高中化学实验实验9醋酸解离常数和解离度的测定(供参考)

实验9 醋酸解离常数和解离度的测定
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，统称为弱酸弱碱解离平衡。

醋酸(HAc)在水溶液中的解离平衡为 HAc + H 2O
H 3O + + Ac -
其解离平衡常数表达式为
+-3(H O )(Ac )
(HAc)(HAc)a
c c K c Θ
⋅=
（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）， [H 3O +
]、[Ac -]、[HAc]分别为平衡浓度，α为解离度，Θ
a
K 为酸常数。

在醋酸溶液中[H 3O +]≈[Ac -]，[HAc] = c (1-α)，则
3[H O ]100%
c α+=⨯（3-33）
33[H O ][Ac ]
(HAc)[H O ]a
K c +-Θ+⋅=
-（3-34）
当
α < 5%时，
2
3[H O ](HAc)a
K c +Θ
≈
（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Θa K和α值，Θa K的平均值即为该温度下醋酸的解离常数。

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。

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，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，记录数据和室温，计算解离度和解离常数，并填入下表。

室温：℃
本实验测定Θa K值在1.0×10-5~2.0×10-5范围内合格(文献值1.8×10-5)。

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?为什么?
4．实验中[Ac-]离子浓度是怎样测得的?
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?若有变化，会有怎样变化?
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?。