电导法测定弱电解质的电离常数

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。

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。

五、实验数据记录与处理1、作图法求K ΘHAc 。

（1）根据公式：如果以1/Λm 对cΛm 作图，截距即为1/Λ∞m ，由直线的斜率和截距即可求得K ΘHAc 。

表一 摩尔电导率以及各溶液的浓度 （3）以1/Λm 对cΛm 作图（见图一）。

1/ΛmcΛm图一 以1/Λm 对cΛm 作图求K ΘHAc 图二 以1/Λm 对cΛm 作图拟合结果 根据拟合结果：直线的斜率为：42664.10717；直线的截距为：28.1034 根据公式： K ΘHAc =（截距）2*10-3/斜率 =1.85*10-5通过查阅《普通化学原理》附表，知：25℃时，醋酸的K ΘHAc =1.75*10-5相对误差：5.71%2、求醋酸的电离度α。

根据弱电解质的电离度与摩尔电导率的关系： 求出五组不同浓度的醋酸溶液的电离度，见表二。

其中25℃下的Λ∞由表三得到。

表二 醋酸溶液的电离度 表三 不同温度下无限稀释的醋酸溶液的摩尔电导率（10S ·m /mol ）3、计算法求K ΘHAc根据公式：通过计算的方法求得K Θ，与作图法以及标准值比较，相关数据见表四。

表四 计算的方法求得K HAc根据计算的结果，只有c/16的K ΘHAc 与其他数据相差较大，这与通过作图拟合时的数据一致，通过图一中对无根数据的拟合，可以看出也是c/16的数据点偏离拟合直线比较多，应该是实验误差所致。

4、对第一次实验数据的处理以及处理结果。

注：本次实验我们小组测量了两次，原因是第一次实验测量的数据通过拟合直线虽然斜率是可靠的，但是其截距是负值，这与直线方程的截距物理意义不符合，通过询问前面几组的数据，我们发现用右侧仪器的小组数据都出现了这样一个问题，因此我们决定用另外一个仪器第二次测量。

表五 第一次测量的实验数据及相关计算数值(2)作图法求KΘHAc1/ΛmcΛm图三 第一次实验数据以1/Λm 对cΛm 作图求K ΘHAc 图四 第一次实验数据以1/Λm 对cΛm 作图拟合结果 根据拟合结果：直线的斜率为：36293.42452；直线的截距为：-266.69365 根据公式：因为截距为负值无法加入计算，因此用表三中25℃时的摩尔电导率代入计算：求得K ΘHAc =(1/0.03908)2/斜率=1.80*10-5通过查阅《普通化学原理》附表，知：25℃时，醋酸的K ΘHAc =1.75*10-5 相对误差：2.86%。

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 。

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。