物理化学实验讲义新

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：∆T f =K f ·b B （1）式中：∆T f =T f ，溶剂—T f ，稀溶液：凝固点降低b B ：稀溶液的质量摩尔浓度 K f ：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T f ，溶剂和T f ，稀溶液，即可由（1）式得出b B ，从而得出溶质的摩尔质量M 溶质 ：三、仪器和药品SWC-LG B 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T f ，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T f ，溶液。

五、数据记录与处理日期： 室温： 大气压： m 溶剂 =ρV = （10.779gml ρ-=环已烷）（2）m 溶质 =120.2f K K Kg mol -⋅=⋅⋅环已烷f T ⋅=溶剂 f T ⋅=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 [m 2]，则溶液的电阻为：1l lR R A Aκ=⋅=⋅ (1) 1cell l k K G A R=⋅= (2) 式中：K cell —电池常数；G —溶液电导； κ—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：m cκΛ=(3)式中：Λm —摩尔电导率 [m 2·Ω-1·mol -1]； κ—电导率 [Ω-1·m -1]；c —摩尔浓度 [mol ·m -3]。

Λm 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：m m ∞Λ=Λ- (4)式中：m ∞Λ—无限稀释时的摩尔电导率；A —常数将Λm m ∞Λ。

对于弱电解质来说，它的电离度α等于溶液的浓度为C 时的摩尔电导率Λm 和溶液的浓度无限稀释时的摩尔电导率m ∞Λ之比，即m mα∞Λ=Λ (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c K Θ与C 和α的关系如下式：2(1)cCa K a C ΘΘ=- (6)其中31C mol dm Θ-=⋅将(4)式代入(5)，可得2()mcm m m C K C ΘΛΘ∞∞=ΛΛ-Λ (7) 根据离子独立运动规律，m ∞Λ可以从离子的无限稀释摩尔电导率计算出来。

m Λ可由实验测定，然后按(6)式计算出c K Θ。

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 (30.01c mol dm -=⋅) 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 (30.1c mol dm -=⋅) 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KCl 30.01c mol dm -=⋅HAc 30.1c mol dm -=⋅ 211()250.03907[]mHAc C m mol ∞--Λ=⋅Ω⋅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c K Θ。

3.以KCl 溶液的m Λm ∞Λ，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E E E +-=-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，其电池表达式为：222|()||()|()|Zn Zn a KCl Hg Cl s Hg +饱和该电池电动势为：E =E {Cl —Hg 2Cl 2(s)/Hg }－E (Zn 2+/Zn ) 当以铜作为正极时，其电池表达式为：222|()|()||()|Hg Hg Cl s KCl Cu a Cu +饱和液其电动势为：E =E (Cu 2+/Cu )－E {Cl —/Hg 2Cl 2(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)t E t C -=-⨯-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。

()()RT a E E Ln ZF a Θ=-还原态氧化态 式中：E Θ—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Δy G m ，则：y m G ZFE ∆=-利用已测定的可逆电池的电动势，计算吉布斯函数变Δy G m ，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 -3ZnSO 4 溶液；0.01mol ·dm -3ZnSO 4溶液；0.10mol ·dm -3CuSO 4溶液； 0.01mol ·dm -3 CuSO 4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ZnSO 4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||()|()|Zn ZnSO mol dm KCl Hg Cl s Hg -⋅饱和 (2) 3224|()|()||(0.10)|Hg Hg Cl s KCl CuSO mol dm Cu -⋅饱和 (3)3224|()|()||(0.01)|Hg Hg Cl s KCl CuSO mol dm Cu -⋅饱和4.测定Cu Zn —电极组成的电池电动势3344|(0.10)||(0.10)|Zn ZnSO mol dm CuSO mol dm Cu --⋅⋅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Cu Zn —电池的吉布斯函数变Δy G m 。

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？实验八22H O 催化分解速率常数测定一、实验目的1.测定H 2O 2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。

H 2O 2的分解化学计量式为：222212H O H O O →+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：222H O KI KIO H O +→+（慢）第二步：212KIO O KI →+（快）由此看来，KI 与H 2O 2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。

H 2O 2的分解反应速率方程表示为：2222()()()dC H O k C KI C H O dt'-=⋅ (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()()dC H O kC H O dt-= (2)式中k 为表观反应速率常数。