弱电解质电离平衡常数的测定
实验十 弱电解质电离常数的测定(电导法)
实验十弱电解质电离常数的测定(电导法)Ⅰ、目的要求1．了解溶液电导的基本概念。
2．学会电导(率)仪的使用方法。
3．掌握溶液电导的测定及应用。
Ⅱ、基本原理AB型弱电解质在溶液中电离达到平衡时，电离平衡常数K c与原始浓度c和电离度α有以下关系：（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α，代入(1)式求出K c 。
醋酸溶液的电离度可用电导法测定。
将电解质溶液放入电导池内，溶液电导（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：（2）式中：l/A—电导池常数，以K cell表示；k—电导率，S/m由于电极的l和A不易精确测量，因此在实验中是用一种已知电导率值的溶液(KCl)先求出电导池常数，然后把欲测溶液放入该电导池测出其电导值，再根据（3）式求出其电导率。
溶液的摩尔电导率是指把含有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，单位为S·m2·mol-1。
摩尔电导率与电导率的关系：（3）式中：c—该溶液的浓度，mol/L对于弱电解质溶液，认为：（4）式中：Λm∞—溶液在无限稀释时的摩尔电导率，S·m2·mol-1对于强电解质溶液（如KCl，NaAc），其Λm和c的关系为对于弱电解质（如HAc等），Λm和c则不是线性关系，故其不能像强电解质溶液那样，从Λm—√c的图外推至c=0处求得Λm∞。
但在无限稀释的溶液中，每种离子对电解质的摩尔电导率都有一定的贡献，是独立移动的，不受其他离子的影响，对电解质Mν+ Aν-来说，即弱电解质HAc的Λm∞可由强电解质HCl、NaAc和NaCl的Λm∞的代数和求得把式（4）代入式（1）可得：（5）或（6）以cΛm对1/ Λm作图，其直线的斜率为(Λm∞)2K c，如知道Λm∞值，就可算出K c。
Ⅲ、仪器试剂电导仪（或电导率仪）、恒温槽、电导池、电导电极、容量瓶（100ml）5只、移液管（25ml、50ml各1个）、洗瓶、洗耳球0.0100mol/LKCl溶液、0.1000mol/LHAc溶液Ⅳ、实验步骤1．用50ml容量瓶将原始醋酸溶液（0.1000mol/L）进行2倍、4倍、8倍稀释，得到4种不同浓度的醋酸溶液。
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。
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。
电桥法测定弱电解质的电离常数(“电导”相关文档)共7张
1．使用一定频率的交流电源的有关问题：使用交流电源，电源的电压一般不超过10V，频率一般为1000～4000Hz 。 测定溶液电导，一般不用直流电，而用交流电，为什么？ 电桥法测定弱电解质的电离常数 电桥法测定弱电解质的电离常数 1．使用一定频率的交流电源的有关问题：使用交流电源，电源的电压一般不超过10V，频率一般为1000～4000Hz 。 1．使用一定频率的交流电源的有关问题：使用交流电源，电源的电压一般不超过10V，频率一般为1000～4000Hz 。 电桥法测定弱电解质的电离常数 电导池常数（l/A）是否可用卡尺来测量？若实际过程中电导池常数发生改变，它对平衡常数有何影响？ 电桥法测定弱电解质的电离常数
课后作业】
1. 电导池常数（l/A）是否可用卡尺来测量？ 若实际过程中电导池常数发生改变，它对平 衡常数有何影响？
2. 测定溶液电导，一般不用直流电，而用交 流电，为什么？
3. 为了防止电极极化，交流电源频率常选在 1000Hz左右，为什么频率不选择更高一些？
Hale Waihona Puke 电桥法测定弱电解质的电离常数
实验原理
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a有以下关系
Kc
c c0
a2
1 a
a m
m
Kc
m
c c0
2m
( m m )
电桥法测定弱电解质的电离常数 电桥法测定弱电解质的电离常数 电桥法测定弱电解质的电离常数 电桥法测定弱电解质的电离常数 电导池常数（l/A）是否可用卡尺来测量？若实际过程中电导池常数发生改变，它对平衡常数有何影响？ 1．使用一定频率的交流电源的有关问题：使用交流电源，电源的电压一般不超过10V，频率一般为1000～4000Hz 。 2．关于电导电极的选择问题：一般当交流电的频率为1000～4000Hz时，溶液电阻的范围应在100Ω～5×105Ω之间。 1．使用一定频率的交流电源的有关问题：使用交流电源，电源的电压一般不超过10V，频率一般为1000～4000Hz 。 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a有以下关系 测定溶液电导，一般不用直流电，而用交流电，为什么？ 电导池常数（l/A）是否可用卡尺来测量？若实际过程中电导池常数发生改变，它对平衡常数有何影响？ 1．使用一定频率的交流电源的有关问题：使用交流电源，电源的电压一般不超过10V，频率一般为1000～4000Hz 。 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a有以下关系
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。
电桥法测定弱电解质的电离常数
电桥法测定弱电解质的电离常数【教学目的】1. 掌握电桥法测量电导的原理和方法，初步掌握示波器的使用。
2. 测定电解质溶液的电导并计算弱电解质的电离常数。
【教学重点】通过用交流电桥测定氯化钾和醋酸溶液的电导，使学生掌握测量电导的原理和方法【教学内容】 一、实验原理醋酸在溶液中电离达到平衡时，其电离平衡常数K c 与浓度c 和电离度a 有以下关系aa c c K c -=12（1）在一定温度下K c 是一个常数，因此可以通过测定醋酸在不同浓度下的电离度，代入（1）式计算得到K c 值。
醋酸溶液的电离度可用电导法来测定，图14－2是用来测定溶液电导的电导池。
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 成正比。
lAkG = （2）k 称为电导率或比电导，即l 为1m ，A 为1m 2时溶液的电导，因此电导率这个量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。
ckA m =（3）（3）式中c 为溶液中物质的量浓度，单位为mol ·m -3。
根据电离学说，弱电解质的电离度a 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a →1，在一定温度下溶液的摩尔电导率与离子的真实浓度成正比，因而也与电离度a 成正比，所以弱电解质的电离度a 应等于溶液在量浓度c 时的摩尔电导率∧m 和溶液在无限稀释时摩尔电导率∞∧m 之比，即：∞∧∧=mma （4）将（4）式代入（1）式得：)(20m m m m c c c K ∧-∧∧∧=∞∞ （5）K c 值即可通过（5）式由实验测得。
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。
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)。
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。
电导法测定弱电解质的电离常数
i
(S· m-1)
Λm(i)（S· m2· mol-1） 2.782×10-2 1.331×10-2 4.851×10-3 1.605×10-3 5.149×10-4
CΛm2(i) 7.740×10-6 1.772×10-5 2.353×10-5 2.576×10-5 2.651×10-5
0.0002782 0.001331 0.004851 0.01605 0.05149
由表2可以看出，随着醋酸浓度的增加，
过
增加，
i
时，由于数据一直在放大，故测定误差也在放大。 C 2i i 因而，若不能把测定误差控制在一定范围， 就有可能不随 的减小而单 调增加。根据这一特性，我们完全有理由把那些反常实验点去掉。
减小， 2 增加。当我们通 i C i
i
计算
i
，进而计算
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。
2 数据处理方法的理论分析
2 2 1 5 • 由文献知： 3 . 907 10 ( S m mol ), K 1 . 76 10 m c
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;。
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。
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
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本次实验旨在通过酸碱滴定法测定弱电解质聚丙烯酰胺的电离平衡常数Kb，由于该化合物的离解是部分离解，因此需要量化该过程来确定Kb值。
实验过程中，先将一定质量的聚丙烯酰胺溶解于去离子水中并稀释成一定浓度后进行滴定。
具体实验步骤如下：一、制备试样1.量取一定质量的聚丙烯酰胺加入到250mL烧杯中，加入100mL去离子水，用玻璃棒搅拌均匀。
2.用10mL移液管取出5mL聚丙烯酰胺溶液装入100mL容量瓶中，加入去离子水至刻度，混匀备用。
二、标准液制备1.精确称取0.1 mol/L HCl标准液，放入50 mL容量瓶中，加入去离子水至刻度，混匀备用。
2.用标准液分别滴定2mL和4mL 0.1 mol/L NaOH溶液，记录滴定体积。
三、电离平衡常数的测定1.用10mL移液管取出刚制备好的聚丙烯酰胺试样，加水稀释至10mL，取25mL后放入滴定瓶中，加几滴酚酞指示剂。
2.在磁力搅拌器上开始搅拌，并以0.1 mol/L NaOH标准液滴定至颜色由无色变为淡粉色止。
3.记录滴定体积，重复三次实验。
四、数据处理1.计算弱电解质聚丙烯酰胺电离的平衡常数Kb。
2.计算测量值的平均值和标准差，并进行误差分析。
经过实验和数据处理，得到的结果如下：聚丙烯酰胺电离平衡常数Kb的值为1.76×10^-9 mol/L，标准差为0.18×10^-9 mol/L，平均值为1.72×10^-9 mol/L。
在该值的误差范围内，存在很高的可信度。
总体而言，本实验能够有效地对弱电解质聚丙烯酰胺电离平衡常数进行测定，并且能够利用数据分析方法来降低测量误差。
因此，该实验具有一定的参考价值和应用前景。
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 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。
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。
实验七电导和弱电解质电离平衡常数的测定
22电化学部分实验七电导与弱电解质电离平衡常数的测定i目的要求⑴(2)(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(resistanee表示，而对于电解质溶液的导电能力则常以电导G(eleetrie conduetanee)表示。
溶液本身的电阻R和电导G的关系为：1G 二丄(2.7.1)R由欧姆定律(Ohm i s law)U =IR (2.7.2) 则有G 二丄(2.7.3)U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Q表示。
电导的单位为西门子(Siemens),用S或Q-1表示。
导体的电阻R与其长度I成正比，而与其截面积A成反比。
R「〔(2.7.4)A式中，p是比例常数，表示在国际单位制(SI)中长1m，截面积为1m2导体所具有的电阻，称为电阻率(resistivity)，单位是1m2。
由式(2.7.4)取倒数，并令K =1/可得G 八△(2.7.5)l|称为电导率(eletrolytie conduetivity)，也是比例常数，表示长1m,截面积为1m2导体的电导。
对溶液来说，它表示电极面积为1m2,两极距离为1m时溶液的电导。
单位为Q-1-m-1或Sm-1。
,用来测定的电极往往是成品电极，两极之间的距离I和电流通过电解质时镀有铂黑的电极面积A是固定的，即1/A是固定的，称I/A为电导池常数，以K eel I表示，单位是m-1。
则式(2.7.5)可表示为：■■■'■-K eell G (2.7.6)1⑵电导的测定：电导的测定在实验中实际上是测定电阻。
随着实验技术的不断发展， 目前⑶ 摩尔电导率、电离度及电离常数：摩尔电导率(molar conductivity)是指把含1mol 电解质的溶液全部置于相距为1m 的两电极间，这时所具有的电导，这时用馆表示。