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醋酸解离常数的测定实验报告数据
醋酸解离常数的测定实验报告数据醋酸解离常数的测定实验报告数据
一、实验目的
本实验旨在通过电位滴定法测定醋酸的解离常数（Ka），了解弱电解质的解离平衡及其影响因素。
二、实验原理
醋酸（CH3COOH）是一种弱电解质，在水溶液中存在解离平衡：
CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+
Ka表示醋酸解离平衡中H+离子浓度与醋酸分子浓度的比值，其大小反映了醋酸解离的程度。
电位滴定法是通过测量滴定过程中电位的变化来确定滴定终点的方法，本实验采用电位滴定法测定醋酸的解离常数。
三、实验步骤
1.配制不同浓度的醋酸溶液（0.1mol/L、0.01mol/L、0.001mol/L）。
2.在室温下，用pH计分别测量不同浓度醋酸溶液的pH值，记录数据。
3.根据pH值，计算溶液中H+离子浓度。
4.以H+离子浓度的对数为横坐标，以醋酸浓度的对数为纵坐标，绘制图表。
5.通过线性拟合得到直线的斜率，从而求得醋酸的解离常数Ka。
四、实验结果
不同浓度醋酸溶液的pH值及计算得到的H+离子浓度如下表所示：
以H+离子浓度的对数为横坐标，以醋酸浓度的对数为纵坐标，绘制图表如下：
（请在此处插入图表）
通过线性拟合得到直线的斜率为-1.76，从而求得醋酸的解离常数Ka为
1.76×10^-5。
五、实验结论
本实验通过电位滴定法测定了醋酸的解离常数Ka为1.76×10^-5。
实验结果表明，醋酸在水溶液中存在解离平衡，其解离程度受到溶液浓度的影响。
通过本实验，我们加深了对弱电解质解离平衡的理解，并掌握了电位滴定法在化学分析中的应用。
乙酸的电位滴定分析及其解离常数的测定实验报告
乙酸的电位滴定分析及其解离常数的测定实验报告实验报告：
一、实验目的：
1.熟悉并加以操作电位滴定法，并利用电位滴定法确定乙酸解离常数的值。
2.获得乙酸的实验室分析呈报结果。
二、实验原理：
电位滴定的基本原理是：在兼具离子吸附力及电位效应的受试液中，偶联剂及指示剂
化学或电位上折叠，以表示其中揭模式、线联双离子或不临水电解质的结合状态及解离常数，从而来证实原有揭模式、线联双离子或不临水电解质的结合状态及解离常数，从而测
定有关物质在某种受试液中的解离度及解离常数值。
三、实验步骤：
1.根据实验要求准备好实验室电位仪、分析纯的乙酸标准溶液和酸根标准溶液及体系；
2.分装酸根标准溶液为电位滴定容器，用移动电极仪调节受试液的溶液；
3.根据实验要求，逐个用加标的乙酸标准溶液调节受试液，滴定至标准状态，同时观
察滴定曲线；
4.测量受试液中乙酸解离常数的值，并记录实验结果；
四、实验结果：
乙酸的解离常数KA=6.21*10-5。
本实验结果表明，乙酸的解离常数KA为6.21×10-5。
通过本次实验，能够熟悉并加
以操作电位滴定法，掌握及测定乙酸的电位滴定分析及其解离常数的值。
（新编）乙酸解离度和解离常数的测定
乙酸解离度和解离常数的测定pH 测定法一、实验目的1、 学习用pH 计测定乙酸解离常数的原理和方法；2、 加深对弱电解质解离平衡等基本概念的理解；3、学会酸度计、吸量管和容量瓶的正确使用。
二、实验原理乙酸（以HOAc 表示）是弱电解质，在水溶液中存在以下解离平衡：HOAc H+＋OAc ˉ起始浓度 c 0 0平衡浓度 c （HOAc ） c （H +） c （OAc ˉ）解离常数表达式为：K θ（HOAc ）为乙酸解离常数。
严格地说，离子浓度应该用活度来代替，但乙酸的稀溶液中，离子浓度与活度近似相等。
如果在上式中忽略由水解离所提供的H +量，则达到平衡时溶液中c(H +)=c(OAc —)（为了简便，式中c θ省略），代入（1）中 )2()H (c c )H (c HOAc (K 2 ++-=）θ解离度α：测定已知浓度HAc 溶液的pH 值，便可算出它的解离度。
c)H (c +=α 配制一系列已知浓度的乙酸溶液，在一定温度下，用酸度计测定其pH ，根据pH=-lgc （H +）求算c （H +）。
实际上，酸度计所测得的pH 反映了溶液中H +的有效浓度，即H +的活度值，在本实验中忽略这种差别。
将C(H +)代入（2）式中，即可求得一系列K θ值，其平均值即为该温度下的解离常数。
三、仪器、药品及材料仪器：pHS-3C 型pH 计，复合电极，烧杯（50mL ，5个），吸量管（20mL ，1只），容量瓶（50mL ，5只）药品：HOAc(0.1000mol·L-1)材料：碎滤纸四、实验内容及步骤（1）配制不同浓度的乙酸溶液用吸量管分别取5.00mL ，10.00mL ，15.00m ，20.00，25.00mL 标准的0.1000 mol·L -1HOAc 溶液，加入编成1～5号的5个50mL 容量瓶中，再用去蒸馏水稀释至刻度，摇匀。
算出此3瓶)1(c /)HOAc (c c /)OAc (c ·c /)H (c )HOAc(K a θθθθ-+=HOAc 溶液的浓度。
乙酸解离度和解离常数的测定实验报告
乙酸解离度和解离常数的测定
一、实验目的
1、学习用pH计测定乙酸解离常数的原理和方法；
2、加深对弱电解质解离平衡等基本概念的理解；
3、学会酸度计、
二、实验原理
三、主要仪器和试剂
仪器：酸度计, 碱式滴定管（50mL）, 锥形瓶（250mL）, 移液管（25mL）, 吸量管（5mL）, 容量瓶（50mL）, 烧杯（50mL）
试剂：HAC 溶液，NAOH 标准溶液, 酚酞
四、实验步骤
1.醋酸溶液浓度的测定
2.配制不同浓度的醋酸溶液
3.不同浓度醋酸溶液pH 值的测定
4. 加入等量的HAC
5. 测定溶液PH
五、结果记录及数据处理
HAc 溶液用量（mL）
NaOH 标准溶液浓度（mol L-1）
标准溶液用量V（mL）
测定浓度（mol L-1）
平均浓度（mol L-1）
相对平均偏差
当加入等量的HAC 后测定的溶液的PH 值就是醋酸的电离平衡常数：如图：
取平均值后得：3.60
得：电离平衡常数 3.60
、六、实验误差分析：
1.仪器的洗涤不干净。
2.数据的读数不准确。
3.计算的误差。
推导式：。
乙酸的电位滴定分析及其离解常数的测定
实验名称 乙酸的电位滴定分析及其离解常数的测定指导教师 姓名年级学号成绩一.预习部分1.1、实验目的1．学习电位滴定的基本原理和操作技术：2．运用pH-V 曲线和（ΔpH /ΔV）-V 曲线与二级微商法确定滴定终点； 3．学习测定弱酸离解常数的方法。
1.2、实验基本原理乙酸CH 3COOH (简写作HAc)为一弱酸，其pK a =4.74，当以标准碱溶液滴定乙酸试液时，在化学计量点附近可以观察到pH 值的突跃。
以玻璃电极和饱和甘汞电极插入试液即组成如下的工作电池：Hg Cl Hg KClHAc L mol HCl AgClAg ,)1.0(,221（饱和）试液玻璃膜-∙ 该工作电池的电动势在酸度计上反映出来，并表示为滴定过程的pH 值，记录加入标准碱溶液的体积V 和相应被滴定溶液的pH 值，然后由pH-V 曲线或（ΔpH /ΔV）-V 曲线求得终点时消耗的标准碱溶液的体积，也可用二级微商法，于Δ2pH /ΔV 2=0处确定终点。
根据标准碱溶液的浓度，消耗的体积和试液的体积，即可求得试液中乙酸的浓度或含量。
根据乙酸的离解平衡HAcH ++Ac -其离解常数当滴定分数为50 %时，[Ac -] =[HAc]，此时K a =[H +] 即pK a = pH因此在滴定分数为50%的pH 值，即为乙酸的pK a 值。
二.实验操作部分2.1、仪器和试剂 仪器：1．离子活度计 2．玻璃复合电极 3．电磁搅拌器 试剂：1. 1.000ｍｏｌ·Ｌ-1草酸标准溶液2. 0.1ｍｏｌ·Ｌ-1NaOH 标准溶液（浓度代标定）3. 乙酸试液（浓度约为1ｍｏｌ·Ｌ-1）4. 0.05ｍｏｌ·Ｌ-1邻苯二甲酸氢钾溶液，pH=4.00（20℃）5. 0.05ｍｏｌ·Ｌ-1 Na 2HPO 4+ 0.05ｍｏｌ·Ｌ-1KH 2PO 4混合溶液，pH=6.88（20℃） 2.2、实验步骤1.按照活度计操作步骤调试仪器。
电位滴定法测定醋酸解离常数
电位滴定法测定醋酸解离常数摘要：醋酸为弱酸，在水溶液中存在部分解离，酸的解离平衡常数是判定弱酸酸性强弱的依据，电位滴定法测定醋酸的解离平衡常数，最关键点是确定滴定终点的体积，通过二阶微商法确定滴定终点体积，计算出弱酸的解离常数。
关键词：醋酸；解离常数；电位滴定法前言醋酸，也叫冰醋酸、乙酸，化学式CH3COOH ，是一种有机一元酸，醋酸在水溶液中部分解离，弱酸的强弱可以根据相同温度下解离平衡常数的大小来判定，测量醋酸解离平衡常数的方法有 pH 计法和电导率法[1]，醋酸解离平衡常数和醋酸解离度是化学的基础实验之一。
本实验采用电位滴定法，与 pH 计法区别在于，采用 pH 计法测定醋酸解离常数，醋酸的浓度是确定的，电位滴定法是醋酸的浓度是未知的。
通过电位滴定法确定醋酸的准确浓度，再应用电位滴定仪测定的醋酸 pH 值，计算出醋酸的解离常数。
（2）标准溶液影响，电位分析仪使用前要用标准溶液校正，标准溶液配制过程中存在一个的误差[3]，影响标准溶液的准确性，进而影响仪器的准确性。
（3）电极的影响，玻璃电极有使用寿命，本次实验使用的玻璃电极即将到使用寿命，对分析结果有一定的影响。
（4）仪器影响，使用的电位滴定仪是雷磁 ZD-2 型，滴加NaOH 标准溶液的体积通过滴定管的刻度读出，误差较大。
（5）计算公式使用，过程使用了简化公式（3），计算方便，但没有公式（2）准确。
（6）醋酸浓度的影响，醋酸溶液浓度越高结果越接近标准值[4]。
引起醋酸解离常数测定误差较大最主要的因素是仪器的影响和电极的影响。
结论本次实验在 295K 温度下测得醋酸解离常数为1.67 ?10?5 ，相对误差为-9.1%，影响醋酸解离常数测定的主要因素有温度、标准溶液、电极、仪器、计算公式和醋酸溶液的浓度，本次实验对相对误差产生影响的主要因素是电极和仪器的影响。
参考文献[1]王星. 醋酸解离平衡常数测定方法比较及难点解析[J]. 农业灾害研究.2015,5(3):5-6.[2]叶芬霞.无机及分析化学.北京：高等教育出版社，2014.[3]毛亚林. 测定醋酸解离常数中的误差分析[J].北京建筑工程学院. 1999, 15(2):50-53.[4]李国权，马成有，来雅文. 醋酸水溶液标准平衡常数实验测定方法[J].生物化工. 2019，5(4):1-4.。
乙酸的电位滴定分析及其解离常数的测定
乙酸的电位滴定分析及其解离常数的测定乙酸是一种常见的有机酸，其在水中的解离产生的氢离子可以被强碱滴定。
本文将介绍乙酸电位滴定分析的原理、实验步骤及其解离常数的测定方法。
一、原理乙酸的化学式为CH3COOH，它可以在水中部分离解成为CH3COO-和H+。
在弱酸滴定过程中，当无机酸的pH值在溶液中较小时，由于水在溶液中是水的主要组成部分，因此水的电离也是主要的，有H2O->H+ + OH-在这个过程中，水的离子产生了一些贡献，因此得到的酸度可能会偏低。
为了解决这个问题，可以采用电位滴定法来准确测定弱酸的酸度。
在电位滴定法中，滴定剂是强碱，一种像NaOH或KOH这样的碱。
当强碱NaOH被加入弱酸乙酸溶液中时，产生的OH-离子与乙酸中的H+离子进行反应，产生水。
这个过程中电势差逐渐升高，直到溶液的pH值足够高，以至于乙酸完全离解。
在这个过程中，我们可以得到弱酸解离物质的电势值，因为在完全离解之前，H+和OH-的浓度相等。
使用费文斯方程式，可以计算出弱酸的pKa值（解离常数）。
CH3COOH + NaOH -> CH3COONa + H2O使用电位滴定法时，我们需要使用pH计来测量溶液中的pH变化的大小。
在标准条件下，乙酸的酸度为4.76。
二、实验步骤1.准备实验所需的溶液：将1mol/L的氢氧化钠溶液和0.1mol/L的乙酸溶液配制成适量的溶液。
使用pH计来检查溶液的pH值。
确保这两个溶液都在标准条件下，即室温下。
2.挑选一个适当的电位滴定仪，并将其固定在支架上。
将电位计（连接到电位滴定仪上）和pH计（连接到溶液中的电极上）连接好。
根据所使用的电位滴定仪的说明书进行操作。
3.在电位滴定仪中设置参数。
选择所需量的NaOH溶液，选择从1.0mL开始滴加。
4.使用滴定仪开始滴定。
当pH计测量到值时，停止滴定。
检查溶液的pH值，如果pH 值较高，则说明乙酸完全被离解。
5.通过计算方程式获得解离常数。
醋酸解离常数和浓度的测定
实验三 醋酸解离常数和浓度的测定一、 实验目的1、 掌握电位滴定的原理和实验技术；2、 学习滴定曲线的测定和绘制，掌握由滴定曲线确定终点的方法；3、 学习测定醋酸解离常数和浓度的原理和方法。
二、 实验原理用电位滴定法进行酸碱滴定时，常用玻璃电极作指示电极，饱和甘汞电极作参比电极，通过测定所组成的电池的电动势可以测出溶液的pH 值。
电位滴定过程中，随着滴定剂的不断加入，被测物与滴定剂发生反应，溶液的pH 值不断发生变化。
到达等当点附近时，pH 值发生突变，从而确定终点。
醋酸为一元弱酸，离解常数为pK a 0=4.74，其解离平衡为：其解离常数当滴定分数为50%时，[HAc]=[Ac -]，此时K a 0=[H +]，即pK a 0=pH 因此，滴定分数为50%处的pH 值即为醋酸的pK a 0 。
三、 仪器和试剂PHS-3C 型精密pH 计，复合电极，电磁搅拌器，搅拌子数个，100mL 容量瓶，10mL 移液管，25mL 移液管，50mL 滴定管。
0.1000mol/L 氢氧化钠标准溶液，浓度约0.1mol/L 醋酸溶液，pH 值为4.00和6.86（25℃）的标准缓冲溶液。
四、 实验步骤1、 将仪器温度设置为溶液温度值。
用pH=4.00的标准缓冲溶液定位，pH=6.86的标准缓冲溶液校准斜率。
2、 将0.1000mol/LnaOH 溶液装入滴定管内，记录零点值。
3、 粗测：取0.1mol/L 的醋酸溶液25.00mL 于100mL 烧杯中，放入][]][[0HAc Ac H K a-+=-++→Ac H HAc搅拌子，开动搅拌器，调节适当的搅拌速度，记录加入氢氧化钠溶液体积V NaOH为0，1，2，3，…..24，25mL时溶液的pH 值，初步判断发生pH突越时所需的氢氧化钠体积。
4、重复上述操作，进行细测：即滴定将要进行到终点（V ep）时，在终点前、后各1mL范围内，每滴定0.1mLNaOH，就记录一次pH值。
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 -。
乙酸的电位滴定分析及其离解常数的测定实验报告
乙酸的电位滴定分析及其离解常数的测定实验报告实验目的：1. 了解乙酸的电位滴定分析方法！2. 掌握乙酸的离解常数的测定方法。
3. 讨论测定结果的可靠性以及改进方法。
实验原理：1. 电位滴定分析：电势法是一种快速、准确测定物质浓度的方法，它是利用电化学电势与物质浓度之间的关系来测定物质浓度的。
在电位滴定中，从滴定管中滴加标准溶液，观察电势变化的大小和方向，以判断滴定反应的终点。
2. 离解常数的测定：离解常数（Ka）是指在一定温度下酸（或碱）和水分解反应中，酸（或碱）分子溶于水中时，被水分子切割成氢离子（或氢氧根离子）和酸性分子的浓度比。
Ka是一个度量强酸（或强碱）的物理量，数值越大，强度越大。
测定离解常数时，可以通过 pH随浓度变化的曲线，得出水解离子浓度和酸性分子浓度之比，从而计算出离解常数。
实验步骤:1. 离解常数测定(1)准备标准溶液：取定5ml的0.2mol/L CH3COOH稀释至100ml，得到0.01mol/L的标准溶液。
(2)用PH计测定标准溶液的 pH值。
(3)准备一系列不同浓度的CH3COOH溶液，取不同量的5ml 0.01mol/L的浓度的CH3COOH和加定量的10毫升的0.1mol/L NaCl，将其用蒸馏水溶解至100ml，分别稀释为0.005mol/L，0.0025mol/L, 0.00125mol/L,0.000625mol/L的溶液。
(4)用PH计测定上述不同浓度的CH3COOH溶液的PH值。
(5)将上述溶液用电势计进行测量，并记录数据。
(6)通过标准溶液的测量结果，绘制PH随浓度变化的曲线。
(7)通过曲线的拟合及涟漪反应的运算，计算出CH3COOH的离解常数，并与标准值进行比较。
2. 电位滴定分析(1)准备样品：取1.0g新鲜果汁加入100ml的蒸馏水中，用搅拌器彻底搅拌，过滤得到蔬果汁液。
(2)准确称取10ml蔬果汁液，与10ml蒸馏水混合，得到10%的蔬果汁液。
醋酸的电位滴定实验报告
一、实验目的1. 了解电位滴定的基本原理和操作技术；2. 学习运用电位滴定法测定醋酸的含量；3. 掌握电位滴定曲线的绘制和分析方法。
二、实验原理电位滴定法是一种基于电位变化确定滴定终点的滴定方法。
在滴定过程中，滴定剂的加入会导致溶液中离子浓度的变化，进而引起电位的变化。
当滴定剂与被测物质恰好完全反应时，电位变化达到最大值，此时的电位即为滴定终点。
醋酸（CH3COOH）是一种弱酸，其与氢氧化钠（NaOH）反应的化学方程式为：CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O在滴定过程中，当醋酸与氢氧化钠恰好完全反应时，溶液中的氢离子浓度（H+）和氢氧根离子浓度（OH-）达到平衡，电位达到最大值。
通过测量电位变化，可以确定滴定终点。
三、实验器材与试剂1. 器材：电位滴定仪、烧杯、移液管、滴定管、电极、玻璃棒、洗耳球、滴定架等。
2. 试剂：醋酸溶液（待测）、氢氧化钠溶液（标准溶液）、酚酞指示剂、去离子水等。
四、实验步骤1. 配制醋酸溶液：用移液管准确量取一定体积的醋酸溶液，转移至烧杯中，用去离子水稀释至一定体积，备用。
2. 标定氢氧化钠溶液：用移液管准确量取一定体积的氢氧化钠溶液，转移至锥形瓶中，加入适量的酚酞指示剂，用去离子水稀释至一定体积。
将滴定管充满氢氧化钠溶液，将滴定管尖端插入锥形瓶中，缓慢滴定至溶液颜色发生突变，记录消耗的氢氧化钠溶液体积。
3. 进行电位滴定：用移液管准确量取一定体积的醋酸溶液，转移至烧杯中，加入适量的酚酞指示剂，用去离子水稀释至一定体积。
将电极插入溶液中，打开电位滴定仪，记录初始电位。
缓慢滴定氢氧化钠溶液，观察电位变化，记录电位最大值时的氢氧化钠溶液体积。
4. 绘制电位滴定曲线：以氢氧化钠溶液体积为横坐标，电位为纵坐标，绘制电位滴定曲线。
五、实验结果与分析1. 氢氧化钠溶液的标定结果：根据标定结果，计算氢氧化钠溶液的浓度为：C(NaOH) = (m 1000) / (M V(NaOH))其中，m为称取的氢氧化钠质量，M为氢氧化钠的摩尔质量，V(NaOH)为消耗的氢氧化钠溶液体积。
项目三乙酸的电位滴定分析及离解常数的测定
项目三乙酸的电位滴定分析及离解常数的测定一、实验目的通过醋酸的电位滴定，掌握电位滴定的基本操作和滴定终点的计算方法。
二、实验原理电位滴定法是在滴定过程中根据指示电位和参比电极的电位差或溶液的pH值的突跃来确定终点的方法。
在酸碱电位滴定过程中，随着滴定剂的不断加入，被测物与滴定剂发生反应，溶液pH值不断变化，就能确定滴定终点。
滴定过程中，每加一次滴定剂，测一次pH 值，在接近化学计量点时，每次滴定剂加入量要小到0.10mL，滴定到超过化学计量点为止。
这样就得到一系列滴定剂用量V和相应的pH值数据。
常用的确定滴定终点的方法有以下几种。
（1）绘pH~V曲线法以滴定剂用量V为横坐标，以pH值为纵坐标，绘制pH~V曲线。
作两条与滴定曲线相切的45°倾斜的直线，等份线与直线的交点即为滴定终点。
（2）绘△pH/△V～V曲线法△pH/△V代表pH的变化值一次微商与对应的加入滴定剂体积的增量（△V）的比。
绘制△pH/△V～V曲线的最高点即为滴定终点。
（3）二级微商法绘制（pH/△）～V曲线。
（△pH/△V）～V曲线上一个最高点，这个最高点下即是pH /△等于零的时候，这就是滴定终点法。
该法也可不经绘图而直接由内插法确定滴定终点。
三、仪器和试剂仪器：pHS-3c型酸度计，电磁搅拌器，pH复合电极，10mL半微量碱式滴定管，100mL 小烧杯，10.00mL移液管，100mL容量瓶。
试剂：0.1mol/LHAc，0.1000mol/LNaOH标准溶液，pH=4.00（25℃）和pH=6.86（25℃）的标准缓冲溶液。
四、实验步骤1．打开酸度计电源开关，预热30min。
接好复合玻璃电极。
2．用pH=6.86（25℃）和pH=4.00(25℃)的缓冲溶液将pHs-3C型酸度计进行两点定位。
3．粗测：准确吸取醋酸试液10.00mL于100mL小烧杯中，再加水约20mL。
放入搅拌磁子，浸入pH复合电极。
开启电磁搅拌器（注意磁子不能碰到电极），用0.1000mol/LNaOH 标准溶液进行滴定，1mL读数一次，待到超过化学计量点，初步确定滴定终点。
试验一乙酸的电位滴定分析及离解常数的测定
实验一 乙酸的电位滴定分析及离解常数的测定一、 实验目的1． 通过醋酸的电位滴定，掌握电位滴定的基本操作和滴定终点的计算方法。
2． 学习测定弱酸常数的原理和方法，巩固弱酸离解平衡的基本概念。
二、 实验原理电位滴定法是在滴定过程中根据指示电位和参比电极的电位差或溶液的pH 值的突跃来确定终点的方法。
在酸碱电位滴定过程中，随着滴定剂的不断加入，被测物与滴定剂发生反应，溶液pH 值不断变化，就能确定滴定终点。
滴定过程中，每加一次滴定剂，测一次pH 值，在接近化学计量点时，每次滴定剂加入量要小到0.10mL ，滴定到超过化学计量点为止。
这样就得到一系列滴定剂用量V 和相应的pH 值数据。
常用的确定滴定终点的方法有以下几种。
（1）绘pH~V 曲线法 以滴定剂用量V 为横坐标，以pH 值为纵坐标，绘制pH~V 曲线。
作两条与滴定曲线相切的45°倾斜的直线，等份线与直线的交点即为滴定终点，如图3-10（a ）所示。
（2）绘△pH/△V ～V 曲线法 △pH/△V 代表pH 的变化值一次微商与对应的加入滴定剂体积的增量（△V ）的比。
绘制△pH/△V ～V 曲线的最高点即为滴定终点[图3-10(b)]。
（3）二级微商法 绘制（2∆pH/△2V）～V 曲线。
（△pH/△V ）～V 曲线上一个最高点，这个最高点下即是2∆pH /△2V 等于零的时候，这就是滴定终点法。
该法也可不经绘图而直接由内插法确定滴定终点[图3-10（c ）]。
确定滴定体积以后，从pH ～V 曲线上查出HAc 被中和一半时（1/2Ve ）的pH 值。
此时，pH=pKa,从而计算出Ka 。
醋酸在水溶液中电离如下：其离解常数为][]][[Ka HAc Ac H -+=当醋酸被中和了一半时，溶液中：[Ac -]=[HAc]，根据以上平衡式，此时Ka=[H +]，即pKa=pH 。
因此，-++⇔AcH HAcpH～V图中12Ve所处的pH值即为pKa，从而可求出醋酸的酸常数Ka。
乙酸解离度和解离常数的测定实验报告
乙酸解离度和解离常数的测定
一、实验目的
1、学习用pH计测定乙酸解离常数的原理和方法；
2、加深对弱电解质解离平衡等基本概念的理解；
3、学会酸度计、
二、实验原理
三、主要仪器和试剂
仪器：酸度计, 碱式滴定管 (50mL), 锥形瓶 (250mL), 移液管 (25mL), 吸量管 (5mL), 容量瓶 (50mL), 烧杯 (50mL)
试剂：HAC 溶液， NAOH 标准溶液, 酚酞
四、实验步骤
1. 醋酸溶液浓度的测定
2.配制不同浓度的醋酸溶液
3.不同浓度醋酸溶液 pH 值的测定
4.加入等量的HAC
5.测定溶液PH
五、结果记录及数据处理
表1 醋酸溶液浓度的测定
当加入等量的HAC后测定的溶液的PH值就是醋酸的电离平衡常数：如图：
取平均值后得：3.60
得：电离平衡常数3.60
推导式：
、六、实验误差分析：
1.仪器的洗涤不干净。
2.数据的读数不准确。
3.计算的误差。
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实验四醋酸解离常数的测定
实验四醋酸解离常数的测定实验四醋酸解离常数的测定一、实验目的本实验旨在通过电位滴定法测定醋酸的解离常数，了解醋酸在水溶液中的解离行为，进一步理解弱电解质的电离平衡。
二、实验原理醋酸是一种弱电解质，在水溶液中存在以下电离平衡：CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+。
解离常数K是描述弱电解质解离平衡的重要参数，其值与温度有关。
在一定温度下，K可以通过电位滴定法进行测定。
电位滴定法是通过滴定计量液体中的离子浓度变化，从而确定滴定终点的位置。
在本实验中，我们将使用电位滴定法测定醋酸在水溶液中的解离常数。
具体步骤如下：1.配置不同浓度的醋酸溶液；2.使用pH计测量各溶液的pH值；3.根据测量数据绘制pH-浓度图；4.拟合曲线，求得斜率和截距；5.根据电离平衡常数的计算公式，求得醋酸的解离常数。
三、实验步骤1.配置不同浓度的醋酸溶液：分别配置0.1M、0.2M、0.5M、1M、2M的醋酸溶液；2.使用pH计测量各溶液的pH值：将pH计放入各溶液中，记录各溶液的pH值；3.根据测量数据绘制pH-浓度图：以浓度为横轴，以pH值为纵轴，绘制pH-浓度图；4.拟合曲线，求得斜率和截距：对所绘制的曲线进行拟合，求得斜率和截距；5.根据电离平衡常数的计算公式，求得醋酸的解离常数：K = (Ka *c)^(1/2)，其中Ka为电离平衡常数，c为溶液浓度。
四、实验结果与数据分析1.实验结果：根据所测得的pH值和浓度，绘制pH-浓度图（略）。
通过拟合曲线，得到斜率为-6.96×10^-3 M^-1，截距为4.78。
3.根据电离平衡常数的计算公式，得到醋酸的解离常数：K = (Ka * c)^(1/2)= (1.8×10^-5 * 0.1)^(1/2) = 4.2×10^-4 M。
五、结论与讨论通过本实验，我们成功地通过电位滴定法测定了醋酸的解离常数。
实验结果表明，醋酸在水溶液中存在电离平衡，其解离常数为4.2×10^-4 M。
电位法测定醋酸实验报告
一、实验目的1. 了解电位法测定醋酸解离常数的原理和方法。
2. 学习电位滴定仪的使用方法。
3. 掌握电位法测定醋酸解离常数的实验操作。
二、实验原理醋酸是一元弱酸，在水溶液中存在如下解离平衡：CH3COOH + H2O ⇌ CH3COO- + H3O+根据酸碱平衡理论，醋酸解离常数Ka可表示为：Ka = [CH3COO-][H3O+]/[CH3COOH]在电位滴定过程中，当加入的NaOH溶液与醋酸反应至化学计量点时，溶液中氢离子浓度发生突变，导致指示电极电位发生突跃。
通过测量滴定过程中电位的变化，可以确定化学计量点，进而计算出醋酸解离常数。
三、实验器材1. 电位滴定仪2. 醋酸溶液（0.1 mol/L）3. NaOH标准溶液（0.1 mol/L）4. 酚酞指示剂5. 烧杯6. 移液管7. 滴定管8. 容量瓶9. 洗耳球四、实验步骤1. 准备醋酸溶液：用移液管准确量取10.00 mL 0.1 mol/L醋酸溶液，转移至250 mL容量瓶中，用蒸馏水定容至刻度线。
2. 准备NaOH标准溶液：用移液管准确量取10.00 mL 0.1 mol/L NaOH标准溶液，转移至另一个250 mL容量瓶中，用蒸馏水定容至刻度线。
3. 滴定实验：用移液管准确量取25.00 mL醋酸溶液于烧杯中，加入2～3滴酚酞指示剂，用NaOH标准溶液进行滴定。
滴定过程中，缓慢加入NaOH溶液，并不断搅拌，直至溶液颜色由无色变为浅红色，且半分钟内不褪色。
4. 记录数据：记录NaOH溶液的体积和电位值，并计算每次滴定所消耗的NaOH溶液体积。
5. 绘制滴定曲线：以NaOH溶液体积为横坐标，电位值为纵坐标，绘制滴定曲线。
6. 计算醋酸解离常数：根据滴定曲线，确定化学计量点对应的电位值，利用公式计算醋酸解离常数。
五、实验结果与分析1. 滴定曲线：根据实验数据，绘制滴定曲线如图所示。
2. 计算醋酸解离常数：根据滴定曲线，确定化学计量点对应的电位值为E1，计算醋酸解离常数Ka如下：Ka = [CH3COO-][H3O+]/[CH3COOH] = 10^-pH其中，pH = 14 - E1计算得到：Ka = 1.8×10^-53. 结果讨论：实验测得的醋酸解离常数与文献值基本一致，说明实验结果可靠。
乙酸解离常数的测定实验报告
乙酸解离常数的测定实验报告一、实验目的1、掌握用 pH 法测定乙酸解离常数的原理和方法。
2、学会使用酸度计测定溶液的 pH 值。
3、加深对弱电解质解离平衡的理解。
二、实验原理乙酸（CH₃COOH）是一种弱电解质，在水溶液中存在以下解离平衡：CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻＋ H⁺其解离常数 Ka 可以表示为：Ka ＝ CH₃COO⁻H⁺／ CH₃COOH若配制一系列已知浓度的乙酸溶液，在一定温度下，用酸度计测定其 pH 值，根据 pH ＝ lgH⁺，可算出溶液中的H⁺。
由于在解离度较小的情况下，CH₃COOH 可以近似等于乙酸溶液的起始浓度 c。
而CH₃COO⁻＝ H⁺，则可计算出 Ka 值。
三、实验仪器与试剂1、仪器pH 计移液管（25 mL）容量瓶（50 mL、100 mL）烧杯（50 mL、100 mL）玻璃棒胶头滴管2、试剂乙酸溶液（约 01 mol/L）标准缓冲溶液（pH ＝ 400、686、918）四、实验步骤1、配制不同浓度的乙酸溶液用移液管分别移取 250 mL、500 mL、1000 mL、2500 mL 乙酸溶液于 100 mL 容量瓶中，用蒸馏水稀释至刻度，摇匀，得到浓度分别为0025 mol/L、005 mol/L、01 mol/L、025 mol/L 的乙酸溶液。
2、 pH 计的校准将 pH 计接通电源，预热 30 分钟。
选择两种标准缓冲溶液（如 pH ＝ 400 和 pH ＝ 686），按照 pH 计的使用说明进行校准。
3、测定乙酸溶液的 pH 值用移液管分别移取 2500 mL 上述不同浓度的乙酸溶液于 50 mL 烧杯中。
将电极插入溶液中，待读数稳定后，记录溶液的 pH 值。
每种溶液平行测定三次，取平均值。
五、实验数据记录与处理1、实验数据记录｜乙酸溶液浓度（mol/L）｜测定次数｜ pH 值｜｜：：｜：：｜：：｜｜ 0025 ｜ 1 ｜＿____ ｜｜ 0025 ｜ 2 ｜＿____ ｜｜ 0025 ｜ 3 ｜＿____ ｜｜ 005 ｜ 1 ｜＿____ ｜｜ 005 ｜ 2 ｜＿____ ｜｜ 005 ｜ 3 ｜＿____ ｜｜ 01 ｜ 1 ｜＿____ ｜｜ 01 ｜ 2 ｜＿____ ｜｜ 01 ｜ 3 ｜＿____ ｜｜ 025 ｜ 1 ｜＿____ ｜｜ 025 ｜ 2 ｜＿____ ｜｜ 025 ｜ 3 ｜＿____ ｜2、数据处理根据 pH 值计算出H⁺，H⁺＝ 10^（pH)。
乙酸解离度和解离常数的测定
乙酸解离度和解离常数的测定pH 测定法一、实验目的1、 学习用pH 计测定乙酸解离常数的原理和方法；2、 加深对弱电解质解离平衡等基本概念的理解；3、学会酸度计、吸量管和容量瓶的正确使用。
二、实验原理乙酸（以HOAc 表示）是弱电解质，在水溶液中存在以下解离平衡：HOAc H+＋OAc ˉ 起始浓度 c 0 0平衡浓度 c （HOAc ） c （H +） c （OAc ˉ） 解离常数表达式为：K θ（HOAc ）为乙酸解离常数。
严格地说，离子浓度应该用活度来代替，但乙酸的稀溶液中，离子浓度与活度近似相等。
如果在上式中忽略由水解离所提供的H +量，则达到平衡时溶液中c(H +)=c(OAc —)（为了简便，式中c θ省略），代入（1）中)2()H (c c )H (c HOAc (K 2 ++-=）θ解离度α：测定已知浓度HAc 溶液的pH 值，便可算出它的解离度。
c)H (c +=α配制一系列已知浓度的乙酸溶液，在一定温度下，用酸度计测定其pH ，根据pH=-lgc （H +）求算c （H +）。
实际上，酸度计所测得的pH 反映了溶液中H +的有效浓度，即H +的活度值，在本实验中忽略这种差别。
将C(H +)代入（2）式中，即可求得一系列K θ值，其平均值即为该温度下的解离常数。
三、仪器、药品及材料仪器：pHS-3C 型pH 计，复合电极，烧杯（50mL ，5个），吸量管（20mL ，1只），容量瓶（50mL ，5只）药品：HOAc(0.1000mol·L-1) 材料：碎滤纸四、实验内容及步骤（1）配制不同浓度的乙酸溶液 用吸量管分别取5.00mL ，10.00mL ，15.00m ，20.00，25.00mL 标准的0.1000 mol·L -1HOAc 溶液，加入编成1～5号的5个50mL 容量瓶中，再用去蒸馏水稀释至刻度，摇匀。
算出此3瓶)1(c /)HOAc (c c/)OAc (c ·c /)H (c )HOAc (K a θθθθ-+=HOAc 溶液的浓度。
乙酸解离度和解离常数的测定
乙酸解离度和解离常数的测定pH 测定法一、实验目的1、 学习用pH 计测定乙酸解离常数的原理和方法；2、 加深对弱电解质解离平衡等基本概念的理解；3、学会酸度计、吸量管和容量瓶的正确使用。
二、实验原理乙酸（以HOAc 表示）是弱电解质，在水溶液中存在以下解离平衡：HOAc H+＋OAc ˉ 起始浓度 c 0 0平衡浓度 c （HOAc ） c （H +） c （OAc ˉ） 解离常数表达式为：K θ（HOAc ）为乙酸解离常数。
严格地说，离子浓度应该用活度来代替，但乙酸的稀溶液中，离子浓度与活度近似相等。
如果在上式中忽略由水解离所提供的H +量，则达到平衡时溶液中c(H +)=c(OAc —)（为了简便，式中c θ省略），代入（1）中)2()H (c c )H (c HOAc (K 2 ++-=）θ解离度α：测定已知浓度HAc 溶液的pH 值，便可算出它的解离度。
c)H (c +=α配制一系列已知浓度的乙酸溶液，在一定温度下，用酸度计测定其pH ，根据pH=-lgc （H +）求算c （H +）。
实际上，酸度计所测得的pH 反映了溶液中H +的有效浓度，即H +的活度值，在本实验中忽略这种差别。
将C(H +)代入（2）式中，即可求得一系列K θ值，其平均值即为该温度下的解离常数。
三、仪器、药品及材料仪器：pHS-3C 型pH 计，复合电极，烧杯（50mL ，5个），吸量管（20mL ，1只），容量瓶（50mL ，5只）药品：HOAc(0.1000mol·L-1) 材料：碎滤纸四、实验内容及步骤（1）配制不同浓度的乙酸溶液 用吸量管分别取5.00mL ，10.00mL ，15.00m ，20.00，25.00mL 标准的0.1000 mol·L -1HOAc 溶液，加入编成1～5号的5个50mL 容量瓶中，再用去蒸馏水稀释至刻度，摇匀。
算出此3瓶)1(c /)HOAc (c c/)OAc (c ·c /)H (c )HOAc (K a θθθθ-+=HOAc 溶液的浓度。
乙酸解离度和解离常数的测定
乙酸解离度和解离常数的测定pH 测定法一、实验目的1、 学习用pH 计测定乙酸解离常数的原理和方法；2、 加深对弱电解质解离平衡等基本概念的理解；3、学会酸度计、吸量管和容量瓶的正确使用。
二、实验原理乙酸（以HOAc 表示）是弱电解质，在水溶液中存在以下解离平衡：HOAc H+＋OAc ˉ 起始浓度 c 0 0平衡浓度 c （HOAc ） c （H +） c （OAc ˉ） 解离常数表达式为：K θ（HOAc ）为乙酸解离常数。
严格地说，离子浓度应该用活度来代替，但乙酸的稀溶液中，离子浓度与活度近似相等。
如果在上式中忽略由水解离所提供的H +量，则达到平衡时溶液中c(H +)=c(OAc —)（为了简便，式中c θ省略），代入（1）中)2()H (c c )H (c HOAc (K 2 ++-=）θ解离度α：测定已知浓度HAc 溶液的pH 值，便可算出它的解离度。
c)H (c +=α配制一系列已知浓度的乙酸溶液，在一定温度下，用酸度计测定其pH ，根据pH=-lgc （H +）求算c （H +）。
实际上，酸度计所测得的pH 反映了溶液中H +的有效浓度，即H +的活度值，在本实验中忽略这种差别。
将C(H +)代入（2）式中，即可求得一系列K θ值，其平均值即为该温度下的解离常数。
三、仪器、药品及材料仪器：pHS-3C 型pH 计，复合电极，烧杯（50mL ，5个），吸量管（20mL ，1只），容量瓶（50mL ，5只）药品：HOAc(0.1000mol·L-1) 材料：碎滤纸四、实验内容及步骤（1）配制不同浓度的乙酸溶液 用吸量管分别取5.00mL ，10.00mL ，15.00m ，20.00，25.00mL 标准的0.1000 mol·L -1HOAc 溶液，加入编成1～5号的5个50mL 容量瓶中，再用去蒸馏水稀释至刻度，摇匀。
算出此3瓶)1(c /)HOAc (c c/)OAc (c ·c /)H (c )HOAc (K a θθθθ-+=HOAc 溶液的浓度。
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[HAc][H +] [Ac -]K a =实验四 乙酸的电位滴定分析及其解离常数的测定一、目的要求1．学习电位滴定的基本原理及操作技术2.运用pH-V 曲线和（ΔpH-ΔV ）-V 曲线与二级微商法确定滴定终点。
3.学习测定弱酸离解常数的方法。
二、实验原理乙酸HAc 是一弱酸，其p K a = 4.74，当以标准碱溶液滴定乙酸试液时，在化学计量点附近可以观察到pH 的突跃。
以玻璃电极与饱和甘汞电极插入试液即组成如下的工作电池：Ag,AgCl ︱HCl(0.1 mol·L -1)︱玻璃膜︱HAc 试液︱KCl(饱和)︱Hg 2Cl 2,Hg该工作电池的电动势在酸度计上反映出来，并表示为滴定过程中的pH ，记录加入标准碱溶液的体积V 和相应的被滴定溶液的体积。
也可用二级微商法，于Δ2pH-ΔV 2=0处确定终点。
根据标准碱溶液的浓度、消耗的体积和试液的体积，即可求得试液中乙酸的浓度或含量。
根据乙酸的解离平衡：HAc(aq)H ＋（aq ） ＋ Ac －(aq)其解离常数当滴定分数为50﹪时，[Ac -] = [HAc]，此时K a = [H +]，即p K a = pH 因此在滴定分数为50﹪处的pH ，即为乙酸的p K a 。
三、仪器和试剂1.酸度计2.玻璃电极3.甘汞电极4.容量瓶 50ml 100ml5.吸量管6.微量滴定管7.0.1000mol/L 邻苯二甲酸氢钾标准溶液8.0.1mol/LNaOH 9. 0.1mol/LHAc10. pH=4.00、pH=6.88标准缓冲溶液（20℃）四、操作步骤1.调试仪器:接通电源，将选择开关置于pH 档，连接好电极，调节温度档于室温。
2.将pH=6.88（20℃）的标准缓冲溶液置于50mL 的烧杯中，放入磁力子，开动搅拌器，调节定位档，再用pH=4.00（20℃）的标准缓冲溶液校核，调节斜率挡，反复调节，相对固定，所得读数与测量温度下的缓冲溶液的标准值之差应在±0.05pH单位之内。
3.准确吸取10.00mL邻苯二甲酸氢钾标准溶液于100mL烧杯中，加水约30mL，放入磁力子.4.将待标定的NaOH溶液装入滴定管中，调节液面在0.00mL处5.开动搅拌器，调节适当的搅拌速度，进行粗测，即测量在加入NaOH溶液0mL、1mL、2mL…8mL、9mL、10mL时的各点的pH。
初步判断发生PH突跃时所需的NaOH体积范围（△V ex）。
6.重复3、4操作，然后进行细测，即在化学计量点附近取较小的体积增量，以增加测量点的密度，并在读取滴定管读数时，读准至小数点后第二位。
如在粗测时△V ex为8~9mL，则在细测时，在加入8.00mLNaOH后，以0.10mL为体积增量，测量加入NaOH 溶液8.00 mL、8.10 mL、8.20 mL…8.90mL和9.00 mL时各点的pH值。
7.吸取乙酸试液10.00 mL，置于100 mL烧杯中，加水约30 mL.8.仿照标定NaOH时的粗测和细测步骤，对乙酸进行测定。
在细测的（1/2）△V ex处,也应该适当增加测量点的密度,如△V ex为4~5 mL,可测量加入2.00 mL、2.10 mL…2.40mL 和2.50 mLNaOH溶液时各点的pH值。
五、数据处理1、NaOH溶液浓度的标定（1）实验数据及计算粗测ΔV ex= mLV/mL0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 ………pH＞10.00细测V/mLpHΔpH/ΔVΔ2pH/ΔV2根据实验数据，计算ΔpH/ΔV和化学计量点附近的Δ2pH/ΔV2，填入表中（2）于方格纸上作pH-V和（ΔpH/ΔV）-V曲线，找出终点体积V ep.（3）用内插法求出Δ2pH/ΔV2=0处的溶液的NaOH体积V ep.（4）根据（3）所得的V ep，计算NaOH标准溶液的浓度。
2、乙酸浓度及解离常数K a的测定（1）实验数据及计算粗测ΔV ex= mLV/mL0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 ………pH＞10.00细测（半中和点）1／２ΔV expH细测V/mLpHΔpH/ΔVΔ2pH/ΔV2仿照上述NaOH溶液浓度标定的数据处理方法，画出曲线，求出终点V ep。
（2）计算原始试液中乙酸的含量，以g.L-1表示。
（3）在pH-V曲线上，查找体积相当于1/2ΔV ep时的pH，即为乙酸的p K a。
【注：p K a一定要在pH-V曲线上描出并读出相应数据（直接打印的请用16K或B5）】六、思考题（任选两题）1．若改变所测乙酸溶液的浓度，乙酸的解离常数有无变化？2．测定一系列同种溶液的pH值时，测定顺序由稀到浓和由浓到稀，其结果可能有何不同？3．如何确定pH计已校正好？4．将10mL0.2 mol·L－1HAc溶液和10mL0.1 mol·L－1NaOH溶液混合后，所得溶液是否具有缓冲能力？5.常用标准缓冲溶液有哪几种？七、备注1．介绍pH计的使用方法。
2．强调移液管的使用。
实验五原子吸收分光光度法测定自来水中钙、镁的含量———— 标准曲线法一、目的要求1. 掌握原子吸收分光光度法的基本原理；2. 了解原子吸收分光光度计的基本结构及其使用方法；3. 掌握标准曲线法测定自来水中钙、镁的含量的方法。
二、实验原理原子吸收分光光度法是基于物质所产生的原子蒸气对特定谱线(即待测元素的特征谱线)的吸收作用进行定量分析的一种方法。
若使用锐线光源,待测组分为低浓度,在一定的实验条件下,基态原子蒸气对共振线的吸收符合下式：A=ε cl当l以cm为单位，c以mol·L-1为单位表示时，ε称为摩尔吸收系数，单位为mol·L-1·cm-1。
上式就是Lambert-beer定律的数学表达式。
如果控制l为定值，上式变为A=Kc 上式就是原子吸收分光光度法的定量基础。
定量方法可用标准加入法或标准曲线法。
标准曲线法是原子吸收分光光度分析中常用的定量方法，常用于未知试液中共存的基体成分较为简单的情况，如果溶液中基体成分较为复杂，则应在标准溶液中加入相同类型和浓度的基体成分，以消除或减少基体效应带来的干扰，必要时须采用标准加入法而不是标准曲线法。
标准曲线法的标准曲线有时会发生向上或向下弯曲现象。
要获得线性好的标准曲线，必须选择适当的实验条件，并严格实行。
三、仪器和试剂1.原子吸收分光光度计AA320N型（上海分析仪器厂）2.空心阴极灯钙、镁空心阴极灯3.无油空气压缩机4.乙炔钢瓶5.通风设备6.容量瓶、移液管等7.钙标准储备液（1000μg.mL-1）8.钙标准使用液（100μg.mL-1）9.镁标准储备液（1000μg.mL-1）10. 镁标准使用液（25μg.mL-1）四、实验条件钙镁1、吸收线波长（nm）422.7 285.22、空心阴极灯电流（mA）10 103、狭缝宽（mm）0.5 （2档）0.2（1档）4、燃烧器高度(mm) 6.0 4.05、乙炔流量（L·min－1）0.8 0.76、、空气流量（L·min －1）4.54.5五、实验步骤1、配制标准溶液系列（1）Ca 标准溶液系列 准确吸取0.50，1.00，2.00，3.50，5.00 mL 上述Ca 标准使用液，分别置于五只50 mL 容量瓶中，用水稀释至刻度，摇匀备用。
（2）Mg 标准溶液系列 准确吸取0.50，1.00，1.50，2.00，3.00 mL 上述Mg 标准使用液，分别置于五只50 mL 容量瓶中，用水稀释至刻度，摇匀备用。
2、自来水样品溶液打开自来水开关，取中间水样备用。
测定Ca 不稀释，测定Mg 稀释1倍(视具体情况而定)。
根据实验条件，将原子吸收分光光度计，按仪器操作步骤进行调节，待仪器电路和气路系统达到稳定，即可测定以上各溶液的吸光度。
六、数据处理1．记录实验条件（1）仪器型号（2）吸收线波长（nm ）（3）空心阴极灯电流（mA ）（4）光谱通带或光谱带宽（nm ）（5）乙炔流量（L·min －1）（6）空气流量（L·min －1）（7）燃助比2．列表记录测量Ca 、Mg 标准系列溶液的吸光度测定序号12345样品Mg 浓度/mg▪L -1A 1A 2A 3吸光度AĀCa 浓度/mg▪L -1A 1A 2A 3吸光度AĀ以吸光度为纵坐标，以Ca，Mg浓度为横坐标绘制标准曲线，并计算回归方程和标准偏差（或相关系数）（直接打印的请用16K或B5）3．根据自来水样的吸光度，用回归方程求得水样中Ca，Mg的浓度（g·L-1）。
若经稀释须乘上稀释倍数求得原始自来水中Ca，Mg含量。
七、学习掌握有关操作1. 了解原子吸收分光光度计的基本结构及其使用方法；2. 了解标准加入法的具体操作。
3. 学习钢瓶的分类及使用。
八、思考题（任选两题）1. 原子吸收光谱的理论依据是什么？2. 原子吸收分光光度分析为何要用待测元素的空心阴极灯做光源？能否用氢灯或钨灯代替，为什么？3. 如何选择最佳的实验条件？4. 在什么条件下使用标准曲线法或标准加入法，他们各有什么优缺点？九、备注介绍原子吸收光谱仪的原理、注意事项和操作。
实验六荧光光度分析法测定蔬菜水果中维生素B2的含量一、目的要求1．了解荧光分光光度法的基本原理，正确使用930型荧光分光光度计。
2. 掌握荧光分光光度法测定蔬菜水果等食品中维生素B2含量的实验技术。
二、实验原理在紫外光或波长较短的可见光照射后，一些物质会发射出比入射光波长更长的荧光。
以测量荧光强度和波长为基础的分析方法叫做荧光分光光度分析法。
对同一物质而言，若alc<<0.05，即对很稀的溶液，荧光强度F与该物质的浓度c有以下的关系F = 2.3φf I0 alc式中：φf — 荧光过程的量子效率；I 0 — 入射光强度；a — 荧光分子的吸收系数；l —试液的吸收光程。
I 0和l不变时F = Kc式中K为常数。
因此,在低浓度的情况下，荧光物质的荧光强度与浓度呈线性关系。
维生素B2(即核黄素)在430 ~ 440 nm蓝光的照射下，发出绿色荧光，其峰值波长为535 nm。
维生素B2的荧光在pH=6~7时最强，在pH=11时消失。
荧光分析实验首先选择激发光单色器波长和荧光单色器波长，基本原则是使测量获得最强荧光，且受背景影响最小。
激发光谱是选择激发光单色器波长的依据，荧光物质的激发光谱是指在荧光最强的波长处，改变激发光单色器的波长测量荧光强度，用荧光强度对激发光波长作图所得的谱图。
大多数情况下，荧光物质的激发光谱与其吸收光谱相同。
荧光光谱是选择荧光单色器波长的主要依据，荧光物质的荧光光谱是将激发光单色器波长固定在最大激发光波长处，改变荧光单色器波长测量荧光强度，用荧光强度对荧光波长作图所得的谱图。