解离平衡实验报告.docx

解离平衡实验报告篇一：乙酸解离度和解离常数的测定实验报告　　乙酸解离度和解离常数的测定　　一、实验目的　　1、 学习用pH计测定乙酸解离常数的原理和方法； 2、 加深对弱电解质解离平衡等基本概念的理解； 3、学会酸度计、 二、实验原理 　　三、主要仪器和试剂 　　仪器 ：酸度计, 碱式滴定管 (50mL), 锥形瓶 (250mL), 移液管 (25mL), 吸量管 (5mL), 容量瓶 (50mL), 烧杯 (50mL)　　试剂：HAC 溶液， NAOH 标准溶液, 酚酞 四、实验步骤　　1. 醋酸溶液浓度的测定 2. 配制不同浓度的醋酸溶液　　3. 不同浓度醋酸溶液 pH 值的测定 4. 加入等量的HAC 5. 测定溶液PH　　五、结果记录及数据处理　　表1 醋酸溶液浓度的测定　　当加入等量的　　HAC　　后测定的溶液的　　PH值就是醋酸的电离平衡常数：如图： 　　取平均值后得：3.60 得：电离平衡常数3.60 　　推导式：　　、六、实验误差分析： 1.仪器的洗涤不干净 2.数据的读数不准确 3.计算的误差篇二：电导法测定乙酸电离平衡常数 实验报告 　　物理化学实验报告 　　姓名：何思思　　班级：工艺五班　　学号：　　教师：李慎新　　学院：材料化学与工程学院 　　10031010526 　　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Kc的测定原理： α=∧m/∧m∞　　CH3COOH —→ CH3COO- + H 开始 C 0 0 平衡 C(1-α) CαCα　　Kc= Cα2/（1-α）=C∧m2/∧m∞(∧m∞-∧m) 则：C·∧m=(∧m∞·Kc/∧m)- （∧m∞·Kc） 2、 摩尔电导率 的测定原理:　　∧m=κ/C G=κA/lκ=l/A·G=Kcell·G G:电阻的倒数 κ：电阻率的倒数　　2-13、不同温度下醋酸的?? (S·m·mol)　　m 　　三、 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 KCl标准溶液，0.1779 mol·L-1 HAc标准溶液 四、实验步骤　　1、 打开恒温水槽开关，调节温度为25°C，以备下步使用 2、 校准便携式电导率仪的电导常数：量取一定量0.2mol/L的　　Kcl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Kcl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?m 　　c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Kc 　　直线斜率为2.9×10，又因为斜率表示为?Kc所以可得：?Kc=2.9×10?8，得Kc=1.87×10?5 　　?8　　?2m?2m　　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Kcell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篇三：无机化学实验十一 电离平衡和沉淀反应　　实验十一 电离平衡和沉淀反应　　一、实验目的　　1．了解同离子效应对弱电解质电离平衡的影响； 2．学习缓冲溶液的配制并了解其缓冲作用； 3．加深理解盐类的水解规律和容度积规则的应用； 4．练习离心机的使用 [教学重点]　　同离子效应，缓冲溶液的缓冲作用 [教学难点]　　容度积规则的应用 [实验用品]　　仪器：试管、离心试管、离心机、表面皿、温度计　　药品：SbCl3(s)、NH4Ac(s)、Fe(NO3)3(s)、HNO3(6 mol·L-1)、HCl(0.2、6 mol·L-1)、0.2 mol·L-1HAc、　　NaOH(0.2、2 mol·L-1)、NH3.H2O(0.2、6 mol·L-1)、PbI2(饱和)、KI(0.01、0.1 mol·L-1)、Pb(NO3)2(0.01、0.1 mol·L-1)、NaAc(0.2 mol·L-1)、NH4Cl(0.1 mol·L-1)、NH4Ac(0.1 mol·L-1)、NaCl(0.1、1.0 mol·L-1)、NaH2PO4(0.1 mol·L-1)、NaH2PO4(0.1 mol·L-1)、Na2HPO4(0.1 mol·L-1)、Na3PO4(0.1 mol·L-1)、K2CrO4(0.05、0.5 mol·L-1)、AgNO3(0.1 mol·L-1)、BaCl2(0.5 mol·L-1)、(NH4)2C2O4(饱和)、Na2S(0.1 mol·L-1)、Na2SO4(饱和)　　材料：pH试纸 二、实验内容 （一）同离子效应　　1．同离子效应和电离平衡 a：0.1 mol·L-1 NH3·H2O，pH=10　　b：1 mL0.1 mol·L-1 NH3·H2O加1d酚酞，颜色粉红；加NH4Ac，颜色变淡。

2．同离子效应和沉淀平衡　　1 mL PbI2(饱和)加0.1 mol·L-1 KI 4～5 d 现象：PbI2(黄)↓，平衡左移　　（二）缓冲溶液的配制和性质　　H2O pH =7；0.1 mol·L-1HAc pH=3 　　体系 pH 实验值 理论值 　　纯水 7 7　　5mL纯水中加1d 0.2 MHCl　　2.7　　0.2 MNaOH　　11.3　　缓冲液 HAc-NaAc　　4.76　　5 mL缓冲液中加1 d 0.2 MHCl 　　0.2 MNaOH 　　（三）盐类水解 　　0.1 mol·L-1 pH　　实验值 理论值　　NH4Cl 5.1　　NH4Ac 7.0　　NaAc 8.8　　NaCl 7.0　　NaH2PO4　　4.7　　NaHPO4　　9.9　　Na3PO4　　12.8　　Fe3+：黄色，小火加热，颜色变深；加6 mol·L-1HNO3，颜色变浅　　SbCl3+ 2H2O == Sb(OH)2Cl↓ + 2HCl　　该溶液pH=1～2，滴加6 mol·L-1 HCl，溶液变澄清　　（四）沉淀平衡　　1．沉淀溶解平衡　　Pb2++ 2Cl-== PbCl2↓(白) Pb2++ CrO42-== PbCrO4↓(黄)　　2．溶度积规则应用　　Pb2+ + 2I- == PbI2↓ (黄)　　Pb2+(0.001) + 2I-(0.001)→沉淀很少　　3．分步沉淀　　Ag++ Cl- == AgCl↓(白)　　2Ag+ + CrO42- == Ag2CrO4↓(砖红)　　（五）沉淀的溶解和转化　　Ba2+ + C2042-== BaC2O4↓(白) BaC2O4 + 2HCl == BaCl2+ H2C2O4 Ag++ Cl- == AgCl↓(白)　　AgCl + NH3.H2O == [Ag(NH3)2]Cl 2Ag+ + S2-== Ag2S↓(黑)　　3Ag2S + 8HNO3 == 3Ag2SO4 + 8NO↑ + 4H2O　　PbCl2↓白；PbI2↓黄；PbSO4↓白；PbCrO4↓黄；PbS↓黑。

三、注意事项　　1．试剂瓶不允许移位；　　2．pH试纸撕成小片，放在表面皿上使用； 3．离心机的使用 四、提问　　1、分步沉淀的原理？　　2、配置0.1 mol·L-1 SnCl2溶液50 mL，应如何正确操作？ 五、习题　　1．归纳影响水解平衡移动的因素有哪些？(答：浓度，温度) 2．酸式盐是否一定呈酸性？(答：不一定如Na2HPO4显碱性)　　3．把0.1 mol·L-1 NH3·H2O，HAc，HCl，NaOH，H2S溶液，H2O按pH值由小到大排列成序( pH：HCl < HAc < H2S < H2O < NH3.H2O < NaOH )。