物理化学实验讲义新..

1实验五凝固点降低法测定摩尔质量一、实验目的1.根据稀溶液的依数性测定萘的摩尔质量。2.掌握凝固点的测定方法。二、实验原理稀溶液的凝固点较纯溶剂的凝固点降低，降低的数值仅取决于稀溶液的质量摩尔浓度，可用下式表示：Tf=Kf·bB（1）式中：Tf=Tf，溶剂—Tf，稀溶液：凝固点降低bB：稀溶液的质量摩尔浓度Kf：溶剂的凝固点降低常数准确量取一定量的溶剂m溶剂和溶质m溶质配制成稀溶液后，分别测定溶剂和溶液的凝固点Tf，溶剂和Tf，稀溶液，即可由（1）式得出bB，从而得出溶质的摩尔质量M溶质：三、仪器和药品SWC-LGB凝固点实验装置1套；25.0ml移液管1支；分析天平（公用）；环己烷，萘，冰块。四、实验步骤1.将约400ml冷水加入冰浴槽中，加入碎冰块至600ml刻度。2.用移液管准确吸取25.0ml环已烷加入洗净、干燥的凝固点测定管内，滑入小磁珠，将温度传感器插入橡胶塞中，然后将橡胶塞塞入凝固点测定管，塞紧。3.将凝固点测定管直接插入冰浴槽中，观察“T”温差显示值，直至“T”温差显示值基本保持不变（此时观察到凝固现象），记下显示窗中T的值，此即为纯溶剂环己烷的粗测凝固点。4.取出凝固点测定管，在空气中使凝固的环已烷融化（升温至粗测凝固点之上约1~2℃时），擦干凝固点测定管，插入冰浴空气套管中，调节转子转速，使温度均匀下降。观测、记录“T”温差显示值，当温度先下降，再回升，至温差不再变化（稳定）持续30s以上，此时温差显示值即为环己烷的凝固点。5.重复4.步骤再做两次，取其平均值为Tf，溶剂。6.在分析天平上精确称取萘0.1000~0.1500g，加入凝固点测定管中升温至全部溶解后，同前法3.、4.操作，记录温度，至温度下降、回升、稳定、又下降。绘出温度-时间曲线，以回升的最高点（或转折点）即为稀溶液凝固点。再重复做两次，取其平均值即为Tf，溶液。五、数据记录与处理日期：室温：大气压：m溶剂=ρV=（10.779gml环已烷）溶剂溶质溶质mTmKMff（2）2m溶质=120.2fKKKgmol环已烷fT溶剂fT溶液将以上数据代入（2）式中计算得出：M萘六、思考题1.何谓稀溶液的依数性？2.稀溶液凝固点降低与溶剂的种类是否有关？实验六电解质溶液电导率与弱酸电离常数测定一、实验目的1.用电导率仪测定氯化钾和醋酸溶液的电导率。2.掌握电导率仪的使用方法。二、实验原理电解质溶液是依靠正负离子的定向迁移转移电流的。溶液的导电本领可以用电导率表示。将电解质溶液放入两平行电极之间，两电极距离为l[m]，两电极面积均为A[m2]，则溶液的电阻为：1llRRAA(1)1celllkKGAR(2)式中：Kcell—电池常数；G—溶液电导；—电导率在研究电导时，常用到摩尔电导率来描述溶液的导电能力，它与电导率和浓度的关系为：mc(3)式中：m—摩尔电导率[m2·Ω-1·mol-1]；—电导率[Ω-1·m-1]；c—摩尔浓度[mol·m-3]。m随浓度变化的规律，对强弱电解质各不相同，对强电解质稀溶液可用下列经验公式表示：mmAC(4)式中：m—无限稀释时的摩尔电导率；A—常数将m对C作图，外推可求得m。对于弱电解质来说，它的电离度等于溶液的浓度为C时的摩尔电导率m和溶液的浓度无限3稀释时的摩尔电导率m之比，即mm(5)在1—1价型弱电解质溶液电离达到平衡时，电离平衡常数cK与C和的关系如下式：2(1)cCaKaC(6)其中31Cmoldm将(4)式代入(5)，可得2()mcmmmCKC(7)根据离子独立运动规律，m可以从离子的无限稀释摩尔电导率计算出来。m可由实验测定，然后按(6)式计算出cK。三、仪器和药品DDS—307型电导率仪一台；电导电极一支；50ml烧杯两只；50ml容量瓶4只；25ml移液管2只；0.01mol·dm-3标准KCl溶液；0.100mol·dm-3标准醋酸溶液。四、实验步骤1.打开电导率仪开关，预热10分钟，调谐仪器的零点，校正温度。2.校正所选用电极的电池常数，已知25℃时0.01mol·dm-3KCl溶液的电导率为1413μs/cm，用常数调节钮调整电导率仪的读数与已知溶液的电导率相一致。3.用容量瓶配置4种浓度的KCl溶液，浓度分别为：2C;4C;8C;16C(30.01cmoldm)并分别测定上述四种溶液的电导率。4.用同样的方法配制4种浓度的溶液，浓度分别为：2C;4C;8C;16C(30.1cmoldm)并分别测定上述四种溶液的电导率。5.测量完毕后，整理仪器，关掉电源，并将所用电极放入蒸馏水中浸泡。五、数据记录与处理KCl30.01cmoldm浓度0.01C2C4C8C16C测量的4mCCmHAc30.1cmoldm211()250.03907[]mHAcCmmol浓度C2C4C8C16C测量的mCmmcK1.计算HAc和KCl在各浓度下的摩尔电导率。2.计算HAc在各浓度下的电离度，及电离平衡常数cK。3.以KCl溶液的m对C作图，外推求m，并与文献值比较。六、思考题1.强弱电解质的摩尔电导率与浓度的关系有何不同？2.如何校正所选电极的电池常数？测不同浓度时，还需校正吗？实验七电动势测定和应用一、实验目的1.掌握补偿法测定电池电动势的原理和方法。2.学会使用电势差计。二、实验原理可逆原电池是由两个可逆电极组成的，其电动势两个电极电动势的代数和。即EEE电极电动势一般以标准氢电极为标准求出的，但氢电极使用麻烦，通常采用参比电极组成电池。本实验采用甘汞电极作为参比电极，与锌电极和铜电极分别组成两组可逆电池。当Zn作为负极时，其电池表达5式为：222|()||()|()|ZnZnaKClHgClsHg饱和该电池电动势为：E=E{Cl—Hg2Cl2(s)/Hg}－E(Zn2+/Zn)当以铜作为正极时，其电池表达式为：222|()|()||()|HgHgClsKClCuaCu饱和液其电动势为：E=E(Cu2+/Cu)－E{Cl—/Hg2Cl2(s)/Hg}E可通过实验测出，E（甘汞）可用下式得出测量温度下的电极电势：40.2427.610(25)tEtC伏式中t为摄氏温度。于是可以测出金属电极电势，金属电极电势又可用能斯特方程计算。()()RTaEELnZFa还原态氧化态式中：EΘ—金属电极的标准电极电势F—法拉第常数96500库仑/摩尔a—金属离子活度Z—电极反应中电子的化学计量数若摩尔电池反应的吉布斯函数变为ΔyGm，则：ymGZFE利用已测定的可逆电池的电动势，计算吉布斯函数变ΔyGm，其中Z为对应于电池反应式中的任一电极反应式中电子的化学计量数。三、仪器和药品电势差计1台；饱和甘汞电池1支；锌、铜电极各1支；导线若干；50ml烧杯2个；饱和KCl溶液；盐桥；砂纸；0.10mol·dm-3ZnSO4溶液；0.01mol·dm-3ZnSO4溶液；0.10mol·dm-3CuSO4溶液；0.01mol·dm-3CuSO4溶液。四、实验步骤1.联接线路，经教师检查无误后，进行“标准化”操作，并熟悉仪器使用方法。2.安装锌—甘汞电池。将锌片用砂纸打磨表面至光亮，用丙酮给油，再用蒸馏水冲净，将0.10mol·dm-3的ZnSO4溶液倒入50ml烧杯中约20ml，将Zn电极插入溶液中。再将甘汞电极插入装有20ml饱和KCl溶液的50ml烧杯。用盐桥将两溶液接通。将原电池两极引出的导线连接到电势差计的待测接线柱上。Zn极接负极，甘汞电极接正极。测其电动势。3.同步骤2，安装下列电池，测定其电动势。其中Cu电极作为正极，甘汞电极作为负极。Cu片需要用砂纸打磨表面并冲净。(1)3422|(0.01||()|()|ZnZnSOmoldmKClHgClsHg饱和(2)3224|()|()||(0.10)|HgHgClsKClCuSOmoldmCu饱和(3)3224|()|()||(0.01)|HgHgClsKClCuSOmoldmCu饱和64.测定CuZn—电极组成的电池电动势3344|(0.10)||(0.10)|ZnZnSOmoldmCuSOmoldmCu5.测定完毕，关掉电源，整理仪器。五、数据记录与处理1.计算上述5组电池的电动势，并与实验测定值比较。2.计算CuZn—电池的吉布斯函数变ΔyGm。六、思考题1.盐桥有什么作用？应选择什么样的电解质作盐桥？2.标准电池和工作电池各有什么作用？实验八22HO催化分解速率常数测定一、实验目的1.测定H2O2催化分解的反应速率常数。2.了解一级反应的特征。二、实验原理过氧化氢是不稳定的化合物，易于分解。但是在没有催化剂存在时，分解速率较慢。H2O2的分解化学计量式为：222212HOHOO若以KI溶液为催化剂，则可加速其分解。其反应机理是：第一步：222HOKIKIOHO（慢）第二步：212KIOOKI（快）由此看来，KI与H2O2生成中间化合物，改变了反应路径，降低了反应活化能，而使反应加快。由于KI反应过程中不断再生，其浓度不变，故起到催化剂的作用。因第二步比第一步速度快得多，故反应速度取决于第一步，即第一步控制整个反应过程的快慢。H2O2的分解反应速率方程表示为：2222()()()dCHOkCKICHOdt(1)式中：C—各物质的浓度[mol·dm-3]；t—反应时间；k—反应速率常数，其值仅决定于温度。由于反应过程中KI的浓度不变，所以可将C(KI)与k合并为新的常数，用k表示，有k=kC(KI)，则上式可简化为：2222()()dCHOkCHOdt(2)式中k为表观反应速率常数。因此为[时间-1]。由上式可以看出，反应速率与反应物浓度的一次方成正比，故H2O2的催化分解为一级反应。且表观反应速率常数k是随温度和KI浓度变化而变化的。式(2)积分后可得：0lntCktC(3)7式中C0—H2O2的初始浓度；Ct—t时刻的H2O2浓度。在一定温度，压力下，反应所产生的O2的体积Vt与消耗的H2O2浓度成正比。完全分解时放出的O2体积V∞的与H2O2的初始浓度C0成正比。利用这一关系，可以用反应中O2的体积Vt的变化代替H2O2浓度Ct的变化。因为：0CfV(4)()ttCfVV(5)式中：f—比例系数将上面两式(4)和(5)代入积分后的速率方程(3)中，可得：lntVVktV或ln()lntVVktV(6)以ln(V∞－V)对t作图，可得到一条直线，并由斜率得出表观速率常数k值。但由于测定V∞比较麻烦，且不易准确，设法用其它方法代之：由起始以某时间间隔（1分钟）连续测量数组析出O2的体积数据Vt，当反应进行到任一指定时刻T，用T为起始点，用相同的时间间隔测量另一组析出O2的体积数据V′t，代入速率方程：ln()()lntVVkTtV(7)令lnAV，代入(6)和(7)式有：ln()()tVVkTtAln()tVVktA将上式的对数去掉()()KTtAtVVe(8)()ktAtVVe(9)用(9)式减去(8)得：ktAkTktAttVVeeeee(1)ktAkTeee令(1)AkTBee则：ktttVVBe两边取对数：ln()lnttVVktB(10)以ln()ttVV对t作图，可得出一直线，由直线斜率可求出k值。8三、仪器和药品电磁搅拌器一台；量气管、水准管各一支；25ml移液管2支，0.5%H2O2；0.5mol·dm-3KI溶液；150ml锥形瓶。四、实验步骤1.按下图安装好仪器。2.检查系统是否漏气；提高水准管，使液面升高，然后固定水准管，如果量气管的液面保持不变，可以认