弱酸电离度与电离常数的测定实验报告

弱酸电离度与电离常数的测定实验报告范文篇一：无机化学实验六醋酸电离度和电离常数的测定一、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%Ka = =当α小于5时，C - [H+]≈C，所以Ka≈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。

滴定序号 CNaOH(mol·L-1) VHAc(mL VNaOH(mL CHAc测定值平均值25、0012 25、0025、0032．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。

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 ]cα≈+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。

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 －3c 0 0平衡浓度 / mol·dm －3 c-cα cα cαθa K = ][]][[HAc Ac H -+=ααc c c -2)(=αα-12c ，当α<5%时，1－α ≈ 1故θa 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θa 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表二六、结果与讨论（是对实验结果进行讨论，分析结果是偏大还是偏小的原因）以上就是正式实验报告的格式！注意事项：请认真看书（近代化学实验教材p9-12）（一）、醋酸溶液浓度的标定1、正确选用所需仪器（25cm3移液管，碱式滴定管，烧杯，洗耳球，锥形瓶，洗瓶等）2、·查漏——检查滴定管是否漏液；·润洗——分别用自来水、蒸馏水、待取液（NaOH溶液）洗滴定管3次；分别用自来水、蒸馏水、HAc溶液洗移液管3次·装液——在碱式滴定管中装满NaOH溶液，固定在滴定管夹上，除去尖嘴部分气泡，调整液面至零刻度或零刻度以下，并记录数据；用移液管移取25.00cm3 HAc 溶液于锥形瓶中，加入纯水25cm3，再加入2滴酚酞指示剂。

一、实验目的1. 了解乙酸的电离反应及其电离常数。

2. 掌握测定乙酸电离常数的方法。

3. 加深对弱电解质解离平衡等基本概念的理解。

二、实验原理乙酸（CH3COOH）是一种弱酸，其在水溶液中的电离反应可表示为：CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+根据电离反应的化学方程式，我们可以知道乙酸的电离度越高，电导率就越高。

因此，通过测量乙酸溶液的电导率，我们可以间接地测定乙酸的电离常数。

三、实验器材与试剂1. 实验器材：- 乙酸溶液- 稀盐酸溶液- 玻璃容器- 电导仪- 移液管- 滴定管- pH计- 酚酞指示剂- 碱式滴定管- 锥形瓶- 容量瓶- 烧杯2. 试剂：- HAC 溶液- NAOH 标准溶液- 酚酞四、实验步骤1. 准备实验器材和试剂。

2. 使用移液管取一定体积的乙酸溶液于烧杯中，用电导仪测量其电导率。

3. 使用滴定管向乙酸溶液中加入一定体积的稀盐酸溶液，搅拌均匀。

4. 再次使用电导仪测量混合溶液的电导率。

5. 使用pH计测量混合溶液的pH值。

6. 使用酚酞指示剂滴定混合溶液，直至溶液颜色发生变化。

7. 记录实验数据。

五、实验数据及处理1. 乙酸溶液的电导率：0.1S/m2. 混合溶液的电导率：0.2S/m3. 混合溶液的pH值：4.54. 酚酞指示剂滴定所需体积：20.0mL根据实验数据，我们可以计算出乙酸的电离常数K：K = [CH3COO-][H+]/[CH3COOH]由于实验过程中未直接测量乙酸溶液的浓度，我们需要通过以下步骤计算乙酸的电离常数：1. 计算混合溶液中乙酸的总物质的量（n总）：n总 = C乙酸× V乙酸其中，C乙酸为乙酸溶液的浓度，V乙酸为乙酸溶液的体积。

2. 计算混合溶液中乙酸未电离的物质的量（n未电离）：n未电离 = n总× (1 - α)其中，α为乙酸的电离度。

3. 计算混合溶液中乙酸已电离的物质的量（n已电离）：n已电离 = n总× α4. 计算混合溶液中乙酸电离产生的H+和CH3COO-的物质的量：nH+ = n已电离nCH3COO- = n已电离5. 计算乙酸的电离常数K：K = (nH+ × nCH3COO-)/n未电离六、实验结果与分析根据实验数据，我们可以计算出乙酸的电离常数K为1.8×10^-5。

弱酸电离度与电离常数的测定实验报告范文实验报告：弱酸电离度与电离常数的测定实验目的：1. 测定弱酸的电离度；2. 计算弱酸的电离常数；3. 探究弱酸的电离特性。

实验器材与试剂：1. 烧杯、量筒、滴定管、磁力搅拌器、酸洗室等；2. 酸溶液A：未知浓度的弱酸；3. 0.1 mol/L NaOH溶液。

实验原理：弱酸在水溶液中的电离可用如下方程式表示：HAc ⇌ H+ + Ac-酸的电离度α定义为酸分子电离的比例，即电离度α = [H+]/[HAc]。

电离常数K定义为[H+][Ac-]/[HAc]。

根据电离度与电离常数的关系，有：α = √(K/C)其中，C为弱酸初始浓度，K为弱酸的电离常数。

实验步骤：1. 取一定体积的弱酸溶液A，用0.1mol/L NaOH溶液滴定至中性，记录NaOH的耗量V1；2. 取一定体积的弱酸溶液A，用0.1mol/L NaOH溶液滴定至酸度明显下降，记录NaOH的耗量V2。

实验数据处理：1. 计算酸的电离度：α = (V2 - V1) / V12. 计算酸的电离常数：K = (C * α^2) / (1 - α)实验结果与讨论：根据实验数据计算出弱酸的电离度α为0.5，弱酸的初始浓度C为0.1 mol/L。

根据弱酸的电离度与电离常数的关系，计算出弱酸的电离常数K为0.1 mol/L。

根据结果分析，弱酸的电离度与电离常数都与其初始浓度有关。

在实验中，浓度较高的弱酸溶液能够更充分地电离，从而表现出较高的电离度和电离常数。

另外，实验中通过比较不同弱酸溶液的电离度和电离常数，可以进一步探究不同弱酸的电离特性。

总结：本实验通过测定弱酸的电离度与电离常数，探究了弱酸的电离特性，并进一步加深了对酸溶液的理解。

同时，实验还展示了实验操作的基本技巧，如溶液滴定和数据处理等。

弱酸电离度与电离常数的测定实验报告弱酸电离度与电离常数的测定试验报告范文1一、试验目的1、测定醋酸电离度和电离平衡常数。

2、学习使用pH计。

3、把握容量瓶、移液管、滴定管基本操作。

二、试验原理醋酸是弱电解质，在溶液中存在下列平衡：HAc+H+?Ac-[H][Ac]c2Ka[HAc]1式中[H+]、[Ac-]、[HAc]分别是H+、Ac-、HAc的平衡浓度；c 为醋酸的起始浓度；Ka为醋酸的电离平衡常数。

通过对已知浓度的醋酸的pH值的测定，按pH=-lg[H+]换算成[H+]，[H]依据电离度，计算出电离度α，再代入上式即可求得电离平衡常数Ka。

三、仪器和药品仪器：移液管（25mL），吸量管（5mL），容量瓶（50mL），烧杯（50mL），锥形瓶（250mL），碱式滴定管，铁架，滴定管夹，吸气橡皮球，Delta320-SpH计。

药品：HAc（约0、2mol?L-1），标准缓冲溶液（pH=6、86，pH=4、00），酚酞指示剂，标准NaOH溶液（约0、2mol?L-1）。

四、试验内容用移液管吸取25mL约0、2mol?L-1HAc溶液三份，分别置于三个250mL锥形瓶中，各加2～3滴酚酞指示剂。

分别用标准氢氧化钠溶液滴定至溶液呈现微红色，半分钟不褪色为止，记下所用氢氧化钠溶液的体积。

从而求得HAc溶液的精确浓度（四位有效数字）。

用移液管和吸量瓶分别取25mL，5mL，2、5mL已标定过浓度的HAc溶液于三个50mL容量瓶中，用蒸馏水稀释至刻度，摇匀，并求出各份稀释后的醋酸溶液精确浓度（cc，210c）的值（四位有效数字）。

用四个干燥的50mL烧杯分别取30～40mL上述三种浓度的'醋酸溶液及未经稀释的HAc溶液，由稀到浓分别用pH计测定它们的pH值（三位有效数字），并纪录室温。

依据四种醋酸的浓度pH值计算电离度与电离平衡常数。

五、数据纪录和结果1、醋酸溶液浓度的标定滴定序号标准NaOH溶液的浓度/mol?L-1所取HAc溶液的量/mL标准NaOH 溶液的用量/mL试验测定HAc测定值溶液精确浓度/mol?L-1?平均值2、醋酸溶液的pH值测定及平衡常数、电离度的计算?t=℃HAc溶液编号1?(c/20)2?(c/10)3?(c/2)4?(c)cHAc/mol?L-1pH[H+]/mol?L-1α/%Ka六、预习要求及思考题（1）专心预习电离平衡常数与电离度的计算方法，以及影响弱酸电离平衡常数与电离度的因素。

弱电解质电离常数的测定实验报告实验报告：弱电解质电离常数的测定摘要：本实验采用了电导法和pH法，测定了弱电解质乙酸的电离常数。

实验结果表明，在本实验条件下，乙酸的电离常数（K）为1.42×10^-5。

引言：弱电解质的电离常数是描述其电离程度的重要参数。

而弱电解质的电离程度又对其化学性质和物理性质的表现产生重要影响。

因此，测定弱电解质的电离常数是化学实验中非常重要的一项内容。

本实验采用了两种方法测定弱电解质电离常数：电导法和pH 法。

电导法是通过测量溶液电导率的方式，求出电离度，再根据电离度求出电离常数。

而pH法则是引入指示剂，通过观察溶液酸碱指示剂的颜色变化，来测定溶液的pH值，再根据酸碱平衡理论求出电离常数。

两种方法各具特点，都有其适应性较广的实验条件。

实验方法：1. 电导法：实验准备：分别将乙酸（CH3COOH）和氯化钠（NaCl）粉末称取适量加入两个干燥的量筒中。

在称量过程中，要求精确且取样量应相同。

将两个量筒分别加入水后摇匀，使其完全溶解，制成1 mol/L的标准溶液。

实验过程：（1）实验前，使用电导仪对电极进行标定，并检查仪器应用状态是否正常。

（2）将不同体积的乙酸溶液加入电导池中，测定每个体积下的电导率，记录数据。

（3）将不同体积的氯化钠溶液加入电导池中，测定每个体积下的电导率，记录数据。

实验准备：分别将pH值各不相同的缓冲溶液制备好，乙酸和氯化钠的标准溶液也需要提前制备好。

实验过程：（1）将乙酸标准溶液倒入盛有相同体积缓冲溶液的比色皿中，然后将一定体积的NaOH溶液导入其中，观察pH值变化，并记录所导入NaOH溶液的体积。

这样做是为了制备满足pH值要求的乙酸缓冲溶液。

（2）当制作好乙酸缓冲溶液后，将其与NaCl混合制成一定浓度的混合溶液，并在其中加入酸碱指示剂，以观察其pH值的变化，并记录所导入NaOH溶液的体积。

（3）根据获得的数据，计算出乙酸的电离度和电离常数。

实验结果：1. 电导法：可计算出不同体积下的溶液电导率，进而计算出溶液的电离度。

实验二 醋酸电离度和电离常数的测定1.实验目的（1）了解用pH 计法测定醋酸电离度和电离常数的原理和方法（2）加深对若电解质电离平衡的理解（3）学习pH 计的使用方法（4）练习滴定的基本操作2. 实验原理醋酸(HAc)是弱电解质，在水溶液中存在以下平衡：+ + Ac -起始浓度/mol ⋅L -1 c 0 0平衡浓度/mol ⋅L -1 c-α c α c α代入平衡式得：2(H )(Ac )(HAc)1c c c Ka c αα+−⋅==−) 在一定温度下，pH 计测定一系列已知浓度的醋酸的pH 值，按pH=-lgc(H +)换算成c(H +)。

根据c(H +)= c α即可求得醋酸的电离度α和Ka 值。

在一定温度下，Ka 值近似为一常数，所取得的一系列Ka 的平均值，即为该温度下HAc 的电离常数。

3.实验内容3.1 醋酸溶液浓度的标定用移液管准确量取量份25.00mL0.1mol·L -1 HAc 溶液，分别放入两只250mL 锥形瓶中，各加入2滴酚酞指示剂。

分别用标准NaOH 溶液滴定至溶液呈浅红色，经摇荡后半分钟不消失，即为滴定终点。

分别记录滴定前后滴定管中NaOH 液面的读数。

计算HAc 的准确浓度。

也可由实验室提供准确浓度的醋酸溶液，本实验醋酸浓度为0.2042 mol ・L -1。

3.2 不同浓度的醋酸溶液的配制和pH 值的测定在四只干燥的100mL 烧杯中，分别加入已标定的醋酸溶液50.00mL 、25.00 mL 、5.00 mL 、2.50 mL ，在从另一盛有去离子水的滴定管中往后面三只烧杯中分别加入25.00mL 、45.00mL 、47.50mL 去离子水，并混合均匀，求出各份的准确浓度。

用pH 计分别测定上述各浓度的醋酸溶液的pH 值，记录各份溶液pH 值及实验室温度，计算各溶液的电离度以及醋酸的电离常数，并记入表1。

表1醋酸电离度及电离常数测定结果电离常数Ka 溶液编号c/ mol·L-1pHα测定值平均值1.97×10-50.0431 0.010213.360.02881.74×10-53.232 0.020421.81×10-50.01351.88×10-52.863 0.10211.67×10-52.734 0.20420.00913.3 醋酸——醋酸钠缓冲溶液pH值的测定取25mL已标定的HAc溶液和已知浓度的NaAc溶液，注入烧杯中，混合均匀，用pH计测定此缓冲溶液的pH值，计算此溶液的电离度。

弱酸电离度与电离常数的测定实验报告范文篇一：无机化学实验六醋酸电离度和电离常数的测定一、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%Ka = =当α小于5时，C - [H+]≈C，所以Ka≈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。

滴定序号CNaOH(mol·L-1) VHAc(mL VNaOH(mL CHAc测定值平均值25、0012 25、0025、0032．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、9、)，计算HAc电离度和电离常数。

醋酸电离度和电离常数的测定一、实验目的与要求：1. 测定醋酸的电离度和电离常数。

2. 进一步掌握滴定原理，滴定操作及正确判断滴定终点。

3. 学习使用pH 计。

实验原理：醋酸是弱电解质，在溶液中存在如下电离平衡：HAc ⇌ H ＋+ Ac －c 0 0 c- cα cα cαα1c α[HAc]]][Ac [H 2-==-+a K [H ＋]、[Ac －]和[HAc]分别为H ＋、Ac －和HAc 的平衡浓度，K a 为HAc 的电离常数，c 为醋酸的初浓度，α为醋酸的电离度。

醋酸溶液的总浓度可以用标准NaOH 溶液滴定测得。

其电离出来的H ＋的浓度，可在一定温度下用数字酸度计测定醋酸溶液的pH 值，根据pH=－lg[H ＋]关系式计算出来。

另外，再根据[H ＋]=cα，便可求得电离度α和电离平衡常数K a 。

电离度α随初浓度c 而变化，而电离常数与c 无关，因此在一定温度下，对于一系列不同浓度的醋酸溶液，α1c α2-值近似地为一常数，取所得一系列α1c α2-的平均值，即为该温度下醋酸的电离常数K a 。

在纯的HAc 中[H +]=[Ac -]=Cα、[HAc]=C(1-α)，则α=[H +]/C×100%。

Ki=[ H +][ Ac -]/[ HAc]= [ H +]2/（C-[ H +]），当α<5%时，C-[ H +]≈C ，故Ki=[ H +]2/C 。

根据以上关系，通过测定已知浓度的HAc 浓度的pH ，就知道其[H +]，从而可以计算该HAc 溶液的电离度和平衡常数。

醋酸（CH 3COOH 或HAc ）是弱电解质，在水溶液中存在以下电离平衡：HAcH + + Ac -其平衡关系式为 [H ][Ac ][HAc]i K +-=c 为HAc 的起始浓度，[H +]、[Ac －]、[HAc]分别为H +、Ac －、HAc 的平衡浓度，α为电离度，K i 为电离平衡常数。

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CH3COOH(简写为HAc)是一元弱酸，在溶液中存在下列电离平衡：HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac-(aq)忽略水的电离，其电离常数：[H3O+][Ac-][H3O+]2Ka[HAc][HAc]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[H3O+],可计算出其中的[H3O+]。

对于一元弱酸，当c/Ka≥500时，存在下列关系式：[H3O+]2[H3O+]Kacc由此可计算出醋酸在不同浓度时的解离度（）和醋酸的电离平衡常数（Ka）。

或者也可由Kac2计算出弱酸的解离常数（Ka）。

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4mL36%（约6.2mol·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（V1）于锥型瓶中，加入1滴酚酞指示剂，用标准NaOH溶液（c2）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V2，根据公式c1V1=c2V2计算出醋酸溶液的浓度c1。

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。

实验13 醋酸电离度和电离常数的测定一、实验目的1．学习测定醋酸电离度和电离常数的基本原理和方法。

2．学会酸度计的使用方法。

3．进一步熟练溶液的配制和酸碱滴定操作。

二、实验原理醋酸(CH 3COOH ，简写成HAc)是一种弱酸，在水溶液中存在下列电离平衡：HAc (aq)H + (aq) + Ac － (aq)其电离常数的表达式为：][]][[HAc Ac H K HAc-+=式中：[H +]、[Ac －]和[HAc]分别为H +、Ac －和HAc 的平衡浓度 (mol/L)，K HAc 为醋酸的酸常数（电离常数）。

设HAc 的起始浓度为c (mol/L)，醋酸的电离度为α，在纯醋酸溶液中，[H +] = [Ac －] = c α ，[HA c ] = c －[H +] = c (1－α)，醋酸电离度、电离常数表示如下：c H ][+=α， ][][][]][[2++-+-==H c H HAc Ac H K HAc 在一定温度下，用酸度计测定已知浓度的醋酸溶液的pH 值，根据pH=－log[H +]，换算成[H +]，代入上述关系式中，可求得该温度下醋酸的电离常数K HAc 值和电离度α。

三、预习要求1．电离度和电离常数基本概念。

2．容量瓶、移液管和滴定管的使用（教材5.1）。

3．酸度计的工作原理和使用方法（教材5.3.1）。

四、仪器与试剂仪器：pHS-3C 型酸度计，温度计，容量瓶，吸量管，移液管，碱式滴定管，滴定管夹，铁架台，锥形瓶，烧杯，洗瓶，洗耳球。

试剂：0.1000 mol/L NaOH 标准溶液，0.1 mol/L HAc 溶液，1% 酚酞溶液，pH = 4.00和pH = 6.86标准缓冲溶液。

材料：吸水纸。

五、实验内容1. 醋酸溶液浓度的标定用移液管取25.00 mL待标定浓度的(约0.1 mol/L)HAc溶液，置于250 mL 锥形瓶中，滴加2～3 滴酚酞指示剂，用NaOH标准溶液滴定至溶液呈现粉红色，并在半分钟内不退色为止。

弱酸电离度与电离常数的测定实验报告范文实验目的1.了解弱酸的概念以及它们的电离特点；2.掌握通过 pH 值方法或者电导率方法测定弱酸电离度的实验方法；3.研究电离常数和各种因素之间的关系，了解纯度、浓度、温度等对电离常数的影响；4.熟练掌握实验仪器的使用方法和相关操作技巧。

实验原理弱酸溶液，当波谱的pH值介于酸性区间时，分子中的相应羧基和酸制基便会发生部分的离解。

设有一个弱酸HA，其离解方程式为：HA ⇌ H+ + A-弱酸电离度α，则有：α = [H+] / [HA]同时，反应满足酸性溶液的质子浓度平衡式，即：[H+] + [A-] = [HA]由此可得：α = [H+]^2 / (C × Ka)其中，C 表示溶液浓度，Ka 表示酸的电离常数。

因此，我们可以通过测定 pH 值或者电导率的变化，推算出弱酸溶液的电离度以及电离常数。

实验步骤装置实验装置将恒温水浴槽、电导计、pH计、滴定管、取样器等实验仪器连接好。

准备实验样品从溶液颈中取出知道浑浊分离的酸性溶液，放入样品瓶中。

将取样器放入样品瓶中，吸取一定量的样品。

检测电导率将电导计放置在该实验装置中，按照电导率仪器说明书进行操作。

此时，测量实验样品的电导率，记录下数值。

检测 pH 值将 pH 计放置在该实验装置中，按照 pH 计说明书操作。

此时，测量实验样品的 pH 值，记录下数值。

滴定按照标定酸碱滴定的方法进行滴定。

此时，使用标准化的 NaOH 溶液进行分析。

注：测量过程中，需要测量多组数据，并进行比较和校对。

详细步骤可以根据实验装置说明书进行操作。

实验结果以我实验中使用的样品为例，该样品电导率为 0.122 mS/cm，pH 值为 5.12。

在使用标准化的 NaOH 溶液进行滴定后，测定得到的体积为 13.2 ml。

据此，可以计算出实验样品的电离度和电离常数。

弱酸电离度（α）= (13.2 / 500) × (10^-6) = 2.64 × 10^-5 弱酸电离常数（Ka）= (1.0 × 10^-14) / 2.64 × 10^-5 × (0.1 M) = 3.79 × 10^-5可见，在我采用的实验样品中，该酸的电离度和电离常数比较小，符合弱酸的特点。

弱酸电离度与电离常数的测定实验报告范文实验报告一：弱酸电离度的测定实验报告实验目的：通过测定弱酸的电离度，了解弱酸的电离程度，并确定其电离常数。

实验原理：弱酸的电离度指的是弱酸溶液中电离的酸分子与所有酸分子的比例，可以用电离度α表示。

电离度与酸的电离常数Ka之间满足以下关系：α = 根号((Ka × C) / (1 + Ka ×C))，其中C为弱酸的初始浓度。

实验步骤：1. 取一定量的弱酸，称重并记录其重量。

2. 将弱酸溶解在一定体积的纯水中，制备出一定浓度的弱酸溶液。

3. 将一部分弱酸溶液转移至电导仪中，测量其电导度。

4. 利用电导度计测量纯水的电导度，作为参比电导度。

5. 利用上述公式计算弱酸溶液的电离度α。

6. 根据电离度α及已知弱酸的初始浓度C，计算出弱酸的电离常数Ka。

实验结果：以HCl为例，经实验测得如下数据：1. 弱酸HCl的初始质量为0.2642 g；2. 弱酸溶液的体积为100 mL；3. 弱酸溶液的电导度为3.52 S/m；4. 纯水的电导度为0.06 S/m。

根据实验数据，可以计算出HCl的电离度α为0.868，电离常数Ka为4.39 × 10^-2。

结论：通过本实验的测量结果，我们可以得出弱酸HCl的电离度及电离常数。

实验结果表明，HCl在水中的电离程度较高，电离常数较大。

这与其为强酸的性质一致。

实验中可能存在的误差及改进方法：1. 在制备弱酸溶液时，如果溶解不完全，则会导致实际浓度的偏低，从而影响到电离度的计算结果。

为了减小这个误差，可以在制备溶液时充分搅拌溶解。

2. 在电导度的测量过程中，电极的使用状态以及测量环境的湿度等因素都会对测量结果产生影响。

为了提高测量的准确性，可以做好电极的维护和校正工作，并保持测量环境的稳定。

总结：通过本实验的测定，我们成功得到了弱酸的电离度和电离常数。

实验结果表明HCl是一种较强酸，具有较高的电离度和电离常数。

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 －3c 0 0平衡浓度 / mol·dm －3 c-cα cα cαθa K = ][]][[HAc Ac H -+=ααc c c -2)(=αα-12c ，当α<5%时，1－α ≈ 1故θa 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θa 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 测定次数第一次第二次第三次HAc 溶液的体积/ cm 3 25.00 25.0025.00NaOH 溶液的浓度/ mol·dm －3 V NaOH 终读数/cm 3 V NaOH 初读数/cm 3 V NaOH/cm 3=V 终-V 初 HAc 溶液的浓度/ mol·dm －3HAc 溶液的浓度/ mol·dm －3（均值） C=表二醋酸电离度和电离常数的测定（温度℃）HAc 溶液编号V HAc/cm3V H2O/cm3C(HAc)mol·dm－3pH[H+]mol·dm－3α aK测定值平均值测定值平均值125.00 75.00225.00 25.00350.00 0.00六、结果与讨论（是对实验结果进行讨论，分析结果是偏大还是偏小的原因）以上就是正式实验报告的格式！注意事项：请认真看书（近代化学实验教材p9-12）（一）、醋酸溶液浓度的标定1、正确选用所需仪器（25cm3移液管，碱式滴定管，烧杯，洗耳球，锥形瓶，洗瓶等）2、·查漏——检查滴定管是否漏液；·润洗——分别用自来水、蒸馏水、待取液（NaOH溶液）洗滴定管3次；分别用自来水、蒸馏水、HAc溶液洗移液管3次·装液——在碱式滴定管中装满NaOH溶液，固定在滴定管夹上，除去尖嘴部分气泡，调整液面至零刻度或零刻度以下，并记录数据；用移液管移取25.00cm3 HAc 溶液于锥形瓶中，加入纯水25cm3，再加入2滴酚酞指示剂。

弱酸电离度与电离常数的测定实验报告范文篇一：无机化学实验六醋酸电离度和电离常数的测定一、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%Ka = &nbsp;=当α小于5时，C - [H+]≈C，所以Ka≈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。

滴定序号 CNaOH(mo l·L-1) VHAc(mL VNaOH(mL CHAc测定值平均值25、0012 &nbsp;25、0025、0032．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。

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。