实验原理：1．电离平衡常数Kc的测定原理在弱电解质溶液中,只有已经电离的部分才能承担传递电量的任务.在无限稀释的溶液中可以认为弱电解质已全部电离,此时溶液的摩尔电导率为,可以用离子的极限摩尔电导率相加而得.而一定浓度下电解质的摩尔电导率∧m与无限稀释的溶液的摩尔电导率是有区别的,这由两个因素造成,一是电解质的不完全离解,二是离子间存在相互作用力.二者之间有如下近似关系：（1）式中为弱电解质的电离度.对AB型弱电解质,如乙酸（即醋酸）,在溶液中电离达到平衡时,其电离平衡常数Kc与浓度c和电离度α的关系推导如下：CH3COOH →CH3COO－ + H＋ 起始浓度 c 0 0 平衡浓度 c(1－α) cα cα则 （2） 以式（1）代入上式得：（3）因此,只要知道∧m∞和∧m就可以算得该浓度下醋酸的电离常数Kc.将式（2）整理后还可得：（4）由上式可知,测定系列浓度下溶液的摩尔电导率∧m,将∧mc对1/Λm作图可得一条直线,由直线斜率可测出在一定浓度范围内的平均值.2．摩尔电导率∧m的测定原理电导是电阻的倒数,用G表示,单位S（西门子）.电导率则为电阻率的倒数,用k表示,单位为G·m-1.摩尔电导率的定义为：含有一摩尔电解质的溶液,全部置于相距为1m的两个电极之间,这时所具有的电导称为摩尔电导率.摩尔电导率与电导率之间有如下的关系.∧m= κ/c （5）式中c为溶液中物质的量浓度,单位为mol·m-3.在电导池中,电导的大小与两极之间的距离l成反比,与电极的面积A成正比.G = κA/ l （6）由（6）式可得κ=Kcell G （7）对于固定的电导池,l和A 是定值,故比值l/A为一常数,以Kcell表示,称为电导池常数,单位为m-1.为了防止极化,通常将铂电极镀上一层铂黑,因此真实面积A无法直接测量,通常将已知电导率κ的电解质溶液（一般用的是标准的0.01000mol·L-1KCl溶液）注入电导池中,然后测定其电导G即可由（7）式算得电导池常数Kcell.当电导池常数Kcell确定后,就可用该电导池测定某一浓度c的醋酸溶液的电导,再用（7）式算出κ,将c、κ值代入（5）式,可算得该浓度下醋酸溶液的摩尔电导率.在这里的求测是一个重要问题,对于强电解质溶液可测定其在不同浓度下摩尔电导率再外推而求得,但对弱电解质溶液则不能用外推法,通常是将该弱电解质正、负两种离子的无限稀释摩尔电导率加和计算而得,即：（8）不同温度下醋酸的值见表1.
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