分光光度法测定弱电解质电离常数

实验四 分光光度法测定弱电解质的

电离常数

一、目的

1、 学会用分光光度法测定弱电解质的电离常数的物理方法

2、 学会721型分光光度计和pH计的使用方法

二、原理

当用波长为λ的光，通过任何均匀而透明的介质时，由于物质对光的吸收作用而使透射光的强度（I）比入射光的强度（I0）要弱，其减弱的程度与所用的波长（λ）有关，又因分子结构不同的物质对光的吸收有选择性，因此不同物质在吸收光谱上所出现的吸收峰的位置及其形状，以及在某一波长范围内吸收峰的数目和峰高都与物质的特性有关。分光光度法是根据物质这种选择性的特点建立起来的，这一特点不仅是研究物质内部结构的基础，也是许多定性分析、定量分析的基础。

根据朗伯-比耳（Lambert-Beer）定律，溶液对于单色光的吸收遵守下列关系式：

D = log（I / I0）= K L C (1)

式中：D—消光度（或光密度）

I / I0—透光率

K—摩尔消光系数，它是溶液的特性常数

L—被测溶液的厚度（即比色杯的厚度）

C—溶质的量浓度

在分光光度分析中，我们将一系列的单色光，分别依次地通过某一溶液，测定溶液对每一种光的消光度，以消光度（D）对波长（λ）作图可以得到该物质的吸收光谱线，如图4-1所示。

图4-1 吸收光谱曲线

从（1）式中可以看出，对于固定厚度的比色杯，在对应最大吸收峰的波长（λ）上测定某物质不同浓度C的消光度D，若该溶液遵循朗伯—比耳定律，以D对C作图应得一直线。然后在相同的条件下，测出待测液的消光度D，我们就可以从D—C线上找出待测液的浓度，这就是定量分析的基础。

以上讨论的是对于单组份的情况。如果含有两种以上组份的溶液，情况就要复杂一些。

下面我们分组进行讨论： 1． 若两种被测组份的吸收曲线彼此不相重合而又遵守朗伯—比耳定律，这种情况很简单，就等于测量两种单组份溶液。

2. 若两种被测组份的吸收曲线相重合，又遵守朗伯—比耳定律，则可在两波长λ1及λ2

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Ka，起始浓度C0，电离度α有以下关系： AB A+ + B-

起始浓度mol/L： C0 0 0

平衡浓度mol/L： C0·(1-α) αC0 αC0

Kc=[c(A+)/c][c(B-)/c]/[c(AB)/c]=C0α2/(1-α)=C0Λm2/[cΛ∞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Ka。

ΛmC0/c =Λ∞m2Kc/Λm-Λ∞mKc

通过ΛmC0/c ~1/Λm作图，由直线斜率=Λ∞m2Kc，可求出Kc。

三、仪器与试剂

DDS-11A(T)型电导率仪1台；恒温槽1套；L醋酸溶液。

四、实验步骤

1.调整恒温槽温度为25℃±℃。

2.用洗净、烘干的义形管1支，加入的L醋酸溶液，测其电导率。

3.用吸取醋酸的移液管从电导池中吸出醋酸溶液弃去，用另一支移液管取电导水注入电导池，混合均匀，温度恒定后，测其电导率，如此操作，共稀释4次。

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Kaө，起始浓度C0，电离度α有以下关系：

AB A+ + B- 起始浓度mol/L： C0 0 0

平衡浓度mol/L： C0·(1-α) αC0 αC0

Kcө=[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Kaө。

ΛmC0/cө =Λ∞m2Kcө/Λm-Λ∞mKcө

通过ΛmC0/cө ~1/Λm作图，由直线斜率=Λ∞m2Kcө，可求出Kcө。

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。

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m，而且可用离子极限摩尔电导率相加而得：

 , , mmm

 , m和 , m分别为无限稀释时的离子电导。对乙酸在25℃时，m＝＋409＝

S·cm2·mol－1。

一定浓度下的摩尔电导率m与无限稀释的溶液中的摩尔电导率m 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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→m，故

α＝mm 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：

12CK

将α＝mm 代入上式，得到

)(2mmmmCK

在一定温度下，由实验测得不同浓度下的m值，由上式可得

Cm＝Km2m1－Km