醋酸电离度和电离常数的测定―― pH计的使用.doc

实验十 pH法测定醋酸的电离常数Ka和电离度 ? 目的：1．熟悉pH法测定醋酸电离常数Ka的原理和方法。 2．学会使用酸度计测定溶液的pH值。 3．进一步练习配制不同浓度的溶液的操作。 原理： 醋酸是一元弱酸，在水溶液中存在下列平衡： HAc = H+ + Ac– 醋酸（HAc）是弱电解质，在水溶液中存在着下列电离平衡： ???????????????????? HAc???H＋? ＋? Ac— 起始浓度（mol·L-1）?? c????????? 0??????? 0 平衡浓度（mol·L-1）? c—cα????? cα????? cα????? Ka = Ka是HAc的电离常数，c是HAc的起始浓度，［H＋］、［Ac—］、［HAc］均为平衡浓度，α是HAc溶液的浓度为c时的电离度。 其电离常数Kθ的表达式为： (1 设醋酸的原始浓度为C，平衡时，[H+] = [Ac–]，[HAc] = C – [H+]，则代入(1式得 Ka = (2 一般情况下，当K/c≥500，则弱酸的电离度α小于5%，此时采用近似计算结果的相对误差约为2%， c-[H+]≈c 则: Ka =[H+]2 /c 根据电离度定义得： α＝ [H+]/c × 100% pH 的定义：pH=-lg[H+] 测溶液pH 值的方法：①酸碱指示剂法 ②若在一定温度下,pH 计法. 求得：[H+]=10-PH 若在一定温度下，用pH计测定一系列已知浓度的醋酸的pH值，则[H+] = 10– pH，代入(2式即可得到一系列的Ka值，取其平均值，即为该温度下的醋酸的电离常数。 在一定温度下，用酸度计测定一系列已知浓度HAc溶液的pH值,根据pH＝—lg［H＋］求得：[H+]=10-PH 进而求Ka =[H+]2 /c或 Ka = 和α＝［H＋］/c，便可求得α和Ka。 其他方法作图法求Ka： 将电离平衡常数表达式Ka=[ H +?]2/C?两边取对数；lgKa=2lg[H+]－lgC=-2pH－lgC； 2pH=-lgKa-lgC 以溶液的2pH 对lgC 作图，可得一直线，斜率为－１，截距为-lgKa，从lgKa 可以求出Ka 。 仪器和药品： 1．仪器 pH计一套，50mL或100mL烧杯5只，50mL酸式滴定管2支，玻棒4根， 2．药品 0.2000 mol?dm– 3HAc标准溶液。 实验内容 一、HAc溶液浓度的测定（可以先标定好，左右） 二、配制不同浓度的HAc溶液（2人一组） 分别移取2.5ml，5.0ml，10.0 ml，15.0 ml ，20.0 ml溶液于5只50ml溶量瓶中，稀释、定容、摇匀、备测。 三、测定不同浓度的HAc溶液的PH值，计算α和Kα。 将上述3种溶液（约30－40ml）分别倒入干燥洁净的小烧杯中，按由稀到浓的顺序分别测定不同浓度的pH值。 表：不同浓度的的HAc溶液平衡时的pH值 室温_______ ℃ 编号 取0.2 mol?L-1体积ml 稀释体积ml 初始CHac mol?L-1 pH实测值 pH理论值 平衡时CH+ mol?L-1 α Ka 测定值 平均值 1 2.5ml 50.0 0.01 3.32 ? ? ? ? 2 5.0ml 50.0 0.02 3.12 ? ? ? 3 10.0 ml 50.0 0.04 2.68 ? ? ? 4 15.0 ml 50.0 0.06 2.58 5 20.0 ml 50.0 0.08 2.52 6 20 ml原液 不稀释 0.20 2.48 ?2.73 7 ? ? 实验测定值：?? ； 25℃时，理论值 数据处理： 平均值： 平均偏差： 相对偏差： 绝对误差与平均值的百分比叫相对偏差。 附：使用方法(PHS-3C型酸度计 （1） 使用前准备： ①接通电源，打开开关，预热30min。 （2）标正（ PH一点标正法） ①将选择开关置PH档， “斜率”旋钮旋至“100％”处。 “温度” 按钮置溶液温度。 ②用蒸馏水洗净电极，用滤纸吸干。根据待测PH值的样品溶液之酸碱性来选择用PH值相近的标准缓冲溶液，把电极放入缓冲溶液中，示值稳定后，调节“定位”旋钮，使仪器指示值为该标准缓冲溶液在额定温度下的标准PH值即可。 （ 4 ）样品（未知）溶液PH值的测量 经标定后，仪器即可进行样品溶液PH的测定。在测定前，先将用蒸馏水洗净电极，用滤纸吸干。然后将电极放入待测溶液中，待示值稳定后，读数即为样品的PH值。（注意，此时各旋钮不能再动，否则需要重新标定）。 （5）测量完毕后，将电极拔出，用水冲洗干净后，擦干电极 。关闭电源，将酸度计放入仪器箱内。 3、注意事项： ①要十分注意玻璃电极的保护，轻拿轻放。 ②每次更换测定液前，要将电极用水冲洗干净并擦干。 ③甘汞电极内要充满饱和氯化钾溶液，玻璃电极球