醋酸电离度和电离常数的测定实验是什么？
醋酸电离度和电离常数的测定实验如下：
1、配制0.2mol·L-1的CH3COOH溶液。
根据给定的纯醋酸、比重计、容量瓶，配制成0.2mol·L-1CH3COOH溶液250mL。
2、用已知氢氧化钠的标准溶液进行标定。
用氢氧化钠标准溶液（0.0990mol·L-1）测定粗配的醋酸溶液的浓度，要精确到三位有效数字。
具体操作是：用移液管吸取三份10mL粗配的醋酸溶液，分别置于三只250mL的锥形瓶中，各加上2-3滴的酚酞溶液，摇匀。再用标准氢氧化钠溶液滴定，观察到溶液呈现出浅红色，摇动半分钟内也不消失，记录所用氢氧化钠的毫升数。将实验结果填入表中。
3、配制不同浓度的醋酸溶液。
用移液管或滴定管量取25.00mL、5.00mL和2.50mL已标定过的醋酸三份，分别置于三只50mL的容量瓶中，用蒸馏水稀释到刻度，摇匀后可制得0.1mol·L-1、0.02mol·L-1、0.01mol·L-1的CH3COOH溶液，标号后将数据填入表2。
4、用酸度计测定不同浓度醋酸溶液的pH。
取四只干燥50mL的烧杯，分别取上述四种溶液，由浓到稀的顺序排列，测定它们的pH，记录表3。
从测定不同浓度醋酸的pH和计算的电离度和电离常数值与标准理论数值对比，测定值略偏小些。
测定时读数不准是造成误差的主要原因之一，如配醋酸溶液时，比重计的测量读数；醋酸溶液用标准氢氧化钠溶液标定时，所用碱体积的读数；用不同浓度醋酸溶液测定pH的时候，指针的读数，这些都会直接影响醋酸电离度和电离常数的准确性。
1．醋酸溶液浓度的标定（若实验时间不够，可先由实验室标定）用移液管精确量取25.00 mL HAc（0.2 mol?dm-3）溶液，分别注入两只50mL 锥形瓶中，各加入2 滴酚酞指示剂。分别用标准NaOH 溶液滴定至溶液呈浅红色，经摇荡后半分钟不消失，分别记下滴定前和滴定终点时滴定管中NaOH液面的读数，算出所用NaOH 溶液的体积，从而求出醋酸的精确浓度。 2．不同浓度的醋酸溶液的配制和pH 值的测定在4 只干燥的100 mL 烧杯中，用酸式滴定管分别加入已标定的醋酸溶液48.00 mL、 24.00 mL、 6.00 mL、 2.00 mL，注意接近所要刻度时应一滴一滴地加入。然后，再从另一盛有去离子水的滴定管（酸式或碱式均可）往后面三只烧杯中分别加入24.00 mL、42.00 mL、46.00 mL 去离子水（使各溶液的体积均为48.00mL），并混合均匀，求出各份醋酸溶液的精确浓度。用pH 计分别测定上述各种浓度醋酸溶液的pH 值（由稀到浓），记录各份溶液的pH 值及实验验室的温度，计算各溶液中醋酸的电离度及其电离常数，并计入下表：3．醋酸与醋酸钠组成的缓冲溶液pH 的测定各取25 mL 已标定的HAc（0.1 mol ?dm- 3 ）溶液和NaAc（0.10mol?dm-3）溶液，注入烧杯中混合均匀，用pH 计测定此缓冲溶液的pH 值,计算此溶液的电离度，然后加入0.5 mL HCl（0.1 mol?dm-3）溶液，搅拌后用pH 计测定其pH 值，再加入1 mL NaOH（0.1 mol?dm-3）溶液，搅拌后用pH计测定其pH 值。将以上所得的实验值和计算值进行比较。
电离度=[10^(-pH）]/c,电离常数=[10^(-pH）]^2/{c-[10^(-pH）]^2}≈[10^(-pH）]^2/c.根据的就是电离常数和电离度的定义.
醋酸电离度和电离常数的测定
（一）实验目的
1．学会用pH 计测定醋酸电离度和电离常数的方法；
2．加深对弱电解质电离平衡的理解；
3．学习pH 计的使用方法；
（二）实验原理
醋酸是弱电解质，在水溶液中存在以下电离平衡：
HAc H+ + Ac-
起始浓度（mol•dm-3）c 0 0
平衡浓度（mol•dm-3）c - cα cα cα
代入平衡式得
Kα = [H+] [Ac-] / [HAc] =[cα]2/（c - cα）= cα2/（1 - α）
式中Ka 表示弱酸的电离常数；c 表示弱酸的起始浓度；α表示弱酸的电离度。
在一定温度下，用pH 计（酸度计）测定一系列已知浓度的醋酸的pH 值，按pH ＝－㏒[H+]换算为[H+]，根据[H＋] ＝ cα即可求得醋酸的电离度α和cα2/（1 - α）值。在一定温度下，cα2/（1 - α）值近似地为一常数，所取得的一系列cα2/（1 - α）的平均值，即为该温度时醋酸的电离常数Ka。
例：已知HAc 的浓度为0.1081 mol•dm-3，在20℃时用pH 计测得该HAc溶液的pH ＝ 2.83，计算HAc 的电离度及平衡常数？
解：按pH 的定义pH ＝－lg[H+]即 2.83 ＝－lg[H+]
所以 [H+] ＝ 1.48×10 -3 mol•dm -3
醋酸的电离度 α = [H+]/c = (1.48×10-5)/0.1081×100% = 1.37%
即 α＝ ＜5% 时，
Ka ＝[H+]2/c
所以，醋酸的电离常数 Ka＝(1.48×10 -3 ) 2 /0.1081 = 2.03×10-5
醋酸电离常数的测定注意事项：铂电极镀铂黑的目的在于减少电极极化，且增加电极的表面积，使测定电导时有较高灵敏度。 电导池不用 时，应把两铂黑电极浸在蒸馏水中，以免干燥致使表面发生改变。
首先必须知道醋酸的确切浓度c，然后精密测定溶液的pH值，即可换输出电离度和电离常数：电离度=［10^（-pH）］/c，电离常数=［10^（-pH）］^2/{c-［10^（-pH）］^2}≈［10^（-pH）］^2/c。根据的就是电离常数和电离度的定义。
概念与定义
具有极性共价键的弱电解质（例如部分弱酸、弱碱）溶于水时，其分子可以微弱电离出离子；同时，溶液中的相应离子也可以结合成分子。
一般地，自上述反应开始起，弱电解质分子电离出离子的速率不断降低，而离子重新结合成弱电解质分子的速率不断升高，当两者的反应速率相等时，溶液便达到了电离平衡。此时，溶液中电解质分子的浓度与离子的浓度分别处于稳定状态，不再发生变化。
以上内容参考：百度百科-电离平衡常数
结果：乙酸电离平衡常数的测定用酸度计测定不同浓度的乙酸溶液，通过计算乙酸的电离平衡常数接近理论值1.75*10-5。
CH3COOH —→ CH3COO- + H 开始 C 0 0 平衡 C(1-α) Cα Cα。
Kc= Cα²/（1-α）=C∧m²/∧m∞(∧m∞-∧m) 则：C·∧m=(∧m∞·Kc/∧m)- （∧m∞·Kc）。
注意事项
（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。
电离度=[10^(-pH）]/c，电离常数=[10^(-pH）]^2/{c-[10^(-pH）]^2}≈[10^(-pH）]^2/c。
根据的就是电离常数和电离度的定义。
HAc
溶液的电离度是否相同？电离常数是否相同？如果改变温度，电离常数是否不变？电离常数属化学反应平衡常数的一种，是反应的特性常数，在相同温度下不随溶液浓度的变化而变化。由
lnKaθ＝(△rSθ/R)－(△rHθ/RT)
对于同一反应来说，
△rSθ
和
△rHθ
随温度的变化不太大，在温度变化范围不太大时，可将之视为常数，因此，Ka
随温度变化而变化。对于电离度，
α＝(
Kaθ/c)^0.5
在相同温度下，由于Kaθ不变，因此，α
将随浓度的变化而变化。
2、"电离度愈大，酸度就愈大。"
是否正确，为什么？错。由
α
＝(
Kaθ/c)^0.5
和
[H+]
＝(
Kaθ·c)^0.5
电离度随浓度增大而降低，而酸度却随浓度增大而增大，所以，电离度愈大时，酸度反而会降低。
乙酸解离度和解离常数的测定实验目的：
1、了解pH法测定弱酸的解离度和解离常数的原理与方法。
2、掌握pH计的使用方法。
3、熟练掌握移液管、容量瓶和滴定管等基本操作。
实验步骤：
1.乙酸解离度和解离常数的测定
(1)配制不同浓度的乙酸溶液。用移液管分别量取已知浓度的HAc溶液5.00 mL、10.00 mL、25.00 mL于3只50mL容量瓶中，用蒸馏水稀释至刻度，摇匀。依次取已配
制溶液约40mL于3只干燥的50mL小烧杯中，编号为1，
2，3。直接取未稀释的HAc溶液约40mL于50mL小烧杯中，编号为4。
(2)测定HAc溶液的pH。用pH计测出上述四种溶液的pH，记录室温及测得的pH。
2.未知弱酸标准解离常数的测定
用刻度移液管量取0.1mo1·L-1未知一元弱酸溶液10.00mL与干燥的50 mL小烧杯中(编号为5)，加入1~2滴酚酞指示剂，在磁力搅拌器搅拌下，用0.1mo1·L-1Na0H溶液滴定至终点(微红色，30s不褪)。然后再用刻度移液管量取10.00mL该弱酸溶液加入到上述滴定液中，搅拌均匀，记录测得的pH.
因为，Ka=1.5x10^5=[H+][Ac-]=[Ac-]^2/1
因此，电离度@为Ka开根号比上1，等于3.873x10^-3
背好公式！
