电导法测定乙酸电力平衡常数实验报告.doc

电导法测定乙酸电力平衡常数 目的要求 理解电导、电导率、摩尔电导率的概念以及它们之间的关系； 熟练掌握电导法测定弱电解质电力平衡常数的原理和方法。 实验原理 1.电力平衡常数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经全部电离，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与无限稀释溶液的摩尔电导率∧∞m是有区别的，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。二者之间与如下近似关系： α= (1) 式中，α为弱电解质的电离度。 对AB型电解质，如乙酸在溶液中电离达到平衡时，其电力平衡常数Kc与浓度c和电离度α的关系如下： Kc= (2) 式（1）代入式（2）得：Kc= (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Kc；此处浓度c的单位为mol/L。整理（2）式得：∧mc=∧∞m2 Kc-∧∞m Kc (4) 由上式可知，测定系列浓度下溶液的摩尔电导率∧m，将∧mc对作图可得一条直线，由直线的斜率可测出在一定浓度范围内Kc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。电导率则为电阻率的倒数，用k表示，单位：S/m。摩尔电导率：含有1mol电解质的溶液，全部置于相聚1m的两个电极之间时所具有的电导。摩尔电导率与电导率之间的关系：∧m = (5) 此处浓度c的单位mol/L。 在电导池中，电导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 = k (6) 由(6)式得： k = G = Kcell G (7) 对于固定的电导池，l和A是定值，故l/A为一常数，用Kcell表示，称为电导池常数，单位为m-1。通常将已知电导率k的电解质溶液（一般用KCl溶液）注入电导池中，然后测定其电导G，即可由式（7）算出电导池常数Kcell。 当电导池常数Kcell确定后，就可用该电导池测定某一浓度的醋酸溶液的电导，再用式（7）算出k，将c，k值代入式（5）算得该浓度下醋酸溶液的摩尔电导率。∧∞m的求测：对强电解质溶液可测定其在不同浓度下的摩尔电导率，再外推而求得，但对弱电解质通常是将该弱电解质正、负离子的无限稀释摩尔电导率加和计算而得， 即： ∧∞m = v+ λ∞m,+ + v-λ∞m,- 不同温度下醋酸的∧∞m (S·m2·mol-1)的值如下表： 温度/K 298.2 303.2 308.2 313.2 ∧∞m×102 3.908 4.198 4.489 4.779 仪器和试剂 STARTER 3C电导率仪，电导电极，恒温槽，烧杯，锥形瓶，移液管（25mL），0.0200mol/L KCl标准溶液，0.200mol/L HAc标准溶液。 实验步骤 （1）调节恒温水槽水浴温度至25℃，将实验中要测定的溶液和一定量的蒸馏水恒温。 （2）校准电导率仪的电导池常数：开启电导率仪→将洗净擦干的电极插入0.2mol/L的KCl溶液中→按下“校准”键，测定其电导G，由式（7）算出电导池常数Kcell。 （3）测量醋酸溶液的电导率：标定好电导池常数后，将电极洗净擦干→将电极插入50mL 0.1779mol/L醋酸溶液中，按下“确定”键测量电导率→再用移液管吸出25mL醋酸溶液，用另一只移液管移入25mL电导水，按下“确定”键测量电导率→如上操作依次进行五次测量，将所测得的数据记入表（a）中。 （4）用蒸馏水清洗电导电极和温度传感器，将电极浸泡在盛有蒸馏水的锥形瓶中。 数据记录和处理 (1)将原始数据及处理结果填入表（a）中 实验温度：T = 25℃ 浓度c/(mol/L) K1/ (S/m) K2/ (S/m) K3/ (S/m) K平均/ (S/m) ∧m/ (S·m2·mol-1) ∧2m c α Kc 0.1779 0.0651 0.0655 0.0661 0.0656 0.0003687 2.4184 ×10－8 0.009218 1.5257 ×10－5 0.08895 0.0476 0.0480 0.0482 0.0479 0.0005385 2.5794 ×10－8 0.013463 1.6342 ×10－5 0.04488 0.0343 0.0347 0.0350 0.0347 0.0007732 2.6831 ×10－8 0.019330 1.709