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溶液电导的测定及其应用一、实验目的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。
二、预习要求掌握溶液电导测定中各量之间的关系，学习电导率仪、恒温槽的使用方法。
三、实验原理1.弱电解质电离常数的测定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来测定，图1是用来测定溶液电导的电导池。
图1 电导池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，为电导池常数，以K cell表示;κ为电导率。
其物理意义:在两平行而相距1m，面积均为1m2的两电极间，电解质溶液的电导称为该溶液的电导率，其单位以SI制表示为S·m-1(c·g·s制表示为S·cm-1)。
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先求出电导池常数K cell，然后把欲测溶液放入该电导池测出其电导值，再根据(2)式求出其电导率。
但是电解质溶液电导率不仅与溶液性质有关，还与其浓度有关，它不能确切的反映溶液的导电性，所以为确切的反映溶液的导电能力，又引入了摩尔电导率。
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，其单位以SI单位制表示为S·m2·mol-1(以c·g·s 单位制表示为S·cm2·mol-1)。
摩尔电导率与电导率的关系:(3)式中，C为该溶液的浓度，其单位以SI单位制表示为mol·m-3，Λm单位为S · m2·mol-1。
对于弱电解质溶液来说，可以认为:(4)是溶液在无限稀释时的摩尔电导率。
电解质溶液的电导率测定方法
引言
电解质溶液的电导率测定是一个重要的实验方法，用于评估电解质的导电性能。
本文将介绍一种常见的电导率测定方法，供参考之用。
实验原理
电解质溶液的电导率是指单位体积内的电导率值，用于衡量电流通过电解质溶液时的导电能力。
电导率的测量可以通过以下公式计算得到：
$$\text{电导率} = \frac{\text{电导度}}{\text{浓度}}$$
其中，电导度是指单位长度内的电导率值，浓度表示电解质的摩尔浓度。
实验步骤
1. 准备电导仪和电解质溶液。
2. 将电解质溶液注入电导仪中，保持溶液温度恒定。
3. 将电导仪的电极插入溶液中，并确保两电极不相互接触。
4. 打开电导仪并进行校准，使仪器读数归零。
5. 测量电导仪的读数，记录下电导度值。
6. 根据溶液的浓度，计算出电解质溶液的电导率值。
注意事项
1. 在进行实验前，要确保电导仪的电极清洁，并校准仪器准确读数。
2. 实验时应保持电解质溶液的温度稳定，避免温度变化对测量结果造成影响。
3. 在进行实验时要注意避免电极之间相互接触，以避免影响测量结果的准确性。
结论
电解质溶液的电导率测定方法是一种简单有效的方法，可用于评估电解质的导电性能。
通过测量电导度值，并计算出电解质溶液的电导率，可以得到电解质溶液的导电能力的定量指标。
该方法可以广泛应用于电解质溶液的研究和实验中。
参考文献
[1] 张三, 李四. 电解质溶液的电导率测定方法研究. 化学实验, 20XX, 10(2): 100-110.。
【数据记录和处理】1.由0.02000mol/ L KCl 的电导率及测出的电阻，求出电导池常数，将原始数据及处理结果填入表1-9-1中。
0.02000mol/ L KCl 溶液25℃ 时的电导率κ为0.002765 S ∙cm −1，30℃ 时为0.003036 S ∙cm −1。
表1-9-1 实验的原始数据及处理结果2.计算各溶液的电导率，由此求出不同浓度溶液的摩尔电导率。
表1-9-2 不同浓度溶液的摩尔电导率3.分别将KCl 溶液和HAc 溶液的摩尔电导率Λm 对√c 作图。
将KCl 的Λm 对√c 作图外推至√c 为0，求出KCl 的Λm ∞。
KCl 溶液的摩尔电导率Λm -√c 图c /(m o l /L )1/2m /S m 2mol-1HAc 溶液的摩尔电导率Λm -√c 图c /(m o l /L )1/2m /S m 2mol-14.求出KCl 溶液的摩尔电导率与浓度的关系式Λm =Λm ∞−β√c 由图得，Λm ∞=0.01439 β=0.01295故得出摩尔电导率与浓度的关系式为Λm =0.01439−0.01295√c5.根据所测数据计算HAc 溶液在所测浓度下的电离度和电离常数，并求电离常数的平均值。
表1-9-3 HAc 溶液在所测浓度下的电离度、电离常数以及电离常数的平均值已知：λm ∞(H +)=[349.82+0.0139(t −25)]×10−4S ∙m 2∙mol −1λm ∞(Ac +)=[40.9+0.02(t −25)]×10−4S ∙m 2∙mol −1算出λm ∞(HAc )=(349.82+40.9)×10−4−0.0147=0.024372 S ∙m 2∙mol −1。
用交流电桥法测定测Nacl溶液电导率[实验目的]测不同浓度下的Nacl溶液电导率[实验原理]电解质溶液正像金属导体一样遵循欧姆定律。
因此，通过给定的溶液本体的电流i与电位差E成正比，E/i=R，式中R是溶液本体的电阻。
电导L被定义为电阻的倒数。
L=1/R (1)其单位为oh m/s。
横截面积均匀物体的电导与截面积A成正比，与长度L成反比。
L=（χA）/l或χ=1/R l/A=k/R （2）式中χ是电导率,单位为oh/m/cm。
电导率是电阻率的倒数。
在任意形状和大小的电导池中要测定溶液的电导率，首先要用该电导池测量一已知电导率溶液的电阻确定其电导池常数k(l/A的“有效”值)。
0.02000N KCl可用来作这种校准的标准液，它在25℃下的χ等于0.002768oh/m/cm 。
一旦求出了电导池常数，即可用式χ=k/R从实验测出的电阻计算电阻率。
[实验仪器及仪器介绍]UJ31型电位差计（1台）信号发生器(1台，供给高频交流电)精密插塞式电阻箱或十进电阻箱(1个)十进微调电容器(1个)25℃恒温槽(1套)示波器（一台，检流）恒温槽中安装电导池的支架导线，100mL容量瓶，25mL移液管100ml或250ml烧瓶2个，125ml锥形瓶2个，储存电导水的500ml玻璃塞烧瓶。
电导水，0.02000mol·dm-3标准KCl溶液（若没有则自己配制，具体看实验步骤）充以电导水并盖上清洁的橡皮淀帚的电导池[实验线路]装满离子溶液的电导池电阻，可用高频交流的惠斯通电桥加以精确测量，这种方法的电源用信号发生器，而检测器用示波器。
（后附交流惠斯通电桥示意图和平衡条件的讨论）。
为了清晰的观测到明确的平衡点，需要θ1=θ2和θ3=θ4(θi是在第i臂电桥的相漂移)。
桥臂R3和R4是学生型电位差计滑线电阻的两部分，接到该滑线电阻有两套引线—L和H或L'和H'—他们给出的R3/R4分别等于A/(1000-A)或（4500+A）/（5500-A）。
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。
数据处理：
C HAc =0.1221mol*L -1 K cell =κKCl /G KCl =103.3039m -1 α=Λm /Λm ∞ Λm ∞(HAc ，25℃)=390.71E-4 S*m 2*mol -1
Kc=α2c/(1-α)=Λm 2C/(Λm ∞(Λm ∞-Λm ))
Kc=1.8061E-05 理论Kc=1.75E-5 相对误差Er=3.21％
思考题：
1. 为什么要测定电导常数？
如果电导池二极间的距离刚好为1cm3，则不必测电导池常数，但这样的电导池制作是十分困难的。
测这类仪器常数，是实验通常用来从已知量测未知量的有效手段。
电导常数不能通过其定义L/A 计算(精度太低)，要用已知浓度和电导率的KCl 溶液，通过实验求算。
2. 弱电解质的无限稀摩尔电导率如何求得？
弱电解质溶液稀释至0.005mol*dm -3时，摩尔电导率Λm 与
C 1/2仍然不成直线关系。
并且极稀得溶液中，浓度稍微改变一点，Λm 的值可能变动很大，即实验上的少许误差对外推求得Λm
∞的值影响很大。
用实验所得数据Λm 与C 1/2关系的图，是一条曲线，Λm 与
C 1/2没有直线关系，不能用外推法求Λm ∞。
弱电解质的无限稀摩
尔电导率可以用Kohlrausch 的离子独立移动定律通过强电解质
的Λm ∞求得。
实验讨论：
1. 电导受温度影响较大，温度偏高时其摩尔电导偏高，温度每
升高1度，电导平均增加1.92%，即G t =G 298K [1+0.013(t-25)]。
实验中，更换溶液后电导池中的电介质变了，相应的电容也会有所变化；在每次测定时，都需要重新调节平衡。
2. 电导池常数（K cell ）未测准，则导致被测物的电导率(κ)偏离文献值。
溶液电导一经测定，则κ正比于K cell 。
即电导池常数测值偏大，则算得的溶液的电离度、电离常数都偏大。
电导水电导大，测量时相对误差也就越大。
示波器对于电阻较大（如电导水）的溶液，受干扰波的影响较大，影响测定。
3. 如果电桥的电路对地没有漏电，电桥各部分之间也不漏电，并且电桥各支线间没有互感，则平衡时，对臂电抗（阻抗、容抗、感抗）复数乘积相等，由于交流电阻采用双线并绕的无感电阻箱，所以平衡条件就成为：1/(1/R 3+j ωC 3)*R2=1/(1/R x +j ωC x )*R 1 当二电阻箱电阻R 1=R 2时误差最小，可以解得Rx=R 3，Cx=C ，也就是说，精确测量时应在与电容相邻的R3上并联一个与最导池的电容相等的电容C ，达成邻臂电抗的相位角相等。
4. 测电导就是测量电阻的倒数，在测量电解质溶液的电阻时必须用一定频率的交流电，是为了使溶液不至于（趋直流）电解、极化，高频交流电则趋于短路，所用电极也必须是隋性的（光铂电极、铂黑电极），不与溶液发生化学反应。
5. 对于电阻大的溶液，宜用面积大、距离近的电导电极，即电导池常数小的，因为电阻大的溶液电导测值G 小，而G=κ/K cell ，选择K cell 小的，测读的G 值相对大，误差自然减小。
镀铂黑使电极比表面积大，易吸附稀溶液电解质离子，导致溶液浓度改变大，引起测量误差增大，此时宁可用K cell 值虽比铂黑电极大但吸附较少的光铂电极。
所以，铂黑电极还是在测量中等电导的溶液时使用。
KCl 溶液电阻相对而言大，可用K cell 大的电极。
6. 利用阴极发射X 射线的示波管，当纵偏（Y 方向）板加可变电压u y ，横偏板加锯齿波（正比于时间）电压时，得到正弦波，只有当被观察波频率等于锯齿波频率整数倍的时候，扫描的波形才会稳定。
换言之，当周期Tx=2Ty(或fy=2fx)时，得2个正弦波。
7. Kc=1.8061E-05 理论Kc=1.75E-5，实验值偏高的原因可能是通电时间较长，溶液的温度有所上升，溶液电导变大，由Kc=Λm 2C/(Λm ∞(Λm ∞-Λm ))求出的电离平衡常数偏大；或计算式中的HAc 浓度应该用活度，用浓度代替活度计算导致结果偏大等。
8. 纯水的电导率：即使在纯水中也存在着H +和OH -两种离子，水仍是一种很弱的电解质，它存在如下的电离平衡： H 2O←→H ++OH 或2H 2O←→H 3+O+OH - ,其平衡常数：K W =[H +]*[OH -]=10-14,式中K W 称为水的离子积[H +]2=[OH -]2=10-14
[H +]=[OH -]=10-7
Λm ∞(H2O)= Λm ∞(H +)+Λm ∞(OH -)=349.82+198.0=5.4782E4 S*m 2*mol -1
已知水的密度d(25℃,H 2O)=0.9970781g*cm -3 故原有假设为1的水离子浓度只能达到0.99707。
实际上是仅0.99707份额的水离解成0.99707E-7的[H +]和[OH -]，那么离解后的[H +]和[OH -]电导率的总和κH2O 用下式求出： κH2O =(C M /1000)* Λm ∞(H2O)=(0.99707E-7/1000)*5.4782E4=5.4622E-6 S*m -1
ρH2O =1/κH2O =0.183M Ω*m
普通蒸馏水的电导率是1.0E-3S*m -1，重蒸馏水(蒸馏水经用KMnO4和KOH 溶液处理以除去CO2及有机杂质，然后在石
Λm C 1/2。
