5影响电离度的因素-国立高雄应用科技大学化学工程与材料工程系.DOC

國立高雄應用科技大學 pH值與兩性電解質的電離度 (預報) 組別：第四組 實驗目的 相關知識 儀器及藥品 實驗步驟 參考資料 實驗目的 學會如何校正pH計及操作方法 測量不同濃度醋酸溶液的pH值 測量醋酸與醋酸鈉混合溶液的pH值 加深對弱電解質電離平衡的理解 了解解離平衡常數Ka、電離度α的定義及求法 相關知識[1][2][3][4][5] pH值， 亦稱氫離子濃度指數、酸鹼值，是溶液中氫離子活度的一種標度，也就是通常意義上溶液酸鹼程度的衡量標準。通常情況下（25℃、298K左右） 當pH7的時候，溶液呈酸性 當pH7的時候，溶液呈鹼性 當pH=7的時候，溶液為中性 pH值允許小於0，如 鹽酸（10?mol/L）的pH為?1。 pH值的計算公式如下： 其中[H+]指的是溶液中氫離子的活度（有時也被寫為[H3O+]，水合氫離子活度），單位為摩爾／升，在稀溶液中，氫離子活度約等於氫離子的濃度，可以用氫離子濃度來進行近似計算。 在標準溫度和壓力下，pH=7的水溶液（如：純水）為中性，這是因為水在標準溫度和壓力下自然電離出的氫離子和氫氧根離子濃度的乘積（水的離子積常數）始終是1×10?14，且兩種離子的濃度都是1×10?7mol/L。pH值小於7說明H+的濃度大於OH?的濃度，故溶液酸性強，而pH值大於7則說明H+的濃度小於OH?的濃度，故溶液鹼性強。所以pH值愈小，溶液的酸性愈強；pH愈大，溶液的鹼性也就愈強。 在非水溶液或非標準溫度和壓力的條件下，pH=7可能並不代表溶液呈中性，這需要通過計算該溶劑在這種條件下的電離常數來決定pH為中性的值。如373K（100℃）的溫度下，pH=6為中性溶液。由於實際中的溶液不是理想溶液，所以僅僅用H+濃度是不可以準確測量的，因此也無法準確計算得到溶液的pH。故而應當採用H+活度，即pH=-lg aH+=-lgγ·cH+。這樣從理論上講只要知道氫離子的活度aH+就可以得到溶液的準確pH。於是給pH下了一個操作定義。對於溶液X，測量下列伽伏尼電池的電動勢Ex：參比電極 | KCl濃溶液 | 溶液X | H2 | Pt將未知pH（X）的溶液X換成標準pH（S）的溶液S，同樣測量電池的電動勢Es。則pH（X）=pH(S)+(Es-Ex)F/(RTln10)式中F為法拉第常數，R為摩爾氣體常數，T為熱力學溫度。因此可以通過測定未知溶液與標準溶液的電動勢就可以計算出未知溶液的pH。 H?2?O+ H?2?O=H?3?O?+?+ OH，簡化H?2?O=H?+?+ OH ，由於水合氫離子（H?3?O?+）的濃度是與氫離子（H+）濃度等同此處正的氫離子，在化學中表示為“H?+離子”或“氫核”。水合氫核表示為“水合氫離子”。負的氫氧根離子稱為“氫氧化物離子”。 利用質量作用定律，對於純水的離解可以找到一平衡常數加以表示： K=H?3?O?+?×OH?-?————H?2?O 由於水只有極少量被離解，因此水的克分子濃度實際為一常數，並且有平衡常數K可求出水的離子積KW。 KW=K×H?2?O KW= H?3?O?+?·OH－=10?－7?·10?－7?=10?－14?mol/l(25) pH值是一種氫離子濃度的表示法。pH計由指示電極(常用玻璃電極)、參考電極(常用甘汞電極)與pH計主體構成，將玻璃電極與甘汞電極插入待測溶液中形成電池，其電動勢可由Nernst公式求得並轉換得到容易的pH值，如果需要做溫度校正，則可再增加一隻溫度補償電極。目前也有將玻璃電極甘汞電極合而為一的複合式電極，甚至將溫度補償電極合併的三合一電極。例如在醋酸溶液中加入醋酸鈉(產生共同離子效應，具有緩衝容易的效果)，測量不同濃度的醋酸與醋酸鈉混合液pH值，可代入公式求得不同的Ka值，以pH值對log([CH3COO-]/[CH3COOH])作圖，外插法至log([CH3COO-]/[CH3COOH])值為零時，可由該點的pH值球Ka值，在求醋酸的電離度α。 兩性電解質兩性電解質就是既能當酸又能當鹼用的電解質。兩性電解質通常為兩性元素的氧化物的水合物、氨基酸等。0，電中性的化合物，又稱內鹽。有些化學家將此術語限定為未具有相鄰正負電荷的化合物。兩性電解質是具有酸性與鹼性基團的分子（因此具備兩性的特性），在特定pH值環境多半以兩性離子存在。平均電荷為0的pH值稱為該分子的等電點。 兩性離子為極性，通常易溶於水，難溶於大部分有機溶劑。 其原理為它在大於其等電點的pH環境中解離成帶負電荷的陰離子，向電場的正極泳動，在小於其等電點的pH環境中解離成帶正由荷的陽離子，向電場的負極泳動 pHpH值的電子儀器（也有特殊的探針來測量半固體物質），可以確認物質的酸鹼性，配上相應的離子選擇電極也可以測量離子電極電位MV值pH計是由一個