弱电解质电离平衡常数的测定实验报告

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。

醋酸电离常数的测定实验报告一、实验目的1、掌握用 pH 计测定醋酸电离常数的原理和方法。

2、学会正确使用 pH 计。

3、加深对弱电解质电离平衡的理解。

二、实验原理醋酸（CH₃COOH）是一种弱电解质，在水溶液中存在着电离平衡：CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻＋ H⁺其电离常数（Ka）可以表示为：Ka ＝ CH₃COO⁻H⁺／ CH₃COOH在一定温度下，通过测定醋酸溶液的 pH 值，可以计算出溶液中氢离子浓度 H⁺。

由于在醋酸溶液中，CH₃COO⁻＝ H⁺，而醋酸的初始浓度 CH₃COOH₀可以通过配制溶液时的浓度得知。

因此，可以通过测定不同浓度醋酸溶液的 pH 值，计算出相应的 H⁺，进而计算出醋酸的电离常数 Ka。

三、实验仪器与试剂1、仪器pH 计容量瓶（50 mL、100 mL）移液管（5 mL、10 mL、25 mL）烧杯（50 mL、100 mL）玻璃棒温度计2、试剂醋酸溶液（约 01 mol/L）标准缓冲溶液（pH ＝ 400、686、918）蒸馏水四、实验步骤1、配制不同浓度的醋酸溶液用移液管分别移取 250 mL、500 mL、1000 mL、2500 mL 原醋酸溶液于 50 mL 容量瓶中，用蒸馏水稀释至刻度，摇匀，得到浓度分别为约 005 mol/L、010 mol/L、020 mol/L、050 mol/L 的醋酸溶液。

2、 pH 计的校准将 pH 计接通电源，预热 30 分钟。

用蒸馏水清洗电极，并用滤纸吸干。

根据pH 计的使用说明，选择两种标准缓冲溶液对pH 计进行校准。

3、测定醋酸溶液的 pH 值用蒸馏水清洗电极，并用滤纸吸干。

依次将不同浓度的醋酸溶液倒入干燥的小烧杯中，将电极插入溶液中，待 pH 计读数稳定后，记录溶液的 pH 值。

测量完毕后，用蒸馏水清洗电极，并用滤纸吸干，妥善保存。

4、实验温度的记录使用温度计测量实验时的室温，记录温度值。

五、实验数据记录与处理1、实验数据记录｜醋酸溶液浓度（mol/L）｜ pH 值｜｜｜｜｜ 005 ｜＿____ ｜｜ 010 ｜＿____ ｜｜ 020 ｜＿____ ｜｜ 050 ｜＿____ ｜2、数据处理根据 pH 值计算氢离子浓度 H⁺，H⁺＝ 10^（pH)。

一、实验目的1. 深入理解电离平衡的概念，掌握电离平衡常数的计算方法。

2. 通过实验验证电离平衡的存在，观察电离平衡的移动。

3. 掌握弱电解质电离度的测定方法。

二、实验原理电离平衡是指在一定条件下，弱电解质在水溶液中部分电离，达到一个动态平衡状态。

电离平衡常数（Ka）表示弱电解质在平衡状态下的电离程度，其值越小，表示电离程度越低。

本实验以醋酸（CH3COOH）为例，通过测定其电离平衡常数，验证电离平衡的存在，并观察电离平衡的移动。

三、实验仪器与试剂1. 仪器：酸度计、移液管、容量瓶、滴定管、锥形瓶、烧杯、玻璃棒、滤纸等。

2. 试剂：0.1000 mol/L 醋酸溶液、0.1000 mol/L 氢氧化钠溶液、酚酞指示剂、蒸馏水。

四、实验步骤1. 配制0.1000 mol/L 醋酸溶液：准确移取10.00 mL 醋酸溶液于100 mL 容量瓶中，用蒸馏水定容至刻度。

2. 测定醋酸溶液的pH值：用酸度计测定配制好的醋酸溶液的pH值，记录数据。

3. 配制醋酸溶液的标准溶液：准确移取10.00 mL 醋酸溶液于100 mL 容量瓶中，用蒸馏水定容至刻度。

4. 滴定：向锥形瓶中加入10.00 mL 醋酸溶液，加入2-3滴酚酞指示剂，用0.1000 mol/L 氢氧化钠溶液进行滴定，直至溶液颜色由无色变为浅红色，记录消耗的氢氧化钠溶液体积。

5. 计算电离平衡常数：根据滴定结果，计算醋酸溶液的浓度、氢氧化钠溶液的浓度和消耗的氢氧化钠溶液体积，代入公式计算电离平衡常数。

五、实验数据与处理1. 醋酸溶液的pH值：pH = 4.742. 滴定数据：- 醋酸溶液的浓度：C(醋酸) = 0.1000 mol/L- 氢氧化钠溶液的浓度：C(氢氧化钠) = 0.1000 mol/L- 消耗的氢氧化钠溶液体积：V(氢氧化钠) = 20.00 mL3. 计算电离平衡常数：- 醋酸溶液的浓度：C(醋酸) = 0.1000 mol/L- 氢氧化钠溶液的浓度：C(氢氧化钠) = 0.1000 mol/L- 消耗的氢氧化钠溶液体积：V(氢氧化钠) = 20.00 mL- 醋酸的电离平衡常数：Ka = 1.8 × 10^-5六、实验结果与分析1. 醋酸溶液的pH值为4.74，说明醋酸为弱酸，电离程度较低。

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。

湖南大学化学化工学院实验报告
化学化工学院化学类专业2021年月日
实验名称弱电解质电离常数的测定指导教师
姓名年级学号成绩
一、实验目的：
1.测定乙酸的 ,加深对电解质和电离常数的理解
2.学会酸度计的使用方法
二、实验步骤和实验现象：
1.配不同浓度的HAc溶液：用滴定管分别量取25ml,5ml,
2.5ml已标定（0.2mol/L）HAc→50ml容
量瓶中→稀释到刻度→摇匀→重新计算
新
2.测pH;取四个干燥的小烧杯（50mL）,分别取30ml上面不同浓度的溶液，由稀到浓测量
3.记录与计算
c(HAc)V（HAc）V( 2O)pH C（ +）ɑɑ2 10.250.000.00 2.7310−2.730.93 1.75×10−5 20.125.0025.00 2.8410−2.84 1.4196×10−5 30.0245.0045.00 3.2110−3.21 3.1 1.98×10−5 40.0147.5047.50 3.3610−3.36 4.4 1.97×10−5 =1.92×10−5
三，思考题：
1.不同溶度的乙酸溶液的解离度是否相同？解离常数是否相同？
答：不同溶度ɑ不同，只要T不变 不变
2.使用酸度计应该注意什么？
(1)酸度计的电极使用都要用蒸馏水冲洗，小心擦拭
(2)稳定后再读数
(3)溶液从稀到浓进行测量
(4)不能测强酸强碱强氧化剂
3.测定pH时，为什么要按从稀到浓的次序进行？
1减少误差，防止因冲洗不干净是浓的残留对稀溶液浓度的测定造成很大影响
2酸度计的滞留性。

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。

电导法测定弱电解质的电离平衡常数及数据处理————————————————————————————————作者：————————————————————————————————日期：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。

电导法测定弱电解质实验报告一、实验目的1、掌握电导法测定弱电解质电离平衡常数的原理和方法。

2、学会使用电导率仪测量溶液的电导率。

3、加深对弱电解质电离平衡概念的理解。

二、实验原理1、弱电解质的电离平衡弱电解质在溶液中部分电离，存在电离平衡。

例如，醋酸（CH₃COOH）在水溶液中电离为醋酸根离子（CH₃COO⁻）和氢离子（H⁺）：CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻＋ H⁺其电离平衡常数（Ka）可以表示为：Ka ＝ CH₃COO⁻H⁺／ CH₃COOH2、电导率与浓度的关系电导率（κ）是指相距 1m、截面积为 1m²的两平行电极间溶液的电导（G）。

溶液的电导率与溶液中离子的浓度和离子的迁移速率有关。

对于弱电解质溶液，电导率随浓度的变化而变化。

在无限稀释的溶液中，弱电解质全部电离，此时的电导率称为极限电导率（κ∞）。

在一定浓度范围内，弱电解质的电导率（κ）与其浓度（c）成正比，即：κ ＝Λm c其中，Λm 为摩尔电导率。

3、摩尔电导率与电离度摩尔电导率（Λm）是指含有 1mol 电解质的溶液在相距 1m 的两平行电极间所具有的电导。

对于弱电解质，其摩尔电导率与电离度（α）的关系为：Λm ＝Λm∞ α其中，Λm∞ 为无限稀释时的摩尔电导率。

通过测定不同浓度下弱电解质溶液的电导率，计算出摩尔电导率，进而求得电离度和电离平衡常数。

三、实验仪器与试剂1、仪器电导率仪、恒温槽、移液管（25mL、50mL）、容量瓶（100mL）、烧杯（100mL）。

2、试剂醋酸溶液（约 01mol/L）、去离子水。

四、实验步骤1、调节恒温槽温度至 25℃。

2、用去离子水冲洗电导电极，并用滤纸吸干。

3、测定去离子水的电导率，重复测量三次，取平均值作为水的电导率。

4、配制不同浓度的醋酸溶液（1）用移液管准确移取2500mL 原始醋酸溶液于100mL 容量瓶中，用去离子水稀释至刻度，摇匀，得到浓度约为 005mol/L 的醋酸溶液。

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。

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。

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。

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。

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。

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。