电导法测弱电解质的解离平衡常数
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。
实验一 电导法测定弱电解质的电离平衡常数
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。
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。
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。
实验六：电导法测弱电解质HAc的电离平衡常数
实验六：电导法测弱电解质的电离平衡常数一、实验目的：1、掌握惠斯登电桥法测定电导的原理。
2、学会实验测量的操作技术。
3、学会图解法求算解离度，了解电导测定的应用。
二、实验原理：电解质溶液的导电能力由电导G来量度，它是电阻的倒数，即：电导的单位是“西门子”，符号为“S”,。
将电解质溶液放入两平行电极之间，若两电极距离为l，电极面积为A，则溶液的电导为：式中电导率，其物理意义是l=1m，A=1m2时溶液的电导，其单位为S·m-1。
定义电导池系数则通常将一个电导率已知的电解质溶液注入电导池中，测其电导，根据上式即可求出K cell。
在研究电解质溶液的导电能力时，经常使用摩尔电导率,其定义为：式中c为电解质溶液的浓度，的单位是：S·m2·mol-1。
对于弱电解质（例如醋酸）来说，由于其电导率很小，所以测得的溶液的电导率应包括水的电导率，即电解质溶液是由正、负离子的迁移来传递电流的，在弱电解质溶液中，只有解离部分的离子才对电导有贡献，而在无限稀释的溶液中，电解质全部解离，其摩尔电导率是正、负离子的极限摩尔电导率之和。
即式中ν+，ν-分别为正、负离子的化学计量数，可查表得到。
与的差别来自两个因素，一是电解质的不完全电离，二是离子间的相互作用。
若溶液中离子浓度很低，彼此相隔较远，相互作用力可以忽略，则与之间的关系可表示为：(推导)式中α为弱电解质的解离度。
醋酸在水溶液中有下列平衡：其解离平衡常数为(推导)将代入上式整理可得此式称为奥斯特瓦尔德（Ostwald）稀释定律。
改写成线性方程为：以对作图得一直线，斜率为，截距为，由此可求得和(推导) ：整理可得：电解质溶液的电导通常利用惠斯登（Wheatston）电桥测量，但测量时不能用直流电源，因直流电流通过溶液时，导致电化学反应发生，不但使电极附近溶液的浓度改变引起浓差极化，还会改变两极的本质。
因此必须采用较高频率的交流电，其频率通常选为1000Hz。
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。
实验四、电导法测定弱电解质的电离平衡常数
实验四、电导法测定弱电解质的电离平衡常数1. 实验原理电解质溶液的电导率直接受到溶液中电离物种数目的影响。
弱电解质在水中溶解时，只有一部分分子电离，形成正离子和负离子，其它大部分分子不电离，形成未电离的分子。
其电离反应式可表示为：HA ↔ H+ + A-电离度α用来描述电离的程度，定义为分子中电离出的分子数与总分子数之比，即α = (数量浓度C_A-C_H+)/(数量浓度C_A) ×100％电离度α远小于1，根据电荷平衡原理可知，溶液中H+离子浓度与A-离子浓度相等，即C_H+=C_A-αC_A由于电导率υ与电离物种数成正比，可用电导率推算出弱电解质的电离度α，进而计算出电离平衡常数K。
考虑到氢离子的极性较大，对电导率的影响较大，可采用酸度远小于pH 7的甲酸钠溶液作为载体，同时用玻璃电极进行测量，其中甲酸钠是一种正常盐，不会影响弱电解质的电离平衡，且在化学实验室易得。
实验中测量甲酸钠和弱电解质混合溶液的电导率，从而计算出弱电解质的电离度α，再由α计算K。
2. 实验仪器、试剂和材料(1)仪器：电导仪、电极（包括导电电极和比较电极）、玻璃刻度试管。
(2)试剂：硝酸钾(KNO3)、甲酸钠(NaHCOO)、氯化亚铁(FeCl2)、氯化亚锡(SnCl2)。
(3)材料：去离子水。
3. 实验操作(1)测定甲酸钠溶液的电导率：1）取一个清洁干燥的50mL玻璃容器，称取2 g甲酸钠粉末，用少量去离子水加热溶解，再稀释至刻度线。
2）将电导仪用去离子水冲洗干净，测量该溶液的电导率υ，记录实验数据。
(2)测定弱电解质(C5H5N)的电导率及电离度α：2）将电极插入腐蚀液中并用去离子水冲洗干净，插入干净的电极涂上润湿剂，放入容器中。
4）根据弱电解质的计算公式算出该弱电解质的电离度α。
α = (υ - υ0)/(kυ0) ×100％其中，υ0为甲酸钠溶液的电导率，k为弱电解质的摩尔浓度，该值可由载体溶液的浓度、测量容器体积和弱电解质的摩尔质量计算出来。
实验七电导和弱电解质电离平衡常数的测定
2.2电化学部分实验七 电导与弱电解质电离平衡常数的测定1 目的要求(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方法。
(3) 测定溶液的电导，了解浓度对弱电解质电导的影响，测定弱电解质的电离平衡常数。
2 基本原理(1) 电导、电导率与电导池常数：导体可分为两类：一类是金属导体，它的导电性是自由电子定向运动的结果；另一类则是电(解质导体，如酸、碱、盐等电解质溶液，其导电性则是离子定向运动的结果。
对于金属导体.，其导电能力的大小通常以电阻R(resistance)表示，而对于电解质溶液的导电能力则常以电导G(electric conductance)表示。
溶液本身的电阻R 和电导G 的关系为：RG 1=(2.7.1) 由欧姆定律(Ohm′s law)IR U = (2.7.2) 则有UI G =(2.7.3) 式中，I 为通过导体的电流，U 为外加电压。
电阻的单位为欧姆，用Ω表示。
电导的单位为西门子(Siemens)，用S 或Ω-1表示。
导体的电阻R 与其长度l 成正比，而与其截面积A 成反比。
Al R ρ= (2.7.4) 式中，ρ是比例常数，表示在国际单位制(SI)中长1m ，截面积为1m 2导体所具有的电阻，称为电阻率(resistivity)，单位是1m 2。
由式(2.7.4)取倒数，并令κ=1/ρ可得lA G κ= (2.7.5) κ称为电导率(eletrolytic conductivity)，也是比例常数，表示长1m ，截面积为1m 2导体的电导。
对溶液来说，它表示电极面积为1m 2，两极距离为1m 时溶液的电导。
单位为Ω-1· m -1或S·m -1。
对于某一电导池,用来测定的电极往往是成品电极，两极之间的距离l 和电流通过电解质时镀有铂黑的电极面积A 是固定的，即l ／A 是固定的，称l ／A 为电导池常数，以K cell 表示，单位是m -1。
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。
实验九电导法测定弱电解质的解离平衡常数
实验十一 电导率的测定及应用一 实验目的1. 测定KCl 水溶液的电导率,求算它的无限稀释摩尔电导率；2. 用电导法测定醋酸在水溶液中的解离平衡常数；3. 掌握DDS 一11A 型电导率仪的测量原理和使用方法； 二 实验原理1. 电解质溶液的导电能力通常用电导G 来表示，它的单位是西门子(Siemens)，用符号S (西)表示。
若将某.电解质溶液放入两平行电极之间，设电极间距为l ，电极面积为A ，则电导可表示为：G =кlA(11一1) (11一1)式中，к为该电解质溶液的电导率，单位为S ·m -1，它的数值与温度、溶液组成及电解质种类有关；l/A 称为电导池常数；它的单位为m -1。
在讨论电解质溶液的导电能力时，常用摩尔电导率Λm 这个物理量，它与电导率к、溶液浓度c 之间的关系如下：Λm =к/c (11一2)摩尔电导率的单位为S ·m 2·mol -1.2. Λm 总是随溶液浓度的降低而增大。
对强电解质稀溶液而言，其变化规律用科尔劳施(Kohlrausch)经验公式表示：c A m m -Λ=Λ∞ (11一3)(11一3)式中，Λm ∞为无限稀释摩尔电导率。
对特定的电解质和溶剂来说，在一定温度下，A 是一个常数。
所以将Λm 对c 作图得到的直线外推，可求得该强电解质溶液无限稀释摩尔电导率 Λm ∞。
3. 对弱电解质，其Λm ∞无法利用(11一3)式通过实验直接测定，而是根据离子独立运动定律，应用强电解质无限稀释摩尔电导率计算出弱电解质无限稀释摩尔电导率，也可以从正、负两种离子的无限稀释摩尔电导率加和求得：∞--∞++∞Λ+Λ=Λ,,m m m νν (11一4)(11一4)式中,∞+Λ,m ,∞-Λ,m 分别表示正、负离子的无限稀释摩尔电导率。
不同温度下醋酸溶液Λm ∞见表11一1。
表11一1不同温度下醋酸溶液的Λm∞在弱电解质的稀薄溶液中，离子的浓度很低,离子间的相互作用可以忽略，可以认为它在浓度为c 时的解离度α等于它的摩尔电导率Λm 与其无限稀释摩尔电导率∞Λm 之比,即:α=Λm /∞Λm(11一5)对1一1型弱电解质,例如醋酸,当它在溶液中达到解离平衡时,有:HAc ⇔H + +Ac ˉ该反应的标准解离平衡常数K º与浓度为c 时解离度α之间有如下关系:)1(02αα-⋅=c c K (11一6) (11一6)式中c º为溶质B 的标准浓度, c º=1.00mol ·dm -3，合并(11一5)和(11一6)两式，即得:)(20mm m mc c K Λ-ΛΛ︒Λ=∞∞ (11一7) (11一7)式可改写为:m Λ1=2)(∞Λ︒︒Λm m K c c +∞Λm1 (11一8) (11一8)式为奥斯瓦尔德(Ostwald)稀释定律。
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
电导法测定弱电解质的解离平衡常数流程图下载温馨提示:该文档是我店铺精心编制而成，希望大家下载以后，能够帮助大家解决实际的问题。
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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环境与资源学院 环境科技类111班 张炎 201118060328 石涛 2012 年10月12日院 系 专业班级 姓名学 号 指导老师 日期、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- a ) C a C a式中c为醋酸浓度；a为电离度，则电离平衡常数Kc为：曲Kc =； -----1-ct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r=.INIB a I-=■ --w图1浸入式电导池若两电极间距离为I，电极的面积为A,则溶液电导G为：G = •- 一式中：•-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K按瓷=丄式计算。
对电导池而言，i称为电导池常数,P IA丿I A丿可将一精确已知电导率值的标准溶液(通常用KCI溶液)充入待用电导池中，在指定温度下测定其电导率，然后按照瓷=^=G丄j算出电导池常数丄j值。
P IA 丿J A)对于弱电解质来说，无限稀释时的摩尔电导率-\：m反映了该电解质全部电离且没有相互作用时的电导能力，而一定浓度下的上m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Am与上m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：若电解质为MA型，电解质的浓度为C,那么电离平衡常数2C aKc1 _ a若已知该电解质溶液的物质的量浓度，则依照式上m h：/C即可求出摩尔电导率上m值。
实验四、电导法测定弱电解质的电离平衡常数
HAc浓度 mol/l
记录 计算
电导率k sm－1 摩尔电导率 sm2mol/l 电离度 电离常数K 平均常数
注意： 1.实验中应严格控制温度恒定、浓度准确 2.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
思考题
水的纯度对测定有什么影响？
实验步骤
在容量瓶中配制浓度为0.1mol/L醋酸溶液的 1/4、1/8、1/16、1/32溶液各50ml，并置于 水浴中恒温。 调好电导仪。 用蒸馏水将电导池洗干净后，再用HAc溶液 润洗2～3次，然后加入适量HAc溶液，放入 电导电极，待恒温后，测定电导率三次， 求平均值。
数据记录与处理
电导法测定弱电解质的 电离平衡常数
药学实验教学中心 秦琴
实验目的
1．用电导仪测定醋酸的电离常数 。
2．学会使用电导（率）仪 。 3 ．了解溶液电导、电导率、摩尔电导率的基 本概念。
Байду номын сангаас
Ka
ca 2 1 a
实验原理
醋酸： HAc + H2O 其平衡常数为：
H3O+ + Ac-
电解质的电离度α应等于溶液在浓度为c时的摩尔 电导和溶液在无限稀释时的摩尔电导之比。
无限稀释的摩尔电导可以根据柯尔劳 施定律，由离子的无限稀释摩尔电导计算 得到。 浓度为c时的摩尔电导，可以由该浓度 电解质溶液的电导率和浓度的比值得到。 所以，只要测得电导率，就可以求得 所要数据，计算电离平衡常数。
实验仪器与试剂
DDS-11A型电导率仪：一台 恒温水浴槽：1台/组 容量瓶：100ml 1个/组；50ml 4个/组 移液管：25ml 2支/组 烧杯：100ml 3个/组 KCl溶液：0.01mol/l 0.745gKCl固体溶解于1000ml 蒸馏水中 HAc溶液：取醋酸5.9ml稀释至1000ml蒸馏水 50ml/组 蒸馏水：实验室自制
实验四电导法测定弱电解质的解离常数(精)
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 电解质将趋于完全解离，即α →1。在一定温度下，某电解质溶液的电导率 与溶液中离子的浓度成正比，因而也就与电离度α 成正比。所以，弱电解 质的解离度α 应等于该溶液浓度为c时的Λ m与当溶液浓度无限稀释时摩尔 m 电导率Λ m∞之比：
c0 4.测定浓度分别为 , 应将电极用电导水洗净后，再用被侧溶液荡洗 2～3次。溶液中插入电极后 在恒温槽中恒温至少10min。
5.实验完成之后，将电极洗净并放入电导水中存放。
1 c0 2和
1 c0 4 醋酸溶液的电导率。注意每次测量之前都
五、数据记录和处理
1. 由教材查出25℃时无限稀释时的H+和CH3COO-的摩尔电导率分别为
c mol .dm 3
k mS .dm 1
m mS .dm 2 .mol 1
α
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
m
弱电解质CH3COOH的Λ m∞可由电解质HCl、CH3COONa即NaCl的Λ m∞求得：
电导法测弱电解质解离平衡常数实验报告
三、仪器和药品
308A型电导率仪，电导池，恒温槽，容量瓶（100cm3）2个，移液管 （50cm3）2支，大试管。 浓度为0.0100mol.dm-3的KCl标准溶液，浓度为c0的醋酸溶液，电导水。
四、实验步骤
1.将恒温槽温度调至25℃。 2.用50cm3移液管将原始温度为c0的醋酸溶液在100 cm3容量瓶中稀释至1/2c0。 用另一支50cm3移液管从中吸出50cm3，在另一100cm3容量瓶中稀释至1/4 c0。 因醋酸的电导率很小，在配置不同浓度的溶液时应当用电导水，以免杂质 对电导测定的影响。 3.电导池常数的校正 （1）在干燥洁净的试管中注入浓度为0.0100mol.dm-3的KCl标准溶液，插入 用蒸馏水洗净、并用滤纸吸干的电极，液面应高于电极上沿2cm左右，恒温 10min。 （2）仪器操作：温度补偿钮置25℃刻度线。测量开关置“校正”档，调节 常数校正钮，使仪器读数显示出厂电导池常数J实。测量开关置“测量”档， 读出仪器读数。
c 4.测定浓度分别为 , 0
应将电极用电导水洗净后，再用被侧溶液荡洗2～3次。溶液中插入电极后 在恒温槽中恒温至少10min。 5.实验完成之后，将电极洗净并放入电导水中存放。
1 c0 2和
1 c0 4 醋酸溶液的电导率。注意每次测量之前都
五、数据记录和处理
1. 由教材查出25℃时无限稀释时的H+和CH3COO-的摩尔电导率分别为
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
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授课教师姓名职称：
新乡医学院化学教研室年月日
电导法测弱电解质的解离平衡常数
一、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。
二、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R
1，电导以L 表示，则R L 1= 则 A l R ⋅=ρ，所以：l
A l A L ⋅=⋅=κρ1 式中κ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 A
l L ⋅=κ 式中的A
l 对于一定的电导电极而言是一个常数，A 为极板面积，l 为极间距J A l =，J 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Λm 表示 κ⋅=Λ-c
m 310式中c 为摩尔浓度，Λm 的单位为S·m -1·mol -1根据电离学说，弱电解质的解离α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α→1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α呈正比，所以0ΛΛ=
α(Λ0
为无限稀释的摩尔电导)。
如醋酸： HAc + H 2O H 3O + + Ac -
平衡浓度： c(1-α) cα cα
则 a
ca K a -=12 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。
一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
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。
测定饱和溶液的电导率，即可求出难溶盐的溶解度。
根据 κ⋅=Λ-c
m 310 ∞-∞+∞
+=m m m λλλ 则 ∞
-
∞+-+⋅=m m c λλκ3
10，但因为溶液浓度很稀，不能忽略纯水中微量离子的影响，所以在应用上式时应以测得溶液的比电导中减去所用水的比电导，这样难溶盐的摩尔浓度为：
)1013--∞
-
∞+⋅⨯+-=L m ol c m m （水溶液λλκκ 则难溶盐的溶解度 ： )100(101ml g cM S ⋅=
三、仪器和药品
仪器：DDS —307型电导率仪1台 DLS-10型电导电极 DLS-1型电导电极
容量瓶（250ml ） 移液管（25ml ）烧杯(50ml) 胶头滴管 洗瓶 吸洱球
滤纸
药品： 0.100mol.L -1 HCl 溶液 0.100mol.L -1 KCl 溶液 BaSO 4饱和溶液
蒸馏水
四、实验步骤
1．测定HAc 溶液的电导率
调节恒温水浴温度25℃，用蒸馏水将电导池洗干净后，再用HAc 溶液润洗2-3次，然后加入适量HAc 溶液，放入电导电极，待恒温后，测定电导率三次，求平均值。
2．同上法，测定BaSO 4饱和溶液的电导率。
3．同上法，测定重蒸馏水的电导率。
五、数据记录和处理
1．电导率数据
2．计算
(1)计算HAc 溶液的Λm ，α，K A .
(2)计算BaSO 4饱和溶液的C ，并求出BaSO 4的溶解度S 。
六、注意事项
1.注意电导仪的正确使用。