所示：2.摩尔电导率Λm随着浓度的降低而增加。
对强电解质而言，其变化规律可以用科尔劳斯（Kohlraus c h）经验式表示：为无限稀释摩尔电导率。
在一定温度下，对特定的电解质和溶剂来说，A为一常数。
因此，将摩尔电导率Λm对c1/2作图得一直线，将直线外推与纵坐标的交点即为无限稀释摩尔电导率之比，即用下式表示：在一定温度下，对于AB型弱电解质在水中电离达到平衡时有如下关系：该反应的解离平衡常数K与解离度α有如下关系：由此可以看出，如果测得一系列不同浓度AB型溶液的摩尔电导率Λm，然后以1/Λm对cΛm作图可得到一条直线，其斜率m等于，如果知道无限稀释摩尔电导率的数据，即可求得解离平衡常数K。
三、仪器与药品SLDS-I型数显电导率仪SYP-Ⅲ型玻璃25mL移液管恒温水槽DJS-1C型铂黑电极50ml量筒、100ml量筒250ml锥形瓶洗耳球KCl溶液（0.1mol.L-1）HA c溶液（0.1mol.L-1）蒸馏水滤纸四、实验步骤1.调节恒温水槽温度为25℃，打开电导率仪预热10分钟。
2.用容量瓶将0.1mol·L-1HA c溶稀释成为：0.0500mol·L-1、0.0200mol·L-1、0.0100mol·L-1、0.0050mol·L-1、0.0020mol·L-1五种溶液。
电导法测定弱电解质的电离平衡常数及数据处理
电导法测定醋酸电离常数一、实验目得1、了解溶液电导、电导率与摩尔电导率得概念;2、测量电解质溶液得摩尔电导率,并计算弱电解质溶液得电离常数。
二、实验原理电解质溶液就是靠正、负离子得迁移来传递电流。
而弱电解质溶液中,只有已电离部分才能承担传递电量得任务。
在无限稀释得溶液中可以认为电解质已全部电离,此时溶液得摩尔电导率为Λ∞m,而且可用离子极限摩尔电导率相加而得。
一定浓度下得摩尔电导率Λm与无限稀释得溶液中摩尔电导率Λ∞m就是有差别得。
这由两个因素造成,一就是电解质溶液得不完全离解,二就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: 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)=C0Λ2/[cөΛ∞m(Λ∞m-Λm)]m根据离子独立定律,Λ∞m可以从离子得无限稀释得摩尔电导率计算出来。
Λm可以从电导率得测定求得,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、烘干得义形管1支,加入20、00mL得0、1000mol/L醋酸溶液,测其电导率。
3、用吸取醋酸得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。
电导法测定弱电解质的电离常数实验数据处理
五、实验数据记录与处理1、作图法求K ΘHAc 。
（1）根据公式：如果以1/Λm 对cΛm 作图，截距即为1/Λ∞m ，由直线的斜率和截距即可求得K ΘHAc 。
表一 摩尔电导率以及各溶液的浓度 （3）以1/Λm 对cΛm 作图（见图一）。
1/ΛmcΛm图一 以1/Λm 对cΛm 作图求K ΘHAc 图二 以1/Λm 对cΛm 作图拟合结果 根据拟合结果：直线的斜率为：42664.10717；直线的截距为：28.1034 根据公式： K ΘHAc =（截距）2*10-3/斜率 =1.85*10-5通过查阅《普通化学原理》附表，知：25℃时，醋酸的K ΘHAc =1.75*10-5相对误差：5.71%2、求醋酸的电离度α。
根据弱电解质的电离度与摩尔电导率的关系： 求出五组不同浓度的醋酸溶液的电离度，见表二。
其中25℃下的Λ∞由表三得到。
表二 醋酸溶液的电离度 表三 不同温度下无限稀释的醋酸溶液的摩尔电导率（10S ·m /mol ）3、计算法求K ΘHAc根据公式：通过计算的方法求得K Θ，与作图法以及标准值比较，相关数据见表四。
表四 计算的方法求得K HAc根据计算的结果，只有c/16的K ΘHAc 与其他数据相差较大，这与通过作图拟合时的数据一致，通过图一中对无根数据的拟合，可以看出也是c/16的数据点偏离拟合直线比较多，应该是实验误差所致。
4、对第一次实验数据的处理以及处理结果。
注：本次实验我们小组测量了两次，原因是第一次实验测量的数据通过拟合直线虽然斜率是可靠的，但是其截距是负值，这与直线方程的截距物理意义不符合，通过询问前面几组的数据，我们发现用右侧仪器的小组数据都出现了这样一个问题，因此我们决定用另外一个仪器第二次测量。
表五 第一次测量的实验数据及相关计算数值(2)作图法求KΘHAc1/ΛmcΛm图三 第一次实验数据以1/Λm 对cΛm 作图求K ΘHAc 图四 第一次实验数据以1/Λm 对cΛm 作图拟合结果 根据拟合结果：直线的斜率为：36293.42452；直线的截距为：-266.69365 根据公式：因为截距为负值无法加入计算，因此用表三中25℃时的摩尔电导率代入计算：求得K ΘHAc =(1/0.03908)2/斜率=1.80*10-5通过查阅《普通化学原理》附表，知：25℃时，醋酸的K ΘHAc =1.75*10-5 相对误差：2.86%。
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解离平衡常数
实验原理：1．电离平衡常数Kc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，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与无限稀释的溶液的摩尔电导率是有区别的，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：（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Kc与浓度c和电离度α的关系推导如下：CH3COOH →CH3COO－ + H＋起始浓度 c 0 0平衡浓度 c(1－α) cα cα则（2）以式（1）代入上式得：（3）因此，只要知道∧m∞和∧m就可以算得该浓度下醋酸的电离常数Kc。
将式（2）整理后还可得：（4）由上式可知，测定系列浓度下溶液的摩尔电导率∧m，将∧mc对1/Λm作图可得一条直线，由直线斜率可测出在一定浓度范围内的平均值。
2．摩尔电导率∧m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1m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。
∧m=κ/c （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。
G =κA/ l （6）由（6）式可得κ=Kcell G （7）对于固定的电导池，l和A 是定值，故比值l/A为一常数，以Kcell表示，称为电导池常数，单位为m-1。
为了防止极化，通常将铂电极镀上一层铂黑，因此真实面积A无法直接测量，通常将已知电导率κ的电解质溶液（一般用的是标准的0.01000mol·L-1KCl溶液）注入电导池中，然后测定其电导G即可由（7）式算得电导池常数Kcell。
电导法测定弱电解质的电离常数(精)
电导法测定弱电解质的电离常数Ⅰ、目的要求 一、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 ；二、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 Ⅱ、仪器与试剂Ⅲ、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。
再根据奥斯特瓦尔德（Ostwald ）稀释定律。
()m m m m c Kc Λ-ΛΛΛ=∞∞2实验证明，弱电解质的电离度а越小，该式越精确。
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【最新精选】
电导法测定弱电解质的电离常数2008-01-12 15:15:26| 分类：默认分类| 标签：|字号大中小订阅目的：1．掌握用电导率仪测定醋酸的电离常数K HAc的方法。
2．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）等概念及它们相互之间的关系。
3．学会使用DDS—11D等型电导率仪。
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–C(1 –α)CαCα其中C为醋酸的起始浓度，α为电离常数，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：K 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，电离度α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 a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（姆欧）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。
即L = (2)其中L0称为电导率或比电导。
其物理意义是长l为1m，截面积A为1m2的导体的电导，所以它的单位可以写成Ω–1·m–1或S·m–1。
对于每种金属导体，温度一定，电导率（L0）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L0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1mol电解质的溶液，全部置于相距为单位距离（SI单位用1m）的两个平行电极之间，该溶液的电导称为摩尔电导率（λ）。
物化实验指导-电导法测定弱电解质的电离常数
实验二 电导法测定弱电解质的电离常数一、目的要求1．了解溶液的电导，电导率和摩尔电导率的基本概念。
2．学时用电导法测定醋酸的电离平衡常数。
3．掌握电导率仪的使用方法。
二、实验关键1．浓度和温度是影响电导的主要因素，故移液管和容量瓶必须清洗干净，浓度配制要准确；测定电导时电极必须与待测溶液同时一起恒温。
2．测电导水的电导时，铂黑电极要用电导水（去离子水）充分冲洗干净，测定中电极不可互换。
三．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弱电解质已全部电离，此时溶液的摩尔电导率为∞Λm ，而且可用离子极限摩尔电导率相加而得：∞-∞+∞Λ+Λ=Λ , , m m m∞+Λ , m 和∞-Λ , m 分别为无限稀释时的离子电导。
对乙酸在25℃时，∞Λm ＝349.82＋409＝390.8 S ·cm 2·mol －1。
一定浓度下的摩尔电导率m Λ与无限稀释的溶液中的摩尔电导率∞Λm 是有差别的。
这是由两个因素造成，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m Λ通常称为表观摩尔电导率。
根据电离学说，弱电解质的电离度α随溶液的稀释而增大，当浓度c →0时，电离度α→1。
因此在一定温度下，随着溶液浓度的降低，电离度增加，离子数目增加，摩尔电导增加。
在无限稀释的溶液中α→1，m Λ→∞Λm ，故α＝∞ΛΛmm 根据电离平衡理论，当醋酸在溶液中达到电离平衡时，其电离常数K 与初始浓度C 及电离度α在电离达到平衡时有如下关系：αα-=12C K 将α＝∞ΛΛmm 代入上式，得到 )(2m m m m C K Λ-ΛΛΛ=∞∞ 在一定温度下，由实验测得不同浓度下的m Λ值，由上式可得C m Λ＝K ∞Λm 2mΛ1－K ∞Λm 以C m Λ对mΛ1作图得一直线，其斜率为K ∞Λm 2 ，截距为K ∞Λm 。
电导法测定弱电解质的电离常数
一、实验目的1. 学会用电导法测定醋酸的电离平衡常数；2. 熟悉电导池、电导池常数、溶液电导（或电导率）等相关基本概念；3. 掌握电桥法测量溶液电导的实验方法和技术。
二、实验原理根据Arrhenius（阿累尼乌斯）的电离理论，弱电解质与强电解质不同，它在溶液中仅部分解离，离子和未解离的分子之间存在着动态平衡。
如醋酸水溶液中，设c为醋酸的原始浓度，αc为解离度，其解离平衡为：式中电导率κ的单位是S·m-1，为测量的电导电极两极片间的间距，A为电极片的截面积，对于一个固定的电导池，l和A都是定值，故比值l/A为一常数，称为电池常数Kcell。
所以有κ=Kcell/R（6）根据以上关系，只要我们在指定温度下测得不同浓度下的电导率κ（用电导率仪）或溶液的电阻（用1000Hz交流电下的惠斯通电桥测），就可以计算出摩尔电导率∧m，再根据式（3），即可计算出解离常数K来。
本实验我们采用测溶液电阻的方法，先用已知电导率的KCl标准溶液测出那个条件下的特征电阻值RS，算出Kcell；然后使用同一电导池测定待测乙酸溶液的电阻Rx，最后就可以得到解离常数K因此，实验中必须考虑的是，在增大交流电频率以防极化的同时，还要尽量消除相位差对电桥平衡的影响。
比较好的办法是，选择1000Hz的交流频率，尽可能使电流通过电导池里的溶液电阻而不是寄生电容Cx，从而使电导池上的电压降的相位移动较小，而不至于影响测量精度。
三、仪器和试剂仪器：XD-7型低频信号发生器1台，ZX56型电阻箱1台，SJ8001型示波器1台，恒温水浴1套，260型铂电导电极（镀铂黑）1支，带支管试管4支，25ml移液管1支，容量瓶2只（50ml），小烧杯，洗瓶，导线若干。
试剂：0.01000mol/L KCl溶液，0.1mol/L 左右的HAc溶液（准确浓度c标于瓶签）。
四、实验步骤1. 调节恒温水浴温度为25.00±0.1℃2. c/2和c/4浓度HAc溶液的配制：用移液管移取25.00ml真实浓度为c(标于瓶签上)的HAc溶液，注入50ml容量瓶中，然后加蒸馏水至刻度并摇匀即成，其真实浓度分别为原溶液浓度的1/2。
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实验一电导法测定弱电解质的电离平衡常数实验目的：
通过电导法测定弱电解质的电离平衡常数，探究电导法测定电离平衡常数的原理和操
作方法。
实验原理：
弱电解质的电离平衡常数K为：K=α²C/(1-α) （其中，α表示电离度，C表示弱电
解质的浓度）。
由于弱电解质的电离度很小，可以近似认为它的电离度是常数。
从电导率的角度出发，弱电解质的电导率可以表示为：κ=κ' + κ'' =kC(α +β)，其中，k是常数，κ'和κ''分别为弱电解质的电导率和电极电架电导率，α和β分别为弱电解质和溶剂（一般为水）的等效电导率。
通常实验中只能测量到总电导率，但是可以通过电导率对浓度和电离度的关系进行分析，进而计算出弱电解质的K值。
实验步骤：
1.将所需量的KCl、NaCl和HCl等指定量的不同浓度的溶液加入电导池中。
在每次测
量前，用去离子水清洗电导池。
2.打开电导计电源开关，选择对应的测量范围，将电导池放入电导计的电极架内。
3.读取电导计显示的电导率值，将其记到实验记录表中。
4.根据所加入的某一种量浓度的水溶液电离平衡常数的已知值，计算α和K值。
将
计算结果记录到实验记录表中。
5.重复以上步骤，测定其他浓度水溶液的电导率和计算α和K值。
6.将α和K值以绘制α和C的曲线等形式呈现。
通过分析α和C的曲线，确定弱电解质的电离平衡常数K。
实验注意事项：
1.电导池在使用前需清洗，以保证测量结果的准确性。
2.一定要记录所有测量数据，保证测量结果的可重复性。
3.将实验结果以图表等形式呈现，进行分析和论证。
实验结果：
所得结果表明，电导法测定弱电解质的电离平衡常数是可靠准确的。
通过实验，还可以得到弱电解质电离度与浓度的变化规律，进一步了解了电解质溶液中的离子平衡关系。