解离平衡实验报告

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一、实验目的本实验旨在通过酸碱滴定法测定未知浓度的弱碱溶液的解离常数和解离度，进一步理解解离平衡的概念和影响因素，提高实验操作技巧和处理实验数据的能力

二、实验原理解离平衡是化学平衡的一种，弱电解质在水溶液中部分解离为离子，同时离子结合成弱电解质，达到动态平衡解离常数（K）是衡量弱电解质解离程度的重要参数，与温度有关解离度（a）表示弱电解质已解离的部分占总量的比例酸碱滴定法是一种常用的测定解离常数的方法，通过滴定计量点的pH值，结合已知的酸（或碱）的K值，可以求得弱碱（或弱酸）的解离常数

三、实验步骤

1.准备试剂和仪器未知浓度的弱碱溶液、标准酸溶液、酚献指示剂、滴定管、容量瓶、三角瓶、电子天平等

2.移取一定体积的弱碱溶液至容量瓶中，加入适量酚猷指示剂，摇匀

3.用标准酸溶液滴定上述溶液，记录滴定量（VI）o

4.重复实验，共进行三次，记录每次的滴定量（VI、V

2、V3）o

5.计算每次实验的pH值和解离度（a）,根据三次实验结果计算平均值

6.根据已知的酸溶液的K值和平均pH值，计算弱碱溶液的解离常数（K）

四、实验结果与数据分析

1.实验数据如下表所示实验次数VI mL V2mL V3mL pHa%实验次数VI mLV2mLV3mL pHa%

125.

0024.

8024.

908.

001.

00225.

0024.

9024.

807.

950.

97325.

0025.

1025.

058.

051.

052.根据实验数据计算平均值pH二

8.00+

7.95+

8.05/3=

8.00a二

1.00+

0.97+

1.05/3X100=

1.00%

3.根据已知的标准酸溶液的K值和平均pH值，计算弱碱溶液的解离常数K已知标准酸溶液的K=

1.0X10^-5,pH=

8.00则，cH+=

1.0X10^-8mol/Lc0H-=Kw/cH+=

1.0X10;14/

1.0X10^-8mol/L=

1.0X10^-6mol/LcB+=c0H-=

1.0X10^-6mol/LcHB=cH+-cB+=

1.0X10^-8-

1.0X10^-6=

9.9X10^-7mol/LK=cHB Xc0H-7-l=

9.9X

10、7X

1.0X

10、6厂—1=

9.9X10^-7K解离度a=cB+/c,则c=a cB+=a/K cHB,带入得a/K二cHB/cOH-/cHB/c0H-=cOH-/cHB,带入得a=KcOH-/cHB,带入得a=KcOH-/cHB=

9.9X107X

1.0X

10、6/

9.9X10^-7-1%o。