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：

?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 ：

溶质 M ?

Kf?m溶质（2）

?Tf?m溶剂三、仪器和药品

SWC-LGB凝固点实验用）；

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 = （?环已烷装置 1套；25.0ml移液管1支；分析天平（公

?0.779gml?1）

1

m溶质 =

Kf?环已烷?20.2K?Kg?mol?1 Tf?溶剂? Tf?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：

R?R?l1l?? (1) A?Ak?式中：Kcell—电池常数；

l1??KcellG (2) ARG—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：

?m??c (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：

式中：

?m???m?AC (4)

??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

2

稀释时的摩尔电导率?m之比，即

?

???m??m (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Kc与C和?的关系如下式：

?Ca2 K? (6)

(1?aC)??c其中

C??1mol?dm?3

将(4)式代入(5)，可得

?2C? (7) K???m?C?m(?m??m)?c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Kc。 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：

C2;

C4;

C8;

C?3 (c?0.01mol?dm) 16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：

C2;

C4;

C8;

C?3 (c?0.1mol?dm) 16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 c?0.01mol?dm?3

浓度 C?0.01 C2 C4 C8 C 16 测量的? 3

?m??C C ??m

?2?1?1HAc c?0.1mol?dm?3 ??m(HAc)25C?0.03907[m???mol]

浓度 C C2 C4 C8 C 16 测量的? ?m??C ???m??m Kc?

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Kc。 3.以KCl溶液的?m对六、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

?

C作图，外推求??m，并与文献值比较。

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

4

式为：

Zn|Zn2?(a)||KCl(饱和)|Hg2Cl2(s)|Hg

该电池电动势为：E=E{ClHg2Cl2(s)/Hg}－E(Zn2+/Zn)

—当以铜作为正极时，其电池表达式为：

Hg|Hg2Cl2(s)|KCl(饱和液)||Cu2?(a)|Cu

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：

Et?0.242?7.6?10?4(t?25?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。

E?E??式中：E—金属电极的标准电极电势

Θ

RTa(还原态) LnZFa(氧化态)FZ—法拉第常数 96500库仑/摩尔 —电极反应中电子的化学计量数

a—金属离子活度

若摩尔电池反应的吉布斯函数变为ΔyGm，则：

?yGm??ZFE

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； 烧杯2个； 饱和

50mlKCl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-3 CuSO4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) (2) (3)

Zn|ZnSO4(0.01mol?dm?3||KCl(饱和)|Hg2Cl2(s)|Hg Hg|Hg2Cl2(s)|KCl(饱和)||CuSO4(0.10mol?dm?3)|Cu Hg|Hg2Cl2(s)|KCl(饱和)||CuSO4(0.01mol?dm?3)|Cu

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