1。醋酸解离常数的测定
实验一 醋酸解离常数的测定 一、实验目的 1.了解弱酸溶液pH 值测定原理、方法及解离常数的计算。 2.掌握pH 计的正确操作和使用。 二、实验原理 1．溶液的解离度 醋酸CH 3COOH 即HAc ，在水溶液中，存在下列解离平衡： HAc( aq ) + H 2O( l ) H 3O + (aq) + Ac - ( aq ) (1-1) 或简写为 HAc( aq ) H + ( aq ) + Ac -( aq ) 如果HAc 的起始浓度为c ，当达到解离平衡时 c eq (H +) = c eq (Ac -) (1-3) 其解离度 c c c c eq eq ) (Ac )(H -+== α (1-4) 其解离常数 }} { {()} { θ θ θc c c c c c eq eq eq HAc )(Ac )(H ) HAc Ka(-+= (1-5) 式中c θ为标准浓度，其值为1mol·dm -3。将( 1-3 )式代入( 1-5 )，得 ()()θ ααc c c c 2 -= ) HAc Ka( (1-6) 简化后得 () αα-=1c 2 ) HAc Ka( (1-7) 当解离度α＜ 5% 时，1-α≈1，对于一般的弱酸来说 K a ≈ cα２ (1-8) 则，解离度 c a K ≈ α (1-9)
K a 与α都可用来表示酸的强弱，但α随浓度c 而变。在一定温度时，K a 不随c 而变，是一个常数。 2．测量原理 pH 玻璃电极是一种应用广泛的离子选择性电极。将玻璃电极(作为指示电极)与饱和甘汞电极(作为参比电极)或由二者制成的复合电极(图1-1)插入溶液，组成测量电池(图1-2)。 该电池的电动势与溶液的pH x 值在25℃时存在下列关系， E x = K′+ 0.0592pH x (1-10) 在实际测量时，一般是用已知pH s 值的标准缓冲溶液对仪器进行定位校正： 图1-1pH 电极示意图 玻璃电极 电极帽 导线 玻璃电极 塑亮 插棒 球泡 参比电极（甘汞电极） 复合电极 电极帽 导线 参比电极 塑亮 插口 液接界 电极帽 导线 玻璃电极 参比电极 保护套 球泡 保护套 插口
水溶液中的离子平衡练习题
水溶液中的离子平衡练习题 1．已知水的电离方程式：H 2O H＋ + OH－。下列叙述中，正确的是 A．升高温度，K W增大，pH不变 B．向水中加入少量硫酸，c(H＋)增大，K W不变 C．向水中加入氨水，平衡向逆反应方向移动，c(OH－)降低 D．向水中加入少量固体CH3COONa，平衡向逆反应方向移动，c(H＋)降低 2．A、B两种酸溶液pH都是2，各取1 mL分别加水稀释成1000 mL，其pH的变化如图所示，则下列判断正确的是 A．原酸溶液的浓度c(A)＝c(B) B．若a＝5，则B为强酸，A为弱酸 C．原酸溶液的浓度c(A)>c(B) D．若a<5，则A、B都是弱酸 3.某温度下，相同pH值的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，溶液的pH值随溶液体积变化的曲线如右图所示。据图判断正确的是 A．Ⅱ为盐酸稀释时的pH值变化曲线 B．b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强 C．a点K W的数值比c点K W的数值大 D．b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度
4.现有等pH或等物质的量浓度的盐酸和醋酸溶液，分别加入足量镁产生H2的体积(同温同 压下测定)的变化图示如下： 其中正确的是 A．①③ B．②④ C．①②③④ D．都不对 5．（12分）有甲、乙两份等体积的浓度均为·L-1的氨水，pH为11。 （1）甲用蒸馏水稀释100倍，则NH3·H2O的电离平衡向__________ (填“促进”或“抑制”)电离的方向移动，溶液的pH将为_______ (填序号)。 A．9~11之间 B．11 C．12~13之间 D．13 （2）乙用·L-1的氯化铵溶液稀释100倍。稀释后的乙溶液与稀释后的甲溶液比较，pH______(填“甲大”、“乙大”或“相等”），其原因是_____________________________________。 25．（6分）根据电离平衡原理，设计实验证明NH3?H2O是弱碱。 可选用的试剂：酚酞、石蕊、稀氨水、醋酸铵晶体和蒸馏水。
实验6弱酸解离常数的测定
实验6 弱酸解离常数的测定 一．实验目的 1. 了解弱酸解离常数的测定方法 2. 加深对电离平衡基本理论的理解 二．背景知识及实验原理 1. 背景知识 在农业生产和科学实验中，人类与溶液有着广泛的接触，许多反应是在溶液中进行的，许多物质的性质也是在溶液中体现的。我们还会遇到许多存在于水溶液中的化学平衡，如电解质在溶液中的解离。强电解质在水溶液中是完全解离的；而弱电解质在水溶液中存在着分子与其解离离子之间的平衡，其平衡常数称为解离平衡常数。弱酸性电解质的解离平衡常数用K aΘ表示，弱碱性电解质解离平衡常数用K bΘ表示。与其它平衡常数一样，解离平衡常数是化学平衡理论中重要的概念之一。其值越大，表明平衡时离子的浓度越大，电解质解离程度越大，即弱电解质解离得越多，因此可根据解离常数值得大小比较相同类型的弱电解质解离度的大小，即弱电解质的相对强弱。 弱电解质的解离平衡常数应用较广。比如缓冲溶液的选择和配制，解离平衡常数值是选择和配制缓冲溶液的K aΘ或K bΘ值以及缓冲对的两种物质浓度比。因此在选择具有一定pH 值的缓冲溶液时，应选用弱酸（或弱碱）的K aΘ（或K bΘ）值等于或接近于所需[H+]（或[OH-]）的共轭酸碱对组成的混合溶液，即pH≈p K aΘ或pOH≈p K bΘ。 弱电解质解离常数的数值可以通过热力学数据计算求得，也可以通过一些物理化学实验方法测定。这些物理化学方法是借助物理和几何方法来研究化学平衡体系性质变化和组成关系的，通过组成性质的研究可以了解平衡体系所发生的化学变化。在研究电解质溶液的各种化学性质时，也可以采取这些方法。因为随着溶液组分发生变化，体系的某些性质也相应地发生变化。比如溶液的导电行为导电性质是一个能直接反映出电解质本性的重要理化性质，它随着溶液组成的变化发生相应变化。而通过直接测定溶液的电导值以确定溶液中被测离子的浓度的方法称为电导分析法。 2. 实验原理 一元弱酸弱碱的解离平衡常数KΘ与解离度α有一定的关系。例如醋酸（HAc）溶液： HAc(aq) H+(aq) + Ac-(aq)
水溶液中的电离平衡 知识点讲解及例题解析
水溶液中的电离平衡 一、电解质和非电解质 1、概念 ⑴电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物 非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物 ①电解质和非电解质均指化合物，单质和混合物既不属于电解质也不属于非电解质。 ②电解质必须是自身能直接电离出自由移动的离子的化合物。 ③对于电解质来说，只须满足一个条件即可，而对非电解质则必须同时满足两个条件。 例如：H 2SO 4、NaHCO 3、NH 4Cl 、Na 2O 、Na 2O 2、Al 2O 3 ⑵强电解质：溶于水或熔融状态下几乎完全电离的电解质 弱电解质：溶于水或熔融状态下只有部分电离的电解质 ①电解质的强弱与化学键有关，但不由化学键类型决定。强电解质含有离子键或强极性键，但含有强极性键的不一定都是强电解质，如H 2O 、HF 等都是弱电解质。 ②电解质的强弱与溶解度无关。如BaSO 4、CaCO 3等 ③电解质的强弱与溶液的导电能力没有必然联系。 2、判断 （1）物质类别判断： 强电解质：强酸、强碱、多数盐、部分金属氧化物 弱电解质：弱酸、弱碱、少数盐和水 非电解质：非金属氧化物、氢化物（酸除外）、多数有机物 单质和混合物（不是电解质也不是非电解质） （2）性质判断： 熔融导电：强电解质（离子化合物） 均不导电：非电解质（必须是化合物） （3）实验判断： ①测一定浓度溶液pH ②测对应盐溶液pH ③一定pH 溶液稀释测pH 变化 ④同等条件下测导电性 3、电解质溶液的导电性和导电能力 ⑴电解质不一定导电(如NaCl 晶体、无水醋酸)，导电物质不一定是电解质(如石墨)，非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质。 ⑵强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。饱和强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。 例1：(上海高考题)下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是（ ）。 A ．CH 3COOH B ．Cl 2 C ．NH 4HCO 3 D ．SO 2 例2：（1）有下列物质：①硫酸②固体KCl ③氨④食盐水⑤CO 2⑥Cl 2⑦CaCO 3⑧Na 2O⑨铜丝⑩氯化氢气体11氨水12浓硫酸13盐酸14碘化氢15硫酸钡。其中属于电解质的是 ；属于非电解质的是 ；属于强电解质的是 ；属于弱电解质的是 。 导电性强弱 离子浓度 离子所带电荷 溶液浓度 电离程度
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：
水溶液中的离子平衡知识点总结
第三章水溶液中的离子平衡 一、弱电解质的电离 1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。 弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。 2、电解质与非电解质本质区别： 电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物 注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO 2 、NH 3 、CO 2 等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO 4 不溶于水，但溶于水 的BaSO 4 全部电离，故BaSO 4 为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。 3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子 结合成电解质分子时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。 4、影响电离平衡的因素： A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。 B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的 方向移动。C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。 9、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主） 10、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生 成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。） 表示方法：AB A++B- Ki=[ A+][ B-]/[AB] 11、影响因素： a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。 b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。 C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如： H 2 SO 3 >H 3 PO 4 >HF>CH 3 COOH>H 2 CO 3 >H 2 S>HClO 二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡：: 水的离子积：K W = c[H+]·c[OH-] 物质单质 化合物 电解质 非电解质：非金属氧化物，大部分有机物。如SO3、CO2、C6H12O6、CH2=CH2 强电解质：强酸，强碱，大多数盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4 弱电解质：弱酸，弱碱，极少数盐，水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、 H2O…… 混和物 纯净物
弱电解质的电离平衡 溶液的酸碱性知识点及练习
培优教育一对一辅导教案讲义 科目：化学年级：高二姓名：教师：
COOH CH （ｇ）N 3Fe HCO 据此，下列判断中正确的是 A．该溶液中存在着SO2分子
C ．a 点K W 的数值比c 点K W 的数值大 D ．b 点酸的总浓度大于a 点酸的总浓度 5 甲酸甲酯水解反应方程式为： HCOOCH 3(l)＋H 2O(l) HCOOH(l)＋CH 3OH(l) H ＞0 某小组通过实验研究该反应(反应过程中体积变化忽略不计)。反应体系中各组分的起始量如下表： 甲酸甲酯转化率在温度T 1下随反应时间(t )的变化如下图： 102030405060708090 51015202530(10,3.0) (15,6.7)(20,11.2)(40,21.5) (80,24.0)(75,24.0) (50,22.9)转化率/%t /min (1)根据上述条件，计算不同时间范围内甲酸甲酯的平均反应速率，结果见下表： 请计算15～20 min 范围内甲酸甲酯的减少量为 mol ，甲酸甲酯的平均反应速率为_________mol ·min －1 (不要求写出计算过程)。 (2)依据以上数据，写出该反应的反应速率在不同阶段的变化规律及其原因： ___________。 (3)上述反应的平衡常数表达式为：K =) O H ()HCOOCH () OH CH ()HCOOH (233c c c c ??，则该反应在温度T 1下的K 值 为 。 (4)其他条件不变，仅改变温度为T 2(T 2大于T 1)，请在下图中画出温度T 2下甲酸甲酯转化率随反应时间变化的预期结果示意图。 102030405060708090 51015202530 t /min 转化率/% 6. 已知单位体积的稀溶液中，非挥发性溶质的分子或离子数越多，该溶液的沸点就 越高。则下列溶液沸点最高的是 ( )
弱酸电离度与电离常数的测定实验报告
弱酸电离度与电离常数的测定实验报告 Ac-、HAc的平衡浓度；c为醋酸的起始浓度；Ka 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+]，[H] 根据电离度，计算出电离度α，再代入上式即可求得电离平衡常数Ka。 三、仪器和药品 仪器：移液管，吸量管，容量瓶，烧杯，锥形瓶，碱式滴定管，铁架，滴定管夹，吸气橡皮球，Delta320-S pH计。 药品：HAc，标准缓冲溶液，酚酞指示剂，标准NaOH溶液。 四、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。 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的值。 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，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 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
水溶液中的解离平衡实验报告
二、实验步骤 （一）同离子效应 １、取两只小试管，0.1mol/LHAc溶液及１滴甲基橙，混合均匀，溶液呈红色。在一试管中加入少量NaAc(s)，观察指示剂颜色变化指示剂变黄。 HA c ＝H＋＋Ac－ NaAc ＝Na＋＋Ac— ２、取两只小试管，各加入５滴0.1mol/LMgCl2溶液，在其中以支试管中再加入5滴饱和NH4Cl溶液，然后分别在这两支试管中加入5滴2mol/LNH3·H2O，观察两试管发生的现象有何不同？何故？ MgCl2 ＝Mg2＋＋2Cl－ Mg2＋＋2OH—＝Mg(OH)2↓ NH4Cl解离出的Cl－使MgCl2解离平衡向左移动减小了溶液中Mg2＋的浓度，因而在入5滴饱和NH Cl溶液，然后在这支试管中加入5 4 滴2mol/LNH3·H2O无白色沉淀生成。 （二）缓冲溶液的配制
１、用1mol/LHAc溶液和1mol/LNaAc溶液配置pH＝4.0的缓冲溶液10mL．应该如何配制？配好后，用pH试纸测定其pH值，检验其是否符合要求． PH = pKa + lgC Ac-/C HAc 4 = 4.7 5 + lgC Ac-/C HAc lgC Ac-/C HAc = -0.75 C Ac-/C HAc =0.178 V Ac-/10-V HAc =0.178 V Ac- = 1.51 mL V HAc =8.59mL ２、将上述缓冲溶液分成两等份，在一分中加入1mol/LHCl溶液1滴，在另一分中加入1mol/LnaOH溶液，分别测定其pH值。 ３、取两只试管，各加入5毫升蒸馏水，用pH试纸测定其pH值。然后分别加入1mol/LHCl1滴和1mol/LnaOH1滴，再用pH试纸测定其pH值。与“２”进行比较。 （三）盐的水解
水溶液中的解离平衡实验报告
水溶液中的解离平衡实 验报告 集团企业公司编码：（LL3698-KKI1269-TM2483-LUI12689-ITT289-
二、实验步骤 （一）同离子效应 １、取两只小试管，0.1mol/LHAc 溶液及１滴甲基橙，混合均匀，溶液呈红色。在一试管中加入少量NaAc(s)，观察指示剂颜色变化 指示剂变黄。 HAc ＝ H ＋ ＋ Ac － NaAc ＝ Na ＋ ＋ Ac — ２、取两只小试管，各加入５滴0.1mol/LMgCl 2溶液，在其中以支试管中再加入5滴饱和NH 4Cl 溶液，然后分别在这两支试管中加入5滴2mol/LNH 3·H 2O ，观察两试管发生的现象有何不同？何故？ MgCl 2＝Mg 2＋＋2Cl － Mg 2＋＋2OH —＝Mg(OH)2↓ NH 4Cl 解离出的Cl －使 MgCl 2解离平衡向左移动减小了溶液中Mg 2＋的浓度，因而在入5滴饱和NH 4Cl 溶液，然后在这支试管中加入5滴2mol/LNH 3·H 2O 无白色沉淀生成。 （二）缓冲溶液的配制
１、用1mol/LHAc 溶液和1mol/LNaAc 溶液配置pH ＝4.0的缓冲溶液10mL ．应该如何配制？配好后，用pH 试纸测定其pH 值，检验其是否符合要求． PH=pKa+lgC Ac -/C HAc 4=4.75+lgC Ac -/C HAc lgC Ac -/C HAc =-0.75 C Ac -/C HAc =0.178 V Ac -/10-V HAc =0.178 V Ac -=1.51mL V HAc =8.59mL ２、将上述缓冲溶液分成两等份，在一分中加入1mol/LHCl 溶液1滴，在另一分中加入1mol/LnaOH 溶液，分别测定其pH 值。 ３、取两只试管，各加入5毫升蒸馏水，用pH 试纸测定其pH 值。然后分别加入1mol/LHCl1滴和1mol/LnaOH1滴，再用pH 试纸测定其pH 值。与“２”进行比较。 （三）盐的水解
水溶液中离子的平衡知识点
水溶液中离子的平衡 知识点 Revised on November 25, 2020
水溶液中的离子平衡 【命题规律】：从考查内容上看，主要集中在：判断电解质、非电解质；外界条件对电离平衡的影响及电离平衡移动、离子浓度大小比较；同浓度（或同PH）强、弱电解质溶液的比较，如c（H+）大小、起始反应速率、中和酸（或碱）的能力、稀释后PH的变化；强弱电解质的判断；物质导电性的强弱；电离平衡常数的简单计算或半定量分析。水的电离平衡及其影响因素；溶液酸碱性（或PH大小）的判断；已知PH或浓度的强酸、强碱混合分析溶液酸碱性；有关溶液PH 计算。其中溶液的酸碱性、离子浓度大小比较是高考的必考题，这类题目能有效地测试考生的判断、推理运算等思维能力。 【考点一电离和电离平衡】 强电解质弱电解质定义溶于水后几乎完全电离的电解质溶于水后只有部分电离的电解质 化合物类型离子化合物及具有强极性键的 共价化合物 某些具有弱极性键的共价化合物。 电离程度几乎100％完全电离只有部分电离 电离过程不可逆过程，无电离平衡可逆过程，存在电离平衡 溶液中存在的微粒（水分子 不计）只有电离出的阴阳离子，不存在 电解质分子 既有电离出的阴阳离子，又有电解质分 子 实例绝大多数的盐（包括难溶性盐） 强酸：H 2SO 4 、HCl、HClO 4 等 强碱：Ba（HO） 2 Ca（HO） 2 等 弱酸：H 2 CO 3 、CH 3 COOH等。 弱碱：NH 3 ·H 2 O、Cu（OH） 2 Fe（OH） 3 等。 少数盐：(CH 3 COO) 2 Pb、HgCl 2 电离方程式KNO 3=K++NO 3 — H 2SO 4 =2H++SO 4 2— NH 3 ·H 2 O NH 4 ++OH_ H 2 S H++HS_ HS_H++S2- ②SO 2、NH 3 、CO 2 等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO 4不溶于水，但溶于水的BaSO 4 全部电 离，故BaSO 4 为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。【注意】： (2)强酸酸式盐在水溶液中完全电离，在稀溶液中不存在酸式酸根，如NaHSO 4=Na++H++SO 4 2-. 在熔融状态下 则电离成金属离子和酸根离子，如NaHSO 4=Na++HSO 4 - 酸式盐在熔融状态下与溶于水时的电离不同： 熔融Na2HSO4=Na++HSO4— NaHCO3=Na++HCO3— 溶于水Na2HSO4=Na++H++SO42— NaHCO3=Na++HCO3— HCO3—H++CO32— （3）弱酸的酸式盐的电离是分步电离，先完全电离成金属离子和酸式酸离子，酸式酸根再部分电离。如
水溶液中的电离平衡 知识点讲解及例题解析
水溶液中的电离平衡 一、电解质和非电解质 1、概念 ?电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物 非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物 ①电解质和非电解质均指化合物，单质和混合物既不属于电解质也不属于非电解质。 ②电解质必须是自身能直接电离出自由移动的离子的化合物。 ③对于电解质来说，只须满足一个条件即可，而对非电解质则必须同时满足两个条件。 例如：H 2SO 4、NaHCO 3、NH 4Cl 、Na 2O 、Na 2O 2、Al 2O 3 ?强电解质：溶于水或熔融状态下几乎完全电离的电解质 弱电解质：溶于水或熔融状态下只有部分电离的电解质 ①电解质的强弱与化学键有关，但不由化学键类型决定。强电解质含有离子键或强极性键，但含有强极性键的不一定都是强电解质，如H 2O 、HF 等都是弱电解质。 ②电解质的强弱与溶解度无关。如BaSO 4、CaCO 3等 ③电解质的强弱与溶液的导电能力没有必然联系。 2、判断 （1）物质类别判断： 强电解质：强酸、强碱、多数盐、部分金属氧化物 弱电解质：弱酸、弱碱、少数盐和水 非电解质：非金属氧化物、氢化物（酸除外）、多数有机物 单质和混合物（不是电解质也不是非电解质） （2）性质判断： 熔融导电：强电解质（离子化合物） 均不导电：非电解质（必须是化合物） （3）实验判断： ①测一定浓度溶液pH ②测对应盐溶液pH ③一定pH 溶液稀释测pH 变化 ④同等条件下测导电性 3、电解质溶液的导电性和导电能力 ?电解质不一定导电(如NaCl 晶体、无水醋酸)，导电物质不一定是电解质(如石墨)，非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质。 ?强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。饱和强电解质溶液导电性不一定比弱电解质强。 例1：(上海高考题)下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是（ ）。 A ．CH 3COOH B ．Cl 2 C ．NH 4HCO 3 D ．SO 2 例2：（1）有下列物质：①硫酸②固体KCl ③氨④食盐水⑤CO 2⑥Cl 2⑦CaCO 3⑧Na 2O ⑨铜丝⑩氯化氢气体11氨水12浓硫酸13盐酸14碘化氢15硫酸钡。其中属于电解质的是 ；属于非电解质的是 ；属于强电解质的是 ；属于弱电解质的是 。 例3：(全国高考题)甲酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是（ ）。 导电性强弱 离子浓度 离子所带电荷 溶液浓度 电离程度
2 醋酸标准解离常数和解离度的测定
醋酸标准解离常数和解离度的测定 一．实验目的 1．测定醋酸的电离常数，加深对电离度的理解； 2．学习正确使用pH计。 3. 巩固移液管和滴定的基本操作及容量瓶的使用。 二．实验原理 醋酸（CH3COOH或简写成HAc）是弱电解质，在溶液中存在如下电离平衡： HAc→H++Ac– K i=[ H+][ Ac—]/[ HAc] [ H+]、[ Ac—]和[ HAc]分别为H+、Ac–、HAc的平衡浓度，K i为电离常数。 醋酸溶液的总浓度c可以用标准NaOH溶液滴定测得。其电离出来的H+离子的浓度可在一定温度下用pH计测定醋酸溶液的pH值，根据pH= – lg [ H+]关系式计算出来。另外，再从[ H+]= [Ac–]和[ HAc]= c–[ H+]关系式求出[Ac–]和[ HAc]，代入K i计算公式便可计算出该温度下的K i值。醋酸的电离度是[ H+]/ c。 三．仪器与试剂 仪器：酸度计，容量瓶（50 mL），吸量管（10 mL ），碱式滴定管（50 mL），锥形瓶（250 mL），烧杯（50 mL ） 试剂：标准NaOH（0.2 mol·L–1），HAc(0.2 mol·L–1)，酚酞指示剂 四．实验步骤 1. 用NaOH标准溶液测定醋酸溶液的浓度（准确到三位有效数字） 用移液管吸取三份25.00 mL 0.2 mol·L–1 HAc溶液，分别置于锥形瓶中，各加2~3滴酚酞指示剂。分别用NaOH溶液滴定至溶液呈现微红色，半分钟内不褪色为止。记录下所用NaOH溶液的毫升数。 2. 配制不同浓度的醋酸溶液 用吸量管或滴定管分别取2.50 mL，5.00 mL和25.00 mL已知其准确浓度的0.2 mol·L–1 HAc溶液于三个50 mL容量瓶中，用蒸馏水稀释至刻度，摇匀，制得0.01 mol·L–1、0.02 mol·L–1、0.1 mol·L–1 HAc溶液。 3. 测定0.01 mol·L–1、0.02 mol·L–1、0.1 mol·L–1和0.2mol·L–1HAc溶液的pH值 用四个干燥的50 mL 烧杯，分别取25 mL上述四种浓度的HAc溶液，由稀到浓分别用pH计测定它们的pH值，并记录温度（室温）。 4. 未知弱酸标准解离常数的测定 取10.00 mL未知一元弱酸的稀溶液，用NaOH滴定到终点，然后再加入10.00 mL该弱酸溶液，混合均匀，测其pH值。计算该弱酸的标准解离常数。
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弱酸电离度与电离常数的测定实验报告范 文 篇一：无机化学实验六醋酸电离度和电离常数的测定 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% Ka = = 当α小于5时，C - [H+]≈C，所以Ka≈
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。 滴定序号CNaOH(mol·L-1) VHAc(mL VNaOH(mL CHAc 测定值平均值 25、001 2 25、00 25、003 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、9、)，计算HAc电离度和电离常数。 溶液 C (mol·L-1) pH
高中化学-水的电离&电离平衡
高中化学——水溶液中的离子平衡 【本节学习目标】 （1）了解电解质的概念 （2）根据电解质在水溶液中的电离与电解质溶液的导电性，理解强电解质和弱电解的概念，并能正确书写电离方程式 （3）理解弱电解质在水溶液中的电离平衡 （4）了解水的电离及离子积常数 （5）认识溶液的酸碱性、溶液中c(H+)和c(OH－)、pH三者之间的关系，并能进行简单计算 （6）了解酸碱中和滴定的原理 （7）了解溶液pH的调控在生活、生产和科学研究中重要作用 （8）理解盐类水解的原理，掌握影响盐类水解程度的主要因素和盐类水解的应用 （9）在理解离子反应本质的基础上，能从离子角度分析电解质在水溶液中的反应 （8）了解难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质 学习重点：弱电解质在水溶液中的电离平衡，盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素和盐类水解的应用 学习难点：弱电解质在水溶液中的电离平衡，盐类水解平衡 【知识要点梳理】 一、电解质的电离平衡 COOH O
4 说明：BaSO 4、AgCl 、CaCO 3是强电解质，它们的水溶液中离子浓度非常小，导电能力非常弱，但溶解的那一小部分是完全电离的； Fe(OH)3的溶解度也很小， Fe(OH)3属于弱电解质；HCl 、 CH 3COOH 的溶解度都很大， HCl 属于强电解质，而CH 3COOH 属于弱电解质；所以电解质的强弱与其溶解性没有必然联系。 （三）、弱电解质的电离平衡及其移动 ⒈电离平衡的概念：在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态 ⒉电离平衡的特征： 弱电解质的电离平衡属于化学平衡中的一种，具有以下一些特征： “逆”——弱电解质的电离是可逆的 “动”——电离平衡是动态平衡 “等”—— v(离子化)=v (分子化)≠0 “定”——在电离平衡状态时，溶液中分子和离子的浓度保持不变。 “变”——电离平衡是相对的、暂时的，当外界条件改变时，平衡就会发生移动 3.影响电离平衡的因素： （1）内因：弱电解质本身的结构 （2）外因：温度、浓度等（符合勒夏特列原理） 思考分析：0.1mol/L 醋酸溶液做下列改变后各参数的变化情况： － +
