用實驗的方法如何求出弱酸電離度

A. 如何測定白醋的電離度和電離常數

如何測定白醋的電離度和電離常數，方法如下
首先必須知道醋酸的確切濃度c,然後精密測定溶液的pH值,即可換輸出電離度和電離常數：
電離度=[10^(-pH）]/c,電離常數=[10^(-pH）]^2/{c-[10^(-pH）]^2}≈[10^(-pH）]^2/c.根據的就是電離常數和電離度的定義.
醋酸電離度和電離常數的測定
（一）實驗目的
1．學會用pH 計測定醋酸電離度和電離常數的方法；
2．加深對弱電解質電離平衡的理解；
3．學習pH 計的使用方法；
（二）實驗原理
醋酸是弱電解質，在水溶液中存在以下電離平衡：
HAc H+ + Ac-
起始濃度（mol•dm-3） c 0 0
平衡濃度（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 表示弱酸的電離常數；c 表示弱酸的起始濃度；α表示弱酸的電離度。
在一定溫度下，用pH 計（酸度計）測定一系列已知濃度的醋酸的pH 值，按pH ＝－㏒[H+]換算為[H+]，根據[H＋] ＝ cα即可求得醋酸的電離度α和cα2/（1 - α）值。在一定溫度下，cα2/（1 - α）值近似地為一常數，所取得的一系列cα2/（1 - α）的平均值，即為該溫度時醋酸的電離常數Ka。
例：已知HAc 的濃度為0.1081 mol•dm-3，在20℃時用pH 計測得該HAc溶液的pH ＝ 2.83，計算HAc 的電離度及平衡常數？
解：按pH 的定義 pH ＝－lg[H+]即 2.83 ＝－lg[H+]
所以 [H+] ＝ 1.48×10 -3 mol•dm -3
醋酸的電離度 α = [H+]/c = (1.48×10-5)/0.1081×100% = 1.37%
即 α＝ ＜5% 時，
Ka ＝[H+]2/c
所以，醋酸的電離常數 Ka＝(1.48×10 -3 ) 2 /0.1081 = 2.03×10-5

B. 怎麼通過實驗證明強酸弱酸例如有A，B兩

一、定量測定電離度，電離度100%的是強酸，電離度不是100%的為弱酸。
例如：0.1mol/L的鹽酸，pH=1，說明是強酸，0.1mol/L的醋酸，pH>1，說明是弱酸。
二、如果比較兩種酸的酸性強弱，可以通過以下方法：
1、將A、B兩種酸配製成物質的量濃度相同的溶液，測量pH，pH小的酸性強

2、如果A酸能與B酸的鹽反應，生成A的鹽和B酸，說明A的酸性比B強

C. 醋酸電離度和電離常數的測定實驗是什麼

用氫氧化鈉標准溶液（0.0990mol·L-1）測定粗配的醋酸溶液的濃度。

1、配製0.2mol·L-1的CH3COOH溶液。

根據給定的純醋酸、比重計、容量瓶，配製成0.2mol·L-1CH3COOH溶液250mL。

2、用已知氫氧化鈉的標准溶液進行標定。

用氫氧化鈉標准溶液（0.0990mol·L-1）測定粗配的醋酸溶液的濃度，要精確到三位有效數字。

簡介

多元弱酸、弱鹼的電離是分步進行的，每步電離都存在相應的電離平衡。實驗和理論計算證明，它們的二步電離度遠遠小於一步電離度，三步電離度又遠遠小於二步電離度。所以，多元弱酸溶液的氫離子濃度，多元弱鹼溶液的氫氧根離子濃度，均可以近似以一步電離的離子濃度代替。

D. 電離度的電離度的定義和計算

1. 電離度的定義：電離度弱電解質在溶液里達電離平衡時，已電離的電解質分數占原來總分子數（包括已電離的和未電離的）的百分數。
   

2. 計算方式：電離度(α)= (已電離弱電解質分子數/原弱電解質分子數)*100%弱電解質的電離= (分子、分母同除以阿氏常數)= (分子、分母同除以溶液體積)

E. 電離度的定義是什麼怎麼計算

電離度是弱電解質在溶液里達電離平衡時，已電離的電解質分子數占原來總分子數（包括已電離的和未電離的）的百分數。

即電離度表示弱酸、弱鹼在溶液中離解的程度。

不同的弱電解質在水中電離的程度是不同的，一般用電離度和電離常數來表示。

計算公式：電離度（α）= （已電離弱電解質分子數/原弱電解質分子數）*100%。

(5)用實驗的方法如何求出弱酸電離度擴展閱讀

電離度影響因素

1、濃度的影響

當溶液濃度下降時，有利於弱電解質分子變為自由水合離子，電離度增大；當溶液濃度升高時，有利於自由水合離子變為弱電解質分子，電離度減少。因濃度越稀，離子互相碰撞而結合成分子的機會越少，電離度就越大。

2、溫度的影響

因為電離過程是吸熱的，因此溫度升高離子化傾向加強，又因大多數電解質電離時沒有顯著的熱量變化，這就導致溫度對電離度雖有影響，但影響並不大的必然結果。

一般情況下，溫度對電離度影響不大，但水的離解過程顯著吸熱，所以溫度升高可以增大水的電離度。

求電離度的方法

例：在1升濃度為C摩/升的弱酸HA溶液中,HA,H+和A-的物質的量之和為nC摩,則HA的電離度是(n-1)×100%

1、求出已電離的HA的物質的量，然後將這個值與HA的總量(1升×C摩/升=C摩)相除,其百分數就是HA的電離度。

2、要求已電離的HA的物質的量，可根據HA H++A-，由於原有弱酸為1升×C摩/升=C摩,設電離度為X，則電離出的HA的物質的量為XC摩，即電離出的H+和A-也分別為CXmol，溶液中未電離的HA就為(C-CX)mol。

3、所以HA、H+、A-的物質的量之和為[(C-CX)+CX+CX]摩,即(C+CX)摩=nC摩、從而可得出1+X=n,所以X的值為n-1。

F. 醋酸電離度和電離常數的測定方法有哪些

首先必須知道醋酸的確切濃度c,然後精密測定溶液的pH值,即可換輸出電離度和電離常數：
電離度=[10^(-pH）]/c,電離常數=[10^(-pH）]^2/{c-[10^(-pH）]^2}≈[10^(-pH）]^2/c.根據的就是電離常數和電離度的定義.
醋酸電離度和電離常數的測定
（一）實驗目的
1．學會用pH 計測定醋酸電離度和電離常數的方法；
2．加深對弱電解質電離平衡的理解；
3．學習pH 計的使用方法；
（二）實驗原理
醋酸是弱電解質，在水溶液中存在以下電離平衡：
HAc H+ + Ac-
起始濃度（mol•dm-3） c 0 0
平衡濃度（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 表示弱酸的電離常數；c 表示弱酸的起始濃度；α表示弱酸的電離度。
在一定溫度下，用pH 計（酸度計）測定一系列已知濃度的醋酸的pH 值，按pH ＝－㏒[H+]換算為[H+]，根據[H＋] ＝ cα即可求得醋酸的電離度α和cα2/（1 - α）值。在一定溫度下，cα2/（1 - α）值近似地為一常數，所取得的一系列cα2/（1 - α）的平均值，即為該溫度時醋酸的電離常數Ka。
例：已知HAc 的濃度為0.1081 mol•dm-3，在20℃時用pH 計測得該HAc溶液的pH ＝ 2.83，計算HAc 的電離度及平衡常數？
解：按pH 的定義 pH ＝－lg[H+]即 2.83 ＝－lg[H+]
所以 [H+] ＝ 1.48×10 -3 mol•dm -3
醋酸的電離度 α = [H+]/c = (1.48×10-5)/0.1081×100% = 1.37%
即 α＝ ＜5% 時，
Ka ＝[H+]2/c
所以，醋酸的電離常數 Ka＝(1.48×10 -3 ) 2 /0.1081 = 2.03×10-5

G. 本實驗測定醋酸電離常數的原理是什麼

首先必須知道醋酸的確切濃度c，精密測定溶液的ph值，即可換輸出電離度和電離常數：

電離度=[10^(-ph）shu]/c，電離常數=[10^(-ph）]^2/{c-[10^(-ph）]^2}≈[10^(-ph）]^2/c。

根據的就是電離常數和電離度的定義。

即可換輸出電離度和電離常數：電離度=[10^(-pH）]/c，電離常數=[10^(-pH）]^2/{c-[10^(-pH）]^2}≈[10^(-pH）]^2/c。根據的就是電離。

(7)用實驗的方法如何求出弱酸電離度擴展閱讀：

溶液的離子強度會影響物質在水中的解離。因此在測定某些物質在水中的解離常數時需要考慮物質水溶液的離子強度的影響。

解離常數（pKa）是有機化合物非常重要的性質，決定化合物在介質中的存在形態，進而決定其溶解度、親脂性、生物富集性以及毒性。對於葯物分子，pKa還會影響其葯代動力學和生物化學性質。精確預測有機化合物的pKa值在環境化學、生物化學、葯物化學以及葯物開發等領域都有重要意義。

H. 怎樣才能判斷弱酸的電離和水解程度

解離度都是用實驗方法測出來的，一般沒有規律，記住一些常見的就好了，比如HF是弱酸，HClO4是最強的無機酸