实验编号 I IV Ⅶ 反应温度/℃ 反应时间△s 反应速率v 3催化剂对反应速度的影响。 按实验V药品用量进行实验，在NH4)2S2Og溶液加入KI混合液之前，先在 KI混合液中加入2滴CuNO32(0.02mol/L)溶液，搅匀，迅速加入NH42S2Os溶 液，搅拌，记录反应时间。 记录和结果 一、列表记录实验数据。 二、分别计算编号1~5号各个实验的平均反应速度，然后求反应级数和速度 常数k。 三、分别计算四个不同温度实验的平均反应速度以及速度常数k,然后以gk 为纵坐标，1T为横坐标作图，求活化能。 四、根据实验结果讨论浓度、温度、催化剂对反应速度及速度常数的影响。 1.6思考题 1.实验中为什么可以由反应溶液出现蓝色时间的长短来计算反应速度？反应 溶液出现蓝色后，S2O82与的反应是否就终止了？ 2.若不用S2Og2而用的浓度变化来表示反应速度，则反应速度常数是否一 致？具体说明。 3.下述情况对实验有何影响？ (1)移液管混用。 (2)先加NH4)2S2Os溶液，最后加KI溶液。 (3)往KI等混合液中加NH4)2S2Os溶液时，不是迅速而是慢慢加入。 (4)做温度对反应速度的影响实验时，加入NH42S2Os后将盛有反应溶液的 容器移出恒温水浴反应
4 实验编号 Ⅵ Ⅳ Ⅶ 反应温度 t/℃ 反应时间△t/s 反应速率 v 3 催化剂对反应速度的影响。 按实验Ⅳ药品用量进行实验，在(NH4)2S2O8 溶液加入 KI 混合液之前，先在 KI 混合液中加入 2 滴 Cu(NO3)2 (0.02mol/L)溶液，搅匀，迅速加入(NH4)2S2O8 溶 液，搅拌，记录反应时间。 记录和结果 一、列表记录实验数据。 二、分别计算编号 1~5 号各个实验的平均反应速度，然后求反应级数和速度 常数 k。 三、分别计算四个不同温度实验的平均反应速度以及速度常数 k，然后以 lgk 为纵坐标，1/T 为横坐标作图，求活化能。 四、根据实验结果讨论浓度、温度、催化剂对反应速度及速度常数的影响。 1.6 思考题 1．实验中为什么可以由反应溶液出现蓝色时间的长短来计算反应速度？反应 溶液出现蓝色后，S2O8 2-与 I -的反应是否就终止了？ 2. 若不用 S2O8 2-而用 I -的浓度变化来表示反应速度，则反应速度常数是否一 致？具体说明。 3. 下述情况对实验有何影响？ （1）移液管混用。 （2）先加(NH4)2S2O8溶液，最后加 KI 溶液。 （3）往 KI 等混合液中加(NH4)2S2O8溶液时，不是迅速而是慢慢加入。 （4）做温度对反应速度的影响实验时，加入(NH4)2S2O8 后将盛有反应溶液的 容器移出恒温水浴反应
2弱电解质电离常数的测定 2.1实验目的 1.测定醋酸的电离常数，加深对电离度和电离常数的理解： 2.学会酸度计的使用方法。 2.2预习与思考 1.查阅资料预习雷磁25型酸度计的使用说明 2.思考下列问题： 1)在醋酸溶液的平衡体系中，未电离的醋酸、醋酸根离子和氢离子的浓度 是如何获得的？ 2)在测定同一种电解质溶液的不同pH值时，测定的顺序为什么要由稀到 浓？ 3)用pH计测定溶液的pH值时，怎样正确使用玻璃电极？ 2.3预备知识 在水溶液中仅能部分电离的电解质称为弱电解质。弱电解质的电离平衡时可 逆过程，当正逆两过程速度相等，分子和离子之间就达到动态平衡，这种平衡称 为电离平衡。一般只有设法测定平衡时各物质的浓度（或分压）便可求得平衡常 数。通常测定平衡常数的方法有目测法，pH值法，电导率法，电化学法和分光 光度法等，本实验通过pH值测定醋酸的电离电离常数和电离度。 2.4基本原理 醋酸(HAc)是弱电解质，在水溶液中存在下列离解平衡： HAc产H+Ac 起始时 0 0 平衡时 c-ca ca ca 根据化学平衡原理，生成物浓度乘积与反应物浓度乘积之比为一常数，即 Ki=C(H)C(Ac-) C(HAc) 式中K即为醋酸的离解常数
5 2 弱电解质电离常数的测定 2.1 实验目的 1．测定醋酸的电离常数，加深对电离度和电离常数的理解； 2．学会酸度计的使用方法。 2.2 预习与思考 1．查阅资料预习雷磁 25 型酸度计的使用说明 2．思考下列问题： 1）在醋酸溶液的平衡体系中，未电离的醋酸、醋酸根离子和氢离子的浓度 是如何获得的？ 2) 在测定同一种电解质溶液的不同 pH 值时，测定的顺序为什么要由稀到 浓？ 3) 用 pH 计测定溶液的 pH 值时，怎样正确使用玻璃电极？ 2.3 预备知识 在水溶液中仅能部分电离的电解质称为弱电解质。弱电解质的电离平衡时可 逆过程，当正逆两过程速度相等，分子和离子之间就达到动态平衡，这种平衡称 为电离平衡。一般只有设法测定平衡时各物质的浓度（或分压）便可求得平衡常 数。通常测定平衡常数的方法有目测法，pH 值法，电导率法，电化学法和分光 光度法等，本实验通过 pH 值测定醋酸的电离电离常数和电离度。 2.4 基本原理 醋酸（HAc）是弱电解质，在水溶液中存在下列离解平衡： 起始时 c 0 0 平衡时 c－cα cα cα 根据化学平衡原理，生成物浓度乘积与反应物浓度乘积之比为一常数，即 + _ C(H )C(Ac ) Ki = C(HAc) 式中 Ki 即为醋酸的离解常数
将平衡时各物质的浓度代入上式，得 K=Ca/(1-a) 式中 c为HAc的起始浓度； α为醋酸的电离度。 根据离解度的定义，平衡时已离解的分子数占原有分子总数的百分数称作离 解度a,即=H]/c。因此，如果由实验测出醋酸溶液的pH值，即可求出H] 一一pH=gH],再由上式求出a,并由实验测出醋酸的离解常数Ki。 2.5仪器和药品 容量瓶(50mL),移液管(25mL,10mL),碱式滴定管(50mL),锥形 瓶（250mL),雷磁25型酸度计 NaOH0.2000mo1·L),HAc(0.2mol·L) 2.6实验步骤 1.不同浓度的醋酸溶液配制 用滴定管分别准确量取25.00mL、5.00mL、2.50mL已标定过的HAc溶液 于50mL容量瓶中，用蒸馏水稀释至刻度，摇匀，并分别计算出各溶液的准确浓 度。 2.不同浓度的醋酸溶液的pH值测定 取四个干燥的小烧杯(50mL),分别取约30mL上述三种浓度的HAc溶液 及未经稀释的HAc溶液，由稀到浓分别用酸度计测其pH值。 记录和结果 1.以表格形式列出实验数据，并计算电离常数Ki及电离度α。 2.根据实验结果讨论HAc电离度与其浓度的关系。 实验时的温度℃ 6
6 将平衡时各物质的浓度代入上式，得 K i＝Cα 2 /(1-α) 式中 c 为 HAc 的起始浓度； α 为醋酸的电离度。 根据离解度的定义，平衡时已离解的分子数占原有分子总数的百分数称作离 解度 α，即 α= [H+ ]／c 。因此，如果由实验测出醋酸溶液的 pH 值，即可求出[H+ ] ——pH=-lg[H+ ]，再由上式求出 α，并由实验测出醋酸的离解常数 Ki。 2.5 仪器和药品 容量瓶（50 mL），移液管（25mL，10mL），碱式滴定管（50mL），锥形 瓶（250mL），雷磁 25 型酸度计 NaOH(0.2000 mol·L -1 )，HAc(0.2 mol·L -1 ) 2.6 实验步骤 1．不同浓度的醋酸溶液配制 用滴定管分别准确量取 25.00 mL、5.00 mL、2.50 mL 已标定过的 HAc 溶液 于 50mL 容量瓶中，用蒸馏水稀释至刻度，摇匀，并分别计算出各溶液的准确浓 度。 2. 不同浓度的醋酸溶液的 pH 值测定 取四个干燥的小烧杯（50 mL），分别取约 30mL 上述三种浓度的 HAc 溶液 及未经稀释的 HAc 溶液，由稀到浓分别用酸度计测其 pH 值。 记录和结果 1. 以表格形式列出实验数据，并计算电离常数 Ki 及电离度 α。 2. 根据实验结果讨论 HAc 电离度与其浓度的关系。 实验时的温度_____℃
烧杯 VHAc/mL VH2O/mL CHAc/mol·L pH CH'/mol L a/% Ca/(1-a) 编号 1 50.00 0.00 2 25.00 25.00 3 5.00 45.00 4 2.50 47.50 醋酸的电离常数K= 3.注意事项 1.pH计的电极每次使用均要用蒸馏水冲洗，小心擦拭。 2.pH计稳定以后再读数。 3.溶液由稀到浓进行测量。 2.7思考题 1.不同浓度的醋酸溶液的离解度是否相同？离解常数是否相同？ 2.使用酸度计应注意那些问题？ 3.测定pH时，为什么要按从稀到浓的次序进行？ >
7 烧杯 编号 VHAc/mL VH2O/mL CHAc/mol·L -1 pH CH+ / mol·L -1 α/% Cα 2 /(1-α) 1 50.00 0.00 2 25.00 25.00 3 5.00 45.00 4 2.50 47.50 醋酸的电离常数 Ki=__________ 3. 注意事项 1．pH 计的电极每次使用均要用蒸馏水冲洗，小心擦拭。 2．pH 计稳定以后再读数。 3．溶液由稀到浓进行测量。 2.7 思考题 1．不同浓度的醋酸溶液的离解度是否相同？离解常数是否相同？ 2．使用酸度计应注意那些问题？ 3．测定 pH 时，为什么要按从稀到浓的次序进行？
3氧化还原与电化学 3.1实验目的 1.了解原电池的组成及其电动势的粗略测定： 2.认识浓度、介质的酸碱性对氧化还原的影响： 3.认识一些中间价态物质的氧化还原性； 4.了解电化学腐蚀的基本原理及其防止的方法。 3.2实验原理 1.原电池组成和电动势 利用氧化还原反应产生电流的装置叫做原电池。 原电池负极Zn-2e=Zn2 氧化反应 正极Cu2++2e=Cu 还原反应 正负极间必须用盐桥连接。 原电池电动势E应为 E=p正-p负 2.浓度、介质对电极电势和氧化还原反应的影响 (1)浓度对电极电势的影响 例如：Zn-2e=Zn oZn/ZnZnn+059 gc(Zn) 2 (2)介质的酸碱性对电极电势的影响 例如： (aC10;+6H+6efC+3H,0 0°=1.45V Rwom+2g”saC02e1cHy [c(C1-)/c] (b)Mn0,+8H+5efMn2++4H,0 0.059 1g lc(MnO )/ec() 5 [c(Mn2+)/c] (c)MnO +2H,O+3ef MnO(s)+40H- 0059 glc(MnD 3[c(OH)1c] (dMnO+e隧命MnO
8 3 氧化还原与电化学 3.1 实验目的 1. 了解原电池的组成及其电动势的粗略测定； 2. 认识浓度、介质的酸碱性对氧化还原的影响； 3．认识一些中间价态物质的氧化还原性； 4. 了解电化学腐蚀的基本原理及其防止的方法。 3.2 实验原理 1. 原电池组成和电动势 利用氧化还原反应产生电流的装置叫做原电池。 原电池负极 Zn – 2e = Zn2+ 氧化反应 正极 Cu2+ + 2e = Cu 还原反应 正负极间必须用盐桥连接。 原电池电动势 E 应为 E = 正 - 负 2. 浓度、介质对电极电势和氧化还原反应的影响 （1）浓度对电极电势的影响 例如：Zn – 2e = Zn2+ 2 2 2 0.059 Zn / Zn Zn / Zn lgc(Zn ) 2 + + + = + （2）介质的酸碱性对电极电势的影响 例如： (a) C1O 6H 6e C1 3H O 3 2 − + − + + + ƒ 1.45V = 3 3 θ θ 6 θ 3 C1O / C1 C1O / C1 θ 0.059 [c(C1O ) / c ][c(H ) / c ] 1g 6 [c(C1 ) / c ] − − − − − + − = + (b) 2 MnO 8H 5e Mn 4H O 4 2 − + + + + + ƒ 2 2 4 4 8 4 MnO / Mn MnO / Mn 2 0.059 [c(MnO ) / c ][c(H ) / c ] 1g 5 [c(Mn ) / c ] − + − + − + + = + (c) MnO 2H O 3e MnO (s) 4OH 4 2 2 − − + + + ƒ 4 2 MnO / MnO 4 2 4 MnO / MnO 4 0.059 [c(MnO ) / c ] 1g 3 [c(OH ) / c ] − − − − = + (d) ( ) 2 MnO MnO 4 4 e − − + ⎯⎯⎯⎯ ⎯⎯⎯⎯→ 强碱介质