篇一 :电导法测定乙酸电离平衡常数 实验报告

物理化学实验报告 姓名:何思思

班级:工艺五班

学号:

教师:李慎新

学院:材料化学与工程学院

10031010526

电导法测定乙酸电离平衡常数

一、 实验目的

1、 掌握电导、电导率、摩尔电导率的概念以及他们之间的联系。

2、 掌握由电导法测定弱电解质电离平衡常熟的原理。

二、 实验原理

1、 电离平衡常数Kc的测定原理:

α=∧m/∧m∞

CH3COOH —→ CH3COO- + H

开始 C 0 0

平衡 C(1-α) Cα Cα

Kc= Cα?/(1-α)=C∧m?/∧m∞(∧m∞-∧m) 则:C·∧m=(∧m∞·Kc/∧m)- (∧m∞·Kc)

2、 摩尔电导率 的测定原理:

∧m=κ/C G=κA/l κ=l/A·G=Kcell·G G:电阻的倒数 κ:电阻率的倒数

2-13、不同温度下醋酸的?? (S·m·mol)

电导法测定乙酸电离平衡常数实验报告

m

三、 实验器材

DDBJ-350便携式电导率仪,电导电极,恒温槽,烧杯、锥型瓶,移液管(25mL);

0.0200 mol·L-1 KCl标准溶液,0.1779 mol·L-1 HAc标准溶液

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篇二 :《水溶液中的解离平衡》实验报告

二、 实验步骤

(一)同离子效应

1、取两只小试管,0.1mol/LHAc溶液及1滴甲基橙,混合均匀,溶液呈红色。在一试管中加入少量NaAc(s),观察指示剂颜色变化 指示剂变黄。

HA c = H+ + Ac-

NaAc = Na+ + Ac—

2、取两只小试管,各加入5滴0.1mol/LMgCl2溶液,在其中以支试

管中再加入5滴饱和NH4Cl溶液,然后分别在这两支试管中加入5滴

2mol/LNH3·H2O,观察两试管发生的现象有何不同?何故?

MgCl2 = Mg2+ + 2Cl-

Mg2+ + 2OH— = Mg(OH)2↓

NH4Cl解离出的Cl-使 MgCl2解离平衡向左移动减小了溶液中Mg2+的

浓度,因而在入5滴饱和NH4Cl溶液,然后在这支试管中加入5滴

2mol/LNH3·H2O无白色沉淀生成。

(二)缓冲溶液的配制

1、用1mol/LHAc溶液和1mol/LNaAc溶液配置pH=4.0的缓冲溶液10mL.应该如何配制?配好后,用pH试纸测定其pH值,检验其是否符合要求.

PH = pKa + lgCAc-/CHAc

4 = 4.75 + lgCAc-/CHAc

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篇三 :四川理工实验报告电导法测定乙酸电离平衡常数 (2)

实验六 电导法测定乙酸电离平衡常数

报告人:曾辉 实验时间20xx年03月07日

一.实验目的:

1.掌握电导、电导率、摩尔电导率的概念以及它们之间的相互关系。

3.掌握电导法测定弱电解质电离平衡常数的原理。

二.实验原理:

1.电离平衡常数Kc的测定原理

在弱电解质溶液中,只有已经电离的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,可以用离子的极限摩尔电

导率相加而得。而一定浓度下电解质的摩尔电导率∧m与无限稀释的溶液的摩尔电导率??

m是

有区别的,这由两个因素造成,一是电解质的不完全离解,二是离子间存在相互作用力。二者之间有如下近似关系:

???m

??

m (1)

式中为弱电解质的电离度。

对AB型弱电解质,如乙酸(即醋酸),在溶液中电离达到平衡时,其电离平衡常数Kc与浓度c和电离度α的关系推导如下:

- + CH3COOH →CH3COO+ H

起始浓度 c 0 0

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篇四 :甲基红电离平衡常数测定实验预习报告

化学实验报告 20xx年3月11日

第一部分:实验预习报告

1. 实验目的(要求)

测定弱电解质电离平衡常数 了解指示剂变色反应原理

学习使用721型(或VIS-7220型)分光光度计及pHS-3C酸度计

2. 实验原理(概要)

甲基红是一种酸碱指示剂。它是一种弱酸,在一定pH值条件下,可发生电离,在乙醇水溶液中点力度很小。甲基红(HMR)醌式分子显红色,电离后的偶氮式阴离子( MR? )显黄色。

甲基红的电离平衡常数Ka为:

?

cHMR/cI

根据朗伯-比尔定律,溶液对单色光的吸收遵守下列关系式:A??log??lc

I0

A为吸光度,I/I0为透光率,?为摩尔吸光系数,l为被测溶液厚度,c为浓度。令k??l ? A?Kc 即被测溶液的吸光度与其浓度成正比。

TIT溶质=溶液=溶液

T溶剂I溶剂

a. 若两种溶质的特征波长相差较大,被测溶质的吸收光谱图不重叠

b. 若两种被测溶质的吸收光谱图重叠,而且遵守朗伯-比尔定律,则用线性组合

的关系式可求出两种被测组分的浓度。

Ka?

?

(cH?c?)(cMR?/c?)

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篇五 :无机化学实验十一 电离平衡和沉淀反应

实验十一 电离平衡和沉淀反应

一、实验目的

1.了解同离子效应对弱电解质电离平衡的影响; 2.学习缓冲溶液的配制并了解其缓冲作用; 3.加深理解盐类的水解规律和容度积规则的应用; 4.练习离心机的使用。 [教学重点]

同离子效应,缓冲溶液的缓冲作用 [教学难点]

容度积规则的应用 [实验用品]

仪器:试管、离心试管、离心机、表面皿、温度计

药品:SbCl3(s)、NH4Ac(s)、Fe(NO3)3(s)、HNO3(6 mol·L-1)、HCl(0.2、6 mol·L-1)、0.2 mol·L-1HAc、

NaOH(0.2、2 mol·L-1)、NH3.H2O(0.2、6 mol·L-1)、PbI2(饱和)、KI(0.01、0.1 mol·L-1)、Pb(NO3)2(0.01、0.1 mol·L-1)、NaAc(0.2 mol·L-1)、NH4Cl(0.1 mol·L-1)、NH4Ac(0.1 mol·L-1)、NaCl(0.1、1.0 mol·L-1)、NaH2PO4(0.1 mol·L-1)、NaH2PO4(0.1 mol·L-1)、Na2HPO4(0.1 mol·L-1)、Na3PO4(0.1 mol·L-1)、K2CrO4(0.05、0.5 mol·L-1)、AgNO3(0.1 mol·L-1)、BaCl2(0.5 mol·L-1)、(NH4)2C2O4(饱和)、Na2S(0.1 mol·L-1)、Na2SO4(饱和)

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篇六 :采用分光光度法测定弱电解质的电离常数实验报告

采用分光光度法测定弱电解质的电离常数实验报告

一、 实验目的

1、 了解一种测定弱电解质电离常数的方法。

2、 掌握分光光度计的测试原理和使用方法。

3、 进一步熟练掌握pH的原理和使用方法。

二、 实验原理

根据朗伯-比耳定律,溶液对单色光的吸收,遵守下列关系式:

① 式中,A为吸光度; I/I0为透光率T;k为摩尔吸光系数它是溶液的特性常数;C为溶液浓度;l为溶液的厚度。

在分光光度分析中,将每一种单色光,分别依次地通过某一溶液,测定溶液对每一种光波的吸光度,以吸光度A对波长λ作图,由图可以看出,对应于某一波长有一个最大的吸收峰用这一波长的入射光通过该溶液就有最佳的灵敏度。

从①式可以看出,对于固定长度吸收槽,在对应的最大吸收峰的波长λ)下测定不同浓度c的吸光度,就可以做出线性的A~C,就是光度法的定量分析的基础。

以上讨论是对于单组份溶液的情况,对于含有两种以上组分的溶液,情况就要复杂一些。

1. 若两种被测定组分的吸收曲线彼此不相重合,这种情况就很简单,就等于分别测定两种单组分溶液。

2. 若两种被测定组分的吸收曲线相重合,且遵守贝尔-郎比定律,则可在两波长λ1及λ2时(λ1、λ2是两种组分单独存在时吸收曲线最大吸收峰波长)测定其总吸光度,然后换算成被测定物质的浓度。

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篇七 :20xx年山东省大学生实验能竞赛 物理化学实验 弱电解质溶液电离平衡常数的测定

物理化学实验

实验一(2)、弱电解质溶液电离平衡常数的测定

20xx年山东省大学生实验能竞赛物理化学实验弱电解质溶液电离平衡常数的测定

说明:

1、本实验竞赛时间为 180 分钟(以选手在实验报告首页确认编号和监考教师签名为准),其中实验操作120分钟,数据处理60分钟。 每超时10分钟扣5分,最多不得超过20分钟;

2、实验设计要求从实验开始起20分钟内完成并交监考教师审阅。如果实验设计需监考老师部分指导,可提出申请,但需扣除相应的分数;

3、如果无法完成实验设计,可以由监考老师提供,但实验设计部分分数将被扣去;

4、请注意合理运筹时间。如在等待过程中,可进行后续实验准备或思考问答题等;

5、提供给每位选手的试剂已足够,请注意用量。不必要的过量使用将被扣分;

6、请认真阅读仪器使用说明并仔细操作。损坏仪器、打破玻璃器皿将被扣分。

7、实验完成后,请将所有玻璃仪器清洗干净,仪器设备归零、关闭电源。保持台面干净整洁,恢复原状。否则将被扣分;

8、本实验提供计算机及绘图软件(Origin, Excel)、毫米方格纸、直尺、铅笔、签字笔,供选用。

实验试题:

氨水溶液电离平衡常数的测定

实验原理:

AB型弱电解质在溶液中电离达到平衡时,电离平衡常数KC与原始浓度C和电离度α有以下关系:

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篇八 :实验六 电导法测定乙酸电离平衡 常数

实验六 电导法测定乙酸电离平衡常数

一、 实验目的

1、 掌握电导、电导率、摩尔电导率的概念以及他们之间的联系。

2、 掌握由电导法测定弱电解质电离平衡常熟的原理。

二.实验原理:

1.电离平衡常数Kc的测定原理

在弱电解质溶液中,只有已经电离的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?,可以用离子的极限摩尔电导率相加而得。而一定浓度下电解质的摩尔电导率∧m与无限稀释的溶液的摩尔电导率?是有区别的,这由两个因素造成,一是电解质的不完全离解,二是离子间存在相互作用力。二者之间有如下近似关系: ?m?m

???m

??

m

(1)

式中为弱电解质的电离度。

对AB型弱电解质,如乙酸(即醋酸),在溶液中电离达到平衡时,其电离平衡常数Kc与浓度c和电离度α的关系推导如下:

CH3COOH →CH3COO- + H+

起始浓度 c 0 0 平衡浓度 c(1-α) ca ca 则

Kc?ca21?a

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