pH法测定乙酸的电离平衡常数

实验原理

设乙酸的初始浓度为c0, 平衡时乙酸溶液中H+的浓度为x, 并假设

乙酸的电离常数足够大,可以忽略水的电离平衡的影响, 则对乙酸在

水中的离解:

                  HAc ? H+ + Ac-

初始浓度           c0           -           -

平衡浓度         c0 – x       x           x

        乙酸的电离平衡常数

在一定温度下利用酸度计测定乙酸溶液的pH值，而溶液的pH值与乙酸溶液中H+浓度之间存在如下关系：

                     pH=-lg[H+]          或           [H+]=10-pH

        因此，若已知乙酸溶液的初始浓度c0，并且利用酸度计测定了乙酸溶液的pH值，通过计算可以求出电离平衡常数Ki值。

1.酸度计的准备

(1)打开酸度计的开关；

(2)选择钮置于pH;

(3)温度钮置于溶液温度;

(4) 用去离子水润洗复合电极，并用滤纸擦干，将其插入

      pH=6.9 的标准缓冲溶液，将斜率调至最大,用调节定位旋钮使显示pH=6.9，然后再一次润洗复合电极并用滤纸擦干，插入pH=4.0的标准缓冲溶液，调节斜率旋钮使显示pH=4.0, 重复上述操作，直至显示值与标准缓冲溶液的pH一致为止。此时酸度计校正好了。

.2配制不同浓度的乙酸溶液

取干燥、洁净的100ml烧杯5只，编号1-5。在酸式滴定管中加

入已知浓度的乙酸溶液，在碱式滴定管中加入去离子水。按

下表依次向1-5号烧杯中加入一定体积的乙酸溶液和去离子水

编号    乙酸溶液的体积 / ml     去离子水

 体积 / ml     混合后乙酸

浓度/(mol/L)  混合后溶液pH测定值  混合后溶液  

    c(H+) 乙酸电离

  常数Ki

1    3.00    47.00                   

2    6.00    44.00                   

3    9.00    41.00                   

4    12.00  38.00                   

5    15.00  35.00                   

3.测定所配乙酸溶液的pH值：

        利用酸度计依次测定所配乙酸溶液的pH值，并记录在上表中。分别计算出1-5号溶液的电离平衡常数Ki，取平均值即为乙酸溶液的电离平衡常数。

第二篇：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K_c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：

                                 （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K_c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

                           （2）

以式（1）代入上式得：                                   （3）

因此，只要知道∧_m^∞和∧_m就可以算得该浓度下醋酸的电离常数K_c。

将式（2）整理后还可得： 

                     （4）

由上式可知，测定系列浓度下溶液的摩尔电导率∧_m，将对1/Λ_m作图可得一条直线，由直线斜率可测出在一定浓度范围内的平均值。

2．摩尔电导率∧_m的测定原理

电导是电阻的倒数，用G表示，单位S（西门子）。电导率则为电阻率的倒数，用k表示，单位为G·m^-1。

摩尔电导率的定义为：含有一摩尔电解质的溶液，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。

∧_m=  κ/c                            （5）

式中c为溶液中物质的量浓度，单位为mol·m^-3。

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成正比。

G =   κA/ l                                                                （6）

由（6）式可得

κ=G                     （7）

对于固定的电导池，l和A 是定值，故比值l/A为一常数，以表示，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的电解质溶液（一般用的是标准的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。

当电导池常数确定后，就可用该电导池测定某一浓度c的醋酸溶液的电导，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的摩尔电导率。

在这里的求测是一个重要问题，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，通常是将该弱电解质正、负两种离子的无限稀释摩尔电导率加和计算而得，即：

                         （8）

不同温度下醋酸的值见表1。

表2.5 不同温度下醋酸的 (S·m²·mol^-1)

二、  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 标准溶液，0.1779 mol·L^-1 标准溶液

四、实验步骤

1、    调节恒温水槽水浴温度为25°C，将实验中要测定的溶液和一定量的蒸馏水恒温。

2、    校准便携式电导率仪的电导常数：量取一定量0.2mol/L的溶液于小烧杯中，并放置于恒温水槽中恒温至25°C。用滤纸将两电极擦拭干净并测出溶液的电导率；并与0.276s/m相比，若差很多，重新调节。

3、    测量醋酸溶液的电导率：

（1）、取50ml0.1779mol/L的醋酸溶液于小锥形瓶中并置于恒温水槽中至温度升到25°C，两电极洗净擦干，用电导率仪测出其电导率，每隔一两分钟测一次，测三次。

(2)、用移液管吸取锥形瓶中醋酸25ml,再加入25ml水稀释醋酸，并测其电导率。重复该操作，依次稀释四次。

（3）记录实验数据。

（4）将电导电极、温度传感器洗净，依然将电导电极泡在蒸馏水中。收拾好实验桌。

五、数据处理

实验温度：  25℃  

用对1/∧_m作图或进行线性回归，求出相应的斜率和截距，求出平均电离常数K_c

直线斜率为2.9×，又因为斜率表示为所以可得：=2.9×，得=1.87×

六、思考题:

1．电导池常数是否可用测量几何尺寸的方法确定？

答：不能。测定电导池常数可以用标准溶液测定法，用氯化钾为标准物质；还可以用与标准电极比较法测定。

2．实际过程中，若电导池常数发生改变，对平衡常数测定有何影响？

答：溶液电导一经测定，则?正比于。即电导池常数测值偏大，则算得的溶液的溶解度、电离常数都偏大，反之，电导池常数测值偏小，则电离常数偏小。

七、误差分析

1、所取溶液浓度的准确性。

2、读数过程中，温度是否达到25℃；读数间隔时间是否够。

3、稀释过程的准确性。

4、电导仪校准时也可能未达要求。