一．實驗原理
1．電離平衡常數Kc的測定原理
在弱電解質溶液中，只有已經電離的部分才能承擔傳遞電量的任務。在無限稀釋的溶液中可以認為弱電解質已全部電離，此時溶液的摩爾電導率為，可以用離子的極限摩爾電導率相加而得。而一定濃度下電解質的摩爾電導率∧m與無限稀釋的溶液的摩爾電導率是有區別的，這由兩個因素造成，一是電解質的不完全離解，二是離子間存在相互作用力。二者之間有如下近似關系：
式中為弱電解質的電離度。
對AB型弱電解質，如乙酸（即醋酸），在溶液中電離達到平衡時，其電離平衡常數Kc與濃度c和電離度α的關系推導如下：
由上式可知，測定系列濃度下溶液的摩爾電導率∧m，將∧mc對1/Λm作圖可得一條直線，由直線斜率可測出在一定濃度范圍內Kc的平均值。
2．摩爾電導率∧m的測定原理
電導是電阻的倒數，用G表示，單位S（西門子）。電導率則為電阻率的倒數，用k表示，單位為G·m-1。
摩爾電導率的定義為：含有一摩爾電解質的溶液，全部置于相距為1m的兩個電極之間，這時所具有的電導稱為摩爾電導率。摩爾電導率與電導率之間有如下的關系。
∧m= κ/c （5）
式中c為溶液中物質的量濃度，單位為mol·m-3。
在電導池中，電導的大小與兩極之間的距離l成反比，與電極的面積A成正比。
G = κA/ l （6）
由（6）式可得
κ=Kcell G （7）
對于固定的電導池，l和A 是定值，故比值l/A為一常數，以Kcell表示，稱為電導池常數，單位為m-1。為了防止極化，通常將鉑電極鍍上一層鉑黑，因此真實面積A無法直接測量，通常將已知電導率κ的電解質溶液（一般用的是標準的0.01000mol·L-1KCl溶液）注入電導池中，然后測定其電導G即可由（7）式算得電導池常數Kcell。
當電導池常數Kcell確定后，就可用該電導池測定某一濃度c的醋酸溶液的電導，再用（7）式算出κ，將c、κ值代入（5）式，可算得該濃度下醋酸溶液的摩爾電導率。
在這里的求測是一個重要問題，對于強電解質溶液可測定其在不同濃度下摩爾電導率再外推而求得，但對弱電解質溶液則不能用外推法，通常是將該弱電解質正、負兩種離子的無限稀釋摩爾電導率加和計算而得，即：
二．儀器與試劑
DDBJ-350便攜式電導率儀，電導電極，恒溫槽，燒杯、錐型瓶，移液管（25mL）；
0.0200 mol·L-1 KCl標準溶液，0.200 mol·L-1 HAc標準溶液
三．實驗步驟
1．調節恒溫水槽水浴溫度至25℃（室溫偏高，則水浴溫度調節到35℃）。將實驗中要測定的溶液恒溫。
2．校準便攜式電導率儀的電導池常數
按下電導率儀“on/off”鍵打開儀器，按“模式/測量”鍵到模式狀態，按“▲”或“▼”鍵調節模式狀態，至左下角出現CONT，按“確定”鍵，左下角出現CAL，按“確定”鍵，左下角出現CA-M，按“▲”或“▼”鍵調節0.02mol/L的KCl溶液的電導率大小至0.276 S/m(35℃時為 0.331 S/m )，按“確定”鍵出現標定好的電導池常數，再按“確定”鍵輸入電導池常數。按“模式/測量”鍵到測量狀態。
3．測量醋酸溶液的電導率
標定好電導池常數后，將兩電極用蒸餾水洗凈，用吸水紙吸干液體。處理好的電極插入到0.2 mol/L 25mL醋酸溶液中測量電導率。再用標有“電導水”字樣的移液管吸取25mL水并注入到醋酸溶液中稀釋到0.1 mol/L。此時不要將電極取出。（為什么？）測量后，用標有“0.1”字樣的移液管吸取25mL溶液棄去，用標有“電導水”字樣的移液管吸取25mL水并注入到醋酸溶液中稀釋到0.05 mol/L，搖勻后測量電導率。如此依次測定0.2mol/L、0.1 mol/L、0.05 mol/L、0.025 mol/L、0.0125 mol/L醋酸溶液的電導率。
記錄相應濃度醋酸的電導率，并計算電離度和解離常數。
4．用蒸餾水清洗電導電極和溫度電極，將電極浸泡在盛有蒸餾水的錐形瓶中以備下一次實驗用。
四．數據處理
1．將原始數據及處理結果填入下表：
2．根據測得的各種濃度的醋酸溶液的電導率，求出各相應的摩爾電導率∧m和電離度a及電離平衡常數Kc。
實驗溫度： 35℃
