物化实验指导-电导法测定弱电解质的电离常数

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。

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。

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。

实验项目一．实验名称电导法测弱电解质的电离度二．实验目的（1）了解溶液的电导、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。

三．实验原理电解质溶液是靠正、负离子的迁移来传递电流。

在弱电解质溶液中，只有已电离部分才承担传递电量的任务。

在无限稀释的溶液中可认为弱电解质已全部电离，此时溶液的摩尔电导率为，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与无限稀释的溶液中的摩尔电导率是有差别的。

这是两个因素照成，一是电解质溶液的不完全离解，二是离子间存在互相作用力。

所以通常称为表观摩尔电导率。

，式中为正负离子的电迁移率，、为无线稀释溶液中的正负离子的电迁移率。

假定离子的电迁移率随浓度的变化忽略不计，即，，则上式可简化为，式中为电离度。

AB型弱电解质在溶液中电离达到平衡时，电离平衡常数K，浓度c，电组数离度有如下关系：，。

根据离子独立定律，可以从离子的无限稀释的摩尔电导率计算出来。

则可以从电导率仪测定求得，然后求出。

四． 仪器与药品DDS-11A （T ）型电导率仪1台；恒温槽1套；电导池1支；0.1000mol/L 醋酸溶液。

五． 实验步骤（1）调整恒温槽温度为。

（2）用洗净、烘干的电导池1支，加入20ml 的0.1mol/L 醋酸溶液，测定其电导率。

（3）用吸取醋酸的移液管从电导池中吸取10ml 的溶液弃去，用另一支移液管取10ml 电导水，如此操作共稀释4次。

（4）倒去醋酸，洗净电导池，最后用电导水淋洗。

注入20ml 电导水，测其电导率。

六． 数据记录1234被测液体电导率20ml的0.1mol/L醋酸溶液醋酸溶液20ml电导水0.01mol/L KCl溶液在25下，电导率为ms/cm；PJS-1C型铂黑k=；恒温水槽温度。

七．数据处理八．思考题（1）本实验为何需要测水的电导率？（2）实验中为何用铂黑电极？使用时注意事项有哪些？九．实验小结。

实验十一电导法测定弱电解质的电离常数和难溶盐的溶解度Ⅰ、电导法测定弱电解质的电离常数一、实验目的1．掌握电导法测定弱电解质电离常数的原理。

2．掌握用电导率仪测定醋酸电离常数K的方法。

HAc3．通过实验了解溶液的电导(L)、摩尔电导率(λ)、弱电解质的电离度(α)、电离常数(K)等概念及它们之间的关系。

4．学会使用DDS-1lA型电导率仪。

二、实验原理弱电解质如醋酸，在一般浓度范围内，只有部分电离。

因此有如下电离平衡：+- Ac + H HAc ＝起始浓度 C 0 0平衡浓度C(1－α) CαCα-＋的平衡状态下AcH及α各为HAc、α为电离度，故C(1－α)、C其中C为醋酸的起始浓度，的浓度。

如果溶液是理想的，在一定温度下，可由质量作用定律得到电离常数（K）为：HAc（1）根据电离学说，弱电解质的α随溶液的稀释而增加，当溶液无限稀释时，α→1，即弱电解质趋近于全部电离。

当温度一定时，弱电解质溶液在各种不同浓度时，。

只与在该浓度时所生成的离子数有关，因此可通过测量在该浓度所生成的离子数有关的物理量，如pH值、电导率等来测定α。

本实验是通过测量不同浓度时溶液的电导率来计算α和K值。

1－(欧姆)或S((欧姆)，所以电导的单位为Ω西门电导，即电阻的倒数，电阻的单位是Ω成反比，和导体的截面积(A)l)成正比。

)。

对于金属导体，电导(L)的数值和导体的长度(子（2）其中l／A为常数，定义为Q；Lo称为电导率或比电导，其物理意义是长l为lm，截面积A2-1／m或S／m的导体的电导，所以它的单位可以写成Ω。

对于每种金属导体，为lm温度一定，电导率(Lo)是一定的，因此可以用它来衡量金属导体的导电能力。

但是，对于电解质溶液，其导电机制是靠正、负离子的迁移来完成的。

它的电导率，不仅与温度有关，而且与该电解质溶液的浓度有关，所以若用电导率L。

来衡量电解质溶液的导电能力就不合适了。

这样，就提出了摩尔电导率λ的概念。

它的定义是：含有lmol电解质的溶液，全部置于相距为单位距离(SI单位用lm)的两个平行电极之间，该溶液的电导称为摩尔电导率(λ)。