篇一：电导滴定(1)
物理化学设计性实验报告
实验组员：陈禹志 1131036 杨通怀 1131041谢廷波 1131017 苏河涛 1131015
赵春花 1131042 刘燕飞 1131043 周福乾 1131018
电导滴定法测定盐酸溶液和乙酸溶液的浓度
一、目的要求
1．掌握电导滴定法测定盐酸和乙酸溶液浓度的原理和方法。
2．掌握电导仪的使用方法和技术
二、实验原理
在一定温度下，电解质溶液的电导率与溶液中的离子组成和浓度有关，而滴定过程中系统的离子组成和浓度都在不断变化，因此可以利用电导率的变化来指示反应终点。电导滴定法是利用滴定终点前后电导率的变化来确定终点的滴定分析方法。该方法的主要优点是，可用于很稀溶液、有色或混浊溶液、没有合适指示剂体系的测定。电导滴定法不仅可用于酸碱反应，也可用于氧化还原反应、配位反应和沉淀反应。
本实验采用电导滴定法测定HCl和HAc溶液的浓度。
用NaOH滴定HCl的反应为：
H+ + Cl + Na+ + OH == Na+ + Cl+H2O
H+和OH－的电导率都很大，Na+、 Cl－及产物H2O的电导率都很小。在滴定开始前－－－由于H+浓度很大，所以溶液的电导率很大；随着NaOH的加入，溶液中的H+不断与OH－ 结合成电导率很小的H2O，因此在理论终点前，溶液的电导率不断下降。当达到理论终点时溶液具有纯NaCl的电导率，此时电导率为最低。当过量的NaOH加入后，溶液中OH－ 浓度不断增大，因此溶液的电导率随NaOH的加入而增大。其电导滴定曲线见图15－1中1所示，由滴定曲线的转折点即可确定滴定终点。
用NaOH滴定HAc的反应式为：
HAc + Na+ + OH－ == Na+ + Ac－+H2O
其电导滴定曲线如图15－1中2 所示。HAc的解离度不大，因而未滴定前H+和Ac－的浓度较小，电导率很低；滴定刚开始时，电导率先略有下降，这是因为少量NaOH
－－加入后H+与OH结合为电导率很小的H2O，生成的Ac产生同离子效应使得解离度减
小。随着滴定的不断进行，非电导的HAc浓度逐渐减小， Na+ 、Ac－浓度不断增大。故溶液的电导率由极小点不断增加至理论终点，但增加的较为缓慢。理论终点后NaOH过量，溶液中电导率很大的OH浓度不断增加，因此电导率迅速增加。由滴定曲线的转折点即可确定滴定终点[1]。 －
图15—1 电导滴定曲线
1—NaOH滴定HCl；2—NaOH滴定HAc
三、实验用品
1．仪器
（DDS－11A型）电导仪（DJS－1型）铂黑电极 烧杯（200mL）
移液管（50mL）量筒（50mL）碱式滴定管（10mL）
2．试剂
0.5125mol · L1NaOH约0.0924 mol · L－－1 HAc 约4mol · L1HCl－
四、 操作步骤
1. 取1mLHCl于烧杯并稀释100倍（为了避免滴定过程中由于滴定剂加入过多使得总体积变化过大而引起溶液电导率的改变，一般要求滴定剂的浓度比待测定溶液大10倍。）
2.装好电导池，按（DDS－11A型）电导仪的使用方法开启电导仪
3．测定
（1）用移液管移取50.00mL待测HCl溶液于一干净200mL烧杯中，加入50mL去离子水，充分搅拌后，将电导电极插入溶液中，测此时溶液电导率，待读数稳定后记录数据。然后用滴定管加入NaOH标准溶液，每加0.50mL充分搅拌后，测定并记录溶液的电导率，当溶液电导率由减小转为开始增大后，再测4～5个点即可停止。
（2）用移液管移取50.00mL待测HAc溶液于干净的200mL烧杯中，加入50mL去离子水，测定步骤与测HCl的电导滴定法相同，当溶液电导率由缓慢增加转为显著增加后，再测4～5个点即可停止。
实验完毕，用去离子水冲洗电极，将电极浸泡在去离子水中。
五、 数据处理
1. 记录实验数据
NaOH滴定HCl溶液
NaOH滴定HAc溶液
2．计算浓度
分别以κ对V(NaOH)作图，求得滴定终点时所消耗NaOH标准溶液体积V终，计算HCl和HAc溶液的物质量浓度。
lc
六、结果与讨论
1．溶液配制时是大浓度向小浓度稀释的。一旦某上一浓度出现偏差，则将影响到后面
的浓度，因此在稀释时要及时小心，这也是影响实验准确性的一个很重要的因素。 2．电导滴定法主意优点就是判断滴定终点比较准确。而指示法是用肉眼来判断滴定终
点，误差较大。而电导滴定法是根据滴定过程中被滴定电导的变化来确定滴定终点，它用仪器来滴定，并用作图法来确定，误差较小。
3、以NaOH滴定HAc时，由于Ac－水解的原因，滴定终点附近曲线会弯曲，使得转
折并不十分显著，但滴定终点前后电导曲线走向会有明显的改变，因此可以通过滴定终点前后直线部分延线相交而求得理论终点的位置。实际测得的电导率值常常由于水的解离产生H+和OH－ 而位于该点的上面。
4、为了避免滴定过程中由于滴定剂加入过多使得总体积变化过大而引起溶液电导率的
改变，一般要求滴定剂的浓度比待测定溶液大10倍。
七、实验总结
总体来说本次实验比较成功，没有出现操作错误。
通过本次实验掌握了电导仪的使用方法，进一步巩固了减时滴定管的使用方法及要点。
篇二：物化实验报告5-电导的测定及其应用
一、实验目的
1、测量KCl水溶液的电导率，求它的无限稀释摩尔电导率； 2、用电导法测量醋酸在水溶液中的解离平衡常数； 3、掌握恒温水槽及电导率仪的使用方法。
二、实验原理
1、电解质溶液的导电能力通常用电导G来表示，单位为西门子用符号S表示，若将某电解质溶液放入两平行电极之间，设电极间距离为1，电极面积为A，则电导可表示为：
G=к*A/l (1)
其中к为电导率，其物理意义：在两平行而相距1m，面积均为1m2的两电极间，电解质溶液的电导率，其单位以SI制表示为s*m-1，(l/A)为电导池常数，以Kcell表示，单位为m-1。
通常由于电极的l和A不易精确测量，因此在实验中用一种已知电导率的溶液先求出电导池的常数K cell，然后再把欲测的的溶液放入该电导池中测出其电导值，在根据上式求出其电导率。
在讨论电解质溶液的导电能力时常用摩尔电导率?m表示。溶液的摩尔电导率是指把含
有1mol电解质的溶液置于相距为1m的两平行板电极之间的电导，单位为S*m2mol-1 。摩尔电导率与电导率的关系：
?m=к/c (2) 其中c为溶液浓度，单位为mol*m-3。
2、在很稀的溶液中，强电介质的摩尔电导率与其浓度的平方根成直线函数。用公式表示为：
?m=?m∞﹣A *c-1/2
(3)
3、对于弱电解质溶液而言，其?m无法利用上式通过实验来直接测定，但在其无限稀释的溶 液中，弱电解质的a=1，，每种离子对电解质的摩尔电导率都有一定的贡献，是独立移动的 不受其他离子的干扰，对电解质Mv+A v-来说：
?m∞= v + ?mv+0 + ?mv-0 (4)
其中?mv+0和?mv-0分别代表正、负离子的无限稀释摩尔电导率，它与温度及离子的本性有关。
在弱电解质的稀溶液中，离子的浓度很低，离子间的相互作用可以忽略，可以认为她在浓度为c时的解离度a等于它的摩尔电导率?m与其无限稀释摩尔电导率之比：
a=?m/?m∞ (5)
对于 HAc，在溶液电离达到平衡时，电离平衡常数Kc与原始浓度 c 和电离度a的关系：
HAc==== H
+
+Ac
-
t=0 c 0 0t=t平衡 c(1-a) caca
K0=ca2/c0(1-a) (6)
在一定温度下K0为常数，因此可以通过测定HAc在不同的浓度时的a代入（6）式求出Kc。
HAc的?m∞可由强电解质HCl、NaAc和NaCl的Λ
∞
m
的代数和求得，
Λm∞(HCl)= Λm∞(H+)+Λm∞(Ac-)=Λm∞(HCl)+ Λm∞(NaCl)- Λm∞(NaCl) 将（4）代入（1）式可得：
K0=cΛm∞/c0Λm∞(Λm∞ - ?m)
或 c?m=(Λm∞)2 K0c0 (1/?m)- Λm∞K0C0
三、仪器与药品
仪器：梅特勒326电导率仪1台；电导电极1只；量杯(50ml)2只；移液管(25ml)3只；洗瓶1只；洗耳球1只。
药品：10.00mol/m-3KCl溶液；100.0 mol/m-3HAc溶液；电导水。
四、实验步骤
1、打开电导率仪开关，预热5min。 2、KCl溶液电导率测定：
⑴移液管准确移取10.00（mol·m-3）KCl溶液25.00 ml于洁净、干燥的量杯中，测定其电导率3次，取平均值。
⑵准确移取25.00 ml电导水于上述量杯中，搅拌均匀后，测定其电导率3次，取平均值。
⑶准确移出25.00 ml上述量杯中的溶液，弃去；再准确移入25.00 ml电导水于上述量杯中；搅拌均匀后，测定其电导率3次，取平均值。
⑷重复⑶的步骤2次。
⑸倾去电导池中的KCl溶液，用电导水洗净量杯和电极，量杯放回烘箱，电极用纸擦干。
3、HAc溶液和电导水的电导率测定：
⑴准确移入100.0（mol·m-3）HAc溶液25.00 ml于洁净、干燥的量杯中，测定其电导率3次，取平均值。
⑵再移入25.00 ml已恒温的电导水于量杯中，搅拌均匀后，测定其电导率3次，取平均值。
⑶移出25.00 ml量杯中的溶液，弃去；再移入25.00 ml电导水，搅拌均匀，测定其电导率3次，取平均值。
⑷再准确移入25.00 ml电导水于量杯中，搅拌均匀，测定其电导率3次，取平均值。 ⑸倾去电导池中的HAc溶液，用电导水洗净量杯和电极；然后注入电导水，测定电导水的电导率3次，取平均值。
⑹倾去电导池中的电导水，量杯放回烘箱，电极用纸擦干，关闭电源。
五、注意事项
1、换待测液测定前，必须将电导电极和电导池洗净、擦干，以免影响测定结果。 2、移液时要小心，不要把液体溅出量杯。
六、数据记录
1、数据的记录
大气压：100.71kPa 室温：21.1℃实验温度：20.4℃ ①测定KCl溶液的电导率
②测定HAc溶液的电导率
-12、实验处理
①将KCl的各组数据填入表内：
?m
图1
从图中可以读出当浓度趋向与0时的?m 的数值，即?m∞=0.01662，求得A=5.098*10-3 相对误差=|0.01662-0.03907|/0.03907=57.46% ②HAc溶液的各组数据填入表内：
C1/2
HAc原始浓度：-3
C?m
图2
由图可得：斜率=(?m∞)KC=5.06×10
200
-5
所以K=5.062×10/[(3.907×10)*1×10]=3.293×10
-5
-22
3
-5
相对误差=|3.293-2.144|/2.144=53.59% 七、实验讨论
从实验数据上来看，求得的?m∞、K出现了较大的偏差，实验误差的主要为以下几个原因：
① 在KCl溶液进行第二次移液时不小心将部分液体溅出量杯外。
② 移电导水的移液管上端破了一个小口，导致在要食指按住移液管上端时不能完全堵
住，而使量取的电导水体积偏低。 ③ 个人移液读数时导致的误差。 ④ 仪器设备带来的误差。
篇三：电导分析法测定未知酸实验报告
电导的定分析法测定未知酸
实验目的和要求
1. 掌握电导率仪和测定溶液电导值的基本操作； 2. 了解电导电极的结构和使用；
3. 掌握电导滴定的基本原理和判断终点的方法。
实验原理
借助于滴定过程中离子浓度变化而引起的电导值的变化来判断滴定终点，这种方法称为电导滴定。以NaOH标准溶液滴定HCl溶液的电导滴定曲线来看。
在NaOH溶液与HCl的溶液的滴定中，各种离子的极限摩尔电导值如图中所示，在滴定开始是，由于H+的极限摩尔电导值较大，测定的溶液电导值也比较大；随着滴定进行，H+和OH+不断结合生成不导电的水，在H+离子浓度不断下降的同时不断增加同等数量的Na+离子，但是由于Na+离子导电能力小于H+离子，因此溶液的电导值也是不断下降的；在化学计量点以后，随着过量的NaOH溶液不断加入，溶液中增加了具有较强导电能力的OH-离子，因为溶液的电导值也会不断增加。由此可以判断，溶液具有最小电导值是所对应的滴定剂体积为滴定终点。
实验仪器与试剂
1. 2. 3. 4. 5. 6. 7.
DDS-307型电导率仪 DJS-1C型铂黑电导电极 磁力搅拌器一台
NaOH标准溶液(0.1mol/L) 未知浓度HCl溶液 10ml移液管一只 100ml玻璃烧杯一个
实验步骤
1． 滴定前准备
按照滴定分析基本要求洗涤、润洗滴定管，装入0.1000 mol/L的NaOH标准溶液，调节滴定管液面至“0.00ml”处。
用移液管准确移取5.00ml未知浓度的HCl溶液于100ml玻璃烧杯中，加入50ml蒸馏水稀释被测溶液，将烧杯置于磁力搅拌器上，放入搅拌棒。
安装好仪器，将电极插入被测溶液；调节仪器“长数”旋钮至电极上标明的数值一致；将“测量/校正”开关置于“校正”档，调节仪器的“调正”旋钮，使仪器指针调节至100；将“测量/校正”开关置于“测量”档，将仪器“量程”开关置于合适的量程，即可从仪器表上读出被测溶液的电导值。 2． 滴定过程和溶液电导值测定。
启动磁力搅拌器，按照下表依次滴加0.1000mol/L的NaOH标准溶液，将“测量/校正”开关置于“校正”档调节仪器的“调正”旋钮，使仪器指针调节至仪器表100刻度，将“测量/校正”开关拨回“测量”档，即可从仪器表盘上读出不同滴定体积时被测溶液的电导值，每次读取电导值前，必须调节仪器指针至仪器表刻度100处。
实验数据处理
NaOH标准溶液体积 溶液电导测定值 NaOH标准溶液体积 溶液电导测定值 NaOH标准溶液体积 溶液电导测定值 NaOH标准溶液体积 溶液电导测定值
0.00ml 4420 3.50ml 2110 7.00ml 1780 10.50ml 2980
0.50ml 4090 4.00ml 1800 7.50ml 1930 11.00ml 3130
1.00ml 3730 4.50ml 1500 8.00ml 2140 11.50ml 3280
1.50ml 3380 5.00ml 1230 8.50ml 2300 12.00ml 3430
2.00ml 3080 5.50ml 1210 9.00ml 2490 12.50ml 3570
2.50ml 2750 6.00ml 1380 9.50ml 2650 13.00ml 3710
3.00ml 2290 6.50ml 1580 10.00ml 2830 13.50ml 3870
1、 滴定曲线的绘制
以测定的溶液浓度电导值为纵坐标，滴加的NaOH标准溶液体积为横坐标绘制电导滴定曲线，并才用作图法在滴定曲线上去出滴定终点所对应的滴定剂体积。 绘图如下：
2.、未知浓度HCl溶液的浓度计算
根据NaOH标准溶液的浓度，滴定终点时滴定剂的体积，计算未知浓度HCl溶液的浓度。
V(ep)=5.00mlC(X)?
C(NaOH)?V(ep)
=0.1mol/L
5.00
实验注意事项
1、 移取NaOH标准溶液一定要按照操作过程一步步来，不要出现错误操作，同样的，在滴定时也要注意这些问题，不要将溶液滴到瓶外，或者瓶壁，这些都不是标准的。 2、 同样滴定时，眼睛要时刻注意滴定管中的液面变化，而且要平视。 3、 滴定过程之，“测量/校正”要反复调节。 4、 注意磁力搅拌器的使用。
实验讨论
1、 本实验方法属于仪器分析方法中的一种，该方法适合于稀溶液，有色溶液和无适合指示剂的情况下的滴定分析。
2、 在滴定分析中，一般采用指示剂来判断滴定终点，但是稀溶液的滴定途越甚小，而有色溶液的颜色会影响对指示剂在终点时颜色的变化的判断，因此在稀溶液和有色溶液的滴定中，无法来判断终点。这个实验就是通过电导值的变化来判断终点，准确。 3、 采用作图法在图上求得滴定终点的读取值，这个点是图中前半部分趋势线和后半部分趋势线的理论交点的横坐标。 4、 关于这个实验的误差分析：
A：因为采用的是延长趋势线作图法求滴定终点，其中肯定会带来很大的误差，可以通过减少每次滴定量来时曲线更加趋近于真实值，从而提高准确性。
B：当有液体在滴定时不小心滴到了瓶外，那么计算值就会大于真实值；如果搅拌器将液体不小心溅到瓶外，那么计算值将小于实际值。
C：可以通过多次滴定算平均值的方法减少误差。
5、这实验方法应用广泛，可用于多种实验，结果准确易计算，但实验对人操作要求较高。
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