[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 100ml
5.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/LHAc
10. 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
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
细测（半中和点）
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）422.7 285.2
2、空心阴极灯电流（mA）10 10
3、狭缝宽（mm）0.5 （2档）0.2（1档）
4、燃烧器高度(mm) 6.0 4.0
5、乙炔流量（L·min－1）0.8 0.7
6、、空气流量（L·min－1） 4.5 4.5
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 1 2 3 4 5 样品Mg浓度
/mg?L-1
吸光度
A A1 A2 A3ā
Ca浓度/mg?L-1
吸光度
A A1 A2 A3ā
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。下图为
维生素B2的吸收（激发）光谱及荧光光谱示意
图。
本实验采用标准曲线法来测定维生素B2的
含量。激发光单色器波长选360 nm或440 nm。
荧光单色器波长选525 nm，可将440nm的激发
光及水的拉曼光（360 nm）滤除，从而避免了它
们的干扰。
三、操作步骤
1．标准系列溶液的配制
在五个洁净的50 mL容量瓶中，分别加入0.50 mL，1.00 mL，3.00 mL，5.00 mL和10.00 mL 5.00 mg · L－1维生素B2工作标准溶液，用蒸馏水稀释至刻度，摇匀。
2．标准系列溶液的测定
开启仪器电源，预热约10min。用蒸馏水作空白，用标准溶液中浓度最大的溶液，调节荧光读数近满刻度的某一固定值，从稀到浓测量标准系列溶液的荧光强度，以浓度为横坐标，荧光强度为纵坐标，绘制标准曲线，计算回归方程和相关系数。
四、样品测定
1、样品的氧化：吸取上述样品处理液25mL于50mL容量瓶中，加入lmL3％KMnO4溶液，混匀后放置2分钟，再加入lmL3％H2O2溶液混匀，使KMn04褪色，并稀释至刻度。
2、维生素B2含量的测定：在与标准曲线同样条件下测定样品氧化后的溶液荧光强度，并据此从标准曲线上求得维生素B2的含量，计算测定结果：
3、对于复杂样品中维生素B2的提取，可将一定量均匀样品放入250mL锥形瓶中，加入HCl溶液(0.1mol/L)50mL，置于高压锅中于10MPa煮沸30分钟，冷却后，用醋酸钠溶液(2.5mol/L)调节pH至4.5～5.5，用水稀释至100mL。过滤，取中间滤液备用。实验操作最好在避光条件下进行，容器采用棕色玻璃器皿。
4、加入KMnO4的作用，是氧化其他色素和杂质，以除去干扰。
实验说明
维生素B2的理化特征；维生素B2是桔黄色无臭的针状结晶，又叫核黄素，易溶于水而不溶于乙醚等有机溶剂，在中性或酸性溶液中稳定，光照易分解，对热稳定，在食物中维生素B2一般都以磷酸核黄素和二核苷酸腺嘌岭黄素的形式存在，而且它们都是或紧或松地和蛋白质结合着，若用酸和酶水解Q可以使其成为游离的维生素B2
（仪器操作方法见930荧光光度计或有关仪器说明书。）
四、数据处理
1．记录数据
2. 用标准系列溶液的浓度及荧光强度绘制标准曲线。
3．根据待测液的荧光强度，从回归方程上求得其浓度。
4．计算样品中维生素B2的含量，用μg/g表示。
五、学习掌握有关操作
1. 学习和掌握荧光分光光度计的结构和使用方法
2. 学会荧光池的使用。
六、思考题（任选两题）
1. 荧光分光光度计与紫外分光光度计的两点主要区别是什么？
2. 荧光是如何产生的？
3. 荧光池为什么四面透光？
4. 930荧光光度计怎样选择激发光单色器波长和荧光单色器波长？
七、备注
介绍荧光分光光度计的原理和操作注意事项。
实验六醋酸电离度和电离常数的测定—pH法 一、实验目的 1．测定醋酸的电离度和电离常数； 2．学习pH计的使用。 [教学重点] 醋酸的电离度、电离常数的测定 [教学难点] pH计的使用 [实验用品] 仪器：滴定管、吸量管(5mL)、容量瓶(50 mL)、pH计、玻璃电极、甘汞电极 药品：0.200 mol·L-1HAc标准溶液、0.200 mol·L-1NaOH标准溶液、酚酞指示剂、标准缓冲溶液(pH=6.86、pH=4.00) 二、基本原理 HAc → H+ + Ac- C：HAc的起始浓度；[H+]、[Ac-]、[HAc]：分别为平衡浓度； α：电离数；K：平衡常数 α = × 100% K a = = 当α小于5时，C - [H+] ≈C，所以K a≈ 根据以上关系，通过测定已知浓度HAc溶液的pH值，就可算出[H+]，从而可以计算该HAc 溶液的电离度和平衡常数。(pH=-lg[H+]，[H+]=10-pH) 三、实验内容 1．HAc溶液浓度的测定(碱式滴定管) 以酚酞为指示剂，用已知浓度的NaOH溶液测定HAc的浓度。 2．配制不同浓度的HAc溶液 用移液管或吸量管分别取2.50 mL 、5.00 mL 、25.00 mL已测得准确浓度的HAc溶液，分别加入3只50 mL容量瓶中，用去离子水稀释至刻度，摇匀，并计算出三个容量瓶中HAc溶液的准确浓度。将溶液从稀到浓排序编号为：1、2、3，原溶液为4号。 3．测定HAc溶液的pH值，并计算HAc的电离度、电离常数
把以上四种不同浓度的HAc溶液分别加入四只洁净干燥的50 L杯中，按由稀到浓的顺序在pH计上分别测定它们的pH值，并记录数据和室温。将数据填入下表(p.129.)，计算HAc电离度和电离常数。 K值在1.0×10～ 2.0×10范围内合格(文献值25℃1.76×10) 四、提问 1．烧杯是否必须烘干？还可以做怎样的处理？ 答：不需烘干，用待测溶液荡洗2～3次即可。 2．测定原理是什么？ 五、思考题 1．若所用HAc溶液的浓度极稀，是否还能用近似公式K a=[H+]2/C来计算K，为什么？ 答：若C HAc很小，则C酸/K a就可能不大于400，就不能用近似公式K a=[H+]2/C ，如用近似公式，会造成较大的误差。 2．改变所测HAc溶液的浓度或温度，则有无变化？ 答：C HAc减小，α增大， K a不变； K a随T改变而变化很小，在室温范围内可忽略。 六、注意事项 1．测定HAc溶液的pH值时，要按溶液从稀到浓的次序进行，每次换测量液时都必须清洗电极，并吸干，保证浓度不变，减小误差。 2．PHs-PI酸度计使用时，先用标准pH溶液校正。 3．玻璃电极的球部特别薄，要注意保护，安装时略低于甘汞电极，使用前用去离子水浸泡48小时以上。 4．甘汞电极使用时应拔去橡皮塞和橡皮帽，内部无气泡，并有少量结晶，以保证KCl溶液是饱和的，用前将溶液加满，用后将橡皮塞和橡皮帽套好。 附：介绍PHs-PI酸度计的使用方法及注意事项。 pH电极的标定： 1．定位：将洗净的电极插入pH=7的缓冲溶液中，调节TEMP(温度)旋钮，使指示的温度与溶液温度一致。打开电源开关，再调节CALIB(校准)旋钮，使仪器显示的pH值与该缓冲溶液在此温度下的pH值相同。 2．调节斜率：把电极从缓冲溶液中取出，洗净，吸干，插入pH=4的缓冲溶液中，调SLOPE(斜率)旋钮，使仪器显示的pH值与该溶液在此温度下的pH值相同，标定结束(测量碱性溶液时，用pH=9的缓冲溶液调节斜率)。 pH值测定：调节好的旋钮就不要再动，将待测溶液分别进行测量，待读数稳定时记录pH值。
实验七乙酸的电位滴定分析及其解离常数的测定 目的要求 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(△pH/△V)-V曲线与二级微商法确定滴定终点; 3.学习滴定弱酸解离常数的方法; 基本原理 乙酸HOAc为一弱酸，其pKa=4.74,当以标准碱溶液滴定乙酸试液时，再化学计量点附近可以观察到pH的突跃。 以玻璃电极和饱和甘汞电极插入试液即组成如下工作电池； Ag，AgCl‖HCl(0.1 mol·L)|玻璃膜|HOAc试液‖KCl(饱和)|Hg2Cl2,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pH，然后由pH-V曲线或(△pH/△V)-V 曲线求得终点是消耗的标准碱溶液的体积。也可用二级微商法，于△2p H/ △V2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和含量。, 根据乙酸的解离平衡 HOAc = H++ OA C- 其解离常数Ka =［H+］［OA C-］/［HOAc］ 当滴定分数为50%时，［OA C-］= ［HOAc］此时 Ka =［H+］，即pKa = pH 因此在滴定分数为50%处的pH，即为乙酸的pKa 一仪器 1.酸度计pHS-3C型 2.复合电极 3.容量瓶100mL 4.吸量管5mL、10ml 5. 微量滴定管10ml 二试剂 1. 1.000 mol·L -1草酸标准溶液 2.0.010 mol·L-1 NaOH 标准溶液（浓度已标定） 3.乙酸试液（浓度约1mol·L-1） 三实验步骤 1. 按照仪器操作步骤调试仪器，将选择开关置于pH档。 2. 将pH=4.00 （20℃）的标准缓冲溶液置于100ml小烧杯中，放入搅拌子，并使电极浸入标准缓冲溶液中，开动搅拌器，进行酸度计定位，再以pH=6.88（20℃）的标准缓冲溶液校核，所得读数与测量温度下的缓冲溶液的标准值之差应在-0.005~+0.005单位之内 3. 将待定的乙酸溶液装入微量滴定管中，使液面在0.00ml处。 4. 吸取乙酸试液10.00ml，置于100ml容量瓶中，稀释至刻度，摇匀。吸取稀释后的乙酸溶液10.00ml，置于100ml烧杯中，加水至约30ml。 5. 开动搅拌器，调节至适当的搅拌速度，进行粗测，即测量在加入乙酸溶液0ml、1ml、2ml、···、8ml、9ml、10ml时的各点pH。初步判断发生pH突跃时需要的乙酸体积范围（△V e x） 6. 重复4、5操作，然后进行细测，即在化学计量点附近取较小的等体积增量，以增加测
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： 或简写为 其解离常数为 {}{ } { } θ θ -θ+= αc )c HA (c c )c A (c c )H (c )c HA (K eq eq eq (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： θ θ αα-α =α-α=c )1(c c )c c ()c ()HAc (K 2 00020 (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 k 10kV 3m -==λ (2.4) m λ的单位为12mol ·m ·S -。 根据式(2.2)，弱电解质溶液的溶度c 越小，弱电解质的解离度α越大，无限稀释时弱电解质也可看作是完全解离的，即此时的%100=α。从而可知，一定温
山东轻工业学院实验报告 成绩 课程名称 基础化学实验1 指导教师 周磊 实验日期 院（系） 专业班级 实验地点 实验楼A 座412 学生姓名 学号 同组人 实验项目名称 醋酸解离度和解离常数的测定 一、实验目的 1. 学习正确使用酸度计。 2. 进一步练习溶液的配制与酸碱滴定的基本操作。 3. 用 pH 法测定醋酸的解离度和解离常数。 二、实验原理 HAc 为一元弱酸，在水溶液中存在如下解离平衡： HAc ＝ H + ＋ Ac - K a 起始浓度 (mol ?L -1) c 0 0 平衡浓度 (mol ?L -1) c –c α c α c α K a 表示 HAc 的解离常数 , α 为解离度 , c 为起始浓度。根据定义： 醋酸溶液总浓度 c 可以用 NaOH 标准溶液滴定测定。配制一系列已知浓度的醋酸溶液，在一定温度下，用酸度计测出其 pH 值，求出对应的 [H + ]，再由上述公式计算出该温度下一系列对应的 α 和K a 值。取所得的一系列K a 值的平均值，即为该温度下醋酸的解离常数。 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（用简洁的文字、箭头或框图等表示） 1. 醋酸溶液浓度的测定 2. 配制不同浓度的醋酸溶液 2 [H ]1a c K c θ ααα += = -
3. 不同浓度醋酸溶液pH 值的测定 五、结果记录及数据处理 表1 醋酸溶液浓度的测定 表2 HAc解离度和解离常数的测定
电位滴定法测定食醋中醋酸的含量 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、PH的变化及指示剂的选择。 2 学习食用醋中醋酸含量的测定方法。 二、实验原理 食用醋的主要酸性物质是醋酸（HAC），此外还含有少量其他的弱酸。醋酸的解离常数Ka=1.8×10-5，用NaOH标准溶液滴定醋酸，化学计量点的PH为8.7，可选用酚酞作指示剂，滴定终点时溶液由无色变为微红色。两者的反应方程式为：HAc + NaOH = NaAc + H2O。然而在本实验滴定过程中，由于食用醋的棕色无法使用合适的指示剂来观察滴定终点，所以它的滴定终点用酸度计来测量。 本实验选用邻苯二甲酸氢钾（KHP）作为基准试剂来标定氢氧化钠溶液的浓度。邻苯二甲酸氢钾纯度高、稳定、不吸水、而且有较大的摩尔质量。标定时可用酚酞作指示剂 三、主要试剂和仪器 1 仪器:pHS-2C型酸度计、天平、电子分析天平、电磁搅拌器、容量瓶（150ml）、锥形瓶（250ml）、吸量管（5.0ml ,25ml）、碱式滴定管、烧杯（250ml）、量筒（50ml） 2 试剂:NaOH、KHC8H4O4基准物质、食用醋、酚酞、去离子水 四、实验内容和步骤 1 酸度计的安装与校正
（1）开机预热30min,连接复合电极，安排好滴定管和酸度计的位置（2）用标准缓冲溶液校准仪器（测定前要开动搅拌器）：将搅拌棒放入标准缓冲溶液中，把电极插入溶液中使玻璃球完全浸没在溶液中，开动搅拌器，注意观察磁棒不要碰到电极。 （3）pH6.86标准缓冲溶液定位：先将斜率旋钮顺时针调到最大，调节pHl量程至6，按下读数开关，将定位旋钮调至pH至标准缓冲溶液pH值。 （4）pH9.18标准缓冲溶液调斜率：调节pH量程至8，按下读数开关，将斜率旋钮调至pH至标准缓冲溶液pH值。 （5）pH6.86标准缓冲溶液定位:再调节pH量程至6，按下开关读数，将定位旋钮调至pH至标准缓冲溶液pH值。 注意事项：以上校正完成后，定位和斜率旋钮位置不能在变动！ ○1在将电极插入待测溶液前，要用蒸馏水冲洗干净，用滤纸吸干水分，再放入溶液中 ○2测定应在搅拌的情况下进行 ○3测定前必须根据测量pH范围选择合适的量程 2 粗配氢氧化钠溶液 用天平称量2.00克氢氧化钠于100ml烧杯中，加蒸馏水溶解，搅拌，可加热加速溶解。等放至室温后转移到带胶塞的试剂瓶中，共加500ml 蒸馏水稀释。 3 氢氧化钠的标定（常量法） 用差量法称取邻苯二甲酸氢钾基准物质0.4—0.6克于250ml锥形瓶
醋酸解离常数的测定 目的要求 （1）了解对消法测电动势的基本原理，熟悉EM-3C 电子电位差计的使用方法； （2）学习电极及盐桥的使用方法，学会电池的装配方法； （3）掌握可逆电池电动势测定的应用。 基本原理 利用各种氢离子指示电极与参比电极组成电池，即可从测得的电池电动势算出溶液的pH 值，常用指示电极有：氢电极、醌氢醌电极和玻璃电极。今讨论醌氢醌(Q·H 2Q)电极。Q·H 2Q 为醌(Q)与氢醌(H 2Q)的等分子化合物，在水溶液中部分分解。 (Q·H 2Q) (Q) (H 2Q) 醌氢醌在水中溶解度很小。将待测pH 溶液用Q·H 2Q 饱和后，再插入一只光亮Pt 电极就构成了Q·H 2Q 电极，可用它构成如下电池： Hg(l)｜Hg 2Cl 2(s)｜饱和KCl 溶液‖由Q·H 2Q 饱和的待测pH 溶液(H +)｜Pt(s) Q·H 2Q 电极反应为： Q ＋2H +＋2e – →H 2Q 因为在稀溶液中+ +H H a c =，所以： ????=- 2 2 Q H Q Q H Q 2.303pH RT F
2 可见，Q·H 2Q 电极的作用相当于一个氢电极，电池的电动势为： 2 Q H Q 2.303pH RT E F ????+-?=-=- -饱和甘汞 2 Q H Q pH () 2.303F E RT ???=--? 饱和甘汞 (1) 其中2Q H Q ??＝0.6994 – 7.4 × 10–4 (t – 25)，?饱和甘汞＝0.2412 – 6.6l×10–4 (t –25) – 1.75×10–6 (t –25)2。 在HAc 和NaAc 组成的缓冲溶液中，由于同离子效应，当达到解离平衡时， HAc 0, HAc c c ≈， 0, NaAc Ac c c -≈。根据酸性缓冲溶液pH 的计算公式为 0, HAc HAc a a 0, NaAc Ac pH pK (HAc)lg pK (HAc)lg c c c c -=-=- 对于由相同浓度HAc 和NaAc 组成的缓冲溶液，则有 a pH pK (HAc)= 本实验中，量取两份相同体积、相同浓度的HAc 溶液，在其中一份中滴加NaOH 溶液至恰好中和（以酚酞为指示剂），然后加入另一份HAc 溶液，即得到等浓度的HAc-NaAc 缓冲溶液，测其pH 即可得到a pK (HAc)及a K (HAc)。 一、仪器 EM-3C 电子电位差计1套；Pt 电极1支；饱和甘汞电极1只；烧杯；移液管。 二、试剂 盐桥；KCl 饱和溶液；醌氢醌(固体)；未知浓度醋酸溶液；氢氧化钠溶液0.1mol·L –1；2g/L 酚酞乙醇溶液。 三、实验步骤
实验四 碱性磷酸酶米氏常数的测定 一．实验目的 1.通过碱性磷酸酶米氏常数的测定，了解其测定方法及意义。 2.学会运用标准曲线测定酶的活性，加深对酶促反应动力学的理解。 二．实验原理 当温度、pH 及酶浓度恒定的条件下，酶促反应的初速度随作用物浓度[S]增大而增大，但增大到一定限度时，作用物浓度再增加，则反应速度不再增加。此时反应速度为最大速度（V max ）。如图5-1所示。 Michaelis Menten 对酶促反应速度与作用物浓度之间的这种关系进行了大量实验研究，并于1913年提出了数学方程式，即著名的米一曼（Michaelis-Menten ）方程式： 式中Km 即为米氏常数，Vmax 为最大反应速度，当v =Vmax/2时，则Km=[S]。Km 是酶的特征常数，测定Km 是研究酶的一种方法。由于用Michaeis-Menten 方程中的V 与[S]作图求Km ，不方便，Lineweaver-Burk 将上式变形，以1/v 对1/[S]作图，如图5-2： Vm 1/2Vm Km [S] 图5-1
图5-2 作图后，将各点连线延长，直线与横轴的交点为，根据在横轴上的截距，可以计算出该酶的Km。 本实验以碱性磷酸酶为例，用磷酸苯二钠为其作用物，碱性磷酸酶能分解磷酸苯二钠产生酚和磷酸，酚在碱性溶液中与4氨基安替比林作用，经铁氰化钾氧化生成红色的醌衍生物，根据红色深浅可测出酶活力高低。其反应式如下： 利用在不同作用物浓度的条件下，测定的酶活性（A），按Lieweaver-Burk二氏法作图，从 x 轴上的截距求得其Km值。 三．预习题 试说明米氏常数Km的物理意义和生物学意义。 四．实验器材与试剂
醋酸解离常数的测定（缓冲溶液法） 实验目的 1. 利用测缓冲溶液pH 的方法测定弱酸的pKa 。 2. 学习移液管、容量瓶的使用方法，并练习配制溶液。 实验原理 在HAc 和NaAc 组成的缓冲溶液中，由于同离子效应，当达到解离平衡时， ()()0c HAc c HAc ≈，()()0c Ac c NaAc -≈。酸性缓冲溶液pH 的计算公式为 ()() ()c HAc pH pKa HAc lg c Ac θ-=-()()()00c HAc pKa HAc lg c NaAc θ =- 对于由相同浓度HAc 和NaAc 组成的缓冲溶液，则有 ()pH pKa HAc θ= 本实验中，量取两份相同体积、相同浓度的HAc 溶液，在其中一份中滴加NaOH 溶液至溶液呈粉红色后，然后混合，即得到等浓度的HAc-NaAc 缓冲溶液，测其pH 即可得到()pKa HAc θ及()Ka HAc θ。 仪器、药品及材料 仪器：pHs-2C 型酸度计，容量瓶（50ml ）3个（编号为1，2，3号），烧杯（50ml 编号为1，2，3，4，5号）5个，移液管（25ml ）1支，吸量管（10ml ）1支，洗耳球1个。 药品：HAc （0.10 mol ·L -1），NaOH （0.10 mol ·L -1），酚酞。 材料：碎滤纸。 实验步骤 1.用酸度计测定等浓度的HAc 和NaAc 混合溶液的pH （1）配制不同浓度的HAc 溶液 实验室备有标以编号的小烧杯和容量瓶。用4号烧杯盛已知浓度的HAc 溶液。用10ml 吸量管从烧杯中吸取5.00ml 、10.00ml 0.10 mol ·L -1 HAc 溶液分别放入1号、2号容量瓶中，用25ml 移液管从烧杯中吸取25.00ml 0.10 mol ·L -1 HAc 溶液放入3号容量瓶中，分别加入去离子水至刻度，摇匀。 （2）制备等浓度的HAc 和NaAc 混合溶液
碱性磷酸酶米氏常数测定 P60 【实验原理】 在环境的温度、pH和酶的浓度一定时，酶促反应速度与底物浓度之间的关系表现在反应开始时，酶促反应的速度(V)随底物浓度(S)的增加而迅速增加。若继续增加底物浓度，反应速度的增加率将减少。当底物浓度增加到某种程度时，反应速度会达到一个极限值，即最大反应速度(V max)，如图所示。 底物浓度与酶促反应速度的这种关系可用Michaelis-Menten方程式表示。 V = V max[S]/(K m+[S]) 上式中V max为最大反应速度，[S]为底物浓度，K m为米氏常数(Michaelis constant)，而其中V则表示反应的起始速度。当V= V max/2时，K m=[S]。所以米氏常数是反应速度等于最大反应速度一半时底物的浓度。因此K m的单位以摩尔浓度(mol／L)表示。 K m是酶的最重要的特征性常数，测定K m值是研究酶动力学的一种重要方法，大多数酶的K m值在0.01-100(mmol/L)间。 酶促反应的最大速度V max实际上不易准确测定，K m值也就不易准确测出。林-贝(1ineweaver - Burk)根据Michaelis-Menten方程，推导出如下方程式，即：1/V = （K m +[S]）/ V max[S]或1/V = K m/ V max·（1/[S]）+1/ V max 此式为直线方程，以不同的底物浓度1/[S]为横坐标，以1/V为纵坐标，并将各点连成一直线，向纵轴方向延长，此线与横轴相交的负截距为-1/ K m，由此可以正确求得该酶的K m值，如图所示。
本实验以碱性磷酸酶为例，测定不同底物浓度的酶活性，再根据Lineweaver-Burk法作图，计算其K m值。 可以作为碱性磷酸酶底物的物质很多，底物反应的酶对于不同的底物有不同的K m值。本实验以磷酸苯二钠为底物，由碱性磷酸酶催化水解，生成游离酚和磷酸盐。酚在碱性条件下与4-氨基安替比林作用，经铁氰化钾氧化，生成红色的醌衍生物，颜色深浅和酚的含量成正比。故可以从标准曲线上查知酚的含量，从而计算化学反应速度。反应式如下： 【实验方法】 一．底物浓度对酶促反应速度的影响 (1) 取6支试管，作好标记，按下表操作。 管号123456 0.04mol/L 基质液/mL0.10 0.20 0.30 0.40 0.80 0.0 0.1mol/L碳酸盐缓冲液/mL0.70 0.70 0.70 0.70 0.70 0.70 蒸馏水/mL 1.10 1.00 0.90 0.80 0.40 1.20 37℃水浴5min 血清/mL0.10 0.10 0.10 0.10 0.10 0.10 最终基质浓度/mmol?L-1 2.00 4.00 6.00 8.00 16.00 0.00 (2) 加入血清后，各管混匀并且立即记录时间，将上述各管置37℃水浴中准确保温15 分钟。 (3) 保温结束，立即加碱性溶液1.1mL终止反应。 (4) 各管分别加入0.3％4-氨基安替比林1.0mL，0.5％铁氰化钾2.0mL，充分混匀，放置10分钟，以6号空白管作对照，于510nm波长处比色测定，根据酚标准曲线计算酚含量。 (5) 以各管基质浓度的倒数1/[S]为横坐标，以各管反应速度的倒数1/V（μmol.L-1.min-1为单位）作纵坐标，作图求出K m值。 二．酚标准曲线的绘制 (1) 取洁净干燥试管6支，按下表依次加入试剂。
醋酸电离常数的测定实验报告 篇一：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) pH法 一. 实验目的 1. 学习溶液的配制方法及有关仪器的使用 2. 学习醋酸解离常数的测定方法 3. 学习酸度计的使用方法二. 实验原理 醋酸(CH3COOH,简写为HAc)是一元弱酸,在水溶液中存在如下解离平衡: HAc(aq) + H2O(l) ? H3O+(aq) + Ac- (aq) 其解离常数的表达式为 [c (H3O+)/cθ][c(Ac-)/ cθ] Kθa HAc(aq) = —————————————c(HAc)/ cθ 若弱酸HAc的初始浓度为C0 mol?L-1,并且忽略水的解离,则平衡时: c(HAc) = （C0 – x）mol?L-1 c (H3O+) = c(Ac-)= x mol?L-1 x Kθa HAc = ———— C0– x 在一定温度下，用pH计测定一系列已知浓度的弱酸溶液的pH。根据PH = -㏒[c (H3O+)/cθ]，求出c (H3O+)，
即x，代入上式，可求出一系列的Kθa HAc，取其平均值，即为该温度下醋酸的解离常数。 实验所测的4个p Kθa(HAc)，由于实验误差可能不完全相同，可用下列方式处理，求p Kθa(HAc)平均和标准偏差s： n ∑ Kθai HAc i=1 θ Ka HAc = ———————— n S = 三．实验内溶（步骤） 1．不同浓度醋酸溶液的配制 2.不同浓度醋酸溶液pH的测定四．数据记录与处理 温度＿18＿℃ pH计编号＿＿＿＿标准醋酸溶液浓度＿0.1005＿mol?L-1 实验所测的4个p Kθa(HAc)，由于实验误差可能不完全相同，可用下列方式处理，求p Kθa(HAc)平均和标准偏差s： n ∑ Kθai HAc i=1 Kθa HAc = ————————
醋酸的电位滴定 一、实验目的 1、掌握电位滴定法操作和确定终点的方法。 2、掌握醋酸电位滴定曲线的绘制及醋酸离解常数pK a 的测定方法。 二、实验原理 复合玻璃电极作为指示电极和参比电极组成原电池，用NaOH 标准溶 液滴定时HAc 溶液，pH 值随加入滴定剂体积的变化而变化；计量点 附近，pH 值突变，以此判断滴定终点。 内差法计算示例： 已知：V NaOH (ml) Δ2pH /ΔV 2 - V 7.95 444 8.00 -548 则：7.9544407.958.00444(548) ep V --=--- V ep = 7.97 ml 三、实验步骤 1、安装好电位滴定装置； 2、用混合磷酸盐调节定位旋钮，用饱和酒石酸氢钾调斜率； 3、精密吸取醋酸溶液10.00 ml ，加水至20 ml ，安装好电极，用NaOH 标准溶液滴定HAc ，记录滴定过程中的V 及对应的pH 值。 四、数据处理要求 电位滴定数据表 () NaOH V mL pH pH ? V ? pH V ?? ()NaOH V mL ()pH V ??? ()V mL 22pH V ?? 2. 作pH-V ，/pH V V ??- ，22/pH V V ??- 图，标出终点； 3.用内插法求出HAc 滴定的终点体积及HAc 的百分含量（g/100 ml ）； 4、求HAc 的K a 值。 五、注意事项 1、小心使用玻璃电极，避免碰撞、摩擦，测定溶液时，玻璃球要浸没颈部； 2、更换被测溶液时需冲洗电极并吸干； 3、滴定临近半化学计量点和终点时应小体积滴入； 4、滴定管尖悬挂的滴定剂注意用玻棒引入烧杯中。 六、思考题 p85 1
过氧化氢酶米氏常数的测定 傅璐121140012 一、实验目的 1. 了解米氏常数的测定方法 2. 学习提取生物组织中的酶 二、实验原理 1.米氏反应动力学 (Michaelis-Menten Equation): 米氏方程 2.米氏常数的意义： ①反映酶的种类：Km是一种酶的特征常数，只与酶的种类有关，与酶浓度、 底物浓度无关。 ②米氏常数是酶促反应达到最大反应速度Vmax一半时的底物浓度。其数值大 小反映了酶与底物之间的亲和力：Km值越大，亲和力越弱，反之Km值越小，亲和能力越强。 ③Km可用来判断酶（多功能酶）的最适底物：Km值最小的酶促反应对应底物 就是该酶的最适底物。 3.米氏常数的求法： 该方法的缺点是难以确定最大 反应速度Vmax。
该作图法应用最广。但在低浓度是v值误差较大，在[S]等差值实验时作图点较集中于纵轴。因此在设计底物浓度时，最好将1/[S]配成等差数列，这样可使点距较为平均，再配以最小二乘回归法，就可以得到较为准确的结果。 此法优点是横轴上点分布均匀，缺点是1/v会放大误差，同时对底物浓度的选择有要求。[S]<
大学化学实验报告 专业土木工程年级2012 班级08班姓名姚贤涌 实验项目名称醋酸电离常数的测定 实验原理： (1) 醋酸溶液浓度的标定 在容量分析中进行物质溶液浓度的标定计算，依据的是“反应的等物质的量规则”。该“规则”指出：在反应中所消耗的反应物A的物质的量n(A)等于反应中所消耗的反应物B的物质的量n(B)。 对于给定的反应 aA+bB=gG+dD 即n(A)=n(B) 在本实验中，是用Hac溶液去中和滴定NaOH的标准溶液，其反应式为 HAc(aq)+NaOH(aq)=NaAc(aq)+H2O(l) 在滴定刚刚达到终点时，则有 n(HAc)=n(NaOH) 即c(HAc)V(HAc)=c(NaOH)V(NaOH) 这样可以求出HAc溶液的尝试为： c(HAc)=c(NaOH)V(NaOH)/V(HAc) 这里物质溶液的浓度单位为mol·dm-3；物质溶液的体积单位为dm-3。 (2) pH值法测定醋酸电离常数 醋酸是弱酸，即弱电解质，它在溶液中存在下列电离平衡： HAc H++Ac-
溶液中各物质的原始浓度/mol ·dm -3 c 0 0 溶液中各物质的平衡浓度/mol ·dm -3 c-c α c α c α 其电离平衡常数表达式为： ()()()HAc c H c Ac c c K c HAc c c ααα +-==- 所以 21HAc c K c αα=- 式中 K HAc ——醋酸的电离常数； c ——醋酸溶液的原始浓度，单位为mol ·dm -3 α——醋酸的电离度。 在一定温度下，用pH 计(酸度计)(参见2.2酸度计)测得一系列已知不同浓度的醋酸溶液的pH 值，根据pH=-lg{c(H +)/c }，换算出各不同浓度醋酸溶液中的c(H +)；再根据c(H +)=c α，α={c(H +)/c}×100%，方可求得各不同浓度醋酸溶液的电离度α值；最后根据K HAc =c α2/(1-α)，求得一系列对应的电离常数K HAc 值，取其平均值，即为该温度下的醋酸电离常数值。
-150 -100-50 05010015027.227.4 27.6 27.8 28.0 V/mL △2p H /△V 2 醋酸电位滴定的△2pH/△V 2-V 11 20.00,27.60,0.10()0.1027.60 0.13820.00 HAc NaOH NaOH HAc HAc NaOH NaOH HAc NaOH NaOH NaOH HAc HAc V mL V mL c mol L c V c V n n c V c mol L V --===??=?=??∴= ==? 02468 10120 5 10 1520 25 30 35 V NaOH /mL p H 醋酸电位滴定的pH-V 27.60 024681012141625 26 27 28 2930 △pH/△V V
五、数据记录与处理 1.标准曲线法 序号 1# 2# 3# 4# 5# 6# pF= 6 5 4 3 2 ? －mV 405 355 306 250 196 282 y = 52.3x + 93.2R 2 = 0.9993 150 200250300350 4004501 2 3 4 5 6 7 pF -E /m V 200 3004005006007008009000.0 3.0 6.0 9.012.015.0 V/mL E /m V 11.95 0200400600800 100011.2 11.411.611.812.012.212.412.6 V/mL △E /△V
y = 0.0827x + 0.0025 R 2 = 0.9997 0.00 0.020.040.06 0.080.100 0.2 0.4 0.6 0.8 1 1.2 c Mg /μg?mL -1 A
百度文库 醋酸解离常数的测定 目的要求 （1）了解对消法测电动势的基本原理，熟悉EM-3C 电子电位差计的使用方法； （2）学习电极及盐桥的使用方法，学会电池的装配方法； （3）掌握可逆电池电动势测定的应用。 基本原理 利用各种氢离子指示电极与参比电极组成电池，即可从测得的电池电动势算出溶液的pH 值，常用指示电极有：氢电极、醌氢醌电极和玻璃电极。今讨论醌氢醌(Q·H 2Q)电极。Q·H 2Q 为醌(Q)与氢醌(H 2Q)的等分子化合物，在水溶液中部分分解。 (Q·H 2Q) (Q) (H 2Q) 醌氢醌在水中溶解度很小。将待测pH 溶液用Q·H 2Q 饱和后，再插入一只光亮Pt 电极就构成了Q·H 2Q 电极，可用它构成如下电池： Hg(l)｜Hg 2Cl 2(s)｜饱和KCl 溶液‖由Q·H 2Q 饱和的待测pH 溶液(H +)｜Pt(s) Q·H 2Q 电极反应为： Q ＋2H +＋2e – →H 2Q 因为在稀溶液中++H H a c =，所以： ????=- 2 2 Q H Q Q H Q 2.303pH RT F
百度文库 可见，Q·H 2Q 电极的作用相当于一个氢电极，电池的电动势为： 2 Q H Q 2.303pH RT E F ????+-?=-=- -饱和甘汞 2 Q H Q pH () 2.303F E RT ???=--? 饱和甘汞 (1) 其中2 Q H Q ??＝0.6994 – 7.4 × 10–4 (t – 25)，?饱和甘汞＝0.2412 – 6.6l×10–4 (t –25) – 1.75×10–6 (t –25)2。 在HAc 和NaAc 组成的缓冲溶液中，由于同离子效应，当达到解离平衡时， HAc 0, HAc c c ≈， 0, NaAc Ac c c -≈。根据酸性缓冲溶液pH 的计算公式为 0, HAc HAc a a 0, NaAc Ac pH pK (HAc)lg pK (HAc)lg c c c c -=-=- 对于由相同浓度HAc 和NaAc 组成的缓冲溶液，则有 a pH pK (HAc)= 本实验中，量取两份相同体积、相同浓度的HAc 溶液，在其中一份中滴加NaOH 溶液至恰好中和（以酚酞为指示剂），然后加入另一份HAc 溶液，即得到等浓度的HAc-NaAc 缓冲溶液，测其pH 即可得到a pK (HAc)及a K (HAc)。 一、仪器 EM-3C 电子电位差计1套；Pt 电极1支；饱和甘汞电极1只；烧杯；移液管。 二、试剂 盐桥；KCl 饱和溶液；醌氢醌(固体)；未知浓度醋酸溶液；氢氧化钠溶液0.1mol·L –1；2g/L 酚酞乙醇溶液。 三、实验步骤
碱性磷酸酶米氏常数的测定 [目的与要求] 通过碱性磷酸酶米氏常数的测定，了解其测定方法及意义。学会运用标准曲线测定酶的活性，加深对酶促反应动力学的理解。 [原理] 在环境的温度、pH和酶的浓度一定时。酶促反应速度与底物浓度之间的关系表现在反应开始时。酶促反应的速度(V)随底物浓度(S)的增加而迅速增加。若继续增加底物浓度，反应速度的增加率将减少。当底物浓度增加到某种程度时，反应速度会达到一个极限值，即最大反应速度(V max)，如图37所示。 底物浓度与酶促反应速度的这种关系可用Michaelis-Menten方程式表示。 V = V max[S]/(K m+[S]) 上式中V max为最大反应速度，[S]为底物浓度，K m为米氏常数(Michaelis constant)，而其中V则表示反应的起始速度。当V= V max/2时，K m =[S]。所以米氏常数是反应速度等于最大反应速度一半时底物的浓度。因此K m的单位以摩尔浓度(mol／L)表示。 K m是酶的最重要的特征性常数，测定K m值是研究酶动力学的一种重要方法，大多数酶的K m值在0.01-100(mmol/L)间。 酶促反应的最大速度V max实际上不易准确测定，K m值也就不易准确测出。林-贝(1ineweaver - Burk)根据Michaelis-Menten方程，推导出如下方程式，即： 1/V = （K m +[S]）/ V max[S]或1/V = K m/ V max·（1/[S]）+1/ V max 此式为直线方程，以不同的底物浓度1/[S]为横坐标，以1/V为纵坐标，并将各点连成 一直线，向纵轴方向延长，此线与横轴相交的负截距为-1/ K m，由此可以正确求得该酶的K m 值，如图38所示。 图37 底物浓度对反应速度的影响图38 Lineweaver-Burk作图法 本实验以碱性磷酸酶为例，测定不同底物浓度的酶活性，再根据Lineweaver-Burk法作图，计算其K m值。 可以作为碱性磷酸酶底物的物质很多，底物反应的酶对于不同的底物有不同的K m值。本实验以磷酸苯二钠为底物，由碱性磷酸酶催化水解，生成游离酚和磷酸盐。酚在碱性条件下与4-氨基安替比林作用，经铁氰化钾氧化，生成红色的醌衍生物，颜色深浅和酚的含量成正比。根据吸光度的大小可以计算出酶的活性，也可以从标准曲线上查知酚的含量，进而算出酶活性的大小。反应式如下：
实验三 醋酸电离度和电离平衡常数的测定 一、实验目的 1.测定醋酸的电离度和电离平衡常数。 2.学会正确地使用pH 计。 3.练习和巩固容量瓶、移液管、滴定管等仪器的基本操作。 二、实验原理 醋酸CH 3COOH(简写为HAc)是一元弱酸，在溶液中存在下列电离平衡： 2HAc(aq)+H O(l) +-3H O (aq)+Ac (aq) 忽略水的电离，其电离常数： 首先，一元弱酸的浓度是已知的，其次在一定温度下，通过测定弱酸的pH 值，由pH = -lg[H 3O +], 可计算出其中的[H 3O +]。对于一元弱酸，当c /K a ≥500时，存在下列关系式： +3[H O ]c α≈ +23a [H O ]K c = 由此可计算出醋酸在不同浓度时的解离度（α）和醋酸的电离平衡常数（a K ）。 或者也可由2a K c α=计算出弱酸的解离常数（a K ）。 三、仪器和试药 仪器：移液管、吸量管、容量瓶、碱式滴定管、锥形瓶、烧杯、量筒、pHS-3C 型酸度 计。 试药：冰醋酸（或醋酸）、NaOH 标准溶液(0.1mol·L -1)、标准缓冲溶液（pH = 6.86, 4.00） 酚酞溶液（1%）。 四、实验内容 1.配置250mL 浓度为0.1mol·L -1的醋酸溶液 用量筒量取4mL 36%（约6.2 mol·L -1）的醋酸溶液置于烧杯中，加入250mL 蒸馏水稀释，混匀即得250mL 浓度约为0.1mol·L -1的醋酸溶液，将其储存于试剂瓶中备用。 2.醋酸溶液的标定 用移液管准确移取25.00mL 醋酸溶液（V 1）于锥型瓶中，加入1滴酚酞指示剂，用标准NaOH 溶液（c 2）滴定，边滴边摇，待溶液呈浅红色，且半分钟内不褪色即为终点。由滴定管读出所消耗的NaOH 溶液的体积V 2，根据公式c 1V 1 = c 2V 2计算出醋酸溶液的浓度c 1。平行做三份，计算出醋酸溶液浓度的平均值。 3.pH 值的测定 分别用吸量管或移液管准确量取2.50、5.00、10.00、25.00mL 上述醋酸溶液于四个50mL 的容量瓶中，用蒸馏水定容，得到一系列不同浓度的醋酸溶液。将四溶液及0.1mol·L -1原溶液按浓度由低到高的顺序，分别用pH 计测定它们的pH 值。 +-+2 33a [H O ][Ac ][H O ][HAc][HAc]K =≈
底物浓度对酶促反应速度的影响 ——米氏常数的测定 一．目的要求 1.1了解底物浓度对酶促反应的影响。 1.2掌握测定米氏常数K m 的原理和方法。 二．实验原理 酶促反应速度与底物浓度的关系可用米氏方程来表示： 式中： v ——反应初速度（微摩尔浓度变化/min ）； V ——最大反应速度（微摩尔浓度变化/min ）； [s]——底物浓度（mol/L ）； K m ——米氏常数（mol/L ）。 这个方程表明当已知K m 及V 时，酶促反应速度与底物浓度之间的定量关系。K m 值等于酶促反应速度达到最大反应速度一半时所对应的底物浓度，是酶的特征常数之一。不同的酶，K m 值不同，同一种酶与不同底物反应K m 值也不同，K m 值可以近似地反应酶与底物的亲和力大小：K m 值越大，表明亲和力小；K m 值小，表明亲和力大。则测K m 值是酶学研究的一个重要方法。大多数纯酶的K m 值在0.01～100mmol/L 。 Linewaeaver-Burk 作图法（双倒数作图法）是用实验方法测K m 值的最常用的简便方法： 实验时可选择不同的[s]，测定对应的v ，以 对 作图，得到一个斜率为V K m 的直线，其截距 ][1s 则为m K 1，由此可求出K m 的值（截距的负倒数）。 本实验以胰蛋白酶消化酪蛋白为例，采用Linewaeaver-Burk 双倒数作图法测定双倒数作图法。胰蛋白酶催化蛋白质中碱性氨基酸（L-精氨酸和L-赖氨酸）的羧基所形成的肽键水解。水解时有自由氨基生成，可用甲醛滴定法判断自由氨基增加的数量而跟踪反应，求得初速度。 ] [][s K s V v m += V s V K v m 1 ][1.1+ =v 1][1s
实验题目 醋酸电离度和电离常数的测定（教材p57-59） 一、实验目的 1、测定醋酸的电离度和电离常数； 2、掌握滴定原理，滴定操作及正确判断滴定终点； 3、练习使用pH 计、滴定管、容量瓶的使用方法。 二、实验原理 醋酸（CH3COOH 或写出HAc ）是弱电解质，在溶液中存在下列电离平衡： HAc H+ + Ac- 起始浓度/ mol·dm －3 c 0 0 平衡浓度 / mol·dm － 3 c-cα cα cα θ a K = ][]][[HAc Ac H -+=ααc c c -2)(=α α-12c ，当α<5%时，1－α ≈ 1 故θ a K =c α2 而[H +]= cα →α=[H +]/c 。 c 为HAc 的起始浓度，通过已知浓度的NaOH 溶液滴定测出， HAc 溶液的pH 值由数显 pH 计测定，然后根据pH=－log[H +],→[H +]=10-pH ，把[H +]、c 带入上式即可求算出电离度α和电离平衡常数θ a K 。 三、仪器和药品 数显pH 计，酸式滴定管，碱式滴定管，烧杯，温度计，移液管，洗耳 球；0.1 mol·dm － 3左右的NaOH 溶液，未知浓度的HAc 溶液。 四、实验步骤 1、醋酸溶液浓度的标定 用移液管移取25.00cm 3 HAc 溶液于锥形瓶中，加入纯水25cm 3，再加入2滴 酚酞指示剂，立即用NaOH 溶液滴定至呈浅粉红色并30秒钟不消失即为终点。再重复滴定2次，并记录数据。 2、配制不同浓度的醋酸溶液，并测定pH 值 把1中已标定的醋酸溶液，配制成c/2、c/4，并测定其pH 。 五、数据记录和处理 表一 醋酸溶液浓度的标定