第一篇：蔗糖水解物化實驗報告

均相酸催化蔗糖水解反應

一、實驗目的1、根據物質的光學性質研究蔗糖水解反應，測量其反應速率常數。

2、了解旋光儀的基本原理，掌握使用方法。

3、研究不同種類酸催化對蔗糖水解反應反應速率常數的影響，驗證布朗斯特德定律。

4、研究不同濃度酸對蔗糖水解反應反應速率常數的影響，了解催化劑的比活性概念。

二、

實驗原理1、蔗糖的水解反應和利用旋光法測水解速率常數的原理

蔗糖在水中轉化為葡萄糖和果糖：

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℃時，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° 蔗糖水解反應，開始體系是右旋的角度大，隨反應進行，旋光角度減少，變成左旋。

蔗糖水解反應是一個二級反應，在純水中此反應的速率極慢，通常在 H+催化作用下進行，由于反應時水是大量存在的，盡管有部分水分子參加了反應，仍可近似地認為整個反應過程中水的濃度是恒定的，而且 H+是催化劑，其濃度也保持不變。因此，蔗糖轉化反應可作為一級反應。

如果以 c 表示到達 t 時刻的反應物濃度，k 表示反應速率常數，則一級反應的速率方程為：

-d c

/ d t

= kt

對此式積分可得：

ln c =-k t + ln c 0

式中 c 為反應過程中的濃度，c 0 為反應開始時的濃度。當 c = c 0 / 2 時，時間為 t 1/2，稱為半衰期。代入上式，得：

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

測定反應過程中的反應物濃度，以 ln c 對 t 作圖，就可以求出反應的速率常數 k。但直接測量反應物濃度比較困難。在這個反應中，利用體系在反應進程中的旋光度不同，來度量反應的進程。

用旋光儀測出的旋光度值，與溶液中旋光物質的旋光能力、溶劑的性質、溶液的濃度、溫度等因素有關，固定其它條件，可認為旋光度α與反應物濃度 c成線性關系。物質的旋光能力用比旋光度來度量：

蔗糖的比旋光度[α] D20 =66.6°，葡萄糖的比旋光度[α]D20 =52.5°，果糖是左旋性物質，它的比旋光度為[α] D20 =-91.9°。因此，在反應過程中，溶液的旋光度先是右旋的，隨著反應的進行右旋角度不斷減小，過零后再變成左旋，直至蔗糖完全轉化，左旋角度達到最大。

當 t=0 時，蔗糖尚未開始轉化，溶液的旋光度為：

α 0

= β 反應物 c 0

......1

當蔗糖已完全轉化時，體系的旋光度為：

α ∞

= β 生成物 c 0

......2

此處，β 為旋光度與反應物濃度關系中的比例系數。

時間 t 時，蔗糖濃度為 c，旋光度應為：

α t

= β 反應物 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 ∞)

根據實驗測得的反應過程中的旋光度值計算 ln(α t

-α ∞)，再對時間作圖，可得一條直線，根據直線斜率可求得反應速率常數。

2、、均相酸催化布朗斯特德定律

在酸催化反應中包含了催化劑分子把質子轉移給反應物，因此催化劑的效率常與酸催化劑的酸強度有關。在酸催化時，酸失去質子的趨勢可用它的解離常數K 來衡量：

HA + H 2 O = H 3 O+

+ A-

酸催化反應速率常數 ka 應與酸的解離常數 Ka 成比例，實驗表明，兩者有如下的關系：

k a

=G a K aα

或

lg k a

= lgG a

+αlgK a 式中 G a，α均為常數，它決定于反應的種類和反應條件。

對于堿催化的反應，堿的催化作用速率常數 k b 同樣與它的解離常數 Kb 有如下的關系：

k b

=G b K bβ

式中 G b，β均為常數，它決定于反應的種類和反應條件。3、催化劑的比活性

催化活性是指催化劑催化物質發生反應的能力，是催化劑的重要性質之一。物質的催化活性是針對給定的化學反應而言的。通常，催化劑并不按照化學方程式計量關系進行作用，其用量可以是任意的。在相同條件下，反應速率與催化劑用量成正比，在均相催化中可以用生成中間化合物來解釋。為了描述不同物質催化活性的差異，工業生產上常以每單位容積(或質量)催化劑在單位時間內轉化原料反應物的數量來表示，如每立方米催化劑在每小時內能使原料轉化的千克數。對于液相催化反應，通常用速率常數與催化劑濃度之比來表示比催化劑活性。比催化活性表明，催化劑的催化作用取決于其本性，而與用量無關。

三、

儀器藥品

旋光儀

臺;

停表

塊 錐形瓶（100 ml）

個;

移液管（20 ml）

支 蔗糖（分析純）；HCl 溶液（2M）；HCl 溶液（4M）；磷酸（4 M）；硫酸（2M）； 四、實驗操作步驟

1．測定不同濃度鹽酸(2M 和 4M)催化蔗糖水解的速率常數，計算鹽酸的比催化活性。

（1）在室溫下進行實驗。

（2）旋光儀零點校正：開啟旋光儀,將光源開關拔至交流(AC),鈉燈亮,經 20 分鐘預熱后使

之發光穩。按測量開關,儀器進入待測狀態。將裝有蒸餾水的旋光管放入樣品測量室,蓋好箱蓋,待顯示讀數穩定后,按清零鈕完成校零。

（3）2MHCl催化蔗糖水解過程中a t 的測定：用移液管取30mL蔗糖溶液置于100mL帶塞三角瓶中，然后再移取 30mL6mol/LHCl 溶液于另 100mL 帶賽三角瓶中。將 HCl 溶液迅速倒入蔗糖溶液中，來回倒三次，使之充分混合。并在加 HCl時同時啟動秒表以記錄反應時間, 立即用少量反應液蕩洗旋光管兩次,然后將反應液裝滿旋光管,旋上端蓋,外部用濾紙擦干后放進旋光儀內,蓋好箱蓋,先記下時間，再讀取旋光度值。每隔一定時間，讀取一次旋光度，開始時，可每 3 分鐘讀一次，30min 后，每 5min 讀一次。

（4）a ∞ 的測定：將步驟（3）剩余的混合溶液置于近60℃的水浴中，恒溫 30min以加速反應，然后冷卻至實驗溫度，按上述操作，測定其旋光度，此值即可認為是 a ∞。

（5）3MHCl 催化蔗糖水解過程中 a t 的測定：將步驟（3）的 2MHCl 換成 4MHCl，重復步驟（3）、（4）。

2．測定不同種類酸對催化速率常數的影響，包括 HAC（4 M）、磷酸（4 M）、硫酸（4M）、驗證布朗斯特德定律:

lg k a

= lgG a

+αlgK a。

（6）不同種類酸催化蔗糖水解過程的測定：將 2MHCl 分別換成 4 M 磷酸、2M 硫酸按照步驟（3）測定水解過程中 a t，然后再按照步驟（4）測定 a ∞。

五、

數據記錄與處理1、l 2mol/L HCl 催化蔗糖水解數據記錄與處理：

（1）蔗糖溶液完全水解旋光度 a ∞ =

-1.302（2）2mol/L HCl 催化蔗糖水解數據記錄：

表一

溫度：室溫

鹽酸濃度：2mol/L 反應時間/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 ∞)對 t 作圖如圖 1：

圖 1

2mol/L HCl 催化蔗糖水解 由圖 1 得 ln(α t-α ∞)t 所做圖的直線為 ln(α t-α ∞)=1.65044-0.02931t

R2 =0.991，可見直線的斜率為-0.02931，則反應的速率常數為 0.02931，半衰期t 1/2 =0.693/k=23.6438。2、l 4mol/L HCl 催化蔗糖水解數據記錄與處理：

（1）蔗糖溶液完全水解旋光度 a ∞ =

-1.345（2）4mol/L HCl 催化蔗糖水解數據記錄：

表二

溫度：室溫

鹽酸濃度：4mol/L 反應時間/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 ∞)對 t 作圖如圖 2：

圖 2 4mol/L HCl 催化蔗糖水解 由圖 2 得 ln(α t-α ∞)對 t 所做圖的直線為 ln(α t-α ∞)=1.56427-0.05759t

R2 =0.999，可見直線的斜率為-0.05759，則反應的速率常數為 0.05759，半衰期t 1/2 =0.693/k=12.0333。3、2mol/L H 2 2 SO 4 4 催化蔗糖水解數據記錄與處理：

（1）蔗糖溶液完全水解旋光度 a ∞ =-1.003

（2）2mol/L

H 2 SO 4 催化蔗糖水解數據記錄：

表三

溫度：室溫

硫酸濃度：2mol/L 反應時間/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 ∞)對 t 作圖如圖 3：

圖 3

2mol/L H 2 SO 4 催化蔗糖水解 由圖 3 得 ln(a t-a ∞）對 t 所做圖的直線為 ln(α t-α ∞)=1.61793-0.03254t

R2 =0.993 可見直線的斜率為-0.03254，則反應的速率常數 0.03254，半衰期t 1/2 =0.693/k=21.2969。4、4mol/L H 3 3 PO 4 4 催化蔗糖水解數據記錄與處理：

（1）蔗糖溶液完全水解旋光度 a ∞ =-1.0365（2）4mol/L H 3 PO 4 催化蔗糖水解數據記錄：

表四

溫度：室溫

磷酸濃度：4mol/L 反應時間/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 ∞)對 t 作圖如圖 4：

圖 4

4mol/L H 3 PO 4 催化蔗糖水解

由圖 4 得 ln(a t-a ∞）對 t 所做圖的直線為 ln(α t-α ∞)=1.56649-0.0126t

R2 =0.988，可見直線的斜率為-0.0126，則反應的速率常數為 0.0126，半衰期t 1/2 =0.693/k=55。5..不同濃度鹽酸 下的比催化活性：

對于液相催化反應，通常用速率常數與催化劑濃度之比來表示比催化劑活性。比催化活性表明，催化劑的催化作用取決于其本性，而與用量無關。

表五不同鹽酸濃度的比催化活性

反應速率常數 比催化活性 2mol/L HCl 0.02931 0.014655 4mol/L HCl 0.05759 0.0143975 反應的速率常數是和[H+ ]的濃度呈線性相關。根據 lgk=lgk“-pH 這一公式，k”其實和比催化活性是相同的，該公式應該對同一種酸的不同濃度使用，或者對特殊酸催化體系（只與 H+ 有關，與其他離子存在無關）適用。

表六 Lgk 和 pH 的數值

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

圖 5

以 lgk 對 pH 作圖

由圖 5 所得的不同濃度鹽酸的比催化活性得：lgk=-1.82631-0.97442pH。

6.布朗斯特德定律的應用：

根據布朗斯特德定律：lgk =lgG a +algK a，由硫酸和磷酸的速率常數和解離平衡常數，計算出 G a、a。查閱硫酸和醋酸的解離常數，其中磷酸只考慮一級電離。

H 2 SO 4 的一級解離常數：1.0×103

H 3 PO 4 的一級解離常數：7.52×10-3

所得數據如下表：

表七

硫酸、磷酸相關數據

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 作圖，如下圖 6：

圖 6

蔗糖在硫酸、磷酸水解過程中，布朗斯特德關系圖 由圖 6 可知 lgk =-1.72884+0.08042lgK a，則 G a =--1.72884，α=0.08042。

7、不同酸根離子的比催化活性 ：

計算硫酸的比催化活性與鹽酸比較，如下表：

表八不同酸根離子比催化活性的比較

反應速率常數

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、不同強度酸的蔗糖水解速率常數：

表九不同強度酸的蔗糖水解速率常數 酸 4mol/L HCl

2mol/L H 2 SO 4

4mol/L H 3 PO 4

k 0.05759

0.03254

0.0126

六、結果與討論1、蔗糖水解反應：

觀察圖 1-4，可見以 ln(a t-a ∞）對 t 作圖，并不是完全的直線，而是有稍稍的彎曲，這是因為蔗糖濃度比較高，水的濃度無法遠遠大于蔗糖的濃度，不屬于稀溶液的范疇，因此不可以看成是一級反應，因此曲線開始是稍稍彎曲的線，這會對實驗結果引起一定的誤差，但曲線的線性還是不錯的。2、不同濃度鹽酸 下的比催化活性：

催化活性是指催化劑催化物質發生反應的能力，是催化劑的重要性質之一。為了描述液相催化反應催化活性的差異，通常用速率常數與催化劑濃度之比來表示比催化劑活性。

從表五可以得到 2mol/L HCl、4mol/L HCl 比催化活性分別是 0.014655 和0.0143975，可看出不同濃度鹽酸的比催化活性基本上是相同的。因此，通過比較可以得知催化劑的催化作用取決于其本性，而與用量無關。

但是，酸的濃度會影響蔗糖水解的反應速率常數。加大酸的濃度可以加快反應速率，但是并不是酸的濃度越高越好，因為酸的濃度過大，蔗糖水解反應就不是一級反應了。3、布朗斯特德定律--氫離子催化蔗糖水解反應對酸的強度敏感性分析 ：

根據布朗斯特德定律：lgk =lgG a +algK a，其中 α 值為 0~1。α 越小，表明反應對催化劑的酸強度不敏感，此時任何一種酸都是優良的催化劑，反應與催化劑酸強度無關。α 接近1，表明反應對催化劑酸強度很敏感，只有強酸才能催化該反應。

本次實驗中看圖 6，可知 G a =--1.72884，α=0.08042。α 比較小，說明蔗糖反應對催化劑氫離子的酸度不敏感，因此，因此對于蔗糖反應來說，任何一種酸都算是優良的催化劑，反應與催化劑酸強度無關，弱酸也能催化蔗糖水解反應。4、不同酸根離子的比催化活性 ：

根據表八，比較硫酸與鹽酸的比催化活性，4mol/L HCl、2mol/L H 2 SO 4 的比催化活性分別為 0.0143975 和 0.016270，這說明了在不同的酸根離子存在下，它們得比催化活性基本相同（在誤差允許的范圍內）。可見均相酸催化蔗糖中酸根離子不影響催化作用，只與氫離子的濃度有關。即蔗糖水解反應速率只取決于 H+ , 與溶液中其它離子的濃度無關。5、不同強度酸的蔗糖水解速率常數 ：

從表九看出，不同強度的酸因 H+ 的濃度不同, 對蔗糖水解速率影響也不一樣, 酸性愈強,解離 H+ 愈多,催化能力也愈強, 所以對蔗糖水解起催化作用的是 H +。

討論：分析產生誤差的原因有哪些？

（1）溫度的影響。

在實驗過程中，溫度會影響反應的速率常數，由于鈉光燈的散熱 ,放在旋光暗室中的蔗糖水解溶液的溫度并不恒定 , 經過一定時間后，反應液溫度開始上升，蔗糖轉化反應速率加快，使得測得的速率常數會有誤差，這可能是產生實驗誤差的主要原因。

（2）本實驗是以 ln(a t-a ∞)對 t 作圖，從擬合直線的斜率即可求出蔗糖水解反應的反應速率常數 k 值，擬合曲線引入誤差，但是擬合曲線的相關系數均在 0.98以上，可忽略不計。

（3）以 ln(a t-a ∞）對 t 作圖的曲線剛開始是稍稍彎曲的，這是因為蔗糖濃度比較高，水的濃度無法遠遠大于蔗糖的濃度，不屬于稀溶液的范疇，因此不可以看成是一級反應，這對速率常數的測定產生誤差。

（4）實驗儀器的影響。本小組所使用的旋光儀不穩定，數值總是在跳動。數據不準確也會造成誤差。

七、注意事項

1、本實驗均在室溫條件下操作。

2、因反應液為酸性，測量旋光度之前，切記將旋光管外側的液體擦拭干凈，以免腐蝕儀器。

3、在測定 a ∞ 時，通過加熱使反應速度加快轉化完全，但加熱溫度不要超過 60攝氏度。

4、將酸倒入蔗糖溶液后，要進行充分的振蕩；并且在加入酸之后就進行計時；混合液要裝滿旋光管。

5、實驗過程中的鈉光燈不應開啟時間太長，否則應熄滅，以延長鈉光燈壽命，但下一次測量之前提前 10min 打開鈉光燈，使光源穩定。

八、思考題

1、為什么可以用蒸餾水校正儀器零點？ 答：主要是因為蒸餾水沒有旋光性，其旋光度為零，其次是因為它無色透明，方便可得，化學性質較為穩定。另外實驗中的蔗糖溶液是使用蒸餾水來配制，且看成是稀溶液處理，故可用來校正儀器零點。

2、本實驗可否不進行零點校正？為什么？ 答：實驗中所測的旋光度α t，可以不校正零點，因為實際上在處理數據時α t-α ∞，已將系統的零點誤差消除掉。

3、為什么用 ln（α t －α ∞）對 t 作圖就可得到 k？

答：因為蔗糖轉化反應對蔗糖為一級反應，以 ln(α t －α ∞)對 t 作圖求 k，不需要α

0 的數值。

4、蔗糖反應是真一級還是假一級反應？ 答：蔗糖反應是假一級反應。蔗糖在水中轉化為葡萄糖和果糖，反應的方程式是：

C 12 H 22 O 11

+ H 2 O —→ C 6 H 12 O 6

+ C 6 H 12 O 6，可見蔗糖水解反應是一個二級反應，但由于反應時水是大量存在的，所以盡管有部分水分子參加了反應，仍可近似地認為整個反應過程中水的濃度是恒定的，因此，蔗糖轉化反應可作為一級反應。

5、在測量過程中，為什么旋光度逐漸減小？為什么α ∞ 為負值？ 答：蔗糖在水中轉化為葡萄糖和果糖。蔗糖、葡萄糖為右旋，而果糖為左旋，且果糖的左旋能力比葡萄糖的強。當反應開始時，t=0，溶液只有蔗糖的右旋，旋光度為正值，隨著反應的進行，蔗糖溶液濃度減少，葡萄糖和果糖濃度增大，由于果糖的左旋能力強于葡萄糖的右旋。整體來說，溶液的旋光度隨著時間而減少。當反應進行完全時，蔗糖溶液濃度為零，溶液中只有葡萄糖和果糖，這時，溶液的旋光度為負值。

第二篇：燃燒熱-物化實驗報告

燃燒熱的測定

姓名：憨家豪 學號：2012012026 班級：材23 同組人：趙曉慧 實驗日期：2014年4月19日 提交報告日期：2014年4月20日

實驗老師姓名：郭勛 引言

1．1 實驗目的

（1）熟悉彈式量熱計的原理、構造及使用方法；（2）明確恒壓燃燒熱與恒容燃燒熱的差別及相互關系；（3）掌握溫差測量的實驗原理和技術；（4）學會用雷諾圖解法校正溫度改變值； 1．2 實驗原理

在指定溫度及一定壓力下，1 mol物質完全燃燒時的定壓反應熱，稱為該物質在此溫度下的摩爾燃燒熱，記作△cHm。通常，完全燃燒是指C→CO2（g），H2→H2O（l），S→SO2（g），而N、鹵素、銀等元素變為游離狀態。由于在上述條件下△H＝Qp，因此△cHm也就是該物質燃燒反應的等壓熱效應Qp。

在實際測量中，燃燒反應在恒容條件下進行（如在彈式量熱計中進行），這樣直接測得的是反應的恒容熱效應Qv（即燃燒反應的△cUm）。若反應系統中的氣體均為理想氣體，根據熱力學推導，Qp和Qv的關系為

=+?（1）

式中：T——反應溫度，K；

? ——反應前后產物與反應物中氣體的物質的量之差；

R——摩爾氣體常數。

通過實驗測得值，根據上式就可計算出，即燃燒熱的值。

測量熱效應的儀器稱作量熱計。量熱計的種類很多。一般測量燃燒熱用彈式量熱計。本實驗所用量熱計和氧彈結構如圖2-2-1和圖2-2-2所示。實驗過程中外水套保持恒溫，內水桶與外水套之間以空氣隔熱。同時，還對內水桶的外表面進行了電拋光。這樣，內水桶連同其中的氧彈、測溫器件、攪拌器和水便近似構成一個絕熱體系。

彈式量熱計的基本原理是能量守恒定律。樣品完全燃燒所釋放的能量使得氧彈本身及周圍的介質和量熱計有關附件的溫度升高。測量介質在燃燒前后的變化值，就可求算該樣品的恒容燃燒熱。=???棉線?棉線?點火絲?點火線（2）

式中: m——為待測物的質量，kg ；

——為待測物的摩爾質量，kg·mol ；

-1 ——儀器常數，kJ·℃

－1

；

?——樣品燃燒前后量熱計溫度的變化值；

棉線，鎳絲——分別為棉線和點火絲的恒容燃燒熱（－16736和－3243 kJ/mol）

棉線 ,鎳絲——分別為棉線和點火絲的質量，kg；

先燃燒已知燃燒熱的物質（如苯甲酸），標定儀器常數K，再燃燒未知物質，便可由上式計算出未知物的恒容摩爾燃燒熱，再根據（1）式計算出摩爾燃燒熱。實驗操作

2.1 實驗藥品、儀器型號及測試裝置示意圖

實驗藥品：萘（AR）；苯甲酸（AR）。

實驗儀器:彈式量熱計1套；2000 ml容量瓶1個；1000 ml容量瓶1個；水盆1個（容量大于3000 ml）；電腦及數據記錄儀一套；壓片機、鎳絲、棉線、萬用表、分析天平、剪刀、氧氣瓶及減壓閥公用。

測試裝置示意圖見上。

2.2 實驗條件（實驗溫度、濕度、壓力等）

大氣壓100.6 kPa，室溫18.2 ℃，相對濕度44%。

2.3 實驗操作步驟、現象及方法要點

1．儀器常數的測定（1）樣品準備

取8 cm鎳絲和10 cm棉線各一根,分別在分析天平上準確稱量。

在臺秤上稱量0.8 g左右的苯甲酸，在壓片機上壓成片狀，取出藥片并輕輕去掉粘附在藥片上的粉末，用稱好的棉線捆綁在藥片上，固定好。將鎳絲穿入棉線，在分析天平上準確稱量。

將苯甲酸片上的鎳絲固定在氧彈的兩根電極上，如圖2-2-3，用萬用表檢查是否通路。確認通路后旋緊彈蓋，通入1.0 MPa氧氣，然后將氧彈放入內水桶，接上點火電極。（2）儀器準備

打開量熱計電源，開動攪拌，將溫度傳感器置于外水套中，觀察溫度顯示。待溫度穩定后，記下溫度。

用水盆接取自來水（大于3000 ml），將溫度傳感器放入水盆中，不斷攪動，通過加入涼水或熱水調節水溫，使溫度低于外水套0.7 ℃左右。準確量取3000 ml，倒入內桶。

（3）燃燒測量

蓋上桶蓋，將溫度傳感器插入內桶，開動攪拌。待溫度穩定后，打開電腦記錄軟件，記錄體系溫度隨時間的變化情況（軟件記錄的是電壓隨時間的變化關系，以下不再區分）。開始階段（打開軟件到點火），相當于圖2-2-4中的AB部分，；6～8分鐘后，按下點火開關，半分鐘內溫度應迅速上升（若溫度不能短時間內迅速升高，應停止實驗，檢查氧彈和儀器找出原因后再繼續實驗），進入反應階段，相當于圖2-2-4中的BC部分。直到溫度上升速度明顯減慢，進入末期，相當于圖2-2-4中的CD部分。8～10分鐘后，取出溫度傳感器，放入外水套中，讀出外套水溫，即圖2-2-4中E點。

切斷電源，取出氧彈，放出氧彈中的氣體。打開氧彈，檢查樣品是否完全燃燒。若燃燒完全，將剩余鎳絲取下稱重（注意：稱量剩余鎳絲時，應去除鎳絲頂端熔融的小球）。

當氧彈打開后，如發現氧彈中有較多的黑色物質，則此次實驗燃燒不完全，應重新測量。燃燒不完全最主要的愿因就是氧氣的量不足（氧彈漏氣、充氧不足、操作失誤未能沖入氧氣等），此外樣品量過大，藥片松散部分脫落也可造成燃燒不完全。

將內桶的水倒入水盆用于下次的測量，將氧彈洗凈擦干。2．未知物測量

取0.6g左右的萘，同上述操作方法。結果與討論 3.1實驗原始數據

表1 原始數據記錄

實驗組數 1 2(鎳)/ 0.0257 0.0202

(棉線)/ 0.0099 0.0117

(總)/ 0.8139 0.6015

(剩余)/ 0.0170 0.0185

摩爾質量 曲線峰高/ 122.12 128.17

/ 125.4956 139.1136 注：組號為1的物質為苯甲酸，組號為2的物質為待測的萘，下同。

3.2實驗數據處理

選擇并雙擊物理化學實驗，選擇并雙擊燃燒熱測定，輸入鎳絲、棉線、剩余鎳絲、總質量及標準只樣品和被測樣品的摩爾質量，點擊打開，選擇并打開文件，交替移動光標1和2到點火前一段平穩的基線位置，點擊線性擬合1，交替移動光標1和2到完全燃燒后溫度不變的位置（水平線位置），點擊線性擬合2，交替移動光標移動到外套水溫曲線位置，點擊線性擬合3，移動光標，將綠色光標放在擬和曲線３與升溫曲線的交點上，藍色光標放在升溫曲線上的任何位置，點擊計算△H；如果線性擬合交點不理想，點擊刷新，移動光標重新擬合。確定后，點擊提交，峰高值就會顯示出來。兩條曲線都處理完成后，點擊計算處理，就可以得到被測樣品的燃燒熱值。

這樣做是因為使內水桶完全絕熱是很困難的，總會有內外水套之間的熱交換。為了校正這部分熱損失，需在升溫曲線上找出與外水套溫度相等的點，過此點作垂線與曲線的兩條始末階段直線的外延線相交于兩點，此二點之間的距離即為校正后的△H值。苯甲酸和萘的電壓（溫度）—時間曲線

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

圖3-2-1 苯甲酸電壓（溫度）—時間曲線

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

圖3-2-2 萘溫度（時間）—電壓曲線

軟件計算得到的萘的燃燒熱為 △H = 5076.4824 kJ/mol。

3.3討論分析：

1、首先是水溫的調節，要使水的溫度低于外水套溫度約0.6 ℃左右，但水加入儀器中之后會有一定地升高，因而在調節水溫的時候應該使水的溫度低于外水套溫度約0.8 ℃左右。我們在第一次測量時水溫沒有控制好，調水溫時溫差只取了0.5 ℃，水倒入內桶后，內外筒溫差只有0.1 ℃，無法繼續實驗。重新配時溫差擴大為約0.8 ℃，后續試驗可以順利進行。

2、點火是實驗的一個關鍵步驟，我們兩次點火都成功了。總結點火不成功的可能原因如下：（1）深入彈體內部的電極和氧彈壁接觸短路；（2）連接燃燒絲的電爐斷了，應用萬用表檢查；（3）彈內氧氣不足，應取出氧彈檢查。

3、彈內氧氣不足還會造成燃燒不充分，燃燒后打開氧彈會發現大量黑色物質，遇到此情況需重新做。本次實驗燃燒完全，說明充氣操作比較規范。

4、本次實驗燃燒焓誤差約為1.5%，相較最大允許誤差是比較小的，實驗結果還是比較令人滿意。分析誤差產生的原因如下：

（1）反應溫度（外水套溫度）一直處于變化之中，無法精確測量，故計算的摩爾燃燒熱的實際值與文獻值略有差異；

（2）燃燒熱的定義中要求燃燒前后溫度不變，實驗中卻是需要利用內水桶水溫的升高來進行曲線峰值的計算，屬于非等溫反應系統。在計算方法上進行了簡化，認為溫度近似不變；（3）盡管內水桶與外水套之間以空氣隔熱但系統并不能做到嚴格絕熱，熱交換是存在的，具體表現為外水套的溫度點火后會升高。為了減小熱交換的影響，內水桶點火前水溫應調節成比外水套溫度低0.7 ℃左右（這樣測量過程中的吸熱量會近似等于放熱量）。但是由于在內同水倒入的過程中溫度會發生變化，故溫差會減少，導致測量不準；

（4）操作不嚴格，例如在制作藥片時應帶手套，徒手操作對樣品的質量測量會帶來誤差；（5）氧彈中除了氧氣外還有一部分空氣，空氣中的氮氣也會燃燒放熱，但在本實驗中并未校正。結論

通過這個實驗，熟悉了彈式量熱計的原理、構造及使用方法；明確恒壓燃燒熱與恒容燃燒熱的差別及相互關系。同時，掌握溫差測量的實驗原理和技術。

實驗結果：萘的燃燒熱：△H = 5076.4824 kJ/mol，標準數據（1 atm，25 ℃）為△H = 5153.8 kJ/ mol，相對誤差：1.5%。參考文獻

1.北京大學化學院物理化學實驗教學組．物理化學實驗．北京：北京大學出版社，2002．44～45。

2.清華大學化學系物理化學實驗編寫組．物理化學實驗．北京：清華大學出版社，1991．26～37。

3.復旦大學等．物理化學實驗．北京：高等教育出版社，1992．43～47。附錄（思考題）

1.本實驗中如何考慮系統與環境？系統與環境通過哪些途徑進行熱交換？這些熱交換對結果影響怎樣？如何校正？

答：內水桶以內為系統，具體包括氧彈、測溫器件、攪拌器和水，近似為絕熱系統。內水桶以外的外水桶和水為環境。

系統和環境主要通過內外水桶之間的空氣對流進行熱交換。這些熱交換使得環境吸收系統的熱量，系統升溫變慢，可能引起實驗結果偏低。可以通過雷諾法校正。

2.使用氧氣時應注意哪些問題？ 答：（1）盡可能遠離熱源；

（2）在使用室特別注意在手上，工具上，鋼瓶和周圍不能占有油脂。扳子上的油可用酒精洗去，待干后再使用，以防爆炸和燃燒；

（3）氧氣瓶應與應氧氣表一齊使用，不能隨便用在其他鋼瓶上；

（4）開閥門及調壓時，人不要站在鋼瓶出氣口，頭不要在瓶頭之上，而應在側面；（5）開氣瓶總閥之前，必須檢查氧氣表調節閥門是否處于關閉。不要在調節閥開放狀態，突然打開氣瓶總閥。

3.攪拌過快或過慢有何影響？

答：攪拌過快會生成一部分另外的非反應生成的熱，使得結果偏高。過慢又不利于反應熱擴散，體系內溫度不均。

4.氧彈中含有氮氣，燃燒后生成HNO3。對結果有何影響？如何校正？

答：在氧彈內，N2和O2化合生成硝酸，并溶進水中，這些作用都會引起體系溫度的升高。為了精確測量，應當在裝氧彈時加1 ml的蒸餾水與其中，燃燒后將彈體用蒸餾水清洗，用0.1 mol/dm的NaOH滴定之。每毫升的NaOH滴定液相當于1.43卡（放熱）。其數值加在儀器的水當量中。

5.如果反應完后，剩余鎳絲丟失，可不可以忽略，為什么？

答：基本可以忽略，鎳絲質量不到0.01 g，燃燒時放出熱量不到1 J，比樣品燃燒所放的熱小20倍以上，按照數據處理要求可以忽略。

第三篇：物化學習心得

物理化學學習心得與總結

經過一學期的學習，物理化學終于學完了，說實話這門課著實難學，所以應該算是“啃完”了兩本物理化學的書，但是說到吸收，又是一個未知數。在這個過程中有迷惑亦有釋然。

首先我想對這門課的學習做一個總結。經過對物理化學的學習，我對這門課程有了初步的了解與熟悉。物理化學的主要研究內容是：熱力學、動力學、和結構化學。在熱力學中，我們學習了熱力學三大定律，以及它們之間的相互關系，還掌握了幾個狀態函數的求解方法。而后，我們還學習了溶液中普遍存在的拉烏爾定律和亨利定律。相平衡這章內容中我們見到了形形色色的相圖，包括二組分、三組分以及多組分的相圖及其應用。在化學平衡中我們掌握了溫度、壓力以及惰性氣體對化學平衡的影響。最后，我們還學習了統計熱力學基礎，其中最重要的就是原子、分子配分函數以及用這些知識求熱力學狀態函數的值。最后階段，我們還學習了電化學方面內容及動力學方面的知識。

通過學習我也有些感想和收獲。其中感觸最深的就是物化的公式很多，而且都很抽象，在計算的時候我經常弄不清楚該用哪個公式進行計算，雖然那些公式在我的日常生活中沒有起到什么作用，但是卻培養了我的思維習慣，讓我在考慮問題的時候能夠做到更全面，也更實際。老師上課與學生的交流很重要，以前一直覺得是老師沒有注意和學生交流，現在想來自己的想法太偏執，交流是建立在至少兩個人以上的，如果學生沒有和老師進行互動交流，那么課堂交流永遠只能出現在書面或口頭上。老師也成功引導我們一起進行互動交流。讓我學到，在自己進行報告稱述時，要懂得怎樣引導別人和我交流以及怎樣很好的跟人交流。另外學習并不是一味的學習，還需要關注、聯系生活中得事物。學習的目的是什么?以為學習就是把書本上的知識掌握，能夠很便利的運用知識解決所有題目，這就是學習的目的，但現在發現，學習的目的是與生活分不開的，所以當熟練掌握書本知識后，不但學會解決聯系題目，重要是懂得怎樣把這些知識是運用到生活中或與生活聯系。

當然我覺得要想學好這門課還應該做到以下幾點：①課前預習，課前預習比上課更重要，自學：上課=2：1；②上課：全神貫注、排除干擾、同步思考、作好筆記、及時復習、鉆研領悟；③老師布置的作業認真獨立完成；④積極動腦，不懂的問題及時問老師。⑤善于總結，每看完一個知識點，就用自己的話來復述大概，理清思路。這樣每個知識點都這樣，再把各個知識點聯系起來。這樣考試就思路很清楚。看題目就知道是考哪個知識點了。⑥最重要的一點，要堅持不懈。我們不能只憑一時的興趣學習，而是要做到持之以恒，善始善終。很多人在開始的時候總有一腔熱血學好物化，可是學一段時間后發現此門課程是多么沒勁就沒繼續下去了，然后此門課程就慢慢地荒廢掉，后面再學習就會很吃力。

下面我想談談對王老師上課的感想和個人意見：王老師是一個對學生嚴格要求的人，時刻提醒我們獨立完成作業，另外他在第二次上課時經常點些同學上黑板寫上節課學的重要知識點以及公式，當然他也會出些小測驗給我們復習一下前面學的內容，通過測驗我們也切實了解了我們對前面知識的掌握情況，還有就是他上課比較靈活，全面，有時會給我們看些與正在學習的內容相關的視頻讓我們更容易理解知識點；老師上課也會有些小幽默，依然清楚地記得老師在上課時講到化學勢那一章時說棒冰越吃越甜，因為在剛拿出棒冰時凝固點低，在拿出一會兒以后凝固點升高，這時溶質的比例升高，也就是糖分含量相對較高，前面的多數吃進去的是水。當然我覺得老師測驗的次數還可以再增多一些，這樣以來我們對下冊學的內容也能夠有一個自我認知，及時查缺補漏，還有就是老師講課時能多聯系聯系實際，這樣一來很多的知識點也就更容易理解了。

其實物理化學知識在我們日常生活中也有好多應用，只是我們平常都不曾用心觀察和研究過。①人工降雨：平時我們會分小液滴的飽和蒸汽壓p1以及平液面液體的飽和蒸汽壓p2。假如這時小液滴的半徑很小的話，p1會比p2大很多，只有這時p1足夠大，蒸汽才能凝聚成液滴。那么在空中，也許這個時候空中的蒸汽壓到達了平液面液體的飽和蒸汽壓p2。但是液滴剛形成，它的半徑很小，p1遠比p2大。所以空中的蒸汽壓達不到p1大，形不成液滴。這時候我們人為向空中投入凝聚核心。蒸汽會形成半徑很大的液滴，這時候需要的飽和蒸汽壓p1小于空中已有的蒸汽壓。液滴就可以形成了。說來說去只是一個實際需要的氣壓和空中現成的氣壓的對比，小于它就凝聚成滴，大于它就不行，通過措施來減少所需量。②雨衣的原理：平時我們所用的雨衣有防水的功能。一個事物要被水濕潤的話，它必須要與水充分地接觸，水要在上面平鋪展開，這時候涉及到一個接觸角的問題。假如它與水的接觸角為0，那么這時是水完全展開鋪平，完全濕潤。我們以90度角為分界點。當接觸角是小于90度，是濕潤。大于90度是不濕潤。角為180度是完全不濕潤。那么要雨衣防水，水與雨衣的接觸角最好大于90度甚至把角加大到180度。這時我們運用一種物質叫做表面活性劑。它具有這個改變角度的功能，通過增大接觸角，減少水與雨衣接觸的機會。這樣就防雨了，水不能濕潤雨衣。當然還有很多應用，這里就不一一列舉了。

其實物理化學這門課有些地方還是挺有意思的，許多知識和我們的生產生活息息相關，希望還沒學或即將學習這門課的同學多加重視這門課，好好學習。

第四篇：物化心得

物化心得

通過本學期的物理化學的學習，自己最大的收獲就是養成了做事講步驟，循序漸進的習慣。物理化學很多的題目都是講究適用的條件的：恒溫，恒容，絕熱條件的不同，所用的方法絕對是不同的。畫框圖，列出各個狀態的條件，應用相關的步驟來達到標準狀態下的求解等等，都是我們應該掌握的方法。

物理化學的學習與一般的學科是不同的。如果在平時上課的時候不聽講，課后不做作業，交上去的作業都是參考書上挪來的，靠考試前幾天的突擊，看看書，是很難弄清楚的。幾份歷年考試的試卷做下來，發現選擇題是難做的。各種各樣的使用條件，很容易混淆，張冠李戴。

同時，對一些基礎的知識必須要掌握，各種不同條件下的焓變的定義以及符號，都要有了解。在自己的學習過程中，發現了一些相關的問題。上課雖然不是聽得很懂，有時在聽微觀粒子知識的時候完全是在聽天書一般，但課后的作業自己對著相關的知識還是能做的，比如書上的例題等。但這不是真正的理解和掌握，它的弊端會在做試卷的時候顯示出來。新的題目，條件的改變，應用知識的改變，都會造成自己的不會。

物理化學很重要的一點是要學會讀圖的能力。在物理化學的基礎實驗中，讀圖的重要性得到了充分的展示。而且讀好圖能讓我們更容易理解相關的知識并做一些比較。

老師曾經說過：“學好物理化學，在哪里都能找到生存之道。”一方面說明了物化的實用性，另一方面也說明了學好物化的重要性。

第五篇：物化總結

第一章 熱力學第一定律

一、基本概念

系統與環境，狀態與狀態函數，廣度性質與強度性質，過程與途徑，熱與功，內能與焓。

二、基本定律

熱力學第一定律：ΔU=Q+W。焦耳實驗：ΔU=f(T);ΔH=f(T)

三、基本關系式

1、體積功的計算

δW= －pedV

恒外壓過程：W= －peΔV

V1p2?nRTln可逆過程：

W=nRTlnV2p1

2、熱效應、焓

等容熱：QV =ΔU（封閉系統不作其他功）等壓熱：Qp =ΔH（封閉系統不作其他功）焓的定義：H=U+pV

;dH=dU+d(pV)焓與溫度的關系：ΔH=

3、等壓熱容與等容熱容

?T2T1CpdT

?H?U)p)V；Cp?(熱容定義：CV?(?T?T定壓熱容與定容熱容的關系：

Cp?CV?nR

熱容與溫度的關系：Cp=a+bT+c’T2

四、第一定律的應用

1、理想氣體狀態變化

等溫過程：ΔU=0;ΔH=0;W=－Q=??pedV 等容過程：W=0;Q=ΔU=?CVdT;ΔH=?CpdT 等壓過程：W=－peΔV;Q=ΔH=CpdT;ΔU=?CVdT 可逆絕熱過程：

Q=0;利用p1V1γ=p2V2γ求出T2, W=ΔU=CVdT;ΔH=不可逆絕熱過程：Q=0;

利用CV(T2-T1)=－pe(V2-V1)求出T2，W=ΔU=

2、相變化

可逆相變化：ΔH=Q=nΔ＿H；

???CdT

p?CVdT;ΔH=CpdT?

Ｗ＝－p(V2-V1)=－pVg=－nRT;ΔU=Q+W

3、熱化學

物質的標準態；熱化學方程式；蓋斯定律；標準摩爾生成焓。摩爾反應熱的求算：?rHm(298)?????H?Bfm(B,298)

反應熱與溫度的關系—基爾霍夫定律：

?(?rHm)[]p???BCp,m(B)。

?TB

第二章

熱力學第二定律

一、基本概念

自發過程與非自發過程

二、熱力學第二定律

1、熱力學第二定律的經典表述

克勞修斯，開爾文，奧斯瓦爾德。實質：熱功轉換的不可逆性。

2、熱力學第二定律的數學表達式（克勞修斯不等式）

dS?

三、熵

?QT “=”可逆；“＞”不可逆

1、熵的導出：卡若循環與卡諾定理

2、熵的定義：dS??QrT

3、熵的物理意義：系統混亂度的量度。

4、絕對熵：熱力學第三定律

5、熵變的計算（1）

理想氣體等溫過程：

QrV2p1?S??nRln?nRlnTV1p2

T2（2）理想氣體等壓過程：?S?nCp,mlnT1

（3）理想氣體等容過程：?S?nCV,mln（4）理想氣體pTV都改變的過程：

T2T1

Tp?S?nC21p,mlnT?nRln1p

2?S?n?_H（5）可逆相變化過程：T

（6）化學反應過程：

???rSm(298)???BSm(B,298)

1、定義：A=U-TS；G=H-TS 等溫變化：ΔA=ΔU-TΔS；ΔG=ΔH-TΔS

2、應用：不做其他功時，ΔAT,V≤0 ；自發、平衡

ΔGT,V≤0 ；自發、平衡

3、熱力學基本關系式

dA=-SdT-Vdp；dG=-SdT+pdV

4、ΔA和ΔG的求算（1）理想氣體等溫過程

用公式：ΔA=ΔU-TΔS；ΔG=ΔH-TΔS 用基本關系式：dA=-SdT-Vdp；dG=-SdT+pdV（2）可逆相變過程

ΔA=ΔU-TΔS=W=-nRT；ΔG=0（3）化學反應過程的ΔG

標準熵法：ΔG=ΔH-TΔS 標準

生

成吉

布

斯

函

數

法

：

四、赫姆霍茲函數和吉布斯函數 ???rGm(298)???B?fGm(B,298)

（4）ΔG與溫度的關系

ΔG=ΔH-TΔS，設ΔH、ΔS不遂溫度變化。

五、化學勢

1、化學式的定義和物理意義

?G?B?()T,p,nc(c?B)；在T、p及其他物質的量保持不變的情?nB況下，增加1molB物質引起系統吉布斯函數的增量。

2、化學勢的應用

在等溫等壓不作其他功時，??B?B＜0自發；＝0平衡；＞逆向自發

3、化學時表示式

??????RTln(p/p)理想氣體：

????純固體和純液體：

第三章 化學平衡

一、化學平衡常數與平衡常數表達式 如：Zn+2HCl(aq)=H2+ZnCl

2（aq）；

?[p(H)/p][c(ZnCl2)]?2K? lc2(H)C

二、標準平衡常數的求算 ?rGm(T)??RTlnK

三、范特荷夫等溫方程

????

?rGm(T)??rGm(T)?RTlnJ?RTlnJ/K

四、平衡常數與溫度的關系

????rGm(T)??rHm?T?rSm；

??

?rGm(T)??RTlnK

五、各種因素對平衡的影響

分壓、總壓、惰性氣體、溫度。

??

第四章 液態混合物和溶液

一、拉烏爾定律和亨利定律

1、拉烏爾定律

pA=p*xA

；pA=p*ax,A

適用于液態混合物和溶液中的溶劑。

2、亨利定律

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

適用于溶液中的溶質。

二、液態混合物和溶液中各組分的化學勢

1、理想液態混合物

?(T,p,mix)???x(T)?RTlnx

標準態為：同溫下的液態純溶劑。

2、真實液態混合物

?(T,p,mix)???x(T)?RTlnax

標準態為：同溫下的液態純溶劑。

3、理想稀溶液

??(T,p,sln)??溶劑：AxA(T)?RTlnxA

標準態為：同溫下的液態純溶劑。

溶質：?B(T,p,sln)??xB(T)?RTlnxB

標準態

?為：同溫下xB=1且符合亨利定律的溶質（假想狀態）。

4、真實溶液

??(T,p,sln)??溶劑：Ax,A(T)?RTlnax,A ；ax,A=fx,A x;標準態為：同溫下的液態純溶劑。

?溶質：?B(T,p,sln)??xB(T)?RTlnax,B;ax,B=γx,B xB;標準態為：同溫下xB=1且符合亨利定律的溶質（假想狀態）。

?B(T,p,sln)??b,B(T)?RTlnab,B;a

?b,B=γb,B bB;標準態為：同溫下bB=1且符合亨利定律的溶質（假想狀態）。

??B(T,p,sln)??%,(T)?RTlna%,B;a%,B=γ%,B[%B];標

B準態為：同溫下[B%]=1且符合亨利定律的溶質（一般為假想狀態）。

三、各種平衡規律

1、液態混合物的氣液平衡 pA=p*Aax,A;pA=p*Aax,A;p=pA+pB2、溶液的氣液平衡 pA=p*Aax,A；pB=kx,Bax,B=kb,Bab,B=k%,Ba%,B；p=pA+pB

3、理想稀溶液的凝固點降低

?Tf?RTfTf*?fusHm,AxB

4、分配定律

5、化學平衡

6、西弗特定律

第五章 相平衡

一、相律

1、物種數、獨立組分數、相數、自由度數

2、相律公式 f=C-φ+2

二、單組分系統

1、克-克方程

p2?vapHm11ln?(?)p1RT1T22、水的相圖 三面、三線、一點。

三、雙組分系統

1、相律分析

根據f=C-φ+1（一般固定壓力），φ=2,f=1；φ=3,f=0

2、杠桿規則

3、步冷曲線

四、典型相圖

1、Mg-Ge相圖

2、Na-K相圖

3、Ag-Cu相圖

第六章 電解質溶液

一、電解質溶液的電導

1、電導

G=1/R;單位：S(西門子)

2、電導率

G=κA/l 或κ=G l/A;單位：S/m

3、摩爾電導率 Λm=κ/c

4、無限稀釋摩爾電導率

Λ??Λ?m???Λ?????

5、離子的電遷移

??EQ??U??I???U?l ；t??Q?I???????U??U?t??t??1

二、電解質溶液的活度

；

1、電解質的化學勢（電解質溶液的濃度用mB或bB表示）

??B??B?RTlnaB

????1/?????1/?????1/??aB?a?;a?(a?a)???m/m;??(???);m?(m?m;????????????)

2、離子強度

12I??mBzB

23、德拜—休克爾極限公式

lg????0.5093|z?z?|I溶液。

；適用于25℃時的極稀水

第七章 電化學

一、可逆電池的構成

電池反應互為逆反應；充放電時電流無窮小。

二、可逆電池熱力學

???G??zFE;?G??zFE;F?96500C/mol

1、rmrm?E)p

2、?rSm?zF(?T3、?rHm4、Qr??rGm?T?rSm

?T?rSm ；電池反應做了其他功。

三、能斯特方程

1、電池反應的能斯特方程 0.0592E?E?lgJ?；常用

z?

2、電極反應的能斯特方程

0.0592a(O)E??E??lgza(H)；不常用 ?

四、可逆電極的種類

1、第一類電極 金屬電極；氣體電極

2、第二類電極

難溶鹽電極；難溶氧化物電極

3、氧化還原電極

五、電極電勢的應用

1、測定電池反應的熱力學函數

2、測定電解質的??

3、測定溶液的pH值

4、濃差定氧

六、極化現象和超電勢

1、濃差極化

電極反應速度比離子遷移速度快造成的。

2、電化學極化

電極反應速度比電子移動速度慢造成的。

3、極化結果

??Ei?Ee；對陽極η總為正；對陰極η總為負。

七、金屬腐蝕與防護

1、金屬腐蝕

電化學腐蝕：析氫腐蝕，吸氧腐蝕

2、金屬防護

陰極保護法：犧牲陽極法，外加電流法。陽極保護法：鈍化。

涂層保護法：熱鍍、電鍍、有機涂層。

第八章 表面現象

一、表面吉布斯函數

1、產生

表面分子與內部分子的差別。

2、定義及單位

?G??()T,p,nB

；J/m2或N/m；因此又稱表面張力。?A3、影響因素

物質本性、溫度、相鄰相、溶質的種類。

4、表面熱力學

在溫度、壓力、組成不變的情況下，dG縮小表面積和降低表面張力為自發方向。

二、彎曲液面的表面現象

1、附加壓力

??dA?Ad? ?p?2?/r

2、飽和蒸氣壓

prln()?K/r p03、毛細管現象

2?cos?h??gR

三、新相生成與介安狀態

1、過飽和蒸汽與人工降雨

2、過冷現象與晶種

3、過飽和溶液與種鹽

4、過熱現象與沸石

5、淬火與回火

四、固體表面的吸附作用

1、物理吸附與化學吸附

范德華力與化學鍵力；又無選擇性；單分子層與多分子層。

2、吸附曲線

等溫線（判斷單多層）；等壓線（判斷吸附類型）、等量線（求吸附熱）

3、吸附等溫式 弗倫德里希：a?朗格謬爾：V?V?V?kpn mbp 1?bp

五、溶液表面的吸附

1、溶液的表面張力

各類溶質對表面張力的影響。

2、吉布斯吸附公式

???c??()T RT?c

六、潤濕現象

1、接觸角θ

θ=0°，完全潤濕；θ＜90°，潤濕；θ＞90°，不潤濕； θ=180°，完全不潤濕。

2、楊氏方程

?s?g??s?l??l?gcos?

七、表面活性劑

1、定義

溶于水后能顯著降低水的表面張力的物質。

2、分類

離子型、非離子型。

3、結構特點

一端親水基一端親油基。

4、應用

乳化、去污（增溶）、浮選、改變潤濕角。

第九章 化學動力學基礎

一、關于反應速率的基本概念

1、反應速率的表示

1dcB???Bdt

2、反應速率的測定

測定不同時刻的濃度（化學法、物理法），作c~t曲線，t時刻切線的斜率即為t時的反應速率。

3、基元反應和非基元反應

一步完成的反應為基元反應，基元反應遵守質量作用定律。是否基元反應只能通過實驗確定。

4、速率方程與速率常數

質量作用定律是速率方程的特殊形式，對于非基元反應也有類似的式子。

速率常數僅與溫度和催化劑有關，而與濃度無關。

5、反應級數

速率方程中濃度冪之和稱之。基元反應一定為正整數，非基元反應可為0或小數。

二、濃度對反應速率的影響

1、一級反應

dcA??kcA

——反應速率與濃度的一次方成正比；微分式：dtk的單位為時間-1；

c0?kt

——以lnc~t作圖得一直線； 積分式：lnc半衰期：t1/2ln2?k

——與起始濃度無關。

2、二級反應與準一級反應

dc2??kc微分式：

——反應速率與濃度的二次方成正比；dtk的單位為濃度-1時間-1；

11??kt

——以1/c~t作圖得一直線； 積分式：cc0半衰期：t1/21?kc0

——與起始濃度的一次方成反比。

準一級反應：對于A+B==Y+Z，當A大大過量或B大大過量時，可按一級反應處理。

3、反應級數的測定

嘗試法：將一組c~t數據代入不同積分公式求k，若k為常數則所代公式正確；

作圖法：將一組c~t數據按lnc~t、1/c~t等作圖，若得直線可判定反應級數；

半衰期

法

：

根

據

t1/2?Kc1?n得lgt1/2?(1?n)lgc?lgK，以lgt1/2~lgc作圖可得直線，從斜率可求n。

n??kc微分法：根據得lg??nlgc?lgk，以lg?~lgc作圖可得直線，斜率即為n。

四、溫度對反應速率的影響

1、阿侖尼烏斯公式

Eadlnk?微分式： dTRT2k2Ea11積分式：lnk?R(T?T)

1122、活化能

活化分子的平均能量與反應物分子的平均能量之差。

第十章 復合反應動力學

一、復合反應基本類型

1、平行反應

?ckdcA?(k1?k2)cA ；B?1

cck2dt2、對行反應

?ckdcA?k1cA?k?1cB ；Kc?B,e?1

cA,ek?1dt3、連串反應

?dcdcAdc?k1cA ；B?k1cA?k2cB ；c?k2cB dtdtdt

二、復合反應機理近似處理方法

1、平衡態法 對于A?B2k1D k?1k

D???C ；若k1?k?1??k2，則反應物與中間物達成平衡。

cD?KccAcB ；

dcC?k2cD?k2KccAcB?kcAcB dt2、穩態法 對于A?B2k1D k?1k

D???C ；若k1??k?1?k2，則中間物的濃度維持微小量不變。

kccdcD?0?k1cAcB?k?1cD?k2cD ；cD?1AB

k2?k?1dtdcCkk?k2cD?12cAcB dtk2?k?

1三、鏈反應與爆炸半島

1、鏈反應

分為直鏈反應和支鏈反應；鏈引發、鏈傳遞、鏈終止。

2、爆炸半島

常見可燃氣體在空氣中的爆炸限。