醋酸解离度和解离常数的测定(精)
实验一 醋酸解离度和解离常数的测定
Determination of Dissociation Degree and Dissociation Constant of
Acetic Acid
一、实验目的
1．了解pH 法测定醋酸解离度和解离常数的原理。
2．学习pH 计使用方法，进一步练习滴定管、移液管等基本操作。
二、预习内容
1．吸管、移液管和容量瓶的正确使用。 2．酸碱滴定管的正确使用。 3．如何控制终点前的半滴操作。 4．酸度计的正确使用。
三、实验原理
醋酸是一元弱酸，在水溶液中存在着下列平衡：
HAc(aq) = H + (aq) + Ac - (aq)
开始浓度 /mol·dm -3 c 0 0 平衡浓度 /mol·dm -3 c -c α c α c α 其解离常数表达式：
a K Θ = +-θθθ(H )(Ac )
(HAc)c c c c c c
? = 2c c c αα-2 = 21c αα- ≈ c α2 α为醋酸的解离度。
在一定温度时，用pH 计测定一系列已知浓度的醋酸的pH 值，再按pH= -lg +
(H )c ，求
出+
(H )c 。根据+
(H )c = c α，即可求得一系列的HAc 的α和a K Θ
值，取其平均值即为在该
温度下HAc 的解离常数。
四、实验仪器和药品
1．仪器
pHS-25型酸度计、气流烘干器、50cm 3酸式滴定管两支、50cm 3碱式滴定管一支、100cm 3
烧杯四只、250cm 3锥形瓶两只、25cm 3移液管一支、玻璃棒、0℃～100℃温度计一支（公用）、
铁架、滴定管夹、吸气橡皮球、洗瓶、滤纸。
2．药品
① HAc溶液（约0.1mol·dm-3）
②标准NaOH溶液(约0.1mol·dm-3，4位有效数字)
③酚酞（1%）
五、实验内容及操作步骤
1．醋酸溶液浓度的标定
用移液管移取2份25cm30.1mol·dm-3HAc溶液，分别注入2只锥形瓶中，各加2滴酚酞。分别用标准NaOH溶液滴定至溶液刚出现粉红色，轻轻摇荡后半分钟不褪色为止。记下滴定前和滴定后碱式滴定管读数，算出醋酸溶液的精确浓度。
公式：c(HAc)·V(HAc)= c(NaOH)·V(NaOH)
2．配制不同浓度的HAc溶液
在四只干燥的100cm3烧杯中（编号为1、2、3、4），用酸式滴定管分别加入已标定的HAc溶液于1号杯48.00cm3，2号杯24.00cm3，3号杯12.00cm3，4号杯6.00cm3。再从另一盛有去离子水的滴定管往2、3、4号杯中分别加入24.00cm3、36.00cm3、42.00cm3去离子水，并混合均匀待测。
3．溶液pH值的测定
用酸度计分别测定上述各种浓度的HAc溶液（由稀到浓）的pH值（酸度计的使用参见附：LpH-802中文台式酸度计操作步骤），并记录每份溶液的pH值及测定时的室温。
六、实验数据的记录与处理
1．HAc浓度的标定
c（NaOH）= mol·dm-3
编号HAc体积
（cm3）
滴定管起始
读数（cm3）
滴定管终了
读数（cm3）
消耗NaOH
体积（cm3）
c (HAc)
（mol·dm-3）
c(HAc)
（mol·dm-3）
1 25.00
2 25.00
2． HAc 溶液的pH 值及解离常数 编号 HAc 体积（cm 3
） H 2O 体积（cm 3
） HAc 浓度 （mol·dm -3
）
pH 值
c (H +)
（mol·dm -3）
解离度 α 解离常数
a K Θ= c α2
1 48.00 0.00
2 24.00 24.00
3 12.00 36.00 4
6.00
42.00
3． 计算θ
a K 的平均值
溶液T = ℃ a K Θ
（平均）=
七、注意事项
1．平行滴定时指示剂的用量要一致；
2．滴定操作要规范，要控制好终点前的半滴操作； 3．测量pH 值之前，烧杯必须洗涤并干燥； 4．复合电极要轻拿轻放，避免损坏；
5．测定不同浓度醋酸溶液的pH 值时，宜按由稀到浓的顺序测定。
附： LpH-802中文台式酸度计操作步骤
1. 装配：请按如下图示装配酸度计。
2. 通电预热30分钟；
3. 按“退出”键进入主菜单，按“︽、︾”键将光标移到“标定”项，按“确认”
键进入标定方法
LPH-802中文台式酸度计示意图
选择界面，按“︽、︾”键选择“两点标定”，按“确认”键即可按如下步骤进行标定：
首先应确保pH 电极和温补电极同时置入已知pH 的溶液中。
按提示准备好后，选择“完成”。
建议用户选比较接近被测液的两种标液之一。三种标液的理想mV 数(25℃)为:
4.00pH----- +177.5mV 6.86pH----- +8.3mV 9.18pH----- -129.0mV
待显示的mV 数稳定后，才能进行下一步。还应观察稳定后的mV 数是否与该标液的理想值相近，如差得太远，得找原因，不要急于选“稳定”。
pH 值的标液（如9.18）。
因选的第二种标液是9.18pH ，mV 数又稳定在-125.0，距-129.0很近，可选“稳定”进行下一步了。
“误差”说明了电极的老化程度，失效的电极误差很大。此时，用户要做出判断，看标定结果是否合乎要求，具体值就要用户自己根据现场对测量精度的具体要求等多种因素确定。
如选择“合格”，标定的结果自动存储，三秒钟后显示消出，进入测量态。在“E0.S 值查询”和“参数”菜单中可查询到。如选“失败”，将退到“标定”子菜单。
4. 将电极插入装有被测水样的烧杯中，（注意不要接触杯壁或杯底）水样稳定后，即可读
数。
5. 测量完毕后，取出复合电极，用蒸馏水淋洗电极，套上复合电极帽，并关闭电源。
标定结束，按屏幕操作，选择“完成”便可以进行测量。
实验二氧化还原与电化学
Oxidation-reduction and Electrochemistry
一、实验目的
1．了解原电池的组成及其电动势的粗略测定。
2．了解电极电势与氧化还原反应的关系以及介质的酸碱性对电极电势、氧化还原反应的影响。
3．了解一些氧化还原电对的氧化还原性。
4．了解电化学腐蚀的基本原理及其防止的方法。
二、预习内容
1．氧化还原反应方向与电极电势之间有何关系？
2．在电极电势与氧化还原反应方向实验内容中，哪些物质之间能发生反应？反应过程中可能产生什么现象？哪些物质之间不能发生反应？为什么？能反应的写出反应方程式。
3．写出KMnO4在酸性介质中与KBr反应的方程式，并分析介质的酸度对上述氧化还原反应速率有何影响。
三、实验原理
电极电势的大小表示电对中氧化态物质得电子的倾向或者电对中还原态物质失电子的倾向。电对的电极电势代数值越大，对应的氧化态物质的氧化能力越强，还原态物质的还原能力越弱；反之亦然。
水溶液中自发进行的氧化还原反应的方向可由电极电势数值加以判断。自发进行的氧化还原反应中，氧化剂电对的电极电势代数值应大于还原剂电对的电极电势代数值，即：?（氧化剂电对）＞?（还原剂电对）
通常情况下，可用标准电极电势来衡量：?Θ（氧化剂电对）＞?Θ（还原剂电对）当氧化剂电对与还原剂电对的?Θ相差很小时，应考虑溶液中离子浓度对电极电势的影响。
以含氧酸根离子作氧化剂时，其电极电势随着溶液中H+浓度的增大而增大。即介质的酸度也是影响?值的因素之一。如KMnO4在不同酸度介质中的半反应及标准电极电势如下：
酸性介质中 4MnO - + 8 H + + 5e -
= Mn 2+ + 4H 2O ?Θ=1.419V 中性或弱碱性溶液中 4MnO - +2 H 2O +3e -
= MnO 2(s) + 4OH - ?Θ=0.588V 碱性介质中 4MnO - +e -
= 24MnO - ?Θ=0.564V
中间价态化合物一般既可作氧化剂又可作还原剂。例如H 2O 2作氧化剂而被还原为H 2O
（或OH -） H 2O 2 + 2 H + + 2e -
= 2H 2O ?Θ
=1.776V
但遇强氧化剂如高锰酸钾（酸性介质）时又作还原剂被氧化生成氧气。
O 2 + 2 H + + 2e -
= H 2O 2 ?Θ
=0.682V
利用氧化还原反应产生电流的装置叫做原电池。例如Cu —Zn 原电池 （－）Zn ｜ZnSO 4（1mol·dm -3）‖CuSO 4（1mol·dm -3）｜Cu （＋） 负极Zn ： Zn - 2e -
= Zn 2+ 氧化反应 正极Cu ： Cu 2+ + 2e - = Cu 还原反应
电池反应 Zn + Cu 2+ = Cu + Zn 2+ 氧化还原反应
利用氧化还原反应可制作印刷电路板，例如：
Cu + 2FeCl 3 = CuCl 2 + 2FeCl 2
电化学腐蚀是由于金属在电解质溶液中形成与原电池相似的腐蚀电池而引起的腐蚀，在腐蚀电池中较活泼的金属作阳极（负极）被氧化，而阴极（正极）仅起传递电子的作用，本身不被腐蚀。在腐蚀性介质中，加入少量能防止或延缓腐蚀过程的物质叫做缓蚀剂，例如六亚甲基四胺（乌洛托品）可用作钢铁在酸性介质中的缓蚀剂。
四、实验仪器和药品
1．仪器
烧杯、试管、表面皿、盐桥、伏特计、导线、镊子、砂纸、电极（锌片、铜片、铁钉）、滴管。 2．药品
（1）HCl 溶液（0.1mol·dm -3） （2）H 2SO 4溶液(3mol·dm -3) （3）HAc 溶液（6mol·dm -3） （4）NaOH 溶液（6mol·dm -3） （5）CuSO 4溶液（0.5mol·dm -3） （6）FeSO 4溶液（0.1mol·dm -3） （7）FeCl 3溶液（0.1mol·dm -3）
（8）KBr 溶液（0.1mol·dm -3）
（9）KI溶液（0.1mol·dm-3）（10）KClO3溶液（0.1mol·dm-3）
（11）KMnO4溶液（0.01mol·dm-3）（12）Na2S溶液（0.1mol·dm-3）
（13）Na2SO3溶液（0.1mol·dm-3）（14）K3[Fe(CN)6]溶液（0.1mol·dm-3）
（15）Pb(NO3)2溶液（0.1mol·dm-3）（16）ZnSO4溶液（0.5mol·dm-3）
（17）饱和溴水（18）饱和碘水
（19）四氯化碳（20）过氧化氢溶液（3%）
（21）乌洛托品溶液（20%）（22）纯锌粒
（23）粗铜丝（铜棒）
五、实验内容及操作步骤
１．电极电势与氧化还原反应方向
确定Br2/Br-、I2/I-、Fe3+/Fe2+三个电对在电极电势表中的顺序：
（1）向分别盛有10滴0.1mol·dm-3KI溶液和KBr溶液的两支试管中各加入2滴0.1mol·dm-3FeCl3溶液，混合均匀后再各加入5滴CCl4充分振荡，观察CCl4层中颜色有何变化？其反应式为：
2Fe3+ + 2-I= 2Fe2+ + I2（I2溶于CCl4中呈紫红色）
Br?（?表示不反应）
Fe3+ +-
（2）在两支各盛有10滴0.1mol·dm-3 FeSO4溶液的试管中分别滴入2滴饱和溴水和饱和碘水，摇动试管，观察滴入的溴水和碘水的颜色有何变化。其反应式为：
Br
2Fe2+ + Br2 = 2Fe3+ + 2-
Fe2+ + I2?
Br）。由（1）、（2）可知，氧化性：Br2 > Fe3+ > I2；?Θ（I2/-I）〈?Θ（Fe3+/ Fe2+）〈?Θ（Br2/-２．原电池的组成及其电动势的测定
在两只50cm3的小烧杯中，分别加入30cm3 0.5mol·dm-3 CuSO4和0.5mol·dm-3 ZnSO4溶液。在CuSO4中插入带导线的铜片，在ZnSO4中插入带导线的锌片组成两个电极，中间以盐桥连通。将铜片和锌片上的导线分别与伏特计的正负极相接，测量两极之间的电压。见图2。（注：c（Cu2+）= c（Zn2+）=0.5mol·dm-3时的理论电动势E=1.1218V）
图2 原电池装置示意图
３．介质对氧化还原反应产物的影响
（1）KMnO 4在不同介质中的反应：在三支试管中，各加入1滴0.01mol·dm -3 KMnO 4
溶液，然后向第一支试管中加入3滴3mol·dm -3 H 2SO 4，使溶液酸化；向第二支试管中加入数滴水；向第三支试管中加入5滴6 mol·dm -3 NaOH 溶液，然后各加入3滴0.1mol·dm -3 Na 2SO 3溶液，观察反应产物有何不同。其反应式为：
2-4MnO （紫）+ 6H + + 52-3SO = 2Mn 2+（肉红色或无色）+ 52-
4SO + 3H 2O 2-4MnO + H 2O + 32-3SO = 2MnO 2 ↓(棕褐色) + 32-4SO + 2-
OH
2-4MnO +2-OH + 2-3SO = 22-4MnO （绿）+ 2-4SO + H 2O
（2）往试管中加入10滴0.1mol·dm -3 KClO 3溶液，并加入10滴KI 溶液，加热观察有无现象发生？然后趁热滴入10滴3 mol·dm -3 H 2SO 4使之酸化，再观察现象。其反应式为：
-3ClO + -
I
?
?
-3ClO + 6-I + 6H + =-Cl + 3I 2 + 3H 2O
4．中间价态化合物的氧化还原性
（1）过氧化氢的氧化性
向试管中加入2滴0.1mol·dm -3 Pb （NO 3）2和2滴0.1mol·dm -3 Na 2S 溶液，观察现象。再加入5滴3% H 2O 2溶液，摇动试管，观察有何变化。其反应式为：
Pb 2+ + 2-
S = PbS↓（黑）
PbS + 4H 2O 2= PbSO 4↓（白）+ 4H 2O （2）过氧化氢的还原性
往试管中加入1滴0.01mol·dm -3KMnO 4溶液，并加入3滴3mol·dm -3 H 2SO 4使之酸化，然后滴加3% H 2O 2溶液，观察现象。其反应式为：
2-
4MnO + 5H 2O 2 + 6H + = 2Mn 2+ +5O 2 ↑ + 8H 2O ５．酸度对氧化还原反应的影响
在两支各盛有3滴0.1mol·dm -3 KBr 溶液的试管中，分别加入3滴3mol·dm -3 H 2SO 4和6mol·dm -3 HAc ，然后往两支试管中各加入1滴0.01mol·dm -3 KMnO 4溶液。观察并比较两支试管中紫色溶液褪色的快慢。其反应为：
2-4MnO + 10-Br + 16H + = 2Mn 2+ + 5Br 2 + 8H 2O
2-4MnO + 10-
Br + 16HAc = 2Mn 2+ + 5Br 2 + 16Ac - +8 H 2O 6．金属的腐蚀及防止
（1）金属腐蚀
取一支试管加入20滴0.1mol·dm -3 HCl 溶液，然后分别加入一小粒纯锌，观察气泡发生的情况。再取一根铜棒（或粗铜丝）插入上述试管中，并与纯锌接触观察铜棒与锌粒接触前后的情况有何不同？为什么？
（2）腐蚀的防止--缓蚀剂法
取两枚铁钉，用砂纸擦去铁锈，将铁钉浸入去锈液中数分钟。取出铁钉用水冲洗，分别放入两支试管中，往其中一支试管中滴5滴20%乌洛托品，往另一支试管中加入5滴
0.1mol·dm -3 HCl 溶液，再各滴入1滴0.1mol·dm -336
K [Fe CN ]（）溶液。观察比较两支试管中所出现的颜色深浅，并说明原因。
六、思考题
1．为什么纯锌与HCl 作用产生氢气的速率很慢，但当在其中插入铜棒并让它与锌接触时产生氢气的速率会大大加快？
2．为什么乌洛托品在酸性介质中能对金属起缓蚀作用？
实验三 配位化合物 Coordination Compound
一、实验目的
1．理解配合物的组成以及配离子与简单离子的区别。 2．理解配合平衡及配合平衡与多相离子平衡的相互转化规律。
二、预习内容
1．掌握配位化合物的定义,组成,命名和分类。 2．了解配位化合物螯合物形成的条件和特殊稳定性。
三、实验原理
1．配位化合物的定义
一般认为，配合物是由中心离子（或原子）和配位体（阴离子或分子）以配位键的形式结合而成的复杂离子（或分子），通常称这种复杂离子（或分子）为配位单元。凡是含有配位单元的化合物都称为配合物。如本实验中就涉及许多配离子：如：[Cu(NH 3)4]2+、[HgI 4]2-、[Fe(CN)6]3-、[Fe(SCN)]2+、[FeCl 4]-、[Ag(NH 3)2]+、[FeF 6]3-、[Ag(S 2O 3)2]3-、[Fe(H 2O)6]3+等。 2．配位化合物的组成
对于配位化合物的组成，要理解中心离子（或原子）、配位体、配位原子、配位数、内界和外界等一些基本概念。
例如配位化合物[Cu(NH 3)4]SO 4，其中心离子为Cu 2+，配位体为NH 3，配位原子是NH 3
中的氮原子，配位数为4。内界是[Cu(NH 3)4]2+配离子，其中心离子Cu 2+与配位体 NH 3之间是通过配位键的形式相结合，外界是2-4SO 。内界[Cu(NH 3)4]2+和外界2-
4SO 是通过离子键的形式相结合形成了配位化合物[Cu(NH 3)4]SO 4。 3．配位化合物与复盐
配合物与复盐不同。在水溶液中，配合物解离出来的配离子很稳定，只有一小部分解离，而复盐则几乎全部解离成为简单离子。例如：
复盐 (NH 4)Fe(SO 4)2 = +4NH + Fe 3+ +22-4SO 配合物 [Cu(NH 3)4]SO 4 = [Cu(NH 3)4]2 + 2-4SO
[Cu(NH 3)4]2+ = Cu 2+ + 4NH 3（实际上是逐级解离的）
配离子的解离平衡常数称为该离子的不稳定常数，其倒数（即配合平衡常数）称为该配离子的稳定常数。
{}
[]4
2+32+
3(Cu )(NH )(Cu(NH )4)c c K c =
不稳
[]{}
2+
34
2+
3(Cu(NH )4)
(Cu )(NH )c K c c =
稳
配离子的配合解离平衡符合平衡移动规律，配离子或难溶物之间的转化可向生成更难解离或更难溶解的物质的方向进行。 4．螯合物
具有环状结构的配合物称螯合物或内配位化合物。许多金属的螯合物具有特征的颜色，难溶于水而易溶于有机溶剂。如本实验中就有焦磷酸铜（Ⅱ）螯合离子[Cu(P 2O 7)2]6-和二丁二酮肟合镍（Ⅱ）螯合物，其结构简式如图3所示。
CH 3
CH 3
N N
C
H 3C
H 3N
Ni
H O H
......
图3 二丁二酮肟合镍（Ⅱ）螯合物的结构
四、实验仪器和药品
1．仪器
小烧杯、滴管、试管、离心试管、离心机、玻璃棒、试管架、洗瓶（内装蒸馏水）。 2．药品
（1）CuSO 4溶液(0.1mol·dm -3) （2）氨水(6mol·dm -3)
（3）酒精(95%)
（4）Hg(NO 3)2溶液(0.1mol·dm -3) （5）KI 溶液(0.1mol·dm -3) （6）BaCl 2溶液(1mol·dm -3) （7）NaOH 溶液(0.1mol·dm -3) （8）Na 2S 溶液(0.1mol·dm -3) （9）NaOH 溶液(6mol·dm -3) （10）K 3[Fe(CN)6]溶液(0.1mol·dm -3) （11）FeCl 3溶液(0.1mol·dm -3)
（12）Fe(SO 4)2溶液(0.1mol·dm -3)
（13）NH4SCN溶液(0.1mol·dm-3) （14）Fe(NO3)3溶液(0.5mol·dm-3)
（15）HCl溶液(6mol·dm-3) （16）NH4F溶液(4mol·dm-3)
（17）四氯化碳（18）AgNO3溶液(0.1mol·dm-3)
（19）Na2CO3溶液(0.1mol·dm-3) （20）氨水(2mol·dm-3)
（21）NaCl溶液(0.1mol·dm-3) （22）KBr溶液(0.1mol·dm-3)
（23）Na2S2O3溶液(0.5mol·dm-3) （24）饱和Na2S2O3
（25）K4P2O7溶液(0.1mol·dm-3) （26）NiCl2溶液(0.1mol·dm-3)
（27）丁二酮肟(1%) （28）乙醚
五、实验内容和操作步骤
1．配离子的生成
（1）[Cu(NH3)4]2+正配离子的生成
在一只小烧杯中加入约10cm3 0.1mol·dm-3的CuSO4溶液，然后逐滴加入6mol·dm-3的氨水直至最初生成的Cu2(OH)2SO4天蓝色沉淀溶解为止，形成[Cu(NH3)4]2+深蓝色溶液。试解释此过程中的有关现象，并将此深蓝色溶液留作后面的实验中使用。
取10滴上述深蓝色溶液于一支试管中，加入2cm3 95%的酒精，以降低配合物在水溶液中的溶解度，观察深蓝色[Cu(NH3)4]SO4·H2O晶体的析出。离心分离，吸出溶液，进一步观察晶体颜色。
反应式如下：
SO+ 2NH3·H2O = Cu2(OH)2SO4↓ + 2NH4+
2Cu2+ +2-
4
(天蓝色碱式硫酸铜)
SO
Cu2(OH)2SO4 + 8NH3 =2[Cu(NH3)4]2+ + 2-
OH+2-
4
(深蓝色铜氨配离子)
SO= [Cu(NH3)4SO4]·H2O
[Cu(NH3)4]2+ +2-
4
(深蓝色硫酸四氨合铜(Ⅱ)晶体)
（2）[HgI4]2-负配离子的生成
取一支试管，加入2滴0.1mol·dm-3的Hg(NO3)2溶液，然后逐滴加入0.1mol·dm-3的KI 溶液，直至最初生成的HgI2红色沉淀溶解为止，形成[HgI4]2-无色溶液。试解释此过程中的有关现象。反应式如下：
Hg 2+ + 2-I = HgI 2↓ HgI 2 + 2-I = [HgI 4]2- 2．配合物的组成
（1）取两支试管，各加入5滴0.1mol·dm -3的CuSO 4溶液，然后分别加入2滴1mol·dm -3
的BaCl 2溶液和0.1mol·dm -3的NaOH 溶液，观察并解释此过程中的有关现象。反应式如下：
Ba 2+ + 2-4 SO = Ba SO 4↓(白)
Cu 2+ +2-
OH (稀) = Cu(OH)2↓(蓝)
（2）另取两支试管，各加入5滴前面制备的[Cu(NH 3)4]2+溶液，然后也分别加入2滴1mol·dm -3的BaCl 2溶液和0.1mol·dm -3的NaOH 溶液，观察并解释有关现象。反应式如下：
Ba 2+ + 2-4 SO = Ba SO 4↓(白)
[Cu(NH 3)4]2+ + -
OH (稀) ?
3．配离子的离解
（1）取两支试管，各加入5滴0.1mol·dm -3的CuSO 4溶液，然后分别加入2滴0.1mol·dm -3
的Na 2S 溶液和6mol·dm -3的NaOH 溶液，观察并解释此过程中的有关现象。反应式如下：
Cu 2+ + 2-
S = CuS↓(黑)
Cu 2+ +2-
OH (浓) = Cu(OH)2↓(蓝)
（2）另取两支试管，各加入5滴前面制备的[Cu(NH 3)4]2+溶液，然后也分别加入2滴0.1mol·dm -3的Na 2S 溶液和6mol·dm -3的NaOH 溶液，观察并解释有关现象。反应式如下：
[Cu(NH 3)4]2+ = Cu 2+ + 4NH 3 Cu 2+ + 2-
S = CuS↓(黑)
Cu 2+ +2-
OH (浓) = Cu(OH)2↓(蓝) 4．配合物与复盐、简单盐的区别
取三支试管，分别加入10滴0.1mol·dm -3的K 3[Fe(CN)6]、FeCl 3、(NH 4)Fe(SO 4)2溶液，然后各加入1滴0.1mol·dm -3的NH 4SCN 溶液，观察并解释有关现象。反应式如下：
3-6[Fe(CN)] + -SCN
?
Fe 3+ + n -
SCN = [Fe(SCN)n ]( n-3)- (n=1~6) (血红色) Fe 3+ + n -
SCN = [Fe(SCN)n ]( n-3)- (n=1~6) (血红色)
5．含Fe （Ⅲ）溶液中配合平衡的移动
（1）配离子之间的转化
向一支试管中加入5滴0.5mol·dm-3的Fe(NO 3)3溶液，然后加入3滴6mol·dm -3的HCl 溶液，振荡，观察溶液的颜色变化。继续向该试管中加入0.1mol·dm -3的NH 4SCN 溶液，振荡，观察溶液的颜色变化。最后向该试管中加入4mol·dm -3的NH 4F 溶液，振荡，观察溶液的颜色变化并解释其现象。反应式如下：
3+26[Fe(H O)]+ 4-Cl = [FeCl 4]-(黄)
[FeCl 4]- + n -SCN =[Fe(SCN)]3-n (血红色) + 4-
Cl [Fe(SCN)]3-n + 6-F = [FeF 6]3-(无色) + n -SCN （2）配合平衡与氧化还原反应
取两支试管，分别加入5滴0.1mol·dm -3的K 3[Fe(CN)6]溶液和FeCl 3溶液，再往各试管中分别加入5滴0.1mol·dm -3的KI 溶液和10滴CCl 4，振荡后比较两试管中CCl 4层的颜色，并解释此现象。反应式如下：
3-6[Fe(CN)] + -I
2Fe 3+ + 2-
I = 2Fe 2+ + I 2 （I 2溶于CCl 4中呈紫红色） 6．含Ag （Ⅰ）溶液中配合平衡与多相离子平衡
往一支试管中，加入5滴0.1mol·dm -3的AgNO 3溶液，然后依次进行下列实验。注意观察每一步骤中所发生的现象。
（1）滴加0.1mol·dm -3的Na 2CO 3溶液至刚生成沉淀。 （2）滴加2mol·dm -3的氨水至沉淀刚溶解。
（3）加入1滴0.1mol·dm -3的NaCl 溶液至生成沉淀。 （4）滴加6mol·dm -3的氨水至沉淀刚溶解。 （5）加入1滴0.1mol·dm -3的KBr 溶液至生成沉淀。
（6）滴加0.5mol·dm-3的Na 2S 2O 3溶液，边滴边振荡至沉淀刚溶解。 （7）加入1滴0.1mol·dm -3的KI 溶液至生成沉淀。 （8）滴加饱和的Na 2S 2O 3溶液，边滴边振荡至沉淀刚溶解。 （9）滴加0.1mol·dm -3的Na 2S 溶液至生成沉淀。
注意：每步试剂的加入量只需加至刚生成沉淀或刚溶解即可。若溶液量太大，可弃去部
分溶液，继续进行后面的试验。
反应式如下：
（1）2Ag + +2-
3 CO = Ag 2CO 3↓(白)
（2）Ag + + 2NH 3·H 2O = [Ag(NH 3)2]+ + 2H 2O （3）[Ag(NH 3)2]+ + -
Cl = AgCl↓(白) +2NH 3 （4）AgCl + 2NH 3·H 2O = [Ag(NH 3)2]+ + 2H 2O （5）[Ag(NH 3)2]+ + -Br = AgBr↓(淡黄) +2NH 3 （6）AgBr + 22-
23S O = [Ag(S 2O 3)2]3- + -
Br
（7）[Ag(S 2O 3)2]3- + -
I = AgI↓(黄) +22-23S O
（8）AgI + 2 2-23S O = [Ag(S 2O 3)2]3- + -I
（9）2[Ag(S 2O 3)2]3- +2-S = Ag 2S↓(黑) +4 2-23S O
7．螯合物的生成
（1）焦磷酸铜（Ⅱ）螯合离子的生成
往一支试管中加入10滴0.1mol·dm -3的CuSO 4溶液，再逐滴加入0.1mol·dm -3的K 4P 2O 7
溶液至浅蓝色焦磷酸铜沉淀生成。继续滴加K 4P 2O 7溶液至生成的沉淀溶解形成深蓝色透明溶液，观察并解释此过程中的有关现象。反应式如下：
Cu 2+ + 427P O -
= Cu 2P 2O 7↓(浅蓝色)
Cu 2P 2O 7 + 3427P O -= 26-[Cu( P O ) ]272(深蓝色)
（2）二丁二酮肟合镍（Ⅱ）的生成
往一支试管中加入2滴0.1mol·dm -3的NiCl 2溶液和20滴去离子水，再加入2滴2mol·dm -3
的氨水，然后加入2滴1%的丁二酮肟溶液，观察生成的鲜红色沉淀。再加20滴乙醚，观察并解释整个过程中的有关现象。反应式如下：
Ni 2++ 2NH 3?H 2O （适量）= Ni(OH)2↓(蓝绿)+2NH 4+ Ni(OH)2 + 6 NH 3 （过量）= [Ni(NH 3)6]2+ (蓝色 )+ 2OH -
Ni(NH 3)62+
+2 Ni
C NOH C
NOH
C H 3C
H 3
C N N O C H 3C
H 3+ 2NH 4+ + 4NH 3
实验四水质的检验
Inspection of Water Quality
一、实验目的
1．了解自来水中含有的无机杂质离子。
2．学习电导率仪的使用和上述离子的定性、定量检测方法。
二、预习内容
1．在检验每个水样时，装水样的容器和电导电极应如何洗涤？
2．试管正确加热的方法。
三、实验原理
1．定性检验
（1）化学检验：离子的定性鉴定
SO离子。
用AgNO3溶液检验Cl-离子；BaCl2溶液检验2-
4
（2）物理检验：用电导率仪测定水之纯度的原理
表示水纯度的主要指标是水中含盐量，即水中各种阴、阳离子数量的大小，而水中含盐量的测定较为复杂，目前常用电导率来间接表示。电导率与溶液的组成和浓度有关，而与电极的结构无关，因此，用电导率可以合理地比较溶液导电能力大小。水的纯度越高，含杂质越少，其电导率就越小。因此，测出各种水样的电导率，就可以比较它的纯度的高低。下表列出了各种水样在25℃时电导率的数量级范围（可供选择量程开关时参考）。
水样电导率（S cm-1）
高纯水~5.5?10-8
去离子水 4.0?10-6~8.0?10-7
蒸馏水 2.8?10-6~6.3?10-8
自来水 5.0?10-3~5.3?10-4
2．定量检测
在工业用水中，尤其对于锅炉用水，测定水的硬度具有重要的意义。测定水的硬度的方法也有几种，用EDTA滴定法是其中的一种。
水的硬度可用EDTA滴定法来测定，即用乙二胺四乙酸二钠（用符号[H2Y]2-表示）的标准溶液为滴定剂，以铬黑T作指示剂，利用形成配合物的反应进行测定。这种利用形成配合物的反应进行滴定的容量分析方法称为配合滴定法。
因为铬黑T（用符号[HIn]2-表示）指示剂在pH值为8~11的溶液中呈蓝色，当与钙、镁离子作用时则形成葡萄酒红色的配合物。当用EDTA滴定时，在相同的条件下也能与该溶液中的钙、镁离子作用形成配合物，而这个配合物要比铬黑T与钙、镁离子所形成的配合物更稳定，因而当溶液中游离的钙、镁离子被EDTA配合完之后，它还可以把已和铬黑T形成的配合物中的钙、镁离子夺过来进行配合，而使铬黑T完全游离出来，这时的溶液就由酒红色变为蓝色。
加入铬黑T指示剂的变色原理可简单表示。
加入铬黑T：
Mg2+ + [HIn]2= [MgIn]- + H+
(蓝) (红)
Ca2+ + [HIn]2- = [CaIn]- + H+
(蓝) (红)
用EDTA滴定至终点时：
[MgIn]- + [H2Y]2= -[MgY]2- + HIn2- + H+
（酒红）（无色）（蓝）
[CaIn]- + [H2Y]2= -[CaY]2- + HIn2- + H+
（红）（无色）（蓝）
滴定条件：
EDTA与金属离子形成配位离子的稳定性与溶液的pH有密切关系。pH较大时，[H2Y]2-解离出的Y4-离子浓度增加，而使Y4-与金属离子所形成的配位离子的稳定性增加。当溶液的pH过高时，许多金属离子将形成碱式盐或氢氧化物等沉淀，破坏了EDTA配位化合物的稳定性。随着滴定的进行，溶液的酸度不断增大，H+将影响EDTA配位离子的稳定性。所以在滴定时，需要保持一定的酸度，因而应用缓冲溶液即可满足此条件。
水的硬度计算：
水的硬度的表示方法有多种，常用的表示法以度为单位：每升水中含有钙、镁离子的总量相当于10mgCaO，定为1度。
按照硬度的大小，可将水质分为以下几类：
名称极软水软水中等水硬水极硬水
硬度（度）0~4.2 4.2~8.4 8.4~16.8 16.8~28 28以上对于生活用水来说，总硬度不得超过25度（446ppm）。对于各种工业用水，如锅炉用水，则根据锅炉的类型不同而要求水的硬度也各异，如下表：
锅炉类型（压力）
火管锅炉
0.5MPa~1.5MPa
火管锅炉
1.5MPa~3.5MPa
大容量锅炉
2.5MPa~5.0MPa
高压锅炉
5.0MPa~12.5MPa
硬度（度） 2 0.5 0.15 0.01
四、实验仪器和药品
1．仪器
电导率仪（DDS-11D）电导电极
50cm3烧杯三只、250cm3锥形瓶一只、100cm3移液管一支、酸式滴定管、滴定台架、吸气橡皮球、试管及试管架、10cm3量筒一只。
2．药品
①NH3-NH4Cl缓冲溶液（pH=10）②标准EDTA溶液
③铬黑T指示剂④HNO3溶液（1mol·dm-3）
⑤AgNO3溶液（0.1mol·dm-3）⑥BaCl2溶液（1mol·dm-3）
五、实验内容及操作步骤
1．离子的定性检验
（1）Cl-离子的检验：取自来水和蒸馏水水样各1cm3，分别加入1滴1mol·dm-3HNO3溶液使之酸化，然后滴入2滴0.1mol·dm-3AgNO3溶液，观察有无白色沉淀产生。
（2）2-
4
SO离子的检验：取自来水和蒸馏水水样各1cm3，分别加入1滴1mol·dm-3HNO3溶液使之酸化，然后加入1滴1mol·dm-3BaCl2溶液，观察是否出现白色浑浊。
注：检验水样所用的试管必须洗净，并用少量去离子水再冲洗一遍。
2．电导率的测定
依DDS-11型电导率仪使用说明（电导率仪的使用参见附：DDS-11型电导率仪的使用方法），测定各样品的电导率。应当注意：每次测定前，都应用待测水样冲洗电导电极。电导率仪经校正后即可进行测量。在取电极前，需将校正测量开关拨到校正位置，测量时必须将铂片全部浸入水样中，同时勿使电极引线潮湿。
3．定量检测：水的总硬度的测定
（1）取一只250cm 3锥形瓶，用移液管精确量取自来水水样100cm 3于锥形瓶中，再加入10cm 3缓冲溶液（pH=10）和 2~3滴铬黑T 指示剂。
（2）用标准EDTA 溶液进行滴定，滴定至由葡萄酒红色变为蓝紫色时，滴定速度应减慢，充分摆匀锥形瓶。继续滴至溶液变为纯蓝色时即为终点。然后再重复2~3次直至两次数据相差不超过0.2cm 3为止。取其平均值代入下式计算总硬度：
总硬度（度）=
100A c M V
式中A ——滴定中所消耗的EDTA 的体积（cm 3）；
c ——EDTA 的物质的量浓度（mol·dm -3）； M ——CaO 的摩尔质量；
V ——滴定时取的水样体积（cm 3）。
六、实验数据与处理
1．离子的定性检验
2．电导率的测定 3．定量检测 M ——CaO 的摩尔质量；
V ——滴定时取的水样体积（cm 3）。
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。
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： )1(O H )q (HAc 2+α )q (Ac )q (O H 3α+α-+ 或简写为 )q (HAc α )aq (Ac )aq (H -++ 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 c k 10kV 3m -==λ (2.4) m λ的单位为12mol ·m ·S -。
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
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
血清米氏常数的测定
实验四 碱性磷酸酶米氏常数的测定 一．实验目的 1.通过碱性磷酸酶米氏常数的测定，了解其测定方法及意义。 2.学会运用标准曲线测定酶的活性，加深对酶促反应动力学的理解。 二．实验原理 当温度、pH 及酶浓度恒定的条件下，酶促反应的初速度随作用物浓度[S]增大而增大，但增大到一定限度时，作用物浓度再增加，则反应速度不再增加。此时反应速度为最大速度（V max ）。如图5-1所示。 Michaelis Menten 对酶促反应速度与作用物浓度之间的这种关系进行了大量实验研究，并于1913年提出了数学方程式，即著名的米一曼（Michaelis-Menten ）方程式： 式中Km 即为米氏常数，Vmax 为最大反应速度，当v =Vmax/2时，则Km=[S]。Km 是酶的特征常数，测定Km 是研究酶的一种方法。由于用Michaeis-Menten 方程中的V 与[S]作图求Km ，不方便，Lineweaver-Burk 将上式变形，以1/v 对1/[S]作图，如图5-2： Vm 1/2Vm Km [S] 图5-1
图5-2 作图后，将各点连线延长，直线与横轴的交点为，根据在横轴上的截距，可以计算出该酶的Km。 本实验以碱性磷酸酶为例，用磷酸苯二钠为其作用物，碱性磷酸酶能分解磷酸苯二钠产生酚和磷酸，酚在碱性溶液中与4氨基安替比林作用，经铁氰化钾氧化生成红色的醌衍生物，根据红色深浅可测出酶活力高低。其反应式如下： 利用在不同作用物浓度的条件下，测定的酶活性（A），按Lieweaver-Burk二氏法作图，从 x 轴上的截距求得其Km值。 三．预习题 试说明米氏常数Km的物理意义和生物学意义。 四．实验器材与试剂
醋酸解离常数的测定缓冲溶液法
醋酸解离常数的测定（缓冲溶液法） 实验目的 1. 利用测缓冲溶液pH 的方法测定弱酸的pKa 。 2. 学习移液管、容量瓶的使用方法，并练习配制溶液。 实验原理 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， ()()0c HAc c HAc ≈，()()0c Ac c NaAc -≈。酸性缓冲溶液pH 的计算公式为 ()() ()c HAc pH pKa HAc lg c Ac θ-=-()()()00c HAc pKa HAc lg c NaAc θ =- 对于由相同浓度HAc 和NaAc 组成的缓冲溶液，则有 ()pH pKa HAc θ= 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 溶液至溶液呈粉红色后，然后混合，即得到等浓度的HAc-NaAc 缓冲溶液，测其pH 即可得到()pKa HAc θ及()Ka HAc θ。 仪器、药品及材料 仪器：pHs-2C 型酸度计，容量瓶（50ml ）3个（编号为1，2，3号），烧杯（50ml 编号为1，2，3，4，5号）5个，移液管（25ml ）1支，吸量管（10ml ）1支，洗耳球1个。 药品：HAc （0.10 mol ·L -1），NaOH （0.10 mol ·L -1），酚酞。 材料：碎滤纸。 实验步骤 1.用酸度计测定等浓度的HAc 和NaAc 混合溶液的pH （1）配制不同浓度的HAc 溶液 实验室备有标以编号的小烧杯和容量瓶。用4号烧杯盛已知浓度的HAc 溶液。用10ml 吸量管从烧杯中吸取5.00ml 、10.00ml 0.10 mol ·L -1 HAc 溶液分别放入1号、2号容量瓶中，用25ml 移液管从烧杯中吸取25.00ml 0.10 mol ·L -1 HAc 溶液放入3号容量瓶中，分别加入去离子水至刻度，摇匀。 （2）制备等浓度的HAc 和NaAc 混合溶液
碱性磷酸酶米氏常数测定
碱性磷酸酶米氏常数测定 P60 【实验原理】 在环境的温度、pH和酶的浓度一定时，酶促反应速度与底物浓度之间的关系表现在反应开始时，酶促反应的速度(V)随底物浓度(S)的增加而迅速增加。若继续增加底物浓度，反应速度的增加率将减少。当底物浓度增加到某种程度时，反应速度会达到一个极限值，即最大反应速度(V max)，如图所示。 底物浓度与酶促反应速度的这种关系可用Michaelis-Menten方程式表示。 V = V max[S]/(K m+[S]) 上式中V max为最大反应速度，[S]为底物浓度，K m为米氏常数(Michaelis constant)，而其中V则表示反应的起始速度。当V= V max/2时，K m=[S]。所以米氏常数是反应速度等于最大反应速度一半时底物的浓度。因此K m的单位以摩尔浓度(mol／L)表示。 K m是酶的最重要的特征性常数，测定K m值是研究酶动力学的一种重要方法，大多数酶的K m值在0.01-100(mmol/L)间。 酶促反应的最大速度V max实际上不易准确测定，K m值也就不易准确测出。林-贝(1ineweaver - Burk)根据Michaelis-Menten方程，推导出如下方程式，即：1/V = （K m +[S]）/ V max[S]或1/V = K m/ V max·（1/[S]）+1/ V max 此式为直线方程，以不同的底物浓度1/[S]为横坐标，以1/V为纵坐标，并将各点连成一直线，向纵轴方向延长，此线与横轴相交的负截距为-1/ K m，由此可以正确求得该酶的K m值，如图所示。
本实验以碱性磷酸酶为例，测定不同底物浓度的酶活性，再根据Lineweaver-Burk法作图，计算其K m值。 可以作为碱性磷酸酶底物的物质很多，底物反应的酶对于不同的底物有不同的K m值。本实验以磷酸苯二钠为底物，由碱性磷酸酶催化水解，生成游离酚和磷酸盐。酚在碱性条件下与4-氨基安替比林作用，经铁氰化钾氧化，生成红色的醌衍生物，颜色深浅和酚的含量成正比。故可以从标准曲线上查知酚的含量，从而计算化学反应速度。反应式如下： 【实验方法】 一．底物浓度对酶促反应速度的影响 (1) 取6支试管，作好标记，按下表操作。 管号123456 0.04mol/L 基质液/mL0.10 0.20 0.30 0.40 0.80 0.0 0.1mol/L碳酸盐缓冲液/mL0.70 0.70 0.70 0.70 0.70 0.70 蒸馏水/mL 1.10 1.00 0.90 0.80 0.40 1.20 37℃水浴5min 血清/mL0.10 0.10 0.10 0.10 0.10 0.10 最终基质浓度/mmol?L-1 2.00 4.00 6.00 8.00 16.00 0.00 (2) 加入血清后，各管混匀并且立即记录时间，将上述各管置37℃水浴中准确保温15 分钟。 (3) 保温结束，立即加碱性溶液1.1mL终止反应。 (4) 各管分别加入0.3％4-氨基安替比林1.0mL，0.5％铁氰化钾2.0mL，充分混匀，放置10分钟，以6号空白管作对照，于510nm波长处比色测定，根据酚标准曲线计算酚含量。 (5) 以各管基质浓度的倒数1/[S]为横坐标，以各管反应速度的倒数1/V（μmol.L-1.min-1为单位）作纵坐标，作图求出K m值。 二．酚标准曲线的绘制 (1) 取洁净干燥试管6支，按下表依次加入试剂。
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 = ————————
过氧化氢酶米氏常数的测定
过氧化氢酶米氏常数的测定 傅璐121140012 一、实验目的 1. 了解米氏常数的测定方法 2. 学习提取生物组织中的酶 二、实验原理 1.米氏反应动力学 (Michaelis-Menten Equation): 米氏方程 2.米氏常数的意义： ①反映酶的种类：Km是一种酶的特征常数，只与酶的种类有关，与酶浓度、 底物浓度无关。 ②米氏常数是酶促反应达到最大反应速度Vmax一半时的底物浓度。其数值大 小反映了酶与底物之间的亲和力：Km值越大，亲和力越弱，反之Km值越小，亲和能力越强。 ③Km可用来判断酶（多功能酶）的最适底物：Km值最小的酶促反应对应底物 就是该酶的最适底物。 3.米氏常数的求法： 该方法的缺点是难以确定最大 反应速度Vmax。
该作图法应用最广。但在低浓度是v值误差较大，在[S]等差值实验时作图点较集中于纵轴。因此在设计底物浓度时，最好将1/[S]配成等差数列，这样可使点距较为平均，再配以最小二乘回归法，就可以得到较为准确的结果。 此法优点是横轴上点分布均匀，缺点是1/v会放大误差，同时对底物浓度的选择有要求。[S]<
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。
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
碱性磷酸酶米氏常数的测定
碱性磷酸酶米氏常数的测定 [目的与要求] 通过碱性磷酸酶米氏常数的测定，了解其测定方法及意义。学会运用标准曲线测定酶的活性，加深对酶促反应动力学的理解。 [原理] 在环境的温度、pH和酶的浓度一定时。酶促反应速度与底物浓度之间的关系表现在反应开始时。酶促反应的速度(V)随底物浓度(S)的增加而迅速增加。若继续增加底物浓度，反应速度的增加率将减少。当底物浓度增加到某种程度时，反应速度会达到一个极限值，即最大反应速度(V max)，如图37所示。 底物浓度与酶促反应速度的这种关系可用Michaelis-Menten方程式表示。 V = V max[S]/(K m+[S]) 上式中V max为最大反应速度，[S]为底物浓度，K m为米氏常数(Michaelis constant)，而其中V则表示反应的起始速度。当V= V max/2时，K m =[S]。所以米氏常数是反应速度等于最大反应速度一半时底物的浓度。因此K m的单位以摩尔浓度(mol／L)表示。 K m是酶的最重要的特征性常数，测定K m值是研究酶动力学的一种重要方法，大多数酶的K m值在0.01-100(mmol/L)间。 酶促反应的最大速度V max实际上不易准确测定，K m值也就不易准确测出。林-贝(1ineweaver - Burk)根据Michaelis-Menten方程，推导出如下方程式，即： 1/V = （K m +[S]）/ V max[S]或1/V = K m/ V max·（1/[S]）+1/ V max 此式为直线方程，以不同的底物浓度1/[S]为横坐标，以1/V为纵坐标，并将各点连成 一直线，向纵轴方向延长，此线与横轴相交的负截距为-1/ K m，由此可以正确求得该酶的K m 值，如图38所示。 图37 底物浓度对反应速度的影响图38 Lineweaver-Burk作图法 本实验以碱性磷酸酶为例，测定不同底物浓度的酶活性，再根据Lineweaver-Burk法作图，计算其K m值。 可以作为碱性磷酸酶底物的物质很多，底物反应的酶对于不同的底物有不同的K m值。本实验以磷酸苯二钠为底物，由碱性磷酸酶催化水解，生成游离酚和磷酸盐。酚在碱性条件下与4-氨基安替比林作用，经铁氰化钾氧化，生成红色的醌衍生物，颜色深浅和酚的含量成正比。根据吸光度的大小可以计算出酶的活性，也可以从标准曲线上查知酚的含量，进而算出酶活性的大小。反应式如下：
实验5之二 醋酸解离度和解离常数的测定
实验三 醋酸解离度和解离常数的测定 一、实验目的 1. 了解弱酸的解离度和解离常数的测定方法。 2. 学会刻度吸管、容量瓶、滴定管的洗涤和使用及滴定方法。 3. 了解pH 计的使用方法。 二、实验原理 醋酸（CH 3COOH 或简写为HAc ）是弱电解质，在水溶液中存在下列质子解离平衡： HAc + H 2O H 3O + + Ac - K a = [HAc] ]][Ac O H [3-+ 或简写为K a = [HAc] ] ][Ac H [-+ 溶液中[H 3O +] ≈ [Ac -]，可通过测定溶液的pH 值，根据pH==－lg[H 3O +]计算出来。 [HAc] = C HAc －[H 3O +] ，而C HAc 可以用NaOH 标准溶液通过滴定测得。这样，便可计算出该温度下的K a ，进而也可求得醋酸的解离度α。 ) HAc (] O H [3c += α×100% 三、仪器与试剂 1.仪器 pH 计、50ml 碱式滴定管一支、25ml 移液管一支、10ml 刻度吸管一支、50ml 容量瓶3个、50ml 烧杯4个、250ml 锥形瓶3个、洗耳球 2.试剂 0.2 mol ·L -1HAc 溶液、0.20 mol ·L -1NaOH 标准溶液、酚酞指示剂 四、实验方法 1、配制不同浓度的醋酸溶液 用移液管分别量取0.1mol/L 的HAc 标准溶液5.00 ml 、10.00 ml 、25.00 ml 于3个50 ml 容量瓶中，加蒸馏水至满刻度，摇匀，备用。 2、测定不同醋酸溶液的pH 值 将原溶液上述三种不同浓度的醋酸溶液分别加入四个干燥的50 ml 烧杯中，按由稀到浓的顺序用pH 计分别测定它们的pH 值。记录实验数据和温度，计算醋酸的K a 和α。把相关数据填入下表。 3、PH 计的使用 将复合电极用蒸馏水吹洗，用滤纸片将电极吸干后，再把电极插入待测溶液中，轻轻摇动溶液，待显示屏上的数值稳定后读出溶液的PH 值，清洗电极，测定其他缓冲溶液的PH 值。
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 =≈
米氏常数的测定
底物浓度对酶促反应速度的影响 ——米氏常数的测定 一．目的要求 1.1了解底物浓度对酶促反应的影响。 1.2掌握测定米氏常数K m 的原理和方法。 二．实验原理 酶促反应速度与底物浓度的关系可用米氏方程来表示： 式中： v ——反应初速度（微摩尔浓度变化/min ）； V ——最大反应速度（微摩尔浓度变化/min ）； [s]——底物浓度（mol/L ）； K m ——米氏常数（mol/L ）。 这个方程表明当已知K m 及V 时，酶促反应速度与底物浓度之间的定量关系。K m 值等于酶促反应速度达到最大反应速度一半时所对应的底物浓度，是酶的特征常数之一。不同的酶，K m 值不同，同一种酶与不同底物反应K m 值也不同，K m 值可以近似地反应酶与底物的亲和力大小：K m 值越大，表明亲和力小；K m 值小，表明亲和力大。则测K m 值是酶学研究的一个重要方法。大多数纯酶的K m 值在0.01～100mmol/L 。 Linewaeaver-Burk 作图法（双倒数作图法）是用实验方法测K m 值的最常用的简便方法： 实验时可选择不同的[s]，测定对应的v ，以 对 作图，得到一个斜率为V K m 的直线，其截距 ][1s 则为m K 1，由此可求出K m 的值（截距的负倒数）。 本实验以胰蛋白酶消化酪蛋白为例，采用Linewaeaver-Burk 双倒数作图法测定双倒数作图法。胰蛋白酶催化蛋白质中碱性氨基酸（L-精氨酸和L-赖氨酸）的羧基所形成的肽键水解。水解时有自由氨基生成，可用甲醛滴定法判断自由氨基增加的数量而跟踪反应，求得初速度。 ] [][s K s V v m += V s V K v m 1 ][1.1+ =v 1][1s
醋酸解离度和解离常数的测定(讲义)2011(1)
实验一 醋酸解离度和解离常数的测定 ㈠实验目的 1. 了解弱酸的解离度和解离常数的测定方法。 2. 学会刻度吸管、容量瓶、滴定管的洗涤和使用及滴定方法。 3. 了解pH 计的使用方法。 ㈡实验原理 醋酸（CH 3COOH 或简写为HAc ）是弱电解质，在水溶液中存在下列质子解离平衡： HAc + H 2O H 3O + + Ac - K a = [HAc] ] ][Ac O H [3- + 或简写为K a = [HAc] ]][Ac H [- + 溶液中[H 3O +] ≈ [Ac -]，可通过测定溶液的pH 值，根据pH==－lg[H 3O +]计算出来。 [HAc] = C HAc －[H 3O +] ，而C HAc 可以用NaOH 标准溶液通过滴定测得。这样，便可计算出该温度下的K a ，进而也可求得醋酸的解离度α。 ) HAc (]O H [3c + = α×100% ㈢实验器材 1.仪器 pH 计、50ml 碱式滴定管一支、25ml 移液管一支、10ml 刻度吸管一支、50ml 容量瓶3个、50ml 烧杯4个、250ml 锥形瓶3个、洗耳球 2.试剂 0.2 mol ·L -1HAc 溶液、0.20 mol ·L -1NaOH 标准溶液、酚酞指示剂 ㈣实验方法 1.醋酸溶液浓度的测定 用移液管吸取25.00ml0.2 mol ·L -1HAc 溶液，置于250 ml 锥形瓶中，加酚酞指示剂2~3滴。用NaOH 标准溶液滴定至溶液呈淡淡的粉红色，30秒内不褪色为止，即为终点。记录所用NaOH 标准溶液的体积。平行测定三次，求取平均值，计算c (HAc)（注意保留四位有效数字）。 把相关数据和实验结果填入下表：
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
实验六 醋酸离解度及离解平衡常数的测定
实验六 醋酸离解度及离解平衡常数的测定 一、目的要求 1、掌握用酸度计法测定醋酸离解度和离解平衡常数的原理和方法。 2、掌握移液管、容量瓶的使用。 3、了解酸度计的构造及测定pH 值的原理。 二、实验原理 醋酸是弱电解质，在溶液中存在如下离解： HAc = H + + Ac - 离解达平衡时，标准离解平衡常数K a θ表示为 θ θθθc c c c c c K HAc Ac H a /) /)(/(-+= (1) 式中各浓度均为平衡浓度，θc 为标准浓度。以c 代表HAc 的起始浓度，则 +-=H HAc c c c ，而-+=Ac H c c 将此代入式（1）得 θ θθ c c c c c K H H a /)()/(2++-= (2) 当离解度小于5%，c c c H ≈-+，θc =?L -1 (2)式可写作：c c K H a 2+ = θ (3) HAc 的离解度α可以表示为 %100?= +c c H α (4) 醋酸溶液的起始浓度c 可以用标准NaOH 溶液滴定测得。在一定温度下用酸度计测定醋酸溶液的pH 值，代入(3) 、 (4)式即可求得离解平衡常数和离解度。 三、实验用品 仪器：酸度计，碱式滴定管，移液管，吸量管，50mL 容量瓶，。 试剂： ·L －1HAc ， ·L －1NaOH 标准溶液[1]，酚酞指示剂。 四、实验步骤 1. 标定HAc 溶液浓度
用移液管移取mL ·L－1HAc溶液于250 mL锥形瓶中，加入2滴酚酞指示剂。用NaOH标准溶液滴定此溶液至呈微红色，30s不褪色即为终点。记下所用的NaOH溶液体积。平行测定3份，数据填入表1中。 2. 配制不同浓度HAc溶液 用吸量管分别取、、溶液于三个洁净的50mL容量瓶中(分别标为1、2、3号)，加去离子水稀释到刻度，摇匀。 3. 测定HAc溶液pH值 用四只洁净干燥的50mL烧杯（标为1、2、3、4号），分别取上述三种浓度的HAc溶液（分别对应标号为1、2、3号烧杯））及一份未稀释的HAc标准溶液（对应4号烧杯），按浓度由稀至浓顺序测定它们的pH值，数据填入表2。 五、数据记录与结果处理 根据表1的数据，计算HAc溶液的浓度。完成表2. 表2 HAc溶液pH的测定及K aθ和α计算 六、思考与讨论 1．根据实验结果讨论HAc离解度和离解平衡常数与其浓度的关系，如果改变温度和浓度，对HAc的离解度和离解平衡常数有何影响？ 2．在测定一系列同一种电解质溶液的pH时，测定的顺序按浓度由稀到浓和由浓到稀，结果有何不同？ 注释 [1] ·L－1NaOH标准溶液实验室已标定。若没有标定，根据实验室准备的基准物，参照实验五标定。
过氧化氢酶米氏常数的测定
过氧化氢酶米氏常数的测定一、实验目的 了解并掌握米氏常数的意义和测定方法 二、实验原理 H 2O 2 被过氧化氢酶分解出H 2 O和O 2 ，未分解的H 2 O 2 用KMnO 4 在酸性环境中滴 定，根据反应前后H 2O 2 的浓度差可求出反应速度。 2H 2O 2 = 2H 2 O + O 2 2KMnO 4 + 5H 2 O 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 5O 2 ↑ + 8H 2 O 本实验由马铃薯提供过氧化氢酶。在保持恒定的条件下，用相同浓度的过 氧化氢酶催化不同浓度的H 2O 2 分解。在一定限度内，酶促反应速度与H 2 O 2 浓度 成正比。用双倒数作图法(即以1/v对1/[S]作图)可求得过氧化氢酶的Km值。三、实验器材 锥形瓶(6个) 吸管、酸式滴定管 四、实验试剂 1、0.02mol/L 磷酸缓冲液(pH=7) 2、0.004 mol/L KMnO 4 (需标定) 3、0.05 mol/L H 2O 2 (需标定) 4、25% H 2 SO 4 五、实验操作 1、酶液的提取：称取马铃薯（去皮）5克，加0.02mol/L 磷酸缓冲液10mL，再加少量海砂，研磨成匀浆，离心(3000r/ min，10min)，上清液即为酶液。 2、滴定：取干燥锥形瓶6只，按下表顺序加入试剂：
先加好0.05mol/L H 2O 2 及蒸馏水，加酶液后立即混合，依次记录各瓶的起 始反应时间。各瓶时间达5min时立即加2.0mL 25% H 2SO 4 终止反应，充分混 匀。用0.004 mol/L KMnO 4滴定各瓶中剩余的H 2 O 2 至微红色，记录消耗的KMnO 4 体积。 六、实验计算 分别求出1─5瓶的底物浓度[S]和相应的反应速度v。 C 1V 1 10 [S] = 5 ∕2C2V2 C 1V 1 – v = 式中 [S]：为底物物质的量浓度(mol/L) C 1：为H 2 O 2 物质的的量浓度(mol/L)
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