蔗糖水解物化实验报告（5篇范例）

第一篇：蔗糖水解物化实验报告

均相酸催化蔗糖水解反应

一、实验目的1、根据物质的光学性质研究蔗糖水解反应，测量其反应速率常数。

2、了解旋光仪的基本原理，掌握使用方法。

3、研究不同种类酸催化对蔗糖水解反应反应速率常数的影响，验证布朗斯特德定律。

4、研究不同浓度酸对蔗糖水解反应反应速率常数的影响，了解催化剂的比活性概念。

二、

实验原理1、蔗糖的水解反应和利用旋光法测水解速率常数的原理

蔗糖在水中转化为葡萄糖和果糖：

C 12 H 22 O 11

+ H 2 O —→ C 6 H 12 O 6

+ C 6 H 12 O 6

（蔗糖）

（葡萄糖）

（果糖）

其中，20℃时，蔗糖的比旋光度〔α〕＝66.6°；葡萄糖比旋光度〔α〕＝52.5°；果糖的比旋光度〔α〕＝－91.9° 蔗糖水解反应，开始体系是右旋的角度大，随反应进行，旋光角度减少，变成左旋。

蔗糖水解反应是一个二级反应，在纯水中此反应的速率极慢，通常在 H+催化作用下进行，由于反应时水是大量存在的，尽管有部分水分子参加了反应，仍可近似地认为整个反应过程中水的浓度是恒定的，而且 H+是催化剂，其浓度也保持不变。因此，蔗糖转化反应可作为一级反应。

如果以 c 表示到达 t 时刻的反应物浓度，k 表示反应速率常数，则一级反应的速率方程为：

-d c

/ d t

= kt

对此式积分可得：

ln c =-k t + ln c 0

式中 c 为反应过程中的浓度，c 0 为反应开始时的浓度。当 c = c 0 / 2 时，时间为 t 1/2，称为半衰期。代入上式，得：

t 1/2 = ln 2 / k = 0.693 / k

测定反应过程中的反应物浓度，以 ln c 对 t 作图，就可以求出反应的速率常数 k。但直接测量反应物浓度比较困难。在这个反应中，利用体系在反应进程中的旋光度不同，来度量反应的进程。

用旋光仪测出的旋光度值，与溶液中旋光物质的旋光能力、溶剂的性质、溶液的浓度、温度等因素有关，固定其它条件，可认为旋光度α与反应物浓度 c成线性关系。物质的旋光能力用比旋光度来度量：

蔗糖的比旋光度[α] D20 =66.6°，葡萄糖的比旋光度[α]D20 =52.5°，果糖是左旋性物质，它的比旋光度为[α] D20 =-91.9°。因此，在反应过程中，溶液的旋光度先是右旋的，随着反应的进行右旋角度不断减小，过零后再变成左旋，直至蔗糖完全转化，左旋角度达到最大。

当 t=0 时，蔗糖尚未开始转化，溶液的旋光度为：

α 0

= β 反应物 c 0

......1

当蔗糖已完全转化时，体系的旋光度为：

α ∞

= β 生成物 c 0

......2

此处，β 为旋光度与反应物浓度关系中的比例系数。

时间 t 时，蔗糖浓度为 c，旋光度应为：

α t

= β 反应物 c + β 生成物(c 0

-c)

......3

由 1、2 式：

由 2、3 式：

代入

ln c =-kt + ln c

0

式，可得：

ln(α t

-α ∞)=-kt + ln

(α 0

-α ∞)

根据实验测得的反应过程中的旋光度值计算 ln(α t

-α ∞)，再对时间作图，可得一条直线，根据直线斜率可求得反应速率常数。

2、、均相酸催化布朗斯特德定律

在酸催化反应中包含了催化剂分子把质子转移给反应物，因此催化剂的效率常与酸催化剂的酸强度有关。在酸催化时，酸失去质子的趋势可用它的解离常数K 来衡量：

HA + H 2 O = H 3 O+

+ A-

酸催化反应速率常数 ka 应与酸的解离常数 Ka 成比例，实验表明，两者有如下的关系：

k a

=G a K aα

或

lg k a

= lgG a

+αlgK a 式中 G a，α均为常数，它决定于反应的种类和反应条件。

对于碱催化的反应，碱的催化作用速率常数 k b 同样与它的解离常数 Kb 有如下的关系：

k b

=G b K bβ

式中 G b，β均为常数，它决定于反应的种类和反应条件。3、催化剂的比活性

催化活性是指催化剂催化物质发生反应的能力，是催化剂的重要性质之一。物质的催化活性是针对给定的化学反应而言的。通常，催化剂并不按照化学方程式计量关系进行作用，其用量可以是任意的。在相同条件下，反应速率与催化剂用量成正比，在均相催化中可以用生成中间化合物来解释。为了描述不同物质催化活性的差异，工业生产上常以每单位容积(或质量)催化剂在单位时间内转化原料反应物的数量来表示，如每立方米催化剂在每小时内能使原料转化的千克数。对于液相催化反应，通常用速率常数与催化剂浓度之比来表示比催化剂活性。比催化活性表明，催化剂的催化作用取决于其本性，而与用量无关。

三、

仪器药品

旋光仪

台;

停表

块 锥形瓶（100 ml）

个;

移液管（20 ml）

支 蔗糖（分析纯）；HCl 溶液（2M）；HCl 溶液（4M）；磷酸（4 M）；硫酸（2M）； 四、实验操作步骤

1．测定不同浓度盐酸(2M 和 4M)催化蔗糖水解的速率常数，计算盐酸的比催化活性。

（1）在室温下进行实验。

（2）旋光仪零点校正：开启旋光仪,将光源开关拔至交流(AC),钠灯亮,经 20 分钟预热后使

之发光稳。按测量开关,仪器进入待测状态。将装有蒸馏水的旋光管放入样品测量室,盖好箱盖,待显示读数稳定后,按清零钮完成校零。

（3）2MHCl催化蔗糖水解过程中a t 的测定：用移液管取30mL蔗糖溶液置于100mL带塞三角瓶中，然后再移取 30mL6mol/LHCl 溶液于另 100mL 带赛三角瓶中。将 HCl 溶液迅速倒入蔗糖溶液中，来回倒三次，使之充分混合。并在加 HCl时同时启动秒表以记录反应时间, 立即用少量反应液荡洗旋光管两次,然后将反应液装满旋光管,旋上端盖,外部用滤纸擦干后放进旋光仪内,盖好箱盖,先记下时间，再读取旋光度值。每隔一定时间，读取一次旋光度，开始时，可每 3 分钟读一次，30min 后，每 5min 读一次。

（4）a ∞ 的测定：将步骤（3）剩余的混合溶液置于近60℃的水浴中，恒温 30min以加速反应，然后冷却至实验温度，按上述操作，测定其旋光度，此值即可认为是 a ∞。

（5）3MHCl 催化蔗糖水解过程中 a t 的测定：将步骤（3）的 2MHCl 换成 4MHCl，重复步骤（3）、（4）。

2．测定不同种类酸对催化速率常数的影响，包括 HAC（4 M）、磷酸（4 M）、硫酸（4M）、验证布朗斯特德定律:

lg k a

= lgG a

+αlgK a。

（6）不同种类酸催化蔗糖水解过程的测定：将 2MHCl 分别换成 4 M 磷酸、2M 硫酸按照步骤（3）测定水解过程中 a t，然后再按照步骤（4）测定 a ∞。

五、

数据记录与处理1、l 2mol/L HCl 催化蔗糖水解数据记录与处理：

（1）蔗糖溶液完全水解旋光度 a ∞ =

-1.302（2）2mol/L HCl 催化蔗糖水解数据记录：

表一

温度：室温

盐酸浓度：2mol/L 反应时间/min α t

α t-α ∞

ln(α t-α ∞)3 2.838 4.140 1.420696 6 2.711 4.013 1.389539 9 2.500 3.802 1.335527 12 2.275 3.577 1.274524 15 2.056 3.358 1.211346 18 1.846 3.148 1.146767 21 1.631 2.933 1.076026 24 1.420 2.722 1.001367 27 1.194 2.496 0.914689 30 1.036 2.338 0.849296 33 0.821 2.123 0.75283 36 0.604 1.906 0.645007 39 0.453 1.755 0.562469 42 0.300 1.602 0.471253 45 0.149 1.451 0.372253 48-0.009 1.293 0.256965 51-0.105 1.197 0.179818 54-0.249 1.053 0.051643 57-0.349 0.953-0.04814

60-0.401 0.901-0.10425 63-0.498 0.804-0.21816 66-0.598 0.704-0.35098 69-0.649 0.653-0.42618 71-0.696 0.606-0.50088

(3)以 ln(α t-α ∞)对 t 作图如图 1：

图 1

2mol/L HCl 催化蔗糖水解 由图 1 得 ln(α t-α ∞)t 所做图的直线为 ln(α t-α ∞)=1.65044-0.02931t

R2 =0.991，可见直线的斜率为-0.02931，则反应的速率常数为 0.02931，半衰期t 1/2 =0.693/k=23.6438。2、l 4mol/L HCl 催化蔗糖水解数据记录与处理：

（1）蔗糖溶液完全水解旋光度 a ∞ =

-1.345（2）4mol/L HCl 催化蔗糖水解数据记录：

表二

温度：室温

盐酸浓度：4mol/L 反应时间/min α t

α t-α ∞

ln(α t-α ∞)3 2.489 3.834 1.343909 6 1.909 3.254 1.179885 9 1.463 2.808 1.032472 12 1.062 2.407 0.878381 15 0.695 2.04 0.71295 0.414 1.759 0.564745 21 0.136 1.481 0.392718 24-0.083 1.262 0.232698 27-0.29 1.055 0.053541 30-0.492 0.853-0.159 33-0.638 0.707-0.34672 36-0.741 0.604-0.50418 39-0.846 0.499-0.69515 42-0.944 0.401-0.91379 45-0.993 0.352-1.04412 48-1.043 0.302-1.19733 51-1.091 0.254-1.37042

(3)以 ln(α t-α ∞)对 t 作图如图 2：

图 2 4mol/L HCl 催化蔗糖水解 由图 2 得 ln(α t-α ∞)对 t 所做图的直线为 ln(α t-α ∞)=1.56427-0.05759t

R2 =0.999，可见直线的斜率为-0.05759，则反应的速率常数为 0.05759，半衰期t 1/2 =0.693/k=12.0333。3、2mol/L H 2 2 SO 4 4 催化蔗糖水解数据记录与处理：

（1）蔗糖溶液完全水解旋光度 a ∞ =-1.003

（2）2mol/L

H 2 SO 4 催化蔗糖水解数据记录：

表三

温度：室温

硫酸浓度：2mol/L 反应时间/min α t

α t-α ∞

ln(α t-α ∞)3 3.026 4.029 1.393518 6 2.796 3.799 1.334738 9 2.498 3.501 1.253049 12 2.286 3.289 1.190584 15 2.06 3.063 1.119395 18 1.791 2.794 1.027474 21 1.572 2.575 0.94585 24 1.412 2.415 0.881699 27 1.215 2.218 0.796606 30 1.003 2.006 0.696143 33 0.866 1.869 0.625404 36 0.658 1.661 0.50742 39 0.503 1.506 0.409457 42 0.4 1.403 0.338613 45 0.237 1.24 0.215111 48 0.134 1.137 0.128393 51-0.018 0.985-0.01511 54-0.118 0.885-0.12217 57-0.216 0.787-0.23953 60-0.266 0.737-0.30517 63-0.379 0.624-0.4716 66-0.431 0.572-0.55862 69-0.483 0.52-0.65393 71-0.533 0.47-0.75502 74-0.581 0.422-0.86275 77-0.629 0.374-0.9835

（3）ln(α t-α ∞)对 t 作图如图 3：

图 3

2mol/L H 2 SO 4 催化蔗糖水解 由图 3 得 ln(a t-a ∞）对 t 所做图的直线为 ln(α t-α ∞)=1.61793-0.03254t

R2 =0.993 可见直线的斜率为-0.03254，则反应的速率常数 0.03254，半衰期t 1/2 =0.693/k=21.2969。4、4mol/L H 3 3 PO 4 4 催化蔗糖水解数据记录与处理：

（1）蔗糖溶液完全水解旋光度 a ∞ =-1.0365（2）4mol/L H 3 PO 4 催化蔗糖水解数据记录：

表四

温度：室温

磷酸浓度：4mol/L 反应时间/min α t

α t-α ∞

ln(α t-α ∞)3 3.181 4.2175 1.439243 6 3.139 4.1755 1.429234 9 3.086 4.1225 1.41646 12 2.985 4.0215 1.391655 15 2.882 3.9185 1.365709 18 2.768 3.8045 1.336185 21 2.664 3.7005 1.308468 24 2.566 3.6025 1.281628 27 2.466 3.5025 1.253477 30 2.367 3.4035 1.224804 33 2.211 3.2475 1.177885

2.11 3.1465 1.146291 39 2.007 3.0435 1.113008 42 1.907 2.9435 1.079599 45 1.806 2.8425 1.044684 48 1.702 2.7385 1.00741 51 1.551 2.5875 0.950692 54 1.452 2.4885 0.91168 57 1.353 2.3895 0.871084 60 1.254 2.2905 0.82877 63 1.151 2.1875 0.782759 66 1.051 2.0875 0.735967 69 1 2.0365 0.711233 71 0.9 1.9365 0.660882 74 0.801 1.8375 0.608406 77 0.754 1.7905 0.582495 80 0.654 1.6905 0.525024 83 0.605 1.6415 0.49561 86 0.503 1.5395 0.431458 89 0.455 1.4915 0.399782（3）ln(α t-α ∞)对 t 作图如图 4：

图 4

4mol/L H 3 PO 4 催化蔗糖水解

由图 4 得 ln(a t-a ∞）对 t 所做图的直线为 ln(α t-α ∞)=1.56649-0.0126t

R2 =0.988，可见直线的斜率为-0.0126，则反应的速率常数为 0.0126，半衰期t 1/2 =0.693/k=55。5..不同浓度盐酸 下的比催化活性：

对于液相催化反应，通常用速率常数与催化剂浓度之比来表示比催化剂活性。比催化活性表明，催化剂的催化作用取决于其本性，而与用量无关。

表五不同盐酸浓度的比催化活性

反应速率常数 比催化活性 2mol/L HCl 0.02931 0.014655 4mol/L HCl 0.05759 0.0143975 反应的速率常数是和[H+ ]的浓度呈线性相关。根据 lgk=lgk“-pH 这一公式，k”其实和比催化活性是相同的，该公式应该对同一种酸的不同浓度使用，或者对特殊酸催化体系（只与 H+ 有关，与其他离子存在无关）适用。

表六 Lgk 和 pH 的数值

pH lgk 2mol/L HCl-0.30103-1.53298 4mol/L HCl-0.60206-1.23965

图 5

以 lgk 对 pH 作图

由图 5 所得的不同浓度盐酸的比催化活性得：lgk=-1.82631-0.97442pH。

6.布朗斯特德定律的应用：

根据布朗斯特德定律：lgk =lgG a +algK a，由硫酸和磷酸的速率常数和解离平衡常数，计算出 G a、a。查阅硫酸和醋酸的解离常数，其中磷酸只考虑一级电离。

H 2 SO 4 的一级解离常数：1.0×103

H 3 PO 4 的一级解离常数：7.52×10-3

所得数据如下表：

表七

硫酸、磷酸相关数据

K a

lgK a

k lgk 硫酸 1000 3 0.03254-1.48758 磷酸 0.00752-2.12378 0.0126-1.89963

按照公式 lgk =lgG a +algK a 作图，如下图 6：

图 6

蔗糖在硫酸、磷酸水解过程中，布朗斯特德关系图 由图 6 可知 lgk =-1.72884+0.08042lgK a，则 G a =--1.72884，α=0.08042。

7、不同酸根离子的比催化活性 ：

计算硫酸的比催化活性与盐酸比较，如下表：

表八不同酸根离子比催化活性的比较

反应速率常数

比催化活性 2mol/L HCl 0.02931 0.014655 4mol/L HCl 0.05759 0.0143975 2mol/L H 2 SO 4

0.03254 0.0162708、不同强度酸的蔗糖水解速率常数：

表九不同强度酸的蔗糖水解速率常数 酸 4mol/L HCl

2mol/L H 2 SO 4

4mol/L H 3 PO 4

k 0.05759

0.03254

0.0126

六、结果与讨论1、蔗糖水解反应：

观察图 1-4，可见以 ln(a t-a ∞）对 t 作图，并不是完全的直线，而是有稍稍的弯曲，这是因为蔗糖浓度比较高，水的浓度无法远远大于蔗糖的浓度，不属于稀溶液的范畴，因此不可以看成是一级反应，因此曲线开始是稍稍弯曲的线，这会对实验结果引起一定的误差，但曲线的线性还是不错的。2、不同浓度盐酸 下的比催化活性：

催化活性是指催化剂催化物质发生反应的能力，是催化剂的重要性质之一。为了描述液相催化反应催化活性的差异，通常用速率常数与催化剂浓度之比来表示比催化剂活性。

从表五可以得到 2mol/L HCl、4mol/L HCl 比催化活性分别是 0.014655 和0.0143975，可看出不同浓度盐酸的比催化活性基本上是相同的。因此，通过比较可以得知催化剂的催化作用取决于其本性，而与用量无关。

但是，酸的浓度会影响蔗糖水解的反应速率常数。加大酸的浓度可以加快反应速率，但是并不是酸的浓度越高越好，因为酸的浓度过大，蔗糖水解反应就不是一级反应了。3、布朗斯特德定律--氢离子催化蔗糖水解反应对酸的强度敏感性分析 ：

根据布朗斯特德定律：lgk =lgG a +algK a，其中 α 值为 0~1。α 越小，表明反应对催化剂的酸强度不敏感，此时任何一种酸都是优良的催化剂，反应与催化剂酸强度无关。α 接近1，表明反应对催化剂酸强度很敏感，只有强酸才能催化该反应。

本次实验中看图 6，可知 G a =--1.72884，α=0.08042。α 比较小，说明蔗糖反应对催化剂氢离子的酸度不敏感，因此，因此对于蔗糖反应来说，任何一种酸都算是优良的催化剂，反应与催化剂酸强度无关，弱酸也能催化蔗糖水解反应。4、不同酸根离子的比催化活性 ：

根据表八，比较硫酸与盐酸的比催化活性，4mol/L HCl、2mol/L H 2 SO 4 的比催化活性分别为 0.0143975 和 0.016270，这说明了在不同的酸根离子存在下，它们得比催化活性基本相同（在误差允许的范围内）。可见均相酸催化蔗糖中酸根离子不影响催化作用，只与氢离子的浓度有关。即蔗糖水解反应速率只取决于 H+ , 与溶液中其它离子的浓度无关。5、不同强度酸的蔗糖水解速率常数 ：

从表九看出，不同强度的酸因 H+ 的浓度不同, 对蔗糖水解速率影响也不一样, 酸性愈强,解离 H+ 愈多,催化能力也愈强, 所以对蔗糖水解起催化作用的是 H +。

讨论：分析产生误差的原因有哪些？

（1）温度的影响。

在实验过程中，温度会影响反应的速率常数，由于钠光灯的散热 ,放在旋光暗室中的蔗糖水解溶液的温度并不恒定 , 经过一定时间后，反应液温度开始上升，蔗糖转化反应速率加快，使得测得的速率常数会有误差，这可能是产生实验误差的主要原因。

（2）本实验是以 ln(a t-a ∞)对 t 作图，从拟合直线的斜率即可求出蔗糖水解反应的反应速率常数 k 值，拟合曲线引入误差，但是拟合曲线的相关系数均在 0.98以上，可忽略不计。

（3）以 ln(a t-a ∞）对 t 作图的曲线刚开始是稍稍弯曲的，这是因为蔗糖浓度比较高，水的浓度无法远远大于蔗糖的浓度，不属于稀溶液的范畴，因此不可以看成是一级反应，这对速率常数的测定产生误差。

（4）实验仪器的影响。本小组所使用的旋光仪不稳定，数值总是在跳动。数据不准确也会造成误差。

七、注意事项

1、本实验均在室温条件下操作。

2、因反应液为酸性，测量旋光度之前，切记将旋光管外侧的液体擦拭干净，以免腐蚀仪器。

3、在测定 a ∞ 时，通过加热使反应速度加快转化完全，但加热温度不要超过 60摄氏度。

4、将酸倒入蔗糖溶液后，要进行充分的振荡；并且在加入酸之后就进行计时；混合液要装满旋光管。

5、实验过程中的钠光灯不应开启时间太长，否则应熄灭，以延长钠光灯寿命，但下一次测量之前提前 10min 打开钠光灯，使光源稳定。

八、思考题

1、为什么可以用蒸馏水校正仪器零点？ 答：主要是因为蒸馏水没有旋光性，其旋光度为零，其次是因为它无色透明，方便可得，化学性质较为稳定。另外实验中的蔗糖溶液是使用蒸馏水来配制，且看成是稀溶液处理，故可用来校正仪器零点。

2、本实验可否不进行零点校正？为什么？ 答：实验中所测的旋光度α t，可以不校正零点，因为实际上在处理数据时α t-α ∞，已将系统的零点误差消除掉。

3、为什么用 ln（α t －α ∞）对 t 作图就可得到 k？

答：因为蔗糖转化反应对蔗糖为一级反应，以 ln(α t －α ∞)对 t 作图求 k，不需要α

0 的数值。

4、蔗糖反应是真一级还是假一级反应？ 答：蔗糖反应是假一级反应。蔗糖在水中转化为葡萄糖和果糖，反应的方程式是：

C 12 H 22 O 11

+ H 2 O —→ C 6 H 12 O 6

+ C 6 H 12 O 6，可见蔗糖水解反应是一个二级反应，但由于反应时水是大量存在的，所以尽管有部分水分子参加了反应，仍可近似地认为整个反应过程中水的浓度是恒定的，因此，蔗糖转化反应可作为一级反应。

5、在测量过程中，为什么旋光度逐渐减小？为什么α ∞ 为负值？ 答：蔗糖在水中转化为葡萄糖和果糖。蔗糖、葡萄糖为右旋，而果糖为左旋，且果糖的左旋能力比葡萄糖的强。当反应开始时，t=0，溶液只有蔗糖的右旋，旋光度为正值，随着反应的进行，蔗糖溶液浓度减少，葡萄糖和果糖浓度增大，由于果糖的左旋能力强于葡萄糖的右旋。整体来说，溶液的旋光度随着时间而减少。当反应进行完全时，蔗糖溶液浓度为零，溶液中只有葡萄糖和果糖，这时，溶液的旋光度为负值。

第二篇：燃烧热-物化实验报告

燃烧热的测定

姓名：憨家豪 学号：2012012026 班级：材23 同组人：赵晓慧 实验日期：2014年4月19日 提交报告日期：2014年4月20日

实验老师姓名：郭勋 引言

1．1 实验目的

（1）熟悉弹式量热计的原理、构造及使用方法；（2）明确恒压燃烧热与恒容燃烧热的差别及相互关系；（3）掌握温差测量的实验原理和技术；（4）学会用雷诺图解法校正温度改变值； 1．2 实验原理

在指定温度及一定压力下，1 mol物质完全燃烧时的定压反应热，称为该物质在此温度下的摩尔燃烧热，记作△cHm。通常，完全燃烧是指C→CO2（g），H2→H2O（l），S→SO2（g），而N、卤素、银等元素变为游离状态。由于在上述条件下△H＝Qp，因此△cHm也就是该物质燃烧反应的等压热效应Qp。

在实际测量中，燃烧反应在恒容条件下进行（如在弹式量热计中进行），这样直接测得的是反应的恒容热效应Qv（即燃烧反应的△cUm）。若反应系统中的气体均为理想气体，根据热力学推导，Qp和Qv的关系为

=+∆（1）

式中：T——反应温度，K；

∆ ——反应前后产物与反应物中气体的物质的量之差；

R——摩尔气体常数。

通过实验测得值，根据上式就可计算出，即燃烧热的值。

测量热效应的仪器称作量热计。量热计的种类很多。一般测量燃烧热用弹式量热计。本实验所用量热计和氧弹结构如图2-2-1和图2-2-2所示。实验过程中外水套保持恒温，内水桶与外水套之间以空气隔热。同时，还对内水桶的外表面进行了电抛光。这样，内水桶连同其中的氧弹、测温器件、搅拌器和水便近似构成一个绝热体系。

弹式量热计的基本原理是能量守恒定律。样品完全燃烧所释放的能量使得氧弹本身及周围的介质和量热计有关附件的温度升高。测量介质在燃烧前后的变化值，就可求算该样品的恒容燃烧热。=∙∆−棉线∙棉线−点火丝∙点火线（2）

式中: m——为待测物的质量，kg ；

——为待测物的摩尔质量，kg·mol ；

-1 ——仪器常数，kJ·℃

－1

；

∆——样品燃烧前后量热计温度的变化值；

棉线，镍丝——分别为棉线和点火丝的恒容燃烧热（－16736和－3243 kJ/mol）

棉线 ,镍丝——分别为棉线和点火丝的质量，kg；

先燃烧已知燃烧热的物质（如苯甲酸），标定仪器常数K，再燃烧未知物质，便可由上式计算出未知物的恒容摩尔燃烧热，再根据（1）式计算出摩尔燃烧热。实验操作

2.1 实验药品、仪器型号及测试装置示意图

实验药品：萘（AR）；苯甲酸（AR）。

实验仪器:弹式量热计1套；2000 ml容量瓶1个；1000 ml容量瓶1个；水盆1个（容量大于3000 ml）；电脑及数据记录仪一套；压片机、镍丝、棉线、万用表、分析天平、剪刀、氧气瓶及减压阀公用。

测试装置示意图见上。

2.2 实验条件（实验温度、湿度、压力等）

大气压100.6 kPa，室温18.2 ℃，相对湿度44%。

2.3 实验操作步骤、现象及方法要点

1．仪器常数的测定（1）样品准备

取8 cm镍丝和10 cm棉线各一根,分别在分析天平上准确称量。

在台秤上称量0.8 g左右的苯甲酸，在压片机上压成片状，取出药片并轻轻去掉粘附在药片上的粉末，用称好的棉线捆绑在药片上，固定好。将镍丝穿入棉线，在分析天平上准确称量。

将苯甲酸片上的镍丝固定在氧弹的两根电极上，如图2-2-3，用万用表检查是否通路。确认通路后旋紧弹盖，通入1.0 MPa氧气，然后将氧弹放入内水桶，接上点火电极。（2）仪器准备

打开量热计电源，开动搅拌，将温度传感器置于外水套中，观察温度显示。待温度稳定后，记下温度。

用水盆接取自来水（大于3000 ml），将温度传感器放入水盆中，不断搅动，通过加入凉水或热水调节水温，使温度低于外水套0.7 ℃左右。准确量取3000 ml，倒入内桶。

（3）燃烧测量

盖上桶盖，将温度传感器插入内桶，开动搅拌。待温度稳定后，打开电脑记录软件，记录体系温度随时间的变化情况（软件记录的是电压随时间的变化关系，以下不再区分）。开始阶段（打开软件到点火），相当于图2-2-4中的AB部分，；6～8分钟后，按下点火开关，半分钟内温度应迅速上升（若温度不能短时间内迅速升高，应停止实验，检查氧弹和仪器找出原因后再继续实验），进入反应阶段，相当于图2-2-4中的BC部分。直到温度上升速度明显减慢，进入末期，相当于图2-2-4中的CD部分。8～10分钟后，取出温度传感器，放入外水套中，读出外套水温，即图2-2-4中E点。

切断电源，取出氧弹，放出氧弹中的气体。打开氧弹，检查样品是否完全燃烧。若燃烧完全，将剩余镍丝取下称重（注意：称量剩余镍丝时，应去除镍丝顶端熔融的小球）。

当氧弹打开后，如发现氧弹中有较多的黑色物质，则此次实验燃烧不完全，应重新测量。燃烧不完全最主要的愿因就是氧气的量不足（氧弹漏气、充氧不足、操作失误未能冲入氧气等），此外样品量过大，药片松散部分脱落也可造成燃烧不完全。

将内桶的水倒入水盆用于下次的测量，将氧弹洗净擦干。2．未知物测量

取0.6g左右的萘，同上述操作方法。结果与讨论 3.1实验原始数据

表1 原始数据记录

实验组数 1 2(镍)/ 0.0257 0.0202

(棉线)/ 0.0099 0.0117

(总)/ 0.8139 0.6015

(剩余)/ 0.0170 0.0185

摩尔质量 曲线峰高/ 122.12 128.17

/ 125.4956 139.1136 注：组号为1的物质为苯甲酸，组号为2的物质为待测的萘，下同。

3.2实验数据处理

选择并双击物理化学实验，选择并双击燃烧热测定，输入镍丝、棉线、剩余镍丝、总质量及标准只样品和被测样品的摩尔质量，点击打开，选择并打开文件，交替移动光标1和2到点火前一段平稳的基线位置，点击线性拟合1，交替移动光标1和2到完全燃烧后温度不变的位置（水平线位置），点击线性拟合2，交替移动光标移动到外套水温曲线位置，点击线性拟合3，移动光标，将绿色光标放在拟和曲线３与升温曲线的交点上，蓝色光标放在升温曲线上的任何位置，点击计算△H；如果线性拟合交点不理想，点击刷新，移动光标重新拟合。确定后，点击提交，峰高值就会显示出来。两条曲线都处理完成后，点击计算处理，就可以得到被测样品的燃烧热值。

这样做是因为使内水桶完全绝热是很困难的，总会有内外水套之间的热交换。为了校正这部分热损失，需在升温曲线上找出与外水套温度相等的点，过此点作垂线与曲线的两条始末阶段直线的外延线相交于两点，此二点之间的距离即为校正后的△H值。苯甲酸和萘的电压（温度）—时间曲线

540510480V(mV)******t(s)

图3-2-1 苯甲酸电压（温度）—时间曲线

570540510V(mV)***06009001200t(s)

图3-2-2 萘温度（时间）—电压曲线

软件计算得到的萘的燃烧热为 △H = 5076.4824 kJ/mol。

3.3讨论分析：

1、首先是水温的调节，要使水的温度低于外水套温度约0.6 ℃左右，但水加入仪器中之后会有一定地升高，因而在调节水温的时候应该使水的温度低于外水套温度约0.8 ℃左右。我们在第一次测量时水温没有控制好，调水温时温差只取了0.5 ℃，水倒入内桶后，内外筒温差只有0.1 ℃，无法继续实验。重新配时温差扩大为约0.8 ℃，后续试验可以顺利进行。

2、点火是实验的一个关键步骤，我们两次点火都成功了。总结点火不成功的可能原因如下：（1）深入弹体内部的电极和氧弹壁接触短路；（2）连接燃烧丝的电炉断了，应用万用表检查；（3）弹内氧气不足，应取出氧弹检查。

3、弹内氧气不足还会造成燃烧不充分，燃烧后打开氧弹会发现大量黑色物质，遇到此情况需重新做。本次实验燃烧完全，说明充气操作比较规范。

4、本次实验燃烧焓误差约为1.5%，相较最大允许误差是比较小的，实验结果还是比较令人满意。分析误差产生的原因如下：

（1）反应温度（外水套温度）一直处于变化之中，无法精确测量，故计算的摩尔燃烧热的实际值与文献值略有差异；

（2）燃烧热的定义中要求燃烧前后温度不变，实验中却是需要利用内水桶水温的升高来进行曲线峰值的计算，属于非等温反应系统。在计算方法上进行了简化，认为温度近似不变；（3）尽管内水桶与外水套之间以空气隔热但系统并不能做到严格绝热，热交换是存在的，具体表现为外水套的温度点火后会升高。为了减小热交换的影响，内水桶点火前水温应调节成比外水套温度低0.7 ℃左右（这样测量过程中的吸热量会近似等于放热量）。但是由于在内同水倒入的过程中温度会发生变化，故温差会减少，导致测量不准；

（4）操作不严格，例如在制作药片时应带手套，徒手操作对样品的质量测量会带来误差；（5）氧弹中除了氧气外还有一部分空气，空气中的氮气也会燃烧放热，但在本实验中并未校正。结论

通过这个实验，熟悉了弹式量热计的原理、构造及使用方法；明确恒压燃烧热与恒容燃烧热的差别及相互关系。同时，掌握温差测量的实验原理和技术。

实验结果：萘的燃烧热：△H = 5076.4824 kJ/mol，标准数据（1 atm，25 ℃）为△H = 5153.8 kJ/ mol，相对误差：1.5%。参考文献

1.北京大学化学院物理化学实验教学组．物理化学实验．北京：北京大学出版社，2002．44～45。

2.清华大学化学系物理化学实验编写组．物理化学实验．北京：清华大学出版社，1991．26～37。

3.复旦大学等．物理化学实验．北京：高等教育出版社，1992．43～47。附录（思考题）

1.本实验中如何考虑系统与环境？系统与环境通过哪些途径进行热交换？这些热交换对结果影响怎样？如何校正？

答：内水桶以内为系统，具体包括氧弹、测温器件、搅拌器和水，近似为绝热系统。内水桶以外的外水桶和水为环境。

系统和环境主要通过内外水桶之间的空气对流进行热交换。这些热交换使得环境吸收系统的热量，系统升温变慢，可能引起实验结果偏低。可以通过雷诺法校正。

2.使用氧气时应注意哪些问题？ 答：（1）尽可能远离热源；

（2）在使用室特别注意在手上，工具上，钢瓶和周围不能占有油脂。扳子上的油可用酒精洗去，待干后再使用，以防爆炸和燃烧；

（3）氧气瓶应与应氧气表一齐使用，不能随便用在其他钢瓶上；

（4）开阀门及调压时，人不要站在钢瓶出气口，头不要在瓶头之上，而应在侧面；（5）开气瓶总阀之前，必须检查氧气表调节阀门是否处于关闭。不要在调节阀开放状态，突然打开气瓶总阀。

3.搅拌过快或过慢有何影响？

答：搅拌过快会生成一部分另外的非反应生成的热，使得结果偏高。过慢又不利于反应热扩散，体系内温度不均。

4.氧弹中含有氮气，燃烧后生成HNO3。对结果有何影响？如何校正？

答：在氧弹内，N2和O2化合生成硝酸，并溶进水中，这些作用都会引起体系温度的升高。为了精确测量，应当在装氧弹时加1 ml的蒸馏水与其中，燃烧后将弹体用蒸馏水清洗，用0.1 mol/dm的NaOH滴定之。每毫升的NaOH滴定液相当于1.43卡（放热）。其数值加在仪器的水当量中。

5.如果反应完后，剩余镍丝丢失，可不可以忽略，为什么？

答：基本可以忽略，镍丝质量不到0.01 g，燃烧时放出热量不到1 J，比样品燃烧所放的热小20倍以上，按照数据处理要求可以忽略。

第三篇：物化学习心得

物理化学学习心得与总结

经过一学期的学习，物理化学终于学完了，说实话这门课着实难学，所以应该算是“啃完”了两本物理化学的书，但是说到吸收，又是一个未知数。在这个过程中有迷惑亦有释然。

首先我想对这门课的学习做一个总结。经过对物理化学的学习，我对这门课程有了初步的了解与熟悉。物理化学的主要研究内容是：热力学、动力学、和结构化学。在热力学中，我们学习了热力学三大定律，以及它们之间的相互关系，还掌握了几个状态函数的求解方法。而后，我们还学习了溶液中普遍存在的拉乌尔定律和亨利定律。相平衡这章内容中我们见到了形形色色的相图，包括二组分、三组分以及多组分的相图及其应用。在化学平衡中我们掌握了温度、压力以及惰性气体对化学平衡的影响。最后，我们还学习了统计热力学基础，其中最重要的就是原子、分子配分函数以及用这些知识求热力学状态函数的值。最后阶段，我们还学习了电化学方面内容及动力学方面的知识。

通过学习我也有些感想和收获。其中感触最深的就是物化的公式很多，而且都很抽象，在计算的时候我经常弄不清楚该用哪个公式进行计算，虽然那些公式在我的日常生活中没有起到什么作用，但是却培养了我的思维习惯，让我在考虑问题的时候能够做到更全面，也更实际。老师上课与学生的交流很重要，以前一直觉得是老师没有注意和学生交流，现在想来自己的想法太偏执，交流是建立在至少两个人以上的，如果学生没有和老师进行互动交流，那么课堂交流永远只能出现在书面或口头上。老师也成功引导我们一起进行互动交流。让我学到，在自己进行报告称述时，要懂得怎样引导别人和我交流以及怎样很好的跟人交流。另外学习并不是一味的学习，还需要关注、联系生活中得事物。学习的目的是什么?以为学习就是把书本上的知识掌握，能够很便利的运用知识解决所有题目，这就是学习的目的，但现在发现，学习的目的是与生活分不开的，所以当熟练掌握书本知识后，不但学会解决联系题目，重要是懂得怎样把这些知识是运用到生活中或与生活联系。

当然我觉得要想学好这门课还应该做到以下几点：①课前预习，课前预习比上课更重要，自学：上课=2：1；②上课：全神贯注、排除干扰、同步思考、作好笔记、及时复习、钻研领悟；③老师布置的作业认真独立完成；④积极动脑，不懂的问题及时问老师。⑤善于总结，每看完一个知识点，就用自己的话来复述大概，理清思路。这样每个知识点都这样，再把各个知识点联系起来。这样考试就思路很清楚。看题目就知道是考哪个知识点了。⑥最重要的一点，要坚持不懈。我们不能只凭一时的兴趣学习，而是要做到持之以恒，善始善终。很多人在开始的时候总有一腔热血学好物化，可是学一段时间后发现此门课程是多么没劲就没继续下去了，然后此门课程就慢慢地荒废掉，后面再学习就会很吃力。

下面我想谈谈对王老师上课的感想和个人意见：王老师是一个对学生严格要求的人，时刻提醒我们独立完成作业，另外他在第二次上课时经常点些同学上黑板写上节课学的重要知识点以及公式，当然他也会出些小测验给我们复习一下前面学的内容，通过测验我们也切实了解了我们对前面知识的掌握情况，还有就是他上课比较灵活，全面，有时会给我们看些与正在学习的内容相关的视频让我们更容易理解知识点；老师上课也会有些小幽默，依然清楚地记得老师在上课时讲到化学势那一章时说棒冰越吃越甜，因为在刚拿出棒冰时凝固点低，在拿出一会儿以后凝固点升高，这时溶质的比例升高，也就是糖分含量相对较高，前面的多数吃进去的是水。当然我觉得老师测验的次数还可以再增多一些，这样以来我们对下册学的内容也能够有一个自我认知，及时查缺补漏，还有就是老师讲课时能多联系联系实际，这样一来很多的知识点也就更容易理解了。

其实物理化学知识在我们日常生活中也有好多应用，只是我们平常都不曾用心观察和研究过。①人工降雨：平时我们会分小液滴的饱和蒸汽压p1以及平液面液体的饱和蒸汽压p2。假如这时小液滴的半径很小的话，p1会比p2大很多，只有这时p1足够大，蒸汽才能凝聚成液滴。那么在空中，也许这个时候空中的蒸汽压到达了平液面液体的饱和蒸汽压p2。但是液滴刚形成，它的半径很小，p1远比p2大。所以空中的蒸汽压达不到p1大，形不成液滴。这时候我们人为向空中投入凝聚核心。蒸汽会形成半径很大的液滴，这时候需要的饱和蒸汽压p1小于空中已有的蒸汽压。液滴就可以形成了。说来说去只是一个实际需要的气压和空中现成的气压的对比，小于它就凝聚成滴，大于它就不行，通过措施来减少所需量。②雨衣的原理：平时我们所用的雨衣有防水的功能。一个事物要被水湿润的话，它必须要与水充分地接触，水要在上面平铺展开，这时候涉及到一个接触角的问题。假如它与水的接触角为0，那么这时是水完全展开铺平，完全湿润。我们以90度角为分界点。当接触角是小于90度，是湿润。大于90度是不湿润。角为180度是完全不湿润。那么要雨衣防水，水与雨衣的接触角最好大于90度甚至把角加大到180度。这时我们运用一种物质叫做表面活性剂。它具有这个改变角度的功能，通过增大接触角，减少水与雨衣接触的机会。这样就防雨了，水不能湿润雨衣。当然还有很多应用，这里就不一一列举了。

其实物理化学这门课有些地方还是挺有意思的，许多知识和我们的生产生活息息相关，希望还没学或即将学习这门课的同学多加重视这门课，好好学习。

第四篇：物化心得

物化心得

通过本学期的物理化学的学习，自己最大的收获就是养成了做事讲步骤，循序渐进的习惯。物理化学很多的题目都是讲究适用的条件的：恒温，恒容，绝热条件的不同，所用的方法绝对是不同的。画框图，列出各个状态的条件，应用相关的步骤来达到标准状态下的求解等等，都是我们应该掌握的方法。

物理化学的学习与一般的学科是不同的。如果在平时上课的时候不听讲，课后不做作业，交上去的作业都是参考书上挪来的，靠考试前几天的突击，看看书，是很难弄清楚的。几份历年考试的试卷做下来，发现选择题是难做的。各种各样的使用条件，很容易混淆，张冠李戴。

同时，对一些基础的知识必须要掌握，各种不同条件下的焓变的定义以及符号，都要有了解。在自己的学习过程中，发现了一些相关的问题。上课虽然不是听得很懂，有时在听微观粒子知识的时候完全是在听天书一般，但课后的作业自己对着相关的知识还是能做的，比如书上的例题等。但这不是真正的理解和掌握，它的弊端会在做试卷的时候显示出来。新的题目，条件的改变，应用知识的改变，都会造成自己的不会。

物理化学很重要的一点是要学会读图的能力。在物理化学的基础实验中，读图的重要性得到了充分的展示。而且读好图能让我们更容易理解相关的知识并做一些比较。

老师曾经说过：“学好物理化学，在哪里都能找到生存之道。”一方面说明了物化的实用性，另一方面也说明了学好物化的重要性。

第五篇：物化总结

第一章 热力学第一定律

一、基本概念

系统与环境，状态与状态函数，广度性质与强度性质，过程与途径，热与功，内能与焓。

二、基本定律

热力学第一定律：ΔU=Q+W。焦耳实验：ΔU=f(T);ΔH=f(T)

三、基本关系式

1、体积功的计算

δW= －pedV

恒外压过程：W= －peΔV

V1p2nRTln可逆过程：

W=nRTlnV2p1

2、热效应、焓

等容热：QV =ΔU（封闭系统不作其他功）等压热：Qp =ΔH（封闭系统不作其他功）焓的定义：H=U+pV

;dH=dU+d(pV)焓与温度的关系：ΔH=

3、等压热容与等容热容

T2T1CpdT

HU)p)V；Cp(热容定义：CV(TT定压热容与定容热容的关系：

CpCVnR

热容与温度的关系：Cp=a+bT+c’T2

四、第一定律的应用

1、理想气体状态变化

等温过程：ΔU=0;ΔH=0;W=－Q=pedV 等容过程：W=0;Q=ΔU=CVdT;ΔH=CpdT 等压过程：W=－peΔV;Q=ΔH=CpdT;ΔU=CVdT 可逆绝热过程：

Q=0;利用p1V1γ=p2V2γ求出T2, W=ΔU=CVdT;ΔH=不可逆绝热过程：Q=0;

利用CV(T2-T1)=－pe(V2-V1)求出T2，W=ΔU=

2、相变化

可逆相变化：ΔH=Q=nΔ＿H；

CdT

pCVdT;ΔH=CpdT

Ｗ＝－p(V2-V1)=－pVg=－nRT;ΔU=Q+W

3、热化学

物质的标准态；热化学方程式；盖斯定律；标准摩尔生成焓。摩尔反应热的求算：rHm(298)HBfm(B,298)

反应热与温度的关系—基尔霍夫定律：

(rHm)[]pBCp,m(B)。

TB

第二章

热力学第二定律

一、基本概念

自发过程与非自发过程

二、热力学第二定律

1、热力学第二定律的经典表述

克劳修斯，开尔文，奥斯瓦尔德。实质：热功转换的不可逆性。

2、热力学第二定律的数学表达式（克劳修斯不等式）

dS

三、熵

QT “=”可逆；“＞”不可逆

1、熵的导出：卡若循环与卡诺定理

2、熵的定义：dSQrT

3、熵的物理意义：系统混乱度的量度。

4、绝对熵：热力学第三定律

5、熵变的计算（1）

理想气体等温过程：

QrV2p1SnRlnnRlnTV1p2

T2（2）理想气体等压过程：SnCp,mlnT1

（3）理想气体等容过程：SnCV,mln（4）理想气体pTV都改变的过程：

T2T1

TpSnC21p,mlnTnRln1p

2Sn_H（5）可逆相变化过程：T

（6）化学反应过程：

rSm(298)BSm(B,298)

1、定义：A=U-TS；G=H-TS 等温变化：ΔA=ΔU-TΔS；ΔG=ΔH-TΔS

2、应用：不做其他功时，ΔAT,V≤0 ；自发、平衡

ΔGT,V≤0 ；自发、平衡

3、热力学基本关系式

dA=-SdT-Vdp；dG=-SdT+pdV

4、ΔA和ΔG的求算（1）理想气体等温过程

用公式：ΔA=ΔU-TΔS；ΔG=ΔH-TΔS 用基本关系式：dA=-SdT-Vdp；dG=-SdT+pdV（2）可逆相变过程

ΔA=ΔU-TΔS=W=-nRT；ΔG=0（3）化学反应过程的ΔG

标准熵法：ΔG=ΔH-TΔS 标准

生

成吉

布

斯

函

数

法

：

四、赫姆霍兹函数和吉布斯函数 rGm(298)BfGm(B,298)

（4）ΔG与温度的关系

ΔG=ΔH-TΔS，设ΔH、ΔS不遂温度变化。

五、化学势

1、化学式的定义和物理意义

GB()T,p,nc(cB)；在T、p及其他物质的量保持不变的情nB况下，增加1molB物质引起系统吉布斯函数的增量。

2、化学势的应用

在等温等压不作其他功时，BB＜0自发；＝0平衡；＞逆向自发

3、化学时表示式

RTln(p/p)理想气体：

纯固体和纯液体：

第三章 化学平衡

一、化学平衡常数与平衡常数表达式 如：Zn+2HCl(aq)=H2+ZnCl

2（aq）；

[p(H)/p][c(ZnCl2)]2K lc2(H)C

二、标准平衡常数的求算 rGm(T)RTlnK

三、范特荷夫等温方程



rGm(T)rGm(T)RTlnJRTlnJ/K

四、平衡常数与温度的关系

rGm(T)rHmTrSm；



rGm(T)RTlnK

五、各种因素对平衡的影响

分压、总压、惰性气体、温度。



第四章 液态混合物和溶液

一、拉乌尔定律和亨利定律

1、拉乌尔定律

pA=p*xA

；pA=p*ax,A

适用于液态混合物和溶液中的溶剂。

2、亨利定律

pB=kx,BxB=kb,BbB=k%,B[%B] ； pB=kx,Bax,B=kb,Bab,B=k%,Ba%,B

适用于溶液中的溶质。

二、液态混合物和溶液中各组分的化学势

1、理想液态混合物

(T,p,mix)x(T)RTlnx

标准态为：同温下的液态纯溶剂。

2、真实液态混合物

(T,p,mix)x(T)RTlnax

标准态为：同温下的液态纯溶剂。

3、理想稀溶液

(T,p,sln)溶剂：AxA(T)RTlnxA

标准态为：同温下的液态纯溶剂。

溶质：B(T,p,sln)xB(T)RTlnxB

标准态

为：同温下xB=1且符合亨利定律的溶质（假想状态）。

4、真实溶液

(T,p,sln)溶剂：Ax,A(T)RTlnax,A ；ax,A=fx,A x;标准态为：同温下的液态纯溶剂。

溶质：B(T,p,sln)xB(T)RTlnax,B;ax,B=γx,B xB;标准态为：同温下xB=1且符合亨利定律的溶质（假想状态）。

B(T,p,sln)b,B(T)RTlnab,B;a

b,B=γb,B bB;标准态为：同温下bB=1且符合亨利定律的溶质（假想状态）。

B(T,p,sln)%,(T)RTlna%,B;a%,B=γ%,B[%B];标

B准态为：同温下[B%]=1且符合亨利定律的溶质（一般为假想状态）。

三、各种平衡规律

1、液态混合物的气液平衡 pA=p*Aax,A;pA=p*Aax,A;p=pA+pB2、溶液的气液平衡 pA=p*Aax,A；pB=kx,Bax,B=kb,Bab,B=k%,Ba%,B；p=pA+pB

3、理想稀溶液的凝固点降低

TfRTfTf*fusHm,AxB

4、分配定律

5、化学平衡

6、西弗特定律

第五章 相平衡

一、相律

1、物种数、独立组分数、相数、自由度数

2、相律公式 f=C-φ+2

二、单组分系统

1、克-克方程

p2vapHm11ln()p1RT1T22、水的相图 三面、三线、一点。

三、双组分系统

1、相律分析

根据f=C-φ+1（一般固定压力），φ=2,f=1；φ=3,f=0

2、杠杆规则

3、步冷曲线

四、典型相图

1、Mg-Ge相图

2、Na-K相图

3、Ag-Cu相图

第六章 电解质溶液

一、电解质溶液的电导

1、电导

G=1/R;单位：S(西门子)

2、电导率

G=κA/l 或κ=G l/A;单位：S/m

3、摩尔电导率 Λm=κ/c

4、无限稀释摩尔电导率

ΛΛmΛ

5、离子的电迁移

EQUIUl ；tQIUUtt1

二、电解质溶液的活度

；

1、电解质的化学势（电解质溶液的浓度用mB或bB表示）

BBRTlnaB

1/1/1/aBa;a(aa)m/m;();m(mm;)

2、离子强度

12ImBzB

23、德拜—休克尔极限公式

lg0.5093|zz|I溶液。

；适用于25℃时的极稀水

第七章 电化学

一、可逆电池的构成

电池反应互为逆反应；充放电时电流无穷小。

二、可逆电池热力学

GzFE;GzFE;F96500C/mol

1、rmrmE)p

2、rSmzF(T3、rHm4、QrrGmTrSm

TrSm ；电池反应做了其他功。

三、能斯特方程

1、电池反应的能斯特方程 0.0592EElgJ；常用

z

2、电极反应的能斯特方程

0.0592a(O)EElgza(H)；不常用 

四、可逆电极的种类

1、第一类电极 金属电极；气体电极

2、第二类电极

难溶盐电极；难溶氧化物电极

3、氧化还原电极

五、电极电势的应用

1、测定电池反应的热力学函数

2、测定电解质的

3、测定溶液的pH值

4、浓差定氧

六、极化现象和超电势

1、浓差极化

电极反应速度比离子迁移速度快造成的。

2、电化学极化

电极反应速度比电子移动速度慢造成的。

3、极化结果

EiEe；对阳极η总为正；对阴极η总为负。

七、金属腐蚀与防护

1、金属腐蚀

电化学腐蚀：析氢腐蚀，吸氧腐蚀

2、金属防护

阴极保护法：牺牲阳极法，外加电流法。阳极保护法：钝化。

涂层保护法：热镀、电镀、有机涂层。

第八章 表面现象

一、表面吉布斯函数

1、产生

表面分子与内部分子的差别。

2、定义及单位

G()T,p,nB

；J/m2或N/m；因此又称表面张力。A3、影响因素

物质本性、温度、相邻相、溶质的种类。

4、表面热力学

在温度、压力、组成不变的情况下，dG缩小表面积和降低表面张力为自发方向。

二、弯曲液面的表面现象

1、附加压力

dAAd p2/r

2、饱和蒸气压

prln()K/r p03、毛细管现象

2coshgR

三、新相生成与介安状态

1、过饱和蒸汽与人工降雨

2、过冷现象与晶种

3、过饱和溶液与种盐

4、过热现象与沸石

5、淬火与回火

四、固体表面的吸附作用

1、物理吸附与化学吸附

范德华力与化学键力；又无选择性；单分子层与多分子层。

2、吸附曲线

等温线（判断单多层）；等压线（判断吸附类型）、等量线（求吸附热）

3、吸附等温式 弗伦德里希：a朗格谬尔：VVVkpn mbp 1bp

五、溶液表面的吸附

1、溶液的表面张力

各类溶质对表面张力的影响。

2、吉布斯吸附公式

c()T RTc

六、润湿现象

1、接触角θ

θ=0°，完全润湿；θ＜90°，润湿；θ＞90°，不润湿； θ=180°，完全不润湿。

2、杨氏方程

sgsllgcos

七、表面活性剂

1、定义

溶于水后能显著降低水的表面张力的物质。

2、分类

离子型、非离子型。

3、结构特点

一端亲水基一端亲油基。

4、应用

乳化、去污（增溶）、浮选、改变润湿角。

第九章 化学动力学基础

一、关于反应速率的基本概念

1、反应速率的表示

1dcBBdt

2、反应速率的测定

测定不同时刻的浓度（化学法、物理法），作c~t曲线，t时刻切线的斜率即为t时的反应速率。

3、基元反应和非基元反应

一步完成的反应为基元反应，基元反应遵守质量作用定律。是否基元反应只能通过实验确定。

4、速率方程与速率常数

质量作用定律是速率方程的特殊形式，对于非基元反应也有类似的式子。

速率常数仅与温度和催化剂有关，而与浓度无关。

5、反应级数

速率方程中浓度幂之和称之。基元反应一定为正整数，非基元反应可为0或小数。

二、浓度对反应速率的影响

1、一级反应

dcAkcA

——反应速率与浓度的一次方成正比；微分式：dtk的单位为时间-1；

c0kt

——以lnc~t作图得一直线； 积分式：lnc半衰期：t1/2ln2k

——与起始浓度无关。

2、二级反应与准一级反应

dc2kc微分式：

——反应速率与浓度的二次方成正比；dtk的单位为浓度-1时间-1；

11kt

——以1/c~t作图得一直线； 积分式：cc0半衰期：t1/21kc0

——与起始浓度的一次方成反比。

准一级反应：对于A+B==Y+Z，当A大大过量或B大大过量时，可按一级反应处理。

3、反应级数的测定

尝试法：将一组c~t数据代入不同积分公式求k，若k为常数则所代公式正确；

作图法：将一组c~t数据按lnc~t、1/c~t等作图，若得直线可判定反应级数；

半衰期

法

：

根

据

t1/2Kc1n得lgt1/2(1n)lgclgK，以lgt1/2~lgc作图可得直线，从斜率可求n。

nkc微分法：根据得lgnlgclgk，以lg~lgc作图可得直线，斜率即为n。

四、温度对反应速率的影响

1、阿仑尼乌斯公式

Eadlnk微分式： dTRT2k2Ea11积分式：lnkR(TT)

1122、活化能

活化分子的平均能量与反应物分子的平均能量之差。

第十章 复合反应动力学

一、复合反应基本类型

1、平行反应

ckdcA(k1k2)cA ；B1

cck2dt2、对行反应

ckdcAk1cAk1cB ；KcB,e1

cA,ek1dt3、连串反应

dcdcAdck1cA ；Bk1cAk2cB ；ck2cB dtdtdt

二、复合反应机理近似处理方法

1、平衡态法 对于AB2k1D k1k

DC ；若k1k1k2，则反应物与中间物达成平衡。

cDKccAcB ；

dcCk2cDk2KccAcBkcAcB dt2、稳态法 对于AB2k1D k1k

DC ；若k1k1k2，则中间物的浓度维持微小量不变。

kccdcD0k1cAcBk1cDk2cD ；cD1AB

k2k1dtdcCkkk2cD12cAcB dtk2k

1三、链反应与爆炸半岛

1、链反应

分为直链反应和支链反应；链引发、链传递、链终止。

2、爆炸半岛

常见可燃气体在空气中的爆炸限。