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实验八 醋酸电离度和电离平衡常数的测定

实验八  醋酸电离度和电离平衡常数的测定
实验八  醋酸电离度和电离平衡常数的测定

实验八 醋酸电离度和电离平衡常数的测定

一、实验目的

1、测定醋酸电离度和电离平衡常数。

2、学习使用pH 计。

3、掌握容量瓶、移液管、滴定管基本操作。 二、实验原理

醋酸是弱电解质,在溶液中存在下列平衡:

HAc

H +

+ Ac -

α

αθ

-?==-+1][]][[2

c HAc Ac H K a

式中[ H +]、[ Ac -]、[HAc]分别是H +、 Ac -、HAc 的平衡浓度;c 为醋酸的起始浓度;θ

a

K 为醋酸的电离平衡常数。通过对已知浓度的醋酸的pH 值的测定,按pH=-lg[H +]换算成[H +],

根据电离度c

H ][+=α,计算出电离度α,再代入上式即可求得电离平衡常数θ

a K 。

三、仪器和药品

仪器:移液管(25mL ),吸量管(5mL ),容量瓶(50mL ),烧杯(50mL ),锥形瓶(250mL ),碱式滴定管,铁架,滴定管夹,吸气橡皮球,Delta320-S pH 计。

药品:HAc (约0.2mol·L -1),标准缓冲溶液(pH=6.86,pH=4.00),酚酞指示剂,标准NaOH 溶液(约0.2mol·L -1)。 三、实验内容

1.醋酸溶液浓度的标定

用移液管吸取25mL 约0.2mol·L -1 HAc 溶液三份,分别置于三个250mL 锥形瓶中,各加2~3滴酚酞指示剂。分别用标准氢氧化钠溶液滴定至溶液呈现微红色,半分钟不褪色为止,记下所用氢氧化钠溶液的体积。从而求得HAc 溶液的精确浓度(四位有效数字)。 2.配制不同浓度的醋酸溶液

用移液管和吸量瓶分别取25mL ,5mL ,2.5mL 已标定过浓度的HAc 溶液于三个50mL 容量瓶中,用蒸馏水稀释至刻度,摇匀,并求出各份稀释后的醋酸溶液精确浓度(

2c ,10

c

,20

c

)的值(四位有效数字)。

3.测定醋酸溶液的pH值

用四个干燥的50mL烧杯分别取30~40mL上述三种浓度的醋酸溶液及未经稀释的HAc溶液,由稀到浓分别用pH计测定它们的pH值(三位有效数字),并纪录室温。4.计算电离度与电离平衡常数

根据四种醋酸的浓度pH值计算电离度与电离平衡常数。

五、数据纪录和结果

1.醋酸溶液浓度的标定

滴定序号 1 2 3

标准NaOH溶液的浓度/ mol·L-1

所取HAc溶液的量/mL

标准NaOH溶液的用量/ mL

实验测定HAc 测定值

溶液精确浓度/ mol·L-1 平均值

2.醋酸溶液的pH值测定及平衡常数、电离度的计算t = ℃

HAc溶液编号c HAc/ mol·L-1pH [H+]/ mol·L-1α/% a K

1 (c/20)

2 (c/10)

3 (c/2)

4 (c)

六、预习要求及思考题

1.预习要求

(1)认真预习电离平衡常数与电离度的计算方法,以及影响弱酸电离平衡常数与电离度的因素。

(2)pH计的型号不同使用方法也略有区别,使用前应认真预习,熟悉实验所用型号的

pH计的使用方法。

2.思考题

(1)标定醋酸浓度时,可否用甲基橙作指示剂?为什么?

K值是否随醋酸溶液浓度变化而变化?(2)当醋酸溶液浓度变小时,[H+]、α如何变化?

a

(3)如果改变所测溶液的温度,则电离度和电离常数有无变化?

实验六 醋酸电离度和电离常数的测定

实验六醋酸电离度和电离常数的测定—pH法 一、实验目的 1.测定醋酸的电离度和电离常数; 2.学习pH计的使用。 [教学重点] 醋酸的电离度、电离常数的测定 [教学难点] pH计的使用 [实验用品] 仪器:滴定管、吸量管(5mL)、容量瓶(50 mL)、pH计、玻璃电极、甘汞电极 药品:0.200 mol·L-1HAc标准溶液、0.200 mol·L-1NaOH标准溶液、酚酞指示剂、标准缓冲溶液(pH=6.86、pH=4.00) 二、基本原理 HAc → H+ + Ac- C:HAc的起始浓度;[H+]、[Ac-]、[HAc]:分别为平衡浓度; α:电离数;K:平衡常数 α = × 100% K a = = 当α小于5时,C - [H+] ≈C,所以K a≈ 根据以上关系,通过测定已知浓度HAc溶液的pH值,就可算出[H+],从而可以计算该HAc 溶液的电离度和平衡常数。(pH=-lg[H+],[H+]=10-pH) 三、实验内容 1.HAc溶液浓度的测定(碱式滴定管) 以酚酞为指示剂,用已知浓度的NaOH溶液测定HAc的浓度。 2.配制不同浓度的HAc溶液 用移液管或吸量管分别取2.50 mL 、5.00 mL 、25.00 mL已测得准确浓度的HAc溶液,分别加入3只50 mL容量瓶中,用去离子水稀释至刻度,摇匀,并计算出三个容量瓶中HAc溶液的准确浓度。将溶液从稀到浓排序编号为:1、2、3,原溶液为4号。 3.测定HAc溶液的pH值,并计算HAc的电离度、电离常数

把以上四种不同浓度的HAc溶液分别加入四只洁净干燥的50 L杯中,按由稀到浓的顺序在pH计上分别测定它们的pH值,并记录数据和室温。将数据填入下表(p.129.),计算HAc电离度和电离常数。 K值在1.0×10~ 2.0×10范围内合格(文献值25℃1.76×10) 四、提问 1.烧杯是否必须烘干?还可以做怎样的处理? 答:不需烘干,用待测溶液荡洗2~3次即可。 2.测定原理是什么? 五、思考题 1.若所用HAc溶液的浓度极稀,是否还能用近似公式K a=[H+]2/C来计算K,为什么? 答:若C HAc很小,则C酸/K a就可能不大于400,就不能用近似公式K a=[H+]2/C ,如用近似公式,会造成较大的误差。 2.改变所测HAc溶液的浓度或温度,则有无变化? 答:C HAc减小,α增大, K a不变; K a随T改变而变化很小,在室温范围内可忽略。 六、注意事项 1.测定HAc溶液的pH值时,要按溶液从稀到浓的次序进行,每次换测量液时都必须清洗电极,并吸干,保证浓度不变,减小误差。 2.PHs-PI酸度计使用时,先用标准pH溶液校正。 3.玻璃电极的球部特别薄,要注意保护,安装时略低于甘汞电极,使用前用去离子水浸泡48小时以上。 4.甘汞电极使用时应拔去橡皮塞和橡皮帽,内部无气泡,并有少量结晶,以保证KCl溶液是饱和的,用前将溶液加满,用后将橡皮塞和橡皮帽套好。 附:介绍PHs-PI酸度计的使用方法及注意事项。 pH电极的标定: 1.定位:将洗净的电极插入pH=7的缓冲溶液中,调节TEMP(温度)旋钮,使指示的温度与溶液温度一致。打开电源开关,再调节CALIB(校准)旋钮,使仪器显示的pH值与该缓冲溶液在此温度下的pH值相同。 2.调节斜率:把电极从缓冲溶液中取出,洗净,吸干,插入pH=4的缓冲溶液中,调SLOPE(斜率)旋钮,使仪器显示的pH值与该溶液在此温度下的pH值相同,标定结束(测量碱性溶液时,用pH=9的缓冲溶液调节斜率)。 pH值测定:调节好的旋钮就不要再动,将待测溶液分别进行测量,待读数稳定时记录pH值。

弱电解质的电离度和电离平衡常数

龙文教育个性化辅导授课案 教师: 师广丽 学生: 时间: 年 月 日 段 弱电解质的电离度和电离平衡常数 在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时,已经电离的电解质分子数占原电解质总数(包括电离的没有电离的)的分数。 CH 3COOH CH 3COO -+ H + α=n (Ac -)n (HAc 原)α= n (H +)n (HAc 原) 表示方法: 一、电离度 α= C (Ac -) C (HAc 原)X 100% % 100?= 分子数 溶液中原来电解质的总已电离的电解质分子数αα= C (H +-) C (HAc 原)X 100% 一、有关电离度的计算. 练习:1.某一弱酸HA,达到平衡时,溶液中的弱酸分子数与离子总数之比为9.5:1,求此一元弱酸的电离度. 2.在一定温度下,在100ml 某一元弱酸的溶液中,含有该弱酸的分子数为5.42×1020 个,并测得该溶液的 C(H +)=1×10-3 mol/L 。在该平衡体系中,这种一元弱酸的电离度约为 A. 9% B. 10% C. 3% D. 0.1% 3. 25℃,0.1mol/L 的HAc 溶液中,每10000个HAc 分子里有132个分子电离成离子。求该醋酸的电离度

3、电离度的测定方法(见教材76页) CH3COOH CH3COO -+ H+ 纯HAc溶液中,忽略水解离所产生的H+,达到平衡时: 测得已知浓度的HAc的pH ,由pH =-lg c(H+), 计算出c(H+),即可算出α。 5、影响电离度大小的因素 (1)内因—电解质的本性,电解质越弱,电离度越小 (2)外因 ①浓度:浓度越稀,电离生成的离子相互间碰撞合成分子的机会越少,其电离度就越大; ②温度:温度越高, 越大 注意:用电离度比较弱电解质的相对强弱时必须在同温同浓度条件下 练习4:在0.2mol/L 的醋酸溶液中, 当CH3COOH H++ CH3COO-已达平衡时,若要使醋酸的电离度减小,溶液中的c(H+)增大,应加入 A. CH3COONa B. NH3·H2O C. HCl D. H2O 4. 电离度的应用:比较弱电解质酸性或碱性的强弱。 练习5:已知在25℃,0.1mol/L的下列弱电解质的电离度分别为: HF HCOOH NH3·H2O HAc HCN α 8.0% 4.24% 1.33% 1.32% 0.01% 则它们的酸性强弱顺序是:

实验八 醋酸电离度和电离平衡常数的测定

实验八 醋酸电离度和电离平衡常数的测定 一、实验目的 1、测定醋酸电离度和电离平衡常数。 2、学习使用pH 计。 3、掌握容量瓶、移液管、滴定管基本操作。 二、实验原理 醋酸是弱电解质,在溶液中存在下列平衡: HAc H + + Ac - α αθ -?==-+1][]][[2 c HAc Ac H K a 式中[ H +]、[ Ac -]、[HAc]分别是H +、 Ac -、HAc 的平衡浓度;c 为醋酸的起始浓度;θ a K 为醋酸的电离平衡常数。通过对已知浓度的醋酸的pH 值的测定,按pH=-lg[H +]换算成[H +], 根据电离度c H ][+=α,计算出电离度α,再代入上式即可求得电离平衡常数θ a K 。 三、仪器和药品 仪器:移液管(25mL ),吸量管(5mL ),容量瓶(50mL ),烧杯(50mL ),锥形瓶(250mL ),碱式滴定管,铁架,滴定管夹,吸气橡皮球,Delta320-S pH 计。 药品:HAc (约0.2mol·L -1),标准缓冲溶液(pH=6.86,pH=4.00),酚酞指示剂,标准NaOH 溶液(约0.2mol·L -1)。 三、实验内容 1.醋酸溶液浓度的标定 用移液管吸取25mL 约0.2mol·L -1 HAc 溶液三份,分别置于三个250mL 锥形瓶中,各加2~3滴酚酞指示剂。分别用标准氢氧化钠溶液滴定至溶液呈现微红色,半分钟不褪色为止,记下所用氢氧化钠溶液的体积。从而求得HAc 溶液的精确浓度(四位有效数字)。 2.配制不同浓度的醋酸溶液 用移液管和吸量瓶分别取25mL ,5mL ,2.5mL 已标定过浓度的HAc 溶液于三个50mL 容量瓶中,用蒸馏水稀释至刻度,摇匀,并求出各份稀释后的醋酸溶液精确浓度( 2c ,10 c ,20 c )的值(四位有效数字)。

实验醋酸解离度和解离常数的测定

实验 醋酸解离度和解离常数的测定 一、实验目的 1、了解电导率法测定醋酸解离度和解离常数的原理和方法; 2、加深对弱电解质解离平衡的理解; 3、学习电导率仪的使用方法,进一步学习滴定管、移液管的基本操作。 二、提 要 醋酸CH 3COOH 即HA C ,在水中是弱电解质,存在着下列解离平衡: 或简写为 其解离常数为 {}{ } { } θ θ -θ+= αc )c HA (c c )c A (c c )H (c )c HA (K eq eq eq (2.1) 如果HAc 的起始溶度为c o ,其解离度为α,由于,)()(0a c Ac c H c eq eq ==-+代入式(2.1)得: θ θ αα-α =α-α=c )1(c c )c c ()c ()HAc (K 2 00020 (2.2) 某一弱电解质的解离常数K a 仅与温度有关,而与该弱电解质溶液的浓度无关;其解离度α则随溶液浓度的降低而增大 。可以有多种方法用来测定弱电解质的α和K a ,本实验采用的方法是用电导率测定HAc 的α和K a 。 电解质溶液是离子电导体,在一定温度时,电解质溶液的电导(电阻的倒数)λ为 l kA =λ (2.3) 式中,k 为电导率...(电阻率的倒数),表示长度l 为1m 、截面积A 为1m 2导体的电导;单位为S·m -1。电导的单位为S[西(门子)]。 在一定温度下,电解质溶液的电导λ与溶质的性质及其溶度c 有关。为了便于比较不同溶质的溶液的电导,常采用摩尔电导m λ。它表示在相距1cm 的两平行电极间,放置含有1单位物质的量电解质的电导,其数值等于电导率k 乘以此 溶液的全部体积。若溶液的浓度为)dm · mol (c 3-,于是溶液的摩尔电导为 k 10kV 3m -==λ (2.4) m λ的单位为12mol ·m ·S -。 根据式(2.2),弱电解质溶液的溶度c 越小,弱电解质的解离度α越大,无限稀释时弱电解质也可看作是完全解离的,即此时的%100=α。从而可知,一定温

电导法测定弱电解质的电离平衡常数及数据处理

电导法测定醋酸电离常数 一、实验目的 1.了解溶液电导、电导率和摩尔电导率的概念; 2.测量电解质溶液的摩尔电导率,并计算弱电解质溶液的电离常数。 二、实验原理 电解质溶液是靠正、负离子的迁移来传递电流。而弱电解质溶液中,只有已电离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电解质已全部电离,此时溶液的摩尔电导率为Λ∞m,而且可用离子极限摩尔电导率相加而得。 一定浓度下的摩尔电导率Λm与无限稀释的溶液中摩尔电导率Λ∞m是有差别的。这由两个因素造成,一是电解质溶液的不完全离解,二是离子间存在着相互作用力。所以,Λm通常称为表观摩尔电导率。 Λm/Λ∞m=α(U++ U-)/(U+∞+ U-∞) 若U+= U-,,U+∞=U-∞则 Λm/Λ∞m=α 式中α为电离度。 AB型弱电解质在溶液中电离达到平衡时,电离平衡常数K a,起始浓度C0, 电离度α有以下关系:+ + B- 起始浓度mol/L:C0 0 0 平衡浓度mol/L:C0·(1-α) αC0 αC0 K c=[c(A+)/c][c(B-)/c]/[c(AB)/c]=C0α2/(1-α)=C0Λm2/[cΛ∞ Λ∞m-Λm)] m(

根据离子独立定律,Λ∞m可以从离子的无限稀释的摩尔电导率计算出来。Λm可以从电导率的测定求得,然后求出K a。 Λm C0/c =Λ∞m2K c/Λm-Λ∞m K c 通过Λm C0/c ~1/Λm作图,由直线斜率=Λ∞m2K c,可求出K c。 三、仪器与试剂 DDS-11A(T)型电导率仪1台;恒温槽1套;L醋酸溶液。 四、实验步骤 1.调整恒温槽温度为25℃±℃。 2.用洗净、烘干的义形管1支,加入的L醋酸溶液,测其电导率。 3.用吸取醋酸的移液管从电导池中吸出醋酸溶液弃去,用另一支移液管取电导水注入电导池,混合均匀,温度恒定后,测其电导率,如此操作,共稀释4次。 4.倒去醋酸溶液,洗净电导池,最后用电导水淋洗。注入20mL电导水,测其电导率。 五、实验注意事项 1.本实验配制溶液时,均需用电导水。 2.温度对电导有较大影响,所以整个实验必须在同一温度下进行。每次用电导水稀释溶液时,需温度相同。因此可以预先把电导水装入锥形瓶,置于恒温槽中恒温。 六、数据记录及处理 第一次实验:实验温度:℃,电导池常数K(l/A): m-1,Λ∞m= mol-1 表1 醋酸电离常数的测定

报告示例:实验三__醋酸解离度和解离常数的测定

山东轻工业学院实验报告 成绩 课程名称 基础化学实验1 指导教师 周磊 实验日期 院(系) 专业班级 实验地点 实验楼A 座412 学生姓名 学号 同组人 实验项目名称 醋酸解离度和解离常数的测定 一、实验目的 1. 学习正确使用酸度计。 2. 进一步练习溶液的配制与酸碱滴定的基本操作。 3. 用 pH 法测定醋酸的解离度和解离常数。 二、实验原理 HAc 为一元弱酸,在水溶液中存在如下解离平衡: HAc = H + + Ac - K a 起始浓度 (mol ?L -1) c 0 0 平衡浓度 (mol ?L -1) c –c α c α c α K a 表示 HAc 的解离常数 , α 为解离度 , c 为起始浓度。根据定义: 醋酸溶液总浓度 c 可以用 NaOH 标准溶液滴定测定。配制一系列已知浓度的醋酸溶液,在一定温度下,用酸度计测出其 pH 值,求出对应的 [H + ],再由上述公式计算出该温度下一系列对应的 α 和K a 值。取所得的一系列K a 值的平均值,即为该温度下醋酸的解离常数。 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(用简洁的文字、箭头或框图等表示) 1. 醋酸溶液浓度的测定 2. 配制不同浓度的醋酸溶液 2 [H ]1a c K c θ ααα += = -

3. 不同浓度醋酸溶液pH 值的测定 五、结果记录及数据处理 表1 醋酸溶液浓度的测定 表2 HAc解离度和解离常数的测定

醋酸电离度和电离平衡常数的测定

实验三 醋酸电离度和电离平衡常数的测定 一、实验目的 1.测定醋酸的电离度和电离平衡常数。 2.学会正确地使用pH 计。 3.练习和巩固容量瓶、移液管、滴定管等仪器的基本操作。 二、实验原理 醋酸CH 3COOH(简写为HAc)是一元弱酸,在溶液中存在下列电离平衡: 2HAc(aq)+H O(l) +-3H O (aq)+Ac (aq) 忽略水的电离,其电离常数: 首先,一元弱酸的浓度是已知的,其次在一定温度下,通过测定弱酸的pH 值,由pH = -lg[H 3O +], 可计算出其中的[H 3O +]。对于一元弱酸,当c /K a ≥500时,存在下列关系式: +3[H O ]c α≈ +23a [H O ]K c = 由此可计算出醋酸在不同浓度时的解离度(α)和醋酸的电离平衡常数(a K )。 或者也可由2a K c α=计算出弱酸的解离常数(a K )。 三、仪器和试药 仪器:移液管、吸量管、容量瓶、碱式滴定管、锥形瓶、烧杯、量筒、pHS-3C 型酸度 计。 试药:冰醋酸(或醋酸)、NaOH 标准溶液(0.1mol·L -1)、标准缓冲溶液(pH = 6.86, 4.00) 酚酞溶液(1%)。 四、实验内容 1.配置250mL 浓度为0.1mol·L -1的醋酸溶液 用量筒量取4mL 36%(约6.2 mol·L -1)的醋酸溶液置于烧杯中,加入250mL 蒸馏水稀释,混匀即得250mL 浓度约为0.1mol·L -1的醋酸溶液,将其储存于试剂瓶中备用。 2.醋酸溶液的标定 用移液管准确移取25.00mL 醋酸溶液(V 1)于锥型瓶中,加入1滴酚酞指示剂,用标准NaOH 溶液(c 2)滴定,边滴边摇,待溶液呈浅红色,且半分钟内不褪色即为终点。由滴定管读出所消耗的NaOH 溶液的体积V 2,根据公式c 1V 1 = c 2V 2计算出醋酸溶液的浓度c 1。平行做三份,计算出醋酸溶液浓度的平均值。 3.pH 值的测定 分别用吸量管或移液管准确量取2.50、5.00、10.00、25.00mL 上述醋酸溶液于四个50mL 的容量瓶中,用蒸馏水定容,得到一系列不同浓度的醋酸溶液。将四溶液及0.1mol·L -1原溶液按浓度由低到高的顺序,分别用pH 计测定它们的pH 值。 +-+2 33a [H O ][Ac ][H O ][HAc][HAc]K =≈

-实验_电导法测定乙酸电离平衡常数

实验六 电导法测定乙酸电离平衡常数 报告人: 同组人: 实验时间2010年06月12日 一.实验目的: 1.掌握电导、电导率、摩尔电导率的概念以及它们之间的相互关系。 3.掌握电导法测定弱电解质电离平衡常数的原理。 二.实验原理: 1.电离平衡常数K c 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 与无限稀释的溶液的摩尔电导率∞∧m 是有区别的,这由两个因素造成,一是电解质的不完全离解,二是离子间存在相互作用力。二者之间有如下近似关系: ∞∧ ∧= m m α (1) 式中为弱电解质的电离度。 对AB 型弱电解质,如乙酸(即醋酸),在溶液中电离达到平衡时,其电离平衡常数K c 与浓度c 和电离度α的关系推导如下: CH 3COOH →CH 3COO - + H + 起始浓度 c 0 0 平衡浓度 c (1-α) c α c α 则 a ca K c -=12 (2) 以式(1)代入上式得:) (Λm m 2ΛΛΛc K m m c -=∞∞ (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K c 。 将式(2)整理后还可得: (4) 由上式可知,m m 1/Λm 作图可得一条直线,由 直线斜率可测出在一定浓度范围内c K 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 (西门子)。电导率则为电阻率的倒数,用k 表 示,单位为G·m -1 。 摩尔电导率的定义为:含有一摩尔电解质的溶液,全部置于相距为1m 的两个电极之间,这时所具有的电导称为摩尔电导率。摩尔电导率与电导率之间有如下的关系。 ∧m = κ/c (5) 式中c 为溶液中物质的量浓度,单位为mol·m -3 。 在电导池中,电导的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 = κA/ l (6) 由(6)式可得 κ=K cell G (7)

实验二、醋酸解离常数的测定

醋酸解离常数的测定 目的要求 (1)了解对消法测电动势的基本原理,熟悉EM-3C 电子电位差计的使用方法; (2)学习电极及盐桥的使用方法,学会电池的装配方法; (3)掌握可逆电池电动势测定的应用。 基本原理 利用各种氢离子指示电极与参比电极组成电池,即可从测得的电池电动势算出溶液的pH 值,常用指示电极有:氢电极、醌氢醌电极和玻璃电极。今讨论醌氢醌(Q·H 2Q)电极。Q·H 2Q 为醌(Q)与氢醌(H 2Q)的等分子化合物,在水溶液中部分分解。 (Q·H 2Q) (Q) (H 2Q) 醌氢醌在水中溶解度很小。将待测pH 溶液用Q·H 2Q 饱和后,再插入一只光亮Pt 电极就构成了Q·H 2Q 电极,可用它构成如下电池: Hg(l)|Hg 2Cl 2(s)|饱和KCl 溶液‖由Q·H 2Q 饱和的待测pH 溶液(H +)|Pt(s) Q·H 2Q 电极反应为: Q +2H ++2e – →H 2Q 因为在稀溶液中+ +H H a c =,所以: ????=- 2 2 Q H Q Q H Q 2.303pH RT F

2 可见,Q·H 2Q 电极的作用相当于一个氢电极,电池的电动势为: 2 Q H Q 2.303pH RT E F ????+-?=-=- -饱和甘汞 2 Q H Q pH () 2.303F E RT ???=--? 饱和甘汞 (1) 其中2Q H Q ??=0.6994 – 7.4 × 10–4 (t – 25),?饱和甘汞=0.2412 – 6.6l×10–4 (t –25) – 1.75×10–6 (t –25)2。 在HAc 和NaAc 组成的缓冲溶液中,由于同离子效应,当达到解离平衡时, HAc 0, HAc c c ≈, 0, NaAc Ac c c -≈。根据酸性缓冲溶液pH 的计算公式为 0, HAc HAc a a 0, NaAc Ac pH pK (HAc)lg pK (HAc)lg c c c c -=-=- 对于由相同浓度HAc 和NaAc 组成的缓冲溶液,则有 a pH pK (HAc)= 本实验中,量取两份相同体积、相同浓度的HAc 溶液,在其中一份中滴加NaOH 溶液至恰好中和(以酚酞为指示剂),然后加入另一份HAc 溶液,即得到等浓度的HAc-NaAc 缓冲溶液,测其pH 即可得到a pK (HAc)及a K (HAc)。 一、仪器 EM-3C 电子电位差计1套;Pt 电极1支;饱和甘汞电极1只;烧杯;移液管。 二、试剂 盐桥;KCl 饱和溶液;醌氢醌(固体);未知浓度醋酸溶液;氢氧化钠溶液0.1mol·L –1;2g/L 酚酞乙醇溶液。 三、实验步骤

PH值的计算,电离平衡常数

第九节:PH值的计算 一:讲义 1、水的离子积 1.定义 H2O H++OH--Q,K W=c(H+)·c(OH-) 2.性质 (1)在稀溶液中,K W只受温度影响,而与溶液的酸碱性和浓度大小无关。 (2)在其它条件一定的情况下,温度升高,K W增大,反之则减小。 常温下水的离子积常数为K W=1×10-14 要带单位。(高考要求) 2.pH=-lg[H+],pOH=-lg[OH-],常温下,pH+pOH=14(为什么要强调温度?) 3.pH值的适用范围是溶液的[H+]小于或等于1mol/L。(为什么?) 4.[H+]是电解质已电离出的H+离子的物质的量浓度。 5.25℃时 类别条件近似计算 强酸与强酸pH值相差2或2以上,pH A<pH B(等体积混合) pH A+0.3(为什么?) 强酸与强酸(一元) 不等体积混合[H+]混=(C1V1+C2V2)/V1+V2强碱与强碱pH值相差2或2以上,pH A<pH B(等体积混合) pH B-0.3 强碱与强碱不等体积混合[OH-]混=(C1V1+C2V2)/V1+V2 强酸与强碱(常温下) pH酸+pH碱=14(等体积混合) pH=7 pH酸+pH碱>14(等体积混合) pH碱-0.3 pH酸+pH碱<14(等体积混合) pH酸+0.3 6.不同体积不同pH值溶液混合,若二者为强酸,则求出混合溶液的[H+],求pH值;若二者为强碱,则必须求出混合后溶液的[OH-]值再化为pH值。(为什么?解释)。若一强酸与一强碱,则求出H+离子或OH-离子后,求得[H+]化为pH值或求[OH-]再化为pH值。 二、例题解析 [例1]稀释下列溶液时,pH值怎样变化? (1)10mLpH=4的盐酸,稀释10倍到100mL时,pH=? (2)pH=6的稀盐酸稀释至1000倍,pH=? 小结:强酸每稀释10倍,pH值增大1,强碱每稀释10倍,pH值减小1。 (2)当强酸、强碱溶液的H+离子浓度接近水电离出的H+离浓度(1×10-7mol/L)时,水的H+离子浓度就不能忽略不计。所以pH=6的稀盐酸,稀释1000倍时:[H+]=(1×10-6+999×10-7)/1000=1.009×10-7pH=6.99 由此可知溶液接近中性而不会是pH=9。 [例2]求强酸间混合或强碱间混合溶后液的pH值。 (1)pH=12,pH=10的强酸溶液按等体积混合后溶液的pH值。 (2)pH=5和pH=3的强酸溶液接等体积混合后溶液的pH值。 [例3]求强酸强碱间的不完全中和的pH值。

实验八醋酸电离度和电离平衡常数的测定

实验八醋酸电离度和电离平衡常数的测定 一、实验目的 1、测定醋酸电离度和电离平衡常数。 2、学习使用pH 计。 3、掌握容量瓶、移液管、滴定管基本操作。 二、实验原理 醋酸是弱电解质,在溶液中存在下列平衡: HAc H + + Ac - 2 [ H ][ Ac ] c K a[ HAc] 1 式中[ H +]、[ Ac-]、[HAc] 分别是H+、Ac-、HAc 的平衡浓度; c 为醋酸的起始浓度;K a 为醋酸的电离平衡常数。通过对已知浓度的醋酸的pH 值的测定,按pH=-lg[H +]换算成[H +],根据电离度 [H ] c ,计算出电离度α,再代入上式即可求得电离平衡常数K a 。 三、仪器和药品 仪器:移液管(25mL ),吸量管(5mL ),容量瓶(50mL),烧杯(50mL),锥形瓶(250mL ),碱式滴定管,铁架,滴定管夹,吸气橡皮球,Delta320-S pH 计。 药品:HAc (约0.2mol ·L -1),标准缓冲溶液(pH=6.86 ,pH=4.00 ),酚酞指示剂,标准NaOH 溶液(约0.2mol L·-1 )。 三、实验内容 1.醋酸溶液浓度的标定 用移液管吸取25mL 约0.2mol ·L -1 HAc 溶液三份,分别置于三个250mL 锥形瓶中,各加2~3 滴酚酞指示剂。分别用标准氢氧化钠溶液滴定至溶液呈现微红色,半分钟不褪色为 止,记下所用氢氧化钠溶液的体积。从而求得HAc 溶液的精确浓度(四位有效数字)。2.配制不同浓度的醋酸溶液 用移液管和吸量瓶分别取25mL,5mL ,2.5mL 已标定过浓度的HAc 溶液于三个50mL 容量瓶中,用蒸馏水稀释至刻度,摇匀,并求出各份稀释后的醋酸溶液精确浓度(c 2 , c 10 , c 20 )的值(四位有效数字)。

下表是几种弱电解质的电离平衡常数

下表是几种弱电解质的电离平衡常数、难溶电解质的溶度积K sp (25℃)。 回答下列问题: I.(1)由上表分析,若①CH3COOH ②HCO③C6H5OH ④H2PO均可看作酸,则它们酸性由强到弱的顺序为(须填编号); (2)写出C6H5OH与Na3PO4反应的离子方程式:; (3)25℃时,将等体积等浓度的醋酸和氨水混合,混合液中:c(CH3COO-) c(NH4+);(填“>”、“=”或“<”) (4)25℃时,向10mL 0.01mol/L苯酚溶液中滴加VmL 0.01mol/L氨水,混合溶液中粒子浓度关系正确的是;

A.若混合液pH>7,则V≥10 B.若混合液pH<7,则c(NH4+)>c(C6H5O-)>c(H+)>c(OH-) C.V=10时,混合液中水的电离程度大于10mL 0.01mol/L苯酚溶液中水的电离程度 D.V=5时,2c(NH3·H2O)+ 2 c(NH4+)= c(C6H5O-)+ c(C6H5OH) (5)如左上图所示,有T1、T2两种温度下两条BaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线,回答下列问题: ① T1 T2(填>、=、<); ② 讨论T1温度时BaSO4的沉淀溶解平衡曲线,下列说法正确的是。 A.加入Na2SO4可使溶液由a点变为b点 B.在T1曲线上方区域(不含曲线)任意一点时,均有BaSO4沉淀生成 C.蒸发溶剂可能使溶液由d点变为曲线上a、b之间的某一点(不含a、b) D.升温可使溶液由b点变为d点 II.平衡常数的计算: (1)用0.1000mol·L-1NaOH溶液滴定20.00mL某未知浓度的醋酸溶液,滴定曲线右上图。其中①点所示溶液中c(CH3COO-)=2c(CH3COOH) ③点所示溶液中存在:c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=c(Na+) 则CH3COOH的电离平衡常数Ka= 。 (2)水解反应是典型的可逆反应。水解反应的化学平衡常数称为水解常数(用K h表示),类比化学平衡常数

醋酸电离常数的测定实验报告

醋酸电离常数的测定实验报告 篇一:实验四醋酸解离常数的测定 实验四醋酸解离常数的测定 (一) pH法 一. 实验目的 1. 学习溶液的配制方法及有关仪器的使用 2. 学习醋酸解离常数的测定方法 3. 学习酸度计的使用方法二. 实验原理 醋酸(CH3COOH,简写为HAc)是一元弱酸,在水溶液中存在如下解离平衡: HAc(aq) + H2O(l) ? H3O+(aq) + Ac- (aq) 其解离常数的表达式为 [c (H3O+)/cθ][c(Ac-)/ cθ] Kθa HAc(aq) = —————————————c(HAc)/ cθ 若弱酸HAc的初始浓度为C0 mol?L-1,并且忽略水的解离,则平衡时: c(HAc) = (C0 – x)mol?L-1 c (H3O+) = c(Ac-)= x mol?L-1 x Kθa HAc = ———— C0– x 在一定温度下,用pH计测定一系列已知浓度的弱酸溶液的pH。根据PH = -㏒[c (H3O+)/cθ],求出c (H3O+),

即x,代入上式,可求出一系列的Kθa HAc,取其平均值,即为该温度下醋酸的解离常数。 实验所测的4个p Kθa(HAc),由于实验误差可能不完全相同,可用下列方式处理,求p Kθa(HAc)平均和标准偏差s: n ∑ Kθai HAc i=1 θ Ka HAc = ———————— n S = 三.实验内溶(步骤) 1.不同浓度醋酸溶液的配制 2.不同浓度醋酸溶液pH的测定四.数据记录与处理 温度_18_℃ pH计编号____标准醋酸溶液浓度_0.1005_mol?L-1 实验所测的4个p Kθa(HAc),由于实验误差可能不完全相同,可用下列方式处理,求p Kθa(HAc)平均和标准偏差s: n ∑ Kθai HAc i=1 Kθa HAc = ————————

常见弱电解质电离平衡常数表

弱电解质的解离常数 (近似浓度~·L-1,温度298K) 名称化学式解离常数,K p K 醋酸HAc×1O-5 碳酸H2CO3K1=×lO-7 K2=×1O-11 草酸H2C2O4K1=×lO-2 K2=×lO-5 亚硝酸HNO2×1O-4 磷酸H3PO4K1=×lO-3 K2=×1O-8 K3=×lO-13 (291K) 亚硫酸H2SO3 K1=×lO-2 (291K) K2=×lO-7 硫酸H2SO4K2=×lO-2 硫化氢H2S K1=×lO-8 (291K) K2=×1O-12 氢氰酸HCN×1O-1O 铬酸H2CrO4K1=×lO-1 K2=×1O-7 *硼酸H3BO3×1O-1O 氢氟酸HF×1O-4 过氧化氢H2O2×1O-12 次氯酸HClO×1O-5 (291K) 次溴酸HBrO×1O-9 次碘酸HIO×1O-11 碘酸HIO3×1O-1 砷酸H3AsO4 K1=×lO-3 (291K) K2=×lO-7 K3=×1O-12 亚砷酸HAsO26×1O-1O 铵离子NH4+×1O-1O

氨水NH3·H2O×1O-5 联胺N2H4×1O-7 羟氨NH2OH×1O-9 氢氧化铅Pb(OH)2×1O-4 氢氧化锂LiOH×1O-1 氢氧化铍Be(OH)2×1O-6 BeOH+×1O-9 氢氧化铝A1(OH)3×1O-9 Al(OH)2+×1O-1O 氢氧化锌Zn(OH)2×1O-7 氢氧化镉Cd(OH)2×1O-11 *乙二胺H2NC2H4NH2K1=×lO-5 K2=×lO-8 *六亚甲基四 胺 (CH2)6N4×1O-9 *尿素CO(NH2)2×1O-14 *质子化六亚 甲基四胺 (CH2)6N4H+×1O-6甲酸HCOOH ×1O-4 (293K)氯乙酸ClCH2COOH×1O-3 氨基乙酸NH2CH2COOH×1O-1O *邻苯二甲酸C6H4(COOH)2K1=×1O-3 K2=×1O-6 柠檬酸(HOOCCH2)2C(OH)COOH K1=×1O-4 K2=×1O-5 (293K) K3=×1O-7 -酒石酸(CH(OH)COOH)2K1=×1O-3 K2=×1O-5 *8-羟基喹 啉C9H6NOH K1=8×lO-6 K2=1×1O-9 苯酚C6H5OH ×1O-1O (293K) *对氨基苯磺 酸H2NC6H4SO3H K l=×lO-l K2=×1O-4 *乙二胺四乙酸(EDTA) (CH2COOH)2NH+CH2CH2NH+(CH2COOH)2K5=×1O-7 K6=×1O-11

酚酞电离平衡常数的测定

酚酞电离平衡常数的测定 ———风光光度法 姓名:学号: 班级:2 指导老师: 一、实验目的 1、用分光光度计和PH计测定酚酞的电离平衡常数。 二、实验原理 酚酞是一元有机弱酸,用HR表示,在水溶液中按下式部分电离: HR===H++R- (1) 无色红色 在一定温度下,上述反应达到平衡后,若改变体系的酸的浓度,将是平衡移动;新的平衡到达时,各反应物浓度均有所变化,但平衡常数不变。本实验以不同的PH的缓冲溶液为反应介质在定温下测定酚酞的电离平衡常数。 若以[HR]0表示酚酞的原始浓度,则应有: [HR]= [HR]0 - [R-] 令电离度α=[R-]/[HR]0 则得: K T=[H+] [α/(1-α)] 本实验用分光光度计测吸光度,用PH计测其PH。 根据比尔定律:一有色物质之浓度,在光径不变时,其浓度与光密度成正比。故若取一定体积的酚酞溶液加到一已知PH值得缓冲溶液中测得光密度为E,在相同条件下,加适量的NaOH,使酚酞完全电离,测得光密度为E 。根据电离度的定义和比尔定律,下式成立 α=[R-]/[HR]0=E/ E0 从而得出K T的计算公式为: K T=[E/(E0-E)]x10-PH 三、仪器和药品 7721型分光光度计、PH计、100 ml 容量瓶6个、50ml烧杯、6个1ml刻度移液管2支、乳头滴管1支、2ml刻度移液管1支、1N NaOH溶液(A液);0.4N 混酸(HAc,)();0.5%酚酞;0.1N NaOH溶液. 四、实验步骤 1. 在1至5号的100ml容量瓶中分别加入1.00ml0.5%酚酞和1.00ml 0.4N混酸

后,加入蒸馏水至容量瓶体积的2/3.摇匀。 2.用乳头滴管吸取1N NaOH 分别滴加在上述5只容量瓶中刚好滴至微红,然后改用 0.4N NaOH ,使1号至5号容量瓶中溶液的红色由浅到深形成一个色阶,最后用蒸馏水稀释至刻度。 3.在另一只100ml 容量瓶(编号6)中,加入0.10ml 0.5%酚酞和2.00ml 0.1N NaOH ,用蒸馏水稀释至刻度处。迅速测定1~6号溶液的光密度和PH 值。 五、实验记录和数据处理 1.将测定的1~6号溶液的光密度(E)和PH 记录与下表。 实验温度:25℃ 项目 编号 1 2 3 4 5 6 备注 E 0.082 0.104 0.090 0.124 0.123 0.975 测光密度时,采用波长550nm PH 8.12 8.23 8.16 8.26 8.23 10.47 K T 6.43*10-11 6.34*10-11 6.45*10-11 7.08*10-11 7.52*10-11 3.76*10-12 六、误差分析 1.移液时有误差,进而对实验结果造成误差。 2.容量瓶定容是存在误差,进而对实验结果造成误差。 3.比色皿的清洗不彻底,会对实验造成一定误差。 4.吸光率的测定和PH 的测定不是同时进行也会造成一定实验误差。 5.由于实验仪器长期使用,会出现一定的磨损,是使实验仪器的精密度降低,进而对实验结果造成一定影响。 七、思考题 1.所配溶液色阶颜色太深对实验有无影响?1至5号瓶子中酚酞的量不一致对实验结果有无影响? 答:有影响,溶液的吸光度在0.1至0.7这个范围准确性最高,吸光度超出这个范围,即对应的浓度超出这个范围,准确性要打折扣。吸光度在0.434时,准确度最高,越接近这个值,精度越高;没有影响,平衡常数对于一个特定的反应来说,当温度确定时,它是一个常数,不随着反应物的量的变化而变化,故1至5号瓶子中的酚酞的量可以不一致。。

醋酸电离常数的测定

大学化学实验报告 专业土木工程年级2012 班级08班姓名姚贤涌 实验项目名称醋酸电离常数的测定 实验原理: (1) 醋酸溶液浓度的标定 在容量分析中进行物质溶液浓度的标定计算,依据的是“反应的等物质的量规则”。该“规则”指出:在反应中所消耗的反应物A的物质的量n(A)等于反应中所消耗的反应物B的物质的量n(B)。 对于给定的反应 aA+bB=gG+dD 即n(A)=n(B) 在本实验中,是用Hac溶液去中和滴定NaOH的标准溶液,其反应式为 HAc(aq)+NaOH(aq)=NaAc(aq)+H2O(l) 在滴定刚刚达到终点时,则有 n(HAc)=n(NaOH) 即c(HAc)V(HAc)=c(NaOH)V(NaOH) 这样可以求出HAc溶液的尝试为: c(HAc)=c(NaOH)V(NaOH)/V(HAc) 这里物质溶液的浓度单位为mol·dm-3;物质溶液的体积单位为dm-3。 (2) pH值法测定醋酸电离常数 醋酸是弱酸,即弱电解质,它在溶液中存在下列电离平衡: HAc H++Ac-

溶液中各物质的原始浓度/mol ·dm -3 c 0 0 溶液中各物质的平衡浓度/mol ·dm -3 c-c α c α c α 其电离平衡常数表达式为: ()()()HAc c H c Ac c c K c HAc c c ααα +-==- 所以 21HAc c K c αα=- 式中 K HAc ——醋酸的电离常数; c ——醋酸溶液的原始浓度,单位为mol ·dm -3 α——醋酸的电离度。 在一定温度下,用pH 计(酸度计)(参见2.2酸度计)测得一系列已知不同浓度的醋酸溶液的pH 值,根据pH=-lg{c(H +)/c },换算出各不同浓度醋酸溶液中的c(H +);再根据c(H +)=c α,α={c(H +)/c}×100%,方可求得各不同浓度醋酸溶液的电离度α值;最后根据K HAc =c α2/(1-α),求得一系列对应的电离常数K HAc 值,取其平均值,即为该温度下的醋酸电离常数值。

醋酸电离度和电离常数的测定

实验题目 醋酸电离度和电离常数的测定(教材p57-59) 一、实验目的 1、测定醋酸的电离度和电离常数; 2、掌握滴定原理,滴定操作及正确判断滴定终点; 3、练习使用pH 计、滴定管、容量瓶的使用方法。 二、实验原理 醋酸(CH3COOH 或写出HAc )是弱电解质,在溶液中存在下列电离平衡: HAc H+ + Ac- 起始浓度/ mol·dm -3 c 0 0 平衡浓度 / mol·dm - 3 c-cα cα cα θ a K = ][]][[HAc Ac H -+=ααc c c -2)(=α α-12c ,当α<5%时,1-α ≈ 1 故θ a K =c α2 而[H +]= cα →α=[H +]/c 。 c 为HAc 的起始浓度,通过已知浓度的NaOH 溶液滴定测出, HAc 溶液的pH 值由数显 pH 计测定,然后根据pH=-log[H +],→[H +]=10-pH ,把[H +]、c 带入上式即可求算出电离度α和电离平衡常数θ a K 。 三、仪器和药品 数显pH 计,酸式滴定管,碱式滴定管,烧杯,温度计,移液管,洗耳 球;0.1 mol·dm - 3左右的NaOH 溶液,未知浓度的HAc 溶液。 四、实验步骤 1、醋酸溶液浓度的标定 用移液管移取25.00cm 3 HAc 溶液于锥形瓶中,加入纯水25cm 3,再加入2滴 酚酞指示剂,立即用NaOH 溶液滴定至呈浅粉红色并30秒钟不消失即为终点。再重复滴定2次,并记录数据。 2、配制不同浓度的醋酸溶液,并测定pH 值 把1中已标定的醋酸溶液,配制成c/2、c/4,并测定其pH 。 五、数据记录和处理 表一 醋酸溶液浓度的标定

实验二、醋酸解离常数的测定

百度文库 醋酸解离常数的测定 目的要求 (1)了解对消法测电动势的基本原理,熟悉EM-3C 电子电位差计的使用方法; (2)学习电极及盐桥的使用方法,学会电池的装配方法; (3)掌握可逆电池电动势测定的应用。 基本原理 利用各种氢离子指示电极与参比电极组成电池,即可从测得的电池电动势算出溶液的pH 值,常用指示电极有:氢电极、醌氢醌电极和玻璃电极。今讨论醌氢醌(Q·H 2Q)电极。Q·H 2Q 为醌(Q)与氢醌(H 2Q)的等分子化合物,在水溶液中部分分解。 (Q·H 2Q) (Q) (H 2Q) 醌氢醌在水中溶解度很小。将待测pH 溶液用Q·H 2Q 饱和后,再插入一只光亮Pt 电极就构成了Q·H 2Q 电极,可用它构成如下电池: Hg(l)|Hg 2Cl 2(s)|饱和KCl 溶液‖由Q·H 2Q 饱和的待测pH 溶液(H +)|Pt(s) Q·H 2Q 电极反应为: Q +2H ++2e – →H 2Q 因为在稀溶液中++H H a c =,所以: ????=- 2 2 Q H Q Q H Q 2.303pH RT F

百度文库 可见,Q·H 2Q 电极的作用相当于一个氢电极,电池的电动势为: 2 Q H Q 2.303pH RT E F ????+-?=-=- -饱和甘汞 2 Q H Q pH () 2.303F E RT ???=--? 饱和甘汞 (1) 其中2 Q H Q ??=0.6994 – 7.4 × 10–4 (t – 25),?饱和甘汞=0.2412 – 6.6l×10–4 (t –25) – 1.75×10–6 (t –25)2。 在HAc 和NaAc 组成的缓冲溶液中,由于同离子效应,当达到解离平衡时, HAc 0, HAc c c ≈, 0, NaAc Ac c c -≈。根据酸性缓冲溶液pH 的计算公式为 0, HAc HAc a a 0, NaAc Ac pH pK (HAc)lg pK (HAc)lg c c c c -=-=- 对于由相同浓度HAc 和NaAc 组成的缓冲溶液,则有 a pH pK (HAc)= 本实验中,量取两份相同体积、相同浓度的HAc 溶液,在其中一份中滴加NaOH 溶液至恰好中和(以酚酞为指示剂),然后加入另一份HAc 溶液,即得到等浓度的HAc-NaAc 缓冲溶液,测其pH 即可得到a pK (HAc)及a K (HAc)。 一、仪器 EM-3C 电子电位差计1套;Pt 电极1支;饱和甘汞电极1只;烧杯;移液管。 二、试剂 盐桥;KCl 饱和溶液;醌氢醌(固体);未知浓度醋酸溶液;氢氧化钠溶液0.1mol·L –1;2g/L 酚酞乙醇溶液。 三、实验步骤

nh3的电离平衡常数kb的测定[1].doc

NH 3的电离平衡常数k b 的测定 【实验目的】1、掌握PH 计法测定NH 3的电离平衡常数; 2、学习使用PH 计测定溶液的PH 值; 3、巩固滴定管、移液管、容量瓶及分析天平的规范操作. 【实验原理】1、氨水是一种弱碱,NH 3在水中存在以下电离平衡 NH 3+H 2O →NH 4++OH - k b 代表其电离平衡常数,C 为氨水的初始浓度。[NH 4+][ OH -] [NH 3 ]分别为其电离平衡浓度。 一定温度下,则有:k b =4[NH +][ OH-] [NH3] ≈[OH -]2/C(当解离度α<5%时C α 可忽略) 如果测出氨水的浓度和该溶液的PH 值便可以根据上述公式求出k b ,C 可用HCl 标准溶液滴定测得,由于滴定突跃发生在酸性范围内,所以用甲基橙作为指示剂,滴定终点时由黄色变为橙红色。 2、[OH -]可以用PH 计间接测出 3、HCl 溶液的标定:由于盐酸溶液易挥发出HCl 气体,所以不能由直接法配 置,只能先配置成近似浓度的溶液,再用适当的一级标准物质Na 2CO 3标定之。 盐酸加入Na 2CO 3溶液中: Na 2CO 3+2HCl=2NaCl+CO 2+H 2O 选用甲基橙作为指示剂,到滴定终点时,溶液由黄色变为橙红色. C (HCl )= 23232m(Na CO ) 10005(a )(l) M N CO V HC ? (mol/L) 【仪器与试剂】仪器:PHS-2C 酸度计、滴定台、酸式滴定管(25ml)、锥形瓶(250m l ×6)、 烧杯(100ml ×4)、移液管(10ml 、20ml )、胶头滴管、玻璃棒、容量瓶(100m l ×2、50ml ×2)、分析天平 试剂:1mol/L 氨水、0.1mol/L -1HCl 溶液、甲基橙、蒸馏水、分析纯无水 Na 2CO 3 【实验步骤】1、0.1mol/LHCl 酸溶液的标定: ①配置Na 2CO 3标准溶液,用分析天平称取0.4~0.6g (精确至±0.0001g )分 析纯无水Na 2CO 3,溶解稀释,转移至100ml 容量瓶中定容备用. ②取20ml 洁净的移液管,用少量碳酸钠溶液润洗2~3次,然后移取20.00碳 酸钠溶液于锥形瓶中,再加入2滴甲基橙作为指示剂,摇匀,临近滴定终点时用蒸馏水将锥形瓶的内壁冲洗一下。将酸式滴定管用少量待装的0.1mol/L 的盐酸溶液润洗2~3次,然后装满待标定的盐酸溶液(排除尖端气泡).调整并记下滴定管的初读数。用待标定的盐酸溶液进行滴定,直至溶液变为橙红色30s 不退色,记下末读数。按上述方法重复滴定3次,并在下表做好记录并处理。

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