物理化学实验报告

姓名：何思思

班级：工艺五班

学号：10031010526

教师：李慎新

学院：材料化学与工程学院

电导法测定乙酸电离平衡常数

一、  实验目的

1、    掌握电导、电导率、摩尔电导率的概念以及他们之间的联系。

2、    掌握由电导法测定弱电解质电离平衡常熟的原理。

二、  实验原理

1、    电离平衡常数Kc的测定原理：

α=∧m/∧m∞

          CH3COOH —→ CH3COO- + H

开始       C           0     0

平衡     C(1-α)       Cα   Cα

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二、 实验步骤

（一）同离子效应

１、取两只小试管，0.1mol/LHAc溶液及１滴甲基橙，混合均匀，溶液呈红色。在一试管中加入少量NaAc(s)，观察指示剂颜色变化　指示剂变黄。

HA c　＝　H^＋＋　Ac^－

NaAc　＝　Na^＋＋　Ac^—

２、取两只小试管，各加入５滴0.1mol/LMgCl₂溶液，在其中以支试管中再加入5滴饱和NH₄Cl溶液，然后分别在这两支试管中加入5滴2mol/LNH₃·H₂O，观察两试管发生的现象有何不同？何故？

　　　　　　　　　MgCl₂ ＝ Mg^2＋ ＋ 2Cl^－

　　　　　　　　　Mg^2＋ ＋ 2OH^— ＝ Mg(OH)₂↓

NH₄Cl解离出的Cl^－使　MgCl₂解离平衡向左移动减小了溶液中Mg^2＋的浓度，因而在入5滴饱和NH₄Cl溶液，然后在这支试管中加入5滴2mol/LNH₃·H₂O无白色沉淀生成。

（二）缓冲溶液的配制

１、用1mol/LHAc溶液和1mol/LNaAc溶液配置pH＝4.0的缓冲溶液10mL．应该如何配制？配好后，用pH试纸测定其pH值，检验其是否符合要求．

PH = pKa + lgC_Ac-/C_HAc

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实验六 电导法测定乙酸电离平衡常数

报告人：曾辉  实验时间20##年03月07日

一．实验目的：

1．掌握电导、电导率、摩尔电导率的概念以及它们之间的相互关系。

3．掌握电导法测定弱电解质电离平衡常数的原理。

二．实验原理：

1．电离平衡常数K_c的测定原理

在弱电解质溶液中，只有已经电离的部分才能承担传递电量的任务。在无限稀释的溶液中可以认为弱电解质已全部电离，此时溶液的摩尔电导率为，可以用离子的极限摩尔电导率相加而得。而一定浓度下电解质的摩尔电导率∧_m与无限稀释的溶液的摩尔电导率是有区别的，这由两个因素造成，一是电解质的不完全离解，二是离子间存在相互作用力。二者之间有如下近似关系：

                                 （1）

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第一部分：实验预习报告

1. 实验目的（要求）

测定弱电解质电离平衡常数

了解指示剂变色反应原理

学习使用721型（或VIS-7220型）分光光度计及pHS-3C酸度计

2. 实验原理（概要）

甲基红是一种酸碱指示剂。它是一种弱酸，在一定pH值条件下，可发生电离，在乙醇水溶液中点力度很小。甲基红（HMR）醌式分子显红色，电离后的偶氮式阴离子( MR¯ )显黄色。

甲基红的电离平衡常数为：

    

根据朗伯-比尔定律，溶液对单色光的吸收遵守下列关系式：

A为吸光度，为透光率，为摩尔吸光系数，l为被测溶液厚度，c为浓度。令      即被测溶液的吸光度与其浓度成正比。

a.  若两种溶质的特征波长相差较大，被测溶质的吸收光谱图不重叠

b.  若两种被测溶质的吸收光谱图重叠，而且遵守朗伯-比尔定律，则用线性组合的关系式可求出两种被测组分的浓度。

  

3. 实验操作过程概述：

1溶液制备。

甲基红标准液：80mg甲基红晶体分次以600mL乙醇溶解移入1000mL容量瓶中

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实验十一 电离平衡和沉淀反应

一、实验目的

1．了解同离子效应对弱电解质电离平衡的影响； 2．学习缓冲溶液的配制并了解其缓冲作用； 3．加深理解盐类的水解规律和容度积规则的应用； 4．练习离心机的使用。 [教学重点]

同离子效应，缓冲溶液的缓冲作用 [教学难点]

容度积规则的应用 [实验用品]

仪器：试管、离心试管、离心机、表面皿、温度计

药品：SbCl3(s)、NH4Ac(s)、Fe(NO3)3(s)、HNO3(6 mol·L-1)、HCl(0.2、6 mol·L-1)、0.2 mol·L-1HAc、

NaOH(0.2、2 mol·L-1)、NH3.H2O(0.2、6 mol·L-1)、PbI2(饱和)、KI(0.01、0.1 mol·L-1)、Pb(NO3)2(0.01、0.1 mol·L-1)、NaAc(0.2 mol·L-1)、NH4Cl(0.1 mol·L-1)、NH4Ac(0.1 mol·L-1)、NaCl(0.1、1.0 mol·L-1)、NaH2PO4(0.1 mol·L-1)、NaH2PO4(0.1 mol·L-1)、Na2HPO4(0.1 mol·L-1)、Na3PO4(0.1 mol·L-1)、K2CrO4(0.05、0.5 mol·L-1)、AgNO3(0.1 mol·L-1)、BaCl2(0.5 mol·L-1)、(NH4)2C2O4(饱和)、Na2S(0.1 mol·L-1)、Na2SO4(饱和)

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采用分光光度法测定弱电解质的电离常数实验报告

一、       实验目的

1、  了解一种测定弱电解质电离常数的方法。

2、  掌握分光光度计的测试原理和使用方法。

3、  进一步熟练掌握pH的原理和使用方法。

二、       实验原理

根据朗伯-比耳定律，溶液对单色光的吸收，遵守下列关系式：

                                        ①  

    式中，A为吸光度； I/I0为透光率T；k为摩尔吸光系数它是溶液的特性常数；C为溶液浓度；l为溶液的厚度。

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物理化学实验

实验一(2)、弱电解质溶液电离平衡常数的测定

说明：

1、本实验竞赛时间为 180 分钟（以选手在实验报告首页确认编号和监考教师签名为准），其中实验操作120分钟，数据处理60分钟。 每超时10分钟扣5分，最多不得超过20分钟；

2、实验设计要求从实验开始起20分钟内完成并交监考教师审阅。如果实验设计需监考老师部分指导，可提出申请，但需扣除相应的分数；

3、如果无法完成实验设计，可以由监考老师提供，但实验设计部分分数将被扣去；

4、请注意合理运筹时间。如在等待过程中，可进行后续实验准备或思考问答题等；

5、提供给每位选手的试剂已足够，请注意用量。不必要的过量使用将被扣分；

6、请认真阅读仪器使用说明并仔细操作。损坏仪器、打破玻璃器皿将被扣分。

7、实验完成后，请将所有玻璃仪器清洗干净，仪器设备归零、关闭电源。保持台面干净整洁，恢复原状。否则将被扣分；

8、本实验提供计算机及绘图软件（Origin, Excel）、毫米方格纸、直尺、铅笔、签字笔，供选用。

实验试题：

氨水溶液电离平衡常数的测定

实验原理：

AB型弱电解质在溶液中电离达到平衡时，电离平衡常数K_C与原始浓度C和电离度α有以下关系：

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实验六 电导法测定乙酸电离平衡常数

一、  实验目的

1、    掌握电导、电导率、摩尔电导率的概念以及他们之间的联系。

2、    掌握由电导法测定弱电解质电离平衡常熟的原理。

二．实验原理：

1．电离平衡常数K_c的测定原理

在弱电解质溶液中，只有已经电离的部分才能承担传递电量的任务。在无限稀释的溶液中可以认为弱电解质已全部电离，此时溶液的摩尔电导率为，可以用离子的极限摩尔电导率相加而得。而一定浓度下电解质的摩尔电导率∧_m与无限稀释的溶液的摩尔电导率是有区别的，这由两个因素造成，一是电解质的不完全离解，二是离子间存在相互作用力。二者之间有如下近似关系：

                                 （1）

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