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

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




∧∞m×102




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), KCl标准溶液, 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→→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