1燃烧热的的测定

1 燃烧热的的测定
一、实验目的
1．通过萘和蔗糖的燃烧热的测定，掌握有关热化学实验的一般知识和测量技术。

了解氧弹式热计的原理、构造和使用方法。

2．了解恒压燃烧热与恒容燃烧热的差别和相互关系。

3．学会应用图解法校正温度改变值。

二、实验原理
燃烧热是指1mol 物质完全燃烧时所放出的热量，在恒容条件下测得的燃烧热为恒容燃烧热(V Q )，恒压条件下测得燃烧热为恒压燃烧热(p Q )。

若把参加反应的气体和生成气体视为理想气体，则
p V Q Q nRT =+∆。

若测得p Q 或V Q 中的任一个，就可根据此式乘出另一个。

化学反应热效应（包括燃烧热）常用恒压热效应（p Q ）表示。

在盛有定量水的容器中，放入装有一定量样品和样体的密闭氧弹，然后使样品完全燃烧，放出热量使水和仪器升温，若仪器中水量为W (g)，仪器热容W '，燃烧前后温度为t 0和t n ，则m(g)物质燃烧热'0()()V n Q Cw w t t =+-。

若水的比热容C ＝1。

摩尔质量为M 的物质。

其摩尔燃烧热为0()()V n M
Q W W t t m
''=
+-，热容W '可用已知燃烧热的标准物质（苯甲酸，V Q ＝26.4341J g - ）来标定。

将其放入量热计中，燃烧测其始末速度，求W '。

一般因每次水量相同，可作为一个定量W 来处理。

0()V n M
Q W t t m
=
- 三．实验步骤
1热容W '的测定
1）检查压片用的钢模，用电子天平称约0.8g 苯甲酸，倒入模具，讲样品压片，除去样品表面碎屑，取一段棉线，在精密天平上分别称量样品和棉线的质量，并记录。

2）拧开氧弹盖，擦净内壁及电极接线柱，用万用表检查两电极是
了解燃烧热的定义，水当量的含义。

压片要压实，注意不要混用压片机。

否通路，将称好的棉线绕加热丝两圈后放入坩埚底部，并将样品片压，在棉线上旋紧弹盖，并再次检查电极是否通路，将氧弹放在充氧架上，拉动扳手充氧。

充毕，再次检查电极。

3）将氧弹放入热量计内桶，称取适量水，倒入量热计内桶，水量以没氧弹盖为宜，接好电极，盖上盖子，打开搅拌开关，开始微机操作。

用洁净的小烧杯于电子天平上称量2.0g 固体NaOH ，加水使之溶解，转移至500mL 细口瓶中，充分摇匀，用橡皮塞塞好，贴上标签备用。

2．物质燃烧热的测定
（1）蔗糖燃烧热测定，称取0.6g 蔗糖代替苯甲酸，操作同上。

（2）萘燃烧热的测定，称取1.2g 萘代替蔗糖，操作同上。

3.实验数据
国际冷却常数K:0.0036/min 国际综合常数A:-0.00158k/min 水量：2473.65g
四．实验数据处理（列出详细计算步骤）
（1）由标准物苯甲酸求出水当量
由M 苯甲酸=122.12g/mol 得
0()n t t -=2.379K m=0.8450g 所以：W '=9269J/k
由0()()V n M
Q W W t t m
''=
+-得 0264340.8450122.12
9389() 2.379122.2
v n Q m W W t t M ⨯⨯'+===-⨯ J/K
（2）写出萘的燃烧反应式，并求出萘的恒容燃烧热和恒压燃烧热。

C 10H 8(S)+12O 2(9 ) 10CO 2(9)+4H 2O(l)
0128.18()9389(26.26623.701)5202.9860.5933
V n M Q W t t m =
-=⨯⨯-= (KJ/mol) 装样前后必须
要测试氧弹是否通路，否则无法进行实验。

每个样品测试完后，内筒的水需要更换，水需要称量。

299.416296.851
5202.98628.3145198.02921000
p v Q Q nRT +=+∆=+⨯⨯
=⨯ (KJ/mol)
（3）写出蔗糖的燃烧反应式，并求出蔗糖的恒容燃烧热和恒压燃烧热。

C 10H 8(S)+12O 2(9 ) 10CO 2(9)+4H 2O(l) 0342.30()9389(25.87823.768)5693.2531.1911
V n M Q W t t m =-=⨯⨯-=(KJ/mol)
5693.25305693.253p v Q Q nRT RT =+∆=+⨯=(KJ/mol)
（4）实验结论
该实验通过测水温的温度变化来计算物质，吸收的热量，求出燃烧热。

实验结果在误差范围内。

（5）实验误差分析
蔗糖标准燃烧焓值为：5645K J ·mol -1 萘标准燃烧焓值为：5157K J ·mol -1
蔗糖燃烧热相对误差：
r
r 49814594973196
100%100%0.17%4973196
R Q Q Q --⨯=
⨯=实测实测
萘燃烧热相对误差：
r
r 56948455670627
100%100%0.43%5670627
R Q Q Q --⨯=
⨯=实测实测
强调实验报告
书写：格式规范、字迹工整、实验数据不得涂改、要有误差分析。

7 化学平衡常数及分配系数的测定
一、实验目的
1．测定反应KI+I 2 ⇔ KI 3的平衡常数及碘在四氯化碳和水中的分配系数。

2．掌握常温恒温控制技术 。

二、实验原理
在定温定压下，碘和碘化钾在水溶液中建立如下平衡
KI+I 2 ⇔KI 3
为了测定平衡常数应在步扰动平衡状态的条件下测定平衡组成。

本实验中，当上述平衡建立时，若用Na 2S 2O 3标准溶液滴定I 2浓度，则随着I 2的消耗，平衡将向左移动。

最终只能测得溶液中I 2+ KI 3的总量。

为了解决这个问题，可在上述溶液中先加入四氯化碳，然后充分振荡（KI 3和KI 不溶于CCl 4），当温度压力一定时，上述化学平衡及I 2在四氯化碳和水层中分配平衡同时成立。

测得CCl 4种的I 2浓度则可由分配系数，测得水层中I 2浓度。

设水层中KI 3和I 2总浓度为b ，KI 初始浓度为C ，CCl 4层中I 2浓度为α，I 2在水层及四氯化碳层中分配系数为R ，实验测得R 及CCl 4中I 2的浓度为α′后，则可求得水层I 2的浓度a ，则平衡常数为：
[][][]()32KI KI I b a K c b a a
-=
=--⎡⎤⎣⎦
K 为实验平衡常数，标准平衡常数表达式为
[]
[][]32KI KI I C K C C θ
θθθ
=
为了计算简便，用实验常数代替标准平衡常数。

滴定反应：I 2+2Na 2S 2O 3 = Na 2S 4O 8+2NaI
三、实验步骤
(1)按下表，将溶液配制于碘量瓶中。

(2)将配好的溶液置于25℃恒温槽中，每隔10min 振荡一次，约1h 后，按列表取样分析。

(3)分析水层时，用Na 2S 2O 3滴至淡黄色，再加1ml 淀粉作指示剂，仔细滴至蓝色恰好消失。

(4)取CCl 4层样，用吸耳球使移液管尖端鼓泡通过水层进入CCl 4层，
四氯化碳毒性
较大，滴定后和未滴定完的应全部回收。

强调移液管和
滴定管的正确用法。

以免水进入管中。

在锥形瓶中先加入5-10ml 水，滴定淀粉溶液，将CCl 4层式样放入锥形瓶中，滴定过程中必学充分振荡，以使CCl 4层中的I 2进入水层（可加入少量KI 溶液），小心滴至水层蓝色消失，四氯化碳层不再出现红色，每组测3次，取平均值。

实验数据：
四、实验数据处理（列出详细计算步骤）
(1)滴定消耗的Na
S O 体积
(2)计算25℃时，I 2的四氯化碳和水层的分配系数R 分
[][]42232
223
CCl Na S O 2422
H O Na S O 1
V C I CCl 5278.1
1I H O V C 502R ⋅===⋅分 (3)计算25℃时，反应的平衡常数c K 二组分：[][][]()322kI b a
666KI I c b a a Kc -=
==--⎡⎤⎣⎦
三组分：[][][]()33
2kI b a
657KI I c b a a
Kc -=
==--⎡⎤⎣⎦
23
661.52
Kc Kc Kc +=
= (4)实验结论
本实验方法可以测定KI+I 2↔KI 3的平衡常数及碘在四氯化碳和水中的分配系数。

(5)实验误差分析
2
661.5666100%0.68%661.5K Kc K +-=
⨯= 3
661.5657100%0.68%661.5
K Kc K
+-=
⨯=
强调实验报告书写：格式规范、字迹工整、实验数据不得涂改、要有误差分析。

8 液体饱和蒸气压的测定——静态压
一、实验目的
1．了解用静态法（也称等位法）测定异丙醇在不同温度下饱和蒸气压的原理，进一步明确纯液体饱和蒸气压与温度的关心。

2．掌握真空泵的使用方法。

3．学会用图解法求所测温度范围内的平均摩尔汽化热及正常沸点。

二、实验原理
一定温度下，在一真空密闭容器中，液体的蒸发很快与蒸气凝结达到动态平衡，即蒸气分子向液面凝结和液体分子从表面逃逸的速率相等。

此时，液面上的蒸气压力就是液体在此温度的饱和蒸气压。

液体的饱和蒸气压与温度的同向变化。

当蒸气压与外界压力相等时，液体便沸腾。

外压不同时，液体的沸点也不同。

通常把外压为101325Pa 时沸腾的温度定为液体的正常沸点。

液体的饱和蒸气压与温度的关系可用克劳修斯－克拉贝龙方程式来表示：
m
2
ln H d p dT RT
∆= 式中T －热力学温度(K )；p －液体在温度T 时的饱和蒸气压；∆H m -液体摩尔汽化热(kJ/mol)；R －气体常数。

当温度在较小范围内变化时，可把∆H m 看作常数，当做平均摩尔汽
化热，将上式积分得m
lg 2.303H p A RT
∆=-
+，中A －积分常数，与压力p 的单位有关。

由上式可知，在一定范围内，测定不同温度下的饱和蒸气压，以lg p 对1/T 作图，可得一直线，而由直线的斜率可求出实验温度范围的液体平均摩尔汽化热。

静态发测液体的饱和蒸气压时调节外压，以液体的蒸气压求出外压，就能直接得到该温度下的饱和蒸气压。

三、实验步骤
1.装样
从等位计R 处注入异丙醇液体，使A 球中装有2/3的液体，U 形管B 的双臂大部分有液体。

2. 检漏
将装有液体的等位计接好，打开冷却水，关闭活塞H 、G ，打开真空
理论上了解液
体饱和蒸气压和温度的关系——克劳修斯－克拉贝龙方程。

泵抽气系统。

打开活塞G ，从低真空泵测压仪上显示压差位4000~5300Pa ，关闭活塞G ，注意观察压力测量仪的数字变化，如果系统漏气，则压力量仪的显示数值逐渐变小，这时应分段认真检查，寻找漏气部位，设法消除。

调节恒温槽至所需温度后，打开活塞G ，缓慢抽气，使A 球中的液体溶解的空气和A 、B 空间内的空气通过B 管中的液体排出，抽气若干分钟后，当气泡呈长柱形时，关闭活塞G 。

停止抽真空，调节H ，使空气缓慢进入测量系统，直到B 管中的双液面等高。

待压力稳定后，从低真空测压仪上读取数据，用上述方法测定6个不同温度时的异丙醇的蒸气压(每个温度间隔为5K)在实验开始时，从气压计读取测定时的大气压。

原始记录
四、实验数据处理(详细列出计算步骤)
(1)实验数据处理。

(2)以蒸气压p 对温度T 作图，在图上均取8个点，并列出相应表格，绘制lg p ~1/T 图。

注意抽真空的
方法，别忘记读空气大气压。

实验过程中，一定要严格控制温度的准确性。

290
300
310
320
330
681012141618202224262830p / kPa
T / K
0.9
1.0
1.1
1.2
1.3
1.4
lg p - 3
)
(3)从直线lg p －1/T 上求出实验温度范围的平均值摩尔汽化热及正常沸点。

解：∵m
lg 2.303H p A RT
∆=-
+
故在图中取两点x （3.1×10－3，1.345），y(3.3×10－3，0.985) ∴m 3
1.3450.985
2.303(
3.1 3.3)10
H R -∆--
=-⨯，即m 34.465H ∆= kJ/mol m
2
lg 2.303H p A RT θ∆=-
+
m
lg8.12 2.303298.15H A R
∆=-
+⨯
联立解出T 2＝364.3K(91.15℃)
(4)以最小二乘法计算异丙醇蒸气压和温度关系式(lg B
p A T
=-+)中的
值。

解： 2211lg ()(lg )
1
()(1/)p p T T B T T
⋅-⋅=
- =333326
3.221510 1.1202 3.594410 1.81410(3.221510)10.3910
----⨯⨯-⨯=⨯⨯-⨯ ∴1
lg ()A p B T =+⋅＝1.202＋1.814×103×3.2215×10－3＝6.96
3
1.81410lg 6.96T
p ⨯=-+
(5)实验结论。

答：通过对不同温度下异丙醇饱和蒸气压的测定，了解到液体饱和蒸气压随温度的变化关系。

一般情况下，随着温度升高，液体饱和蒸气压也升高。

当饱和蒸气压与外界压强相等时，液体便开始沸腾，这便说明为什么高原上水的沸点比平原低，同样，也能很好的解释为什么饱和蒸气压大的沸点低。

(6)实验误差分析。

从分析手册上查出异丙醇的正常沸点作为真值，计算相对误差。

答：本实验过程中，在23℃时，对体系进行了一次抽气，当温度升高到24℃时，发现体系内压强高于平衡它的外压，担心体系空气没有抽尽，于是再次对体系进行了约3秒钟的抽气，使得其压强变为－93kPa ，也许由于抽气抽得过多，造成“外压”过低，使得在实验进行的过程中多
强调实验报告书写：格式规范、字迹工整、实验数据不得涂改、要有误差分析。

次出于急剧沸腾的现象，这是本次实验误差产生的根本原因。

通过查表可得异丙醇的正常沸点为82.4℃。

相对误差为91.1582.4
100%10.62%
82.4
-
⨯=
9 蔗糖水解
一、实验目的
1．了解旋光仪的结构和测定旋光物质旋光本领的原理，正确掌握旋光仪的使用方法。

2．测定蔗糖在HCl 催化作用下的反应速率常数，并计算活化能。

二、实验原理
蔗糖水溶液在有氢离子存在时，将产生水解反应：
+H 122211261266126C H O +H O C H O +C H O ⎡⎤
⎣⎦
−−−→
蔗糖 葡萄糖 果糖
此反应中，水解速度与氢离子浓度、蔗糖浓度及水量有关。

当氢离子浓度一定时，因水量很大，在反应过程中变化不大，两者皆视为常数，所以反应视为一级反应，则v kc =蔗糖或002.303
lg c k t c x
=
-。

测定不同时间相应的蔗糖浓度，代入上式，即可求出该条件下反应的速率常数k 。

蔗糖浓度的测定是根据蔗糖的旋光性。

蔗糖是右旋，水解后产生的葡萄糖也是右旋，果糖是左旋，而果糖的旋光强度大于葡萄糖，故水解进行中混合溶液的右旋光度逐渐变小，最后变为左旋。

依据旋光度的线形及加合性，从而确定水解过程中蔗糖浓度的变化情况。

设0c 为蔗糖溶液的起始浓度，旋光度0β，t c 为t 时刻蔗糖溶液浓度，旋光度t β。

0t x c c =-；x 为t 时刻蔗糖浓度减少值，待反应完全后溶液旋光度β∞，当浓度减少0x c =时，旋光度改变0ββ∞-；x x =时旋光度改变0t ββ-。

代入公式：
0002.303 2.303lg lg t c k t c x t ββββ∞
∞
-=
=-- 所以02.303lg t t k ββββ∞
∞
-=
- 以t 对0lg t ββββ∞
∞
--作图，从斜率求出反应速率常数。

实验前应掌握旋光仪的用法和读
数方法。

本实验蔗糖粘性大，一定要强调实验卫生问题。

三、实验步骤
1.称50g蔗糖溶于少量水中(不净则应过虑)，稀释于250mL容量瓶中，
取20mL溶液测蔗糖初始浓度
β。

2.取100mL蔗糖溶液于磨口锥形瓶中，连同另一装有4mol/L HCl的
锥形瓶放入恒温槽中，在25℃恒温10min。

3.用50mL移液管取HCl溶液注入蔗糖溶液中，当放入HCl的量为
25mL时，计时开始，作为反应的开始时间，注完后将盖盖紧，摇匀。

4.分别在第5、10、15、20、30、40min取反应液20mL，注入事先在
冰水中冷确的试管中，当溶液放出10mL时记为终止时间，然后分别测定其旋光度。

5.反应器中剩余液放在低于60℃的水中加热30min后，放入冰水中冷
却测旋光度β
∞。

6.同法测35℃时反应的有关数据。

原始记录
四、实验数据处理
(1) 在同一张图上绘出不同反应温度下的时间t对2.303
1
lg
t
ββ
∞
-
图,
由直线斜率求反应速率常数。

注意
β和β
∞的测试方法。

表1 25℃时的作图数据
表2 35
℃时的作图数据
010********
-3.0
-2.5-2.0-1.5-1.0-0.50.00.5
1.01.5 35 Centigrade
2.303 l g (1/(ßt -ß8
))t /min
图1 25℃时的t 对2.3031
lg
t ββ∞
-图
(2) 根据公式02.303lg t t k ββββ∞
∞
-=
-，求不同t 时反应速率常数及其平均值。

25℃时， 单位min -1
1 2.3038.7 2.1
lg 0.0276.37.0 2.1k +=
=+ 2 2.3038.7 2.1lg 0.03910.5 5.1 2.1k +==+
3 2.3038.7 2.1lg 0.04215.9 3.
4 2.1k +==+
4 2.3038.7 2.1lg 0.03820.1 2.9 2.1k +==+
5 2.3038.7 2.1lg 0.03530.3 1.
6 2.1k +==+
6 2.3038.
7 2.1lg 0.04340.40.2 2.1k +==-+
1234561
()0.0376
k k k k k k k =+++++=
35℃时， 单位min -1
1 2.3038.7 3.4
lg 0.1016.7 2.75 3.4k +=
=+ 2 2.3038.7 3.4lg 0.08112.2 1.1 3.4k +==+
3 2.3038.7 3.4lg 0.10615.3 1.0 3.4k +==-+
4 2.3038.7 3.4lg 0.09720.3 1.7 3.4k +==-+
5 2.3038.7 3.4lg 0.07630.4 2.2 3.4k +==-+
6 2.3038.
7 3.4lg 0.09140.7 3.1 3.4k +==-+
1234561
()0.0926
k k k k k k k =+++++=
(3) 根据公式a 2112
11lg
()2.303E k k R T T =-计算反应活化能。

a 0.09211
l g
()
0.037
2.3038.314298.15
308.5
E =-⨯ 3
a 69.61
0E =⨯ J/mol (4) 求不同温度时的反应半衰期。

该反应为一级反应，故 12
0.6931
t k
=
25℃时，12
18.73t = min
强调实验报告书写：格式规范、字迹工整、实验数据不得涂改、要有误差分析。

35℃时,
1
27.53
t min
(5) 实验结论
旋光度法测定蔗糖反应速率常数，通过反应物及生产物间旋关度差异和旋光度可加性原理，可由线形关系求出反应平衡常数。

(6) 误差分析
旋光仪分辨率低，时间把握不准确，实验中人为原因造成误差。

10 乙酸乙酯皂化反应速率常数的测定
一、实验目的
1．掌握电导法测定化学反应速率常数的方法。

2．了解二级反应得特点，学会用图解法求二级反应速率及其活化能。

3．熟悉电导率仪的使用。

二、实验原理
乙酸乙酯的皂化反应是二级反应，其反应式为CH 3COOC 2H 5 + OH - ==CH 3COO - + C 2H 5OH 设在时间t 时生成物的浓度为x ,则该反应的动力
学方程式为：()()dx
k a x b x dt
=--式中a 、b -乙酸乙酯和碱（NaOH ）的起始浓度. K -反应速率常数. 若a=b 则上式变为2()dx
k a x dt
=- 积分得1()
x
k t a a x =⋅
-测出不同t 时的x 值，则可得出k 值。

根据电导率规律，乙酸乙酯皂化反应的生成物和反应物只有NaOH 和
NaAc 是强电解质，如果在稀溶液下反应，则
()01212,,t L Aa L A a L A a x A x ∞===-+ 式中A 1、A 2-与温度、溶剂、电解质的性质有关的比例常数。

0L 、L ∞-反应开始和结束时溶液的电导率。

t L -时间t 时溶液的总电导率。

由以上三式可得00t
L L x a L L ∞
⎛⎫-=
⎪-⎝⎭
若乙酸乙酯与NaOH 的起始浓度相等，则可得01t
t L L k at L L ∞
-=
-由实验
测得0L 、L ∞和t 时的t L 可计算速率常数k 。

反应速率常数k 与温度T 的
关系一般符合阿累尼乌斯方程式，即
a 2E dlnk
dT RT =积分得 a E lnk C RT
=-+ 式中C-积分常数 E a-反应的表观活化能。

显然在不同的温度下测定速率
常数k ，以ln k 对1/T 作图，应得一条直线，由直线的斜率可算出E a 值，也可以测定两个温度的速率常数。

可得
a 2
12111E k Ln
k R
T T ⎛⎫
=-- ⎪⎝⎭
三、实验步骤：
1 恒温槽调节及溶液的配制：
调节恒温槽温度为25℃，用微量进样器配制0.0200mol/L 的CH 3COOC 2H 5溶液50mL 将叉形电导池及两个大试管洗净烘干放入恒温槽中，在一大试管中加入10mL 0.0200mol/L 的NaOH 溶液，与同体积的蒸馏水混合均匀，待测；另一大试管中加入20mL 0.0100mol/L 的NaAc 溶液，恒温；在叉形电导池的直管中加入10mL 0.0200mol/L 的CH 3COOC 2H 5，在支管中小心加入10mL 0.0200mol/L 的NaOH,用橡皮塞塞好恒温。

2 0L 的测定：
调节好电导率仪，测量数据直接通过A/D 转换，由计算机程序控
制绘制0t
t L L L L ∞
---t 的图
3 L ∞的测量：
将电导电极冲洗干净，吸干后放入装有0.0100mol/L 的NaAc 溶液的大试管中，恒温几分钟，开始测试，计算机显示L ∞的具体数值。

4 t L 的测量：
将电导电极插入叉形电导池中恒温10min 后将侧支管中溶液全部倒入直管中，将叉形管中溶液在二支管中往返几次使溶液混合混匀，同时测量t L ，40min 后计算机自动停止实验。

乙酸乙酯：0.9002g/cm 3 体积：98.35mL
四、实验数据处理(列出详细计算步骤）
(1) 通过25℃、35℃的k 值，求活化能。

注意实验操作
顺序，计算机记录和叉形管中溶液的混合要同时进行。

a
a 2121a a 1116.58166118.0588928.314308.1298.155.09kJ/mol E lnk C RT
E k
ln k R T T E ln E =-
+⎛⎫⇒=-- ⎪
⎝⎭⎛⎫
⇒=-- ⎪
⎝⎭⇒=
(2) 实验结论：
通过对25℃、35℃条件下的0L 、L ∞、t L 值得测定，再由计算机作出
0t
t L L L L ∞
---t 图，得到了两条倾斜的直线，由直线的斜率可计算出k 值，
分别为k 1=8.058892,k 2=16.58166同时由得到的两条直线可以得出乙酸乙酯的皂化反应是二级反应得结论。

最后由不同的两个温度下的k 值计算出Ea 值，说明可以直接利用测定溶液电导率的方法来测定速率常数以及反应的活化能。

能够避免繁琐的浓度限制，这是本实验方法的优点，但是它也具有电导率测量易受外界影响以及溶液的传热及浓度不均而引起误差的缺点。

使用电导率仪时，在测量之前必须先校正，测量完一组之后，在测另一组之前也要先校正。

(3) 误差分析：
首先，仪器有误差。

其次，在配制乙酸乙酯溶液时溶液体积称量的不准，导致溶液浓度不准确。

在用微量进样器吸乙酸乙酯溶液时速度不够快，导致溶液挥发。

NaAc 和NaOH 的浓度也不够准确。

最后，电导率仪校正时，探头电极没有恒温25℃环境中。

强调实验报告书写：格式规范、字迹工整、实验数据不得涂改、要有误差分析。

11 H 2O 2分解反应（一级反应）
速率常数的测定
一、实验目的
1．用静态法测定H 2O 2分解反应的速率常数和半衰期。

2．了解浓度、温度和催化剂等因素对一级反应速率常数的影响。

3．学会用图解法计算反应的速率常数。

二、实验原理
基元反应的反应速率只与反应物浓度的一次方成正比的反应为一级反应。

过氧化氢是很不稳定的化合物，在没有催化剂作用时也能分解，特别是在中性或碱性水溶液中，但分解速率很慢。

当加入催化剂时能促使过氧化氢较快分解，分解反应为
↑+
→2222O 2
1
O H O H 在介质和催化剂种类、浓度（或质量）固定时，反应为一级反应，
其速率方程为
kc t
c
=-d d 积分，得
kt c c
-=0
ln
式中 c 0——H 2O 2的初始浓度；
c ——t 时刻H 2O 2的浓度； k ——反应的速率常数； 反应的半衰期为
k
t 2
ln 21=
在H 2O 2催化分解过程中，t 时刻H 2O 2的浓度变化可以通过测量在
相应时间内分解放出的氧气的体积得出。

因为在分解过程中，反应放出氧气的体积在恒温恒压下正比于分解了的H 2O 2的物质的量。

若以V ∞表示H 2O 2全部分解时放出氧气的体积，V t 表示H 2O 2在t 时刻分解放出氧气的体积，则
∞∝V c 0 )(t V V c -∝∞
了解一级反应的特点及含义。

kt V V V t
-=-∞
∞ln
V ∞可用下列两种方法求得：
(1) 加热法。

在测量若干个V t 的数据后，将H 2O 2溶液加热至50～55℃，保持约15 min ，即可认为H 2O 2已基本分解完全，冷却至室温后，记下量气管的读数，即为V ∞。

(2) 外推法。

以V t —t 1作图。

将直线部分外推至01
=t
处，其截距即
为V ∞。

测量一系列不同时刻的V t 及V ∞，根据kt V V V t
-=-∞
∞ln ，
以ln(V ∞-V t )对t 作图，由直线斜率可求得反应的表观速率常数k 。

根据阿仑尼乌斯方程，在测得两个以上k 值时，可计算反应的活化能E ∞。

在水溶液中能加快过氧化氢分解反应速率的催化剂有很多种，如KI 、Pt 、Ag 、MnO 2、FeCl 3等。

本实验采用KI 为催化剂，在室温条件下测定过氧化氢分解反应的速率常数和半衰期。

根据图2.20，按H 2O 2分解放出的氧气量压低量气管的液面，在不同的时刻调节水准瓶液面，使其与量气管的液面相平，同时记录时间和量气管的示值，即得每个时刻放出氧气的体积。

三、实验内容
(1) 用移液管量取 1.00mL 质量分数为30％的H 2O 2溶液，放入100mL 容量瓶中，加蒸馏水稀释至刻度，配制成质量分数为0.3％的H 2O 2溶液。

(2) 用移液管量取新配制的质量分数为0.3％的H 2O 2溶液50mL ，放入250mL 锥形瓶中，并放入一个磁子，塞好瓶塞。

(3) 试漏。

旋转三通活塞4，使系统与外界相通，举高水准瓶，使液体充满量气管。

然后旋转三通活塞4，使系统与外界隔绝，降低水准瓶，使量气管与水准瓶液位相差10cm 左右，若保持3min 不变，即表示不漏气；否则应找出系统漏气的原因，并设法排除之。

然后让系统通大气，调节水准瓶，使量气管和水准瓶里的水位相一致并处于上端刻度为零处。

(4) 加入0.1 mol ·L -1KI 溶液10mL ，迅速将塞塞紧。

打开电磁搅拌器(不能打开加热开关)，同时记录反应起始时间，旋转三通活塞，使系统与大气隔绝，每隔1min 读取量气管读数1次，共读18～20组数据。

外推法的意义和结果。

(5) 将锥形瓶加热至50～55℃，保持15～20min，再冷却至室温后，读取量气管读数，即为V∞。

四、实验数据处理
(1) 列出t、1/t、V t、(V t－r t)数据表。

(2) 以V t－1/t作图，将直线外推至1/t＝0处，其截距为V∞，并将其与加热法求得的V∞进行比较、讨论。

(3) 以In(V∞－V t)－t作图，求出直线斜率。

(4) 计算分解反应的速率常数k和半衰期t1/2(t1/2=0.653 / k)。

本实验重点
1．仪器的调试和检漏。

2．数据的正确处理，计算时应扣除同温度下水的分压。

强调实验报告书写：格式规范、字迹工整、实验数据不得涂改、要有误差分析。

13 电解质的摩尔电导与弱电解质电离常数的测定
一、实验目的
1．掌握电导的测定方法，学会测定电解质溶液的电导。

2．通过实验测定，计算出电解质溶液的电导率，摩尔电导，弱电解质溶液离解度及理解常数。

二、实验原理
(1) 电导的定义为1
1ΩL R
-=。

当导体内截面积S=1m 2,两极间距l =1m ，其具有的电导称为电导率L ，由此可知S L L l =，其电导率l
L L S
=。

当l 距离为1m 的两平行电极板间容纳1mol 的电解质时，其电导又
被称为摩尔电导率m λ，设距离为1m ，体积为V m 内含有1mol 物质的物质的电解质，测得的电导即为m λ，则
m m L
L V c
λ==
(1) 对于一个固定的电导电极，
l
S
为一常数，称为电极常数k ，通常它是通过测定一个已知电导率L 的溶液的电导L ,由公式(1)求出l L k S L
=
=,测得k 后，任意溶液的L 可通过L kL =求得，而L 可通过测定溶液的电阻R (R =1/L )求出。

m λ随浓度而变,但其变化规律对强弱电解质是不同的，强电解质的
稀溶液为m m λλ∞
=--m m m
L L λ+∞∞∞=+。

弱电解质的离解度与摩尔电导率的关系m
m
λαλ∞=。

对于氧化数为1的弱电解质22
m m m m 1()
c c K αλααλλλ∞==--。

因此测得不同浓度下的m λ，可算出离解度α和
离解常数K α。

(2) 测定电导的实验方法，电导的测定是根据惠斯登电桥原理，如右图，
按电路分支定律，3124
R R
R R =。

如果R 2，R 3, R 4全部已知，则可求出R 1值，
选择
3
4
1R R =，则改变R 2使其电桥平衡，故可知R 1＝R 2，从而测出电解池溶液的电阻R 1。

由1
L R
=
算出溶液的电导L ，交流电路中的电导池是
由两铂片组成的，加上电极的双电层电容，所以Rx 可以看作是一不大的电容C 1与一电阻R 1并联的等效电路平衡R 2上亦并联一可变电容C 2并使C 1 =C 2。

三、实验步骤
(1) 接好线路，调节恒温槽至25℃。

(2) 测定电导电极常数K ，电导池及电极用蒸馏水洗净，用0.02mol/L KCl 溶液洗2～3次，倒入0.02mol/L KCl 溶液，插好电极，在恒温槽中恒温15min ，打开信号发生器及示波器，调节信号发生器输入合适的信号然后调节R 3：R 4＝1：1。

再调节R 2，使波形尽量为一直线，此时电桥达到平衡。

记下有关数据，重复做几次，使结果相近。

(3) NCl 溶液的配制及电导的测定，将0.02mol/L NaCl 溶液作为原始溶液，分别配制浓度为0.01mol/L 、0.005mol/L 、0.0025mol/L 、0.00125mol/L 溶液各100mL ，按浓度由低到高的顺序，用(3)的测定方法测这5中浓度溶液的电阻。

(4) HAc 溶液的配制及电导的测定，方法与NaCl 的配制及电导的测定相同。

原始记录
KCl 的电阻为270Ω
连接电路是本
实验的关键，了解示波器的用法。

四、实验数据处理
(1)计算电导电极常数K 。

解： ∵ m L
c
λ=
， ∴m L c λ= 又 L k L
=
，1
L R =， ∴k L R =⋅
即 3
-1
m 0.020.013827010
74.52m
k c R λ=⋅⋅=⨯⨯⨯= (2) 计算不同浓度下的氯化钠，醋酸溶液的摩尔电导率，列成表格，并
绘出m λm NaCl
λ∞。

0.0100
0.01040.01080.01120.01160.01200.01240.01280.01320.01360.0140
c o n
d u c t a n c
e / (s * m 2
/ m o l )
c 1/2
/ (mol / L -1)
1/2
0.0
0.5 1.0 1.5
2.0 2.5
3.0 3.5
4.0 4.5
0.0010
0.00150.00200.00250.00300.00350.00400.00450.00500.0055
0.0060
c o n
d u c t a n c
e / (S *m 2
/ m o l )
c 1/2
/ (mol/L)
1/2
∵
m m λλ∞
=-由纵坐标可知，c =0，
∴ m 0.0134NaCl
λ∞= (S·m 2·mol -1) (3)计算m HAc λ∞
=?
解：∵m HAc m HCl m NaAc m NaCl λλλλ∞∞∞∞=+-
∴m HAc λ∞
＝0.0426＋0.0091－0.0134＝0.0383 (S·
m 2·mol -1)
(4)计算醋酸在不同浓度时的离解度及离解常数。

(5)以1
m m
c λλ-
作图，得一直线，由其斜率2
()m c K λ∞求出c K ，并与计算结
强调实验报告
书写：格式规范、字迹工整、实验数据不得涂改、要有误差分析。

100
200300400
500600700
800
0.000
0.0050.0100.015
0.020
0.025
0.030
解：由图得斜率 K ＝2
m ()c K λ∞＝4.47 ×
10-8 ∴c K =2m ()c K λ∞=82
4.7710(0.0383)
-⨯=3.25×10-5
(6)实验结论。

对于一个固定的电导电极，电极常数L
k L
=
，而m λ随浓度而变，对于强电解质稀溶液m m λλ∞=-m λm
λ∞
，而HAc 为弱电解质m HAc m HCl m NaAc m NaCl λλλλ∞∞∞∞=+-，离解度m
m
λαλ∞=
，理解常数2
1c K ααα
=-，因此测定不同浓度下的m λ可求出离解度α和离解常数
K α。

(7)实验误差分析。

1. 配制溶液的浓度存在误差。

2. 测定电阻R 时存在误差，可能所测得的R 值，并未使电桥达到
平衡。

3. 长时间测平衡电阻，会使电阻值偏大。

恒温槽恒温没有控制好，温度会对平衡电阻的测量造成影响。

1/λm
c λm
/103。