实验2 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 a?，起始浓度C0，电离度α有以下关系：+ + B-起始浓度mol/L：C0 0 0平衡浓度mol/L：C0·(1-α) αC0 αC0K c ?=[c(A+)/c?][c(B-)/c?]/[c(AB)/c?]=Cα2/(1-α)=C0Λm2/[c?Λ∞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 a?。
Λm C0/c? =Λ∞m2K c?/Λm-Λ∞m K c?通过Λm C/c?~1/Λm作图，由直线斜率=Λ∞m2K c?，可求出K c?。
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。
电导法测定弱电解质的电离常数思考题
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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
实验2 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、实验目的1. 掌握电导测量的原理和方法。
2. 学会使用 DDS-11A 型电导率仪，测定弱电解质电离平衡常数的方法。
二、实验原理AB 型（如HAc ）弱电解质在溶液中的电离达到平衡时，HAc= H + + Ac - c(1-αc )cαccαc其电离平衡常数（K c ）与浓度（c ）、电离度（αc ）之间有如下的关系：cc cc K αα-=12(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αc ，代入上式就可以求出K c 。
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=КA/1式中：К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。
因此常用摩尔电导m λ来衡量电解质溶液的导电能力。
m λ与К之间的关系为：m λ=10-3К/c式中m λ的单位是S·m 2·mol -1，К的单位为S·m -1，c 的单位为mol·dm -3。
对于弱电解质，电离度αc 等于浓度为c 时的摩尔电导(m λ)和溶液在无限稀释时的摩尔电导(∞m λ )之比，即：∞=mmc λλα (2)将式(2)代入式(1)：)(2m m m m cc c K λλλλ-=∞∞ cm κλ=∞∞-⋅=m c m c K cK λκλκ2)(以κ对κc 作图应为一直线，其斜率为2)(∞m c K λ ，截距为)(∞m c K λ ，根据斜率和截距可算出 K c 和∞m λ 。
三、仪器及试剂仪器：恒温装置 1套，DDS-11A 型电导率仪，电导电极，移液管（25 ml 、5 ml 和 1 ml 各 1支），容量瓶（50 ml 5只），250 ml 烧杯1只，洗耳球1只。
电导法测定弱电解质的电离常数.ppt
一、实验目的与要求 1、用电导法测量电解质溶液的电离平衡常数。 2、了解溶液的电导、电导率、摩尔电导率的基 本概念。 二、实验原理 电导是电阻的倒数，其物理意义是：当导体 两端的电位差为1伏特时所通过的电流强度。 在电导池的情况下，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：
恒温10分钟进行测量其电导率。用同样方法 测定另两种浓度醋酸溶液的电导率。 4、测量完毕后，倒去醋酸液，洗净电导池及 铂黑电极，电导池中注入电导水，测其电导 率。 五、注意事项 温度对电导有很大的影响，所以整个实验必 须在同一温度下进行。 六、数据处理 1、计算各浓度醋酸溶液的摩尔电导率Λm， 电离度α，电离常数Kc。
2、298K时，无限稀释溶液中离子的无限稀 释离子摩尔电导率 Λm ∞ ＝349.8×10-4S· m2· mol-1， Λm ∞ ＝40.9×10- 4S· m2· mol-1。 七、思考题： 1、能否用电桥测电导？ 2、实验中为何用镀铂黑电极？使用时应注意 哪些事项？
开关
电导率仪的结构
量程
显示屏
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）有如下关系：
c 2 Kc 1
（10－3）
在一定温度下Kc是一常数，因此可通过测定醋酸 在不同浓度下的电离度来计算Kc值。 根据电离学说，弱电解质的电离度α随溶液的稀释 而增大，当溶液无限稀释时，则弱电解质全部电离， 在一定温度下，溶液的摩尔电导与离子的真实浓度 成正比，因而也与电离度（α）成正比，所以弱电 解质的电离度（α）应等于溶液在浓度为C时的摩 尔电导率Λm 和溶液在无限稀释时的摩尔电导率Λm ∞ 之比，即：
G＝A/L （10－1） Λ称为电导率，即L为1米2时溶液的电导，其值与电 导池的结构无关。 电解质溶液的电导不仅与温度有关，而且还与 溶液的浓度有关，因此通常用摩尔电导这个量值来 衡量电解质溶液的导电本领。 摩尔电导的定义如下：含有1摩尔电解质的溶 液全部置于相距为1米的两个电极之间，此时两电 极之间的电导率称为摩尔电导率（ Λm ）。摩尔电 导率与电导率之间有如下关系： Λm ＝Λ/C （10－2） 式中C为溶液的摩尔浓度。
实验二 电导法测定弱电解质的电离平衡常数和难溶盐的溶度积
作图求得
和
二、实验原理
5.电导法测定溶度积
(PbSO4 ) (溶液) (水) 3 3 c(饱和) 10 10 m (PbSO4 ) m (PbSO4 )
1 2 1 (PbSO4 ) m ( Pb ) m ( SO 2 4 ) 2 2 2
二、实验原理
4. 解离平衡常数
HAc 起始时： c 平衡时： c(1-α) H+ ＋ Ac0 0 cα cα
c 2 Λm $ K$ c Λm ( Λm Λm )
c Λm $ 1 1 c $ 2 Λm K ( Λm ) Λm
1 $ cΛ 作图求得 。 K 对c对 对c 作图求得 和 m Λm
二、实验原理
2.摩尔电导率
溶液的摩尔电导率是指含有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：
10 Λm c
3
Λm的单位是Sm2 mol-1，c的单位为moll-1。
二、实验原理
3. 电离度
Hale Waihona Puke Λm ΛmΛm可由实验测得的 求出。
Λm (H + ) λm (Ac ) HAc λm Λm (HCl) Λm (NaAc) Λm (NaCl)
注意单位，数据处理时要转成S m-1
4.
四、实验数据处理
1 对c Λ m 作图求得 K $（HAc）。 1. Λm
2. 计算硫酸铅溶度积 K sp 。
电解质溶液的电导G是其电阻R的倒数，其大小与两 电极间的距离（l）成反比，与电极的面积（A）成正比。 A l 表示为：G 或 G K cell G A l Kcell称为电导池常数，
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。
电导法测弱电解质解离平衡常数实验报告
1
Kc mol.dm 3
注：平均Kc =
。
六、思考题
1.影响准确测定溶液的电导率的因素有哪些？ 2.实验中为什么要先校正电导池常数？如何测定？ 3.什么叫溶液的电导、电导率和摩尔电导率？
七、说明
25℃醋酸在水溶液中的Kc值为1.754×10-5mol.dm-3
实验四 电导法测定弱电解质的解离常数
一、实验目的
1. 理解溶液电导的基本概念。
2. 掌握用电导率仪测定溶液电导率
的实验方法。
3. 测定醋酸在水溶液中的解离度及解离常数。
二、实验原理
对于CA型弱电解质
CA → C+ + A-
其在溶液中以浓度表示的解离常数
Kc c(C )a( A ) c(CA)
弱电解质总浓度为c，该浓度下弱电解质的解离度为α，则解离常数为：
有关。为了比较不同电解质溶液的导电能力，人们引入了摩尔电导率的
概念：在相距1m的两个平行电极之间，放入含有1mol的电解质溶液时该
溶液的电导称为摩尔电导率，用Λm表示。那么摩尔电导率与电导率之间
的关系为：
m k c
其中c为溶液的浓度。
弱电解质的解离度α随浓度的下降而增大，当溶液浓度趋于无限稀释，弱
Kc c 2 1
式中 Kc - 以浓度表示的解离平衡常数； α– 弱电解质的解离度； c– 弱电解质的总浓度。
已知c，测得α，即可按上式求得Kc。
测定解离度α的值采用电导法。
电导的定义是：通过导体的电流与导体两端电势差之比。因此，电导是 电阻的倒数。电导的符号为G，电阻的符号为R，以公式表示，即
= m (3H4.) 982ms.m2.mol-1，
m (CH 3=C4O.O0 9) ms.m2.mol-1
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
电导法测定弱电解质的电离平衡常数及数据处理————————————————————————————————作者：————————————————————————————————日期：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：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。
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解离常数和难溶盐的溶解度
电解质的摩尔电导率随浓度的稀释而增加，无线稀释时的摩尔电导率以 Λ
∞ m
表示。对于弱电解质来说，某一浓度时的摩尔电导率与无限稀释时的摩尔电
导率之比为该浓度下的解离度 α。
α=Λ
m
/Λ
∞ m
因此可用测电导率 的方法来测弱电解质的解离平衡常数。 磺胺的解离平衡常数与解离度有一下关系
K= cα 2 /(1-α)
答：每个行业不同，测定溶液的电导率的实际应用也不同。举个例子：食 品行业如做饮料或冷饮的企业，调配和输送浆料需要调配缸和输送管路，这些 接触浆料的管路和缸要定时清洗的，若不定时清洗就会有微生物繁殖而使产品 不合格。清洗管路需要酸洗和碱洗，洗过后最后还要用清水把残留的碱液酸液 冲洗掉，怎样知道清洗干净了呢？就需要测定电导率的传感器，当测得的电导 率等于或接近于水的电导率后就可以自动停止清洗了（酸碱液的电导率远大于 水的电导率）。电导率的测定一般应用于自动化程度比较高的清洗系统。 【分析与讨论】
-2-
c
-
m,AgCl
【思考题】 1.影响弱电解质溶液电导率的因素有哪些？
答：电导率 κ 是：两极面积各为 1m2，并相距 1m 时，其间溶液所呈的电 导。电导率 κ 与电解质本性有关，与温度有关，与电解质浓度有关。 2.电导率测定中对使用的水有什么要求？
答：实验用水必须纯净，电导率宜小于 mS/m，通常情况要求水清澈、流速 尽量小。注意不要测悬浊液或胶体液，以免损坏电极针。电导电极使用前、后 应浸泡在蒸馏水中，以防铂黑惰化。 3.测定溶液的电导率有何实际应用？
次。同法测定蒸馏水的电导率，再由手册查出
Λ
m, Ag
和
Λ
m,Cl
的数据，求氯化
银在水中的溶解度。 【数据记录与处理】
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）。
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。
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实验二 电导法测定弱电解质的电离常数
一、实验目的
1. 掌握电导测量的原理和方法。
2. 学会使用 DDS-11A 型电导率仪，测定弱电解质电离平衡常数的方法。
二、实验原理
AB 型（如HAc ）弱电解质在溶液中的电离达到平衡时，
HAc
= H + + Ac - c(1-αc )
cαc
cαc
其电离平衡常数（K c ）与浓度（c ）、电离度（αc ）之间有如下的关系：
c
c c
c K αα-=12
(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αc ，代入上式就可以求出K c 。
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=К
A/1
式中：К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。
因此常用摩尔电导m λ来衡量电解质溶液的导电能力。
m λ与К之间的关系为：
m λ=10-3К/c
式中m λ的单位是S·m 2·mol -1，К的单位为S·m -1，c 的单位为mol·dm -3。
对于弱电解质，电离度αc 等于浓度为c 时的摩尔电导(m λ)和溶液在无限稀释时的摩尔电导(∞
m λ )之比，即：
∞
=m
m
c λλα (2)
将式(2)代入式(1)：
)
(2
m m m m c
c c K λλλλ-=∞∞ c
m κλ=
∞∞-⋅=m c m c K c
K λκ
λκ2
)(
以κ对
κ
c 作图应为一直线，其斜率为2
)(∞m c K λ ，截距为)(∞
m c K λ ，根
据斜率和截距可算出 K c 和
∞m λ 。
三、仪器及试剂
仪器：恒温装置 1套，DDS-11A 型电导率仪，电导电极，移液管（25 ml 、5 ml 和 1 ml 各 1支），容量瓶（50 ml 5只），250 ml 烧杯1只，洗耳球1只。
药品：0.0100 mol•dm -3 KCl 溶液（KCl 于110℃烘4h ），0.1000 mol•dm -3 HAc 溶液，电导水。
四、实验步骤
1．调节恒温槽温度为25±0.1 ℃。
2．配制溶液：准确配制浓度为0.050、0.010、0.0050、0.0010 和0.0005 mol•dm-3的HAc溶液。
3．测定电导池常数(K cell)（即电极常数）：倾去电导池中的纯水（为防止电导电极干燥后吸附杂质，及干燥后的电极浸入溶液时表面不易完全浸润引起气泡，造成表面积发生变化等而影响测量结果，常将电导电极浸在电导池内的纯水中）。
然后用少量的0.0100 mol•dm-3KCl 溶液洗涤电导电极三次，加入0.0100 mol•dm-3 KCl 溶液，使液面超过电极铂片1～2 cm，再移入25±0.1 ℃恒温槽中恒温10 分钟后用电导仪测量（DDS-11A 型电导率仪的使用方法详见附录）。
测量时，将DDS-11A 型电导率仪“量程”档开关置于“200”档，将“测量/校准”开关扳至“校正”位置，调节“常数”旋钮使屏幕显示为“1.00”。
将“测量/校准”开关扳至“测量”位置，读出屏幕显示的KCl标准溶液的电导（S2），电导池常数K cell=S1/S2，S1为KCl标准溶液的电导率（0.01mol/L KCl标准溶液，25℃时S1=1413μS/cm，30℃时S1=1552μS/cm），S2为测量得到的KCl标准溶液的电导。
4. 测定乙酸溶液的电导率：倒去KCl 溶液，用电导水充分洗净电导池及电导电极，再用少量0.0005 mol•dm-3 HAc 溶液洗涤电导池和电导电极三次，将电极浸入0.0005 mol•dm-3 HAc 溶液中，将“校准/测量”开关置于“测量”，将量程开关由大到小逐渐调节，直至所需测量范围，屏幕显示读数乘以量程开关倍率（C=1）即为被测溶液的实际电导率。
数据记入表1中，重复测量两次一并记入表1中，取三次测量值的平均值作为该浓度HAc的电导率。
同样方法，由稀到浓分别测定0.0010、0.0050、0.0100、0.0500 和0.1000 mol•dm-3的HAc溶液的电导率，一并记入表1。
5. 同法测定电导水的电导率，重复测定三次。
以校正电导水对溶液电导率的影响。
6．将恒温槽温度调至35±0.1℃，同法测量不同浓度HAc的电导率，列于表2。
7．实验结束后，先关闭各仪器的电源，用蒸馏水充分冲洗电导池和电极，
并将电极浸入蒸馏水中备用。
表1 25℃不同HAc浓度时的电导率
表2 35℃不同HAc浓度时的电导率
五、结果与讨论
1. 计算κ
c
并列于表1和表2中。
2. 以κ对
κ
c
作图，根据斜率和截距计算不同温度下的 K c 和 ∞m
λ 。
六、注意事项
1. 为了提高实验精度，实验中的一切操作都必须采用电导水。
常用的电导水是用离子交换树脂来制备的。
为了除去其中的CO 2，要通入氮气几分钟。
本实验中电导水以蒸馏水代替，通氮过程忽略。
2．实验过程中严禁用手触及电导池内壁和电极。
3．溶液的电导率对溶液的浓度很敏感，在测定前，一定要用被测溶液多次荡洗电导池和电极，以保证被测溶液的浓度与容量瓶中溶液的浓度一致。
4. 离子的极限摩尔电导率∞
m λ与温度有关，通常温度每升高1度，电导率增
加 2～2.5%， 因此测量前溶液要充分恒温。
∞
m λ可由下式计算：
∞m λ（HAc ）=
H +、Ac -的极限摩尔电导率与温度的关系为：
)]25(01385.01[1082.349/4
12,-+⨯=⋅⋅--∞+
t mol m S H
m λ )]25(0238.01[109.40/412,-+⨯=⋅⋅--∞-
t mol m S Ac
m λ
式中t 为体系的摄氏温度。
由上式可计算任何温度下HAc 的∞
m λ值。
七、思考题
1．测定电解质溶液的电导，为什么一般用交流电而不用直流电？
2．若实验过程中，电导池常数发生改变，它对 HAc 的电离常数有何影响？ 3．结合本实验结果，分析当HAc 浓度变稀时，К、m λ、αc 、K c 等怎样随浓度变化？你的实验结果与理论是否相符合？为什么？
4．将实验测定的K c 值与文献值比较，试述误差的主要来源。
)Ac ()H
(m
m -∞+
∞λ+λ
附录：DDS-11A电导率仪的使用说明
1、开机
a）电源线插入仪器电源插座，电导电极插入仪器后面板的电极插座中；
b）按电源开关接通电源，预热10min后，进行校准。
2、校准
按下“校准/测量”按钮，使其处于“校准”状态，调节“常数”调节旋钮，使仪器显示所使用电极的常数标称值。
电导电极的常数，通常有10、1.0、0.1、0.01四种类型，每种类型电导电极准确的常数值，制造厂均标明在每支电极上作为参考。
常数调节方法如下：电极常数为1的类型：如电极常数的标称值为1.048，调节“常数”调节旋钮，使仪器显示值为104.8，（测量值=显示值×1）。
电极常数（即电导池常数）也可由测定KCl标准溶液的电导计算而得，电极未使用前，标于电极上的电导池常数与测定KCl标准溶液得到的值相差不大，电极长期使用后，其电极常数值变化较大，此时需由测定KCl标准溶液的方法计算得到，而不再使用标于电极上的电导池常数值。
3、测量
a）电导常数及量程的选择
在电导率测量的过程中，正确选择电导电极的类型和量程，对获得较高的测量精度是非常重要的。
表1 电导率测量范围与对应使用的电导电极常数推荐表
“量程”选择开关，可选择（2、20、200、2000及2×104）μS/cm五个测量量程档。
根据本实验所选用的铂黑电极（电极常数为1.0），实验时仪器量程可根据被测溶液电导率大小，选择20、200或2000量程档。
b）温度补偿
用温度计测量被测溶液的温度后，将“温度”调节旋钮指向被测溶液的实际温度值的刻度线位置。
此时，显示的值是经温度补偿后换算到25℃时的电导率值。
c）测量
按下“校准/测量”按钮，使其处于“测量”状态，（此时，按钮为向上弹起的位置），将“量程”开关置于合适的量程档，待仪器显示稳定后，该显示值即为被测量溶液换算到25℃时的电导率值，实际测量结果与使用各种不同电导电极常数有关。
本实验使用的电导电极常数C为1，测量结果（单位μS/cm）为显示读数×C，即显示读数×1。
仪器在测量状态下，将清洗过的电极浸入溶液中，此时显示数值即为被测溶液的电导率值。
测量过程中，若显示屏首位为1，后三位数字熄灭，表示测量值超出测量量程范围，此时，应将“量程”开关置于高一档量程来测量。
若显示值很小，则应该将“量程”开关置于低一档量程，以提高测量精度。
