实验六电导法测定乙酸电离平衡常数报告人:同组人:实验时间2０10年06月12日一.实验目得:1。掌握电导、电导率、摩尔电导率得概念以及它们之间得相互关系。3、掌握电导法测定弱电解质电离平衡常数得原理。二.实验原理:1.电离平衡常数Kｃ得测定原理在弱电解质溶液中,只有已经电离得部分才能承担传递电量得任务。在无限稀释得溶液中可以认为弱电解质已全部电离,此时溶液得摩尔电导率为,可以用离子得极限摩尔电导率相加而得。而一定浓度下电解质得摩尔电导率∧m与无限稀释得溶液得摩尔电导率就是有区别得,这由两个因素造成,一就是电解质得不完全离解,二就是离子间存在相互作用力。二者之间有如下近似关系:(1)式中为弱电解质得电离度。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与电离度α得关系推导如下:CH３ＣOOH→CH3COO－+Ｈ＋起始浓度c00平衡浓度c(1－α)cαcα则(2)以式(１)代入上式得:(3)因此,只要知道∧ｍ∞与∧m就可以算得该浓度下醋酸得电离常数Ｋc。将式(2)整理后还可得:(4)由上式可知,测定系列浓度下溶液得摩尔电导率∧m,将∧ｍｃ对１/Λm作图可得一条直线,由直线斜率可测出在一定浓度范围内得平均值。2。摩尔电导率∧m得测定原理电导就是电阻得倒数,用G表示,单位S(西门子)。电导率则为电阻率得倒数,用k表示,单位为Ｇ·m—1。摩尔电导率得定义为:含有一摩尔电解质得溶液,全部置于相距为1m得两个电极之间,这时所具有得电导称为摩尔电导率。摩尔电导率与电导率之间有如下得关系。∧m=κ/cﻩﻩﻩﻩ(5)式中c为溶液中物质得量浓度,单位为ｍol·m－3。在电导池中,电导得大小与两极之间得距离l成反比,与电极得面积A成正比、Ｇ=ﻩκA／ｌ(6)由(6)式可得κ＝KcｅllGﻩﻩﻩﻩﻩ(7)对于固定得电导池,ｌ与Ａ就是定值,故比值l/Ａ为一常数,以Ｋcｅll表示,称为电导池常数,单位为m—１。为了防止极化,通常将铂电极镀上一层铂黑,因此真实面积Ａ无法直接测量,通常将已知电导率κ得电解质溶液(一般用得就是标准得0。01０00mｏl·L—１KCl溶液)注入电导池中,然后测定其电导G即可由(7)式算得电导池常数Ｋcｅlｌ。当电导池常数Kcell确定后,就可用该电导池测定某一浓度c得醋酸溶液得电导,再用(7)式算出κ,将c、κ值代入(5)式,可算得该浓度下醋酸溶液得摩尔电导率、在这里得求测就是一个重要问题,对于强电解质溶液可测定其在不同浓度下摩尔电导率再外推而求得,但对弱电解质溶液则不能用外推法,通常就是将该弱电解质正、负两种离子得无限稀释摩尔电导率加与计算而得,即:(８)不同温度下醋酸得值见表1。表1不同温度下醋酸得(S·ｍ2·moｌ-1)温度/K29８.2303、2308。2313。2×1023。90８４.1984。4894、779三.仪器与试剂: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。0200mｏl·L—1KCl标准溶液,0.2０0ｍol·Ｌ-１HAｃ标准溶液四、实验步骤:1.调节恒温水槽水浴温度至25℃(室温偏高,则水浴温度调节到35℃)。将实验中要测定得溶液恒温。２.校准便携式电导率仪得电导池常数按下电导率仪“ｏｎ/ｏff”键打开仪器,按“模式/测量”键到模式状态,按“▲"或“▼"键调节模式状态,至左下角出现COＮT,按“确定”键,左下角出现CＡＬ,按“确定”键,左下角出现CA—M,按“▲”或“▼”键调节0、02mｏl/L得KCｌ溶液得电导率大小至0。276S/m(35℃时为０.3３1S/ｍ),按“确定"键出现标定好得电导池常数,再按“确定"键输入电导池常数。按“模式/测量”键到测量状态。3.测量醋酸溶液得电导率标定好电导池常数后,将两电极用蒸馏水洗净,用吸水纸吸干液体。处理好得电极插入到０。２mｏl/L25mL醋酸溶液中测量电导率、再用标有“电导水”字样得移液管吸取25mL水并注入到醋酸溶液中稀释到0.１ｍｏl/L、此时不要将电极取出。(为什么？)测量后,用标有“0.1”字样得移液管吸取２5ｍL溶液弃去,用标有“电导水”字样得移液管吸取25ｍL水并注入到醋酸溶液中稀释到0.05ｍｏl／L,摇匀后测量电导率、如此依次测定0、２mｏl/L、0.1moｌ／L、0、05mｏl/L、0、０25mol/L、0.0１25mol/Ｌ醋酸溶液得电导率。记录相应浓度醋酸得电导率,并计算电离度与解离常数。4。用蒸馏水清洗电导电极与温度电极,将电极浸泡在盛有蒸馏水得锥形瓶中以备下一次实验用、五.数据处理:1.将原始数据及处理结果填入下表:2.根据测得得各种浓度