好用

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。 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( )，恒压条件下测得燃烧热为恒压燃烧热( )。若把参加反应的气体和生成气体视为理想气体，则 。若测得 或 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（ ）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 ，燃烧前后温度为t0和tn，则m(g)物质燃烧热 。若水的比热容C＝1。摩尔质量为M的物质。其摩尔燃烧热为 ，热容 可用已知燃烧热的物质（苯甲酸， ＝26.434 ）来标定。将其放入量热计中，燃烧测其始末速度，求 。一般因每次水量相同，可作为一个定量 来处理。 三．实验步骤 1热容 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 苯甲酸 蔗糖 萘 样品重量(g) 0.8450 1.1911 0.5933 主期温升(k) 2.379 2.110 2.565 外桶温度(℃) 24.420 24.537 24.597 主期初始温度(℃) 23.700 23.768 23.701 主期终止温度(℃) 26.079 25.878 26.266 20℃仪器热容量（MJ/k） 9.269 16.572 40.602 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 =2.379K m=0.8450g 所以： =9269J/k 由 得 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。 C10H8(S)+12O2(9 ) 10CO2(9)+4H2O(l) (KJ/mol) (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。 C10H8(S)+12O2(9 ) 10CO2(9)+4H2O(l) (KJ/mol) (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 蔗糖标准燃烧焓值为：5645KJ·mol-1 萘标准燃烧焓值为：5157KJ·mol-1 蔗糖燃烧热相对误差： 萘燃烧热相对误差： 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+I2 KI3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+I2 KI3 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Na2S2O3标准溶液滴定I2浓度，则随着I2的消耗，平衡将向左移动。最终只能测得溶液中I2+ KI3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（KI3和KI不溶于CCl4），当温度压力一定时，上述化学平衡及I2在四氯化碳和水层中分配平衡同时成立。测得CCl4种的I2浓度则可由分配系数，测得水层中I2浓度。 设水层中KI3和I2总浓度为b，KI初始浓度为C，CCl4层中I2浓度为α，I2在水层及四氯化碳层中分配系数为R，实验测得R及CCl4中I2的浓度为α′后，则可求得水层I2的浓度a，则平衡常数为： K为实验平衡常数，标准平衡常数表达式为 为了计算简便，用实验常数代替标准平衡常数。 滴定反应：I2+2Na2S2O3 = Na2S4O8+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Na2S2O3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CCl4层样，用吸耳球使移液管尖端鼓泡通过水层进入CCl4层，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CCl4层式样放入锥形瓶中，滴定过程中必学充分振荡，以使CCl4层中的I2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： 实验编号 1 2 3 混合液组分/ml H2O 200 50 0 I2的CCl4饱和溶液 25 20 25 KI溶液 0 50 100 CCl4 0 5 0 分析取样 CCl4 5 5 5 体积/ml HO2 50 10 10 四、实验数据处理（列出详细计算步骤） (1)滴定消耗的Na2S2O3体积 滴定消耗的Na2S2O3体积V/ml 实验编号 1 2 3 CCl4 41.60 18.70 14.10 41.55 18.80 14.10 42.20 18.76 14.16 平均 41.78 18.75 14.12 H2O层 5.32 12.60 19.60 5.20 12.57 19.42 5.52 12.60 19.62 平均 5.35 12.59 19.55 (2)计算25℃时，I2的四氯化碳和水层的分配系数R分 (3)计算25℃时，反应的平衡常数 二组分： 三组分： (4)实验结论 本实验方法可以测定KI+I2↔KI3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 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： 式中T－热力学温度(K)；p－液体在温度T时的饱和蒸气压；∆Hm-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∆Hm看作常数，当做平均摩尔汽化热，将上式积分得 ，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lgp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 温度/℃ 25 30 35 40 45 50 压强 p1/KPa 92.0 90.9 88.7 85.8 81.5 76.7 p2/KPa 91.8 90.7 88.5 85.7 81.4 76.3 大气压强/kPa 100.02 100.02 100.00 99.98 99.95 99.91 四、实验数据处理(详细列出计算步骤) (1)实验数据处理。 t/ ℃ T/ K 1/T/ K-1 E1/ kPa E2/ kPa E/ kPa p'/ kPa p/ kPa lgp 25 298.15 3.354×10-3 92.0 91.8 91.9 100.02 8.12 0.91 30 303.15 3.299×10-3 90.7 90.9 90.8 100.02 9.22 0.965 35 308.15 3.245×10-3 88.7 88.5 88.6 100.00 11.40 1.057 40 313.15 3.193×10-3 85.8 85.7 85.75 99.98 14.23 1.153 45 318.15 3.143×10-3 81.4 81.5 81.45 99.95 18.5 1.267 50 323.15 3.095×10-3 76.3 76.7 76.5 99.91 23.41 1.369 (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lgp~1/T图。 T/K 298.15 303.15 308.15 313.15 318.15 323.15 322.58 303.03 P/kPa 8.12 9.22 11.4 14.23 18.5 23.41 22.13 9.66 1/T/K-1 (×10-3) 3.354 3.299 3.245 3.193 3.143 3.095 3.100 3.300 lgp 0.91 0.965 1.057 1.153 1.267 1.369 1.345 0.985 (3)从直线lgp－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：∵ 故在图中取两点x（3.1×10－3，1.345），y(3.3×10－3，0.985) ∴ ，即 kJ/mol 联立解出T2＝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( )中的值。 解： = ∴ ＝1.202＋1.814×103×3.2215×10－3＝6.96 (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 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： 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 或 。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 为蔗糖溶液的起始浓度，旋光度 ， 为t时刻蔗糖溶液浓度，旋光度 。 ； 为t时刻蔗糖浓度减少值，待反应完全后溶液旋光度 ，当浓度减少 时，旋光度改变 ； 时旋光度改变 。代入公式： 所以 以 对 作图，从斜率求出反应速率常数。 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 。 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 。 6.​ 同法测35℃时反应的有关数据。 原始记录 旋光度 25℃ 35℃ 8.7 8.7 7.0 2.75 5.1 1.1 3.4 -1.0 2.9 -1.7 1.6 -2.2 -0.2 -3.1 -2.1 -3.4 时间/min 25℃ 35℃ 6.3 6.7 10.5 12.2 15.9 15.3 20.1 20.3 30.3 30.4 40.4 40.7 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 对2.303 图,由直线斜率求反应速率常数。 表1 25℃时的作图数据 /min 0 6.3 10.5 15.9 20.1 30.3 40.4 2.303 -2.38 -2.21 -1.97 -1.71 -1.61 -1.31 -0.64 表2 35℃时的作图数据 /min 0 6.7 12.2 15.3 20.3 30.4 40.7 2.303 -2.49 -1.82 -1.5 -0.88 -0.53 -0.18 1.2 图1 25℃时的 对2.303 图 (2)​ 根据公式 ，求不同 时反应速率常数及其平均值。 25℃时， 单位min-1 35℃时， 单位min-1 (3) 根据公式 计算反应活化能。 J/mol (4) 求不同温度时的反应半衰期。 该反应为一级反应，故 25℃时， min 35℃时, 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CH3COOC2H5 + OH- ==CH3COO- + C2H5OH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： 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 积分得 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 式中A1、A2-与温度、溶剂、电解质的性质有关的比例常数。 、 -反应开始和结束时溶液的电导率。 -时间t时溶液的总电导率。由以上三式可得 若乙酸乙酯与NaOH的起始浓度相等，则可得 由实验测得 、 和t时的 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 积分得 式中C-积分常数 Ea-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lnk对1/T作图，应得一条直线，由直线的斜率可算出Ea值，也可以测定两个温度的速率常数。可得 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CH3COOC2H5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CH3COOC2H5，在支管中小心加入10mL 0.0200mol/L的NaOH,用橡皮塞塞好恒温。 2 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 -t的图 3 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 的具体数值。 4 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 ，40min后计算机自动停止实验。 原始记录 L0 L∞ 25℃ 35℃ 2.030 2.282 0.899 1.003 乙酸乙酯：0.9002g/cm3 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。 (2) 实验结论： 通过对25℃、35℃条件下的 、 、 值得测定，再由计算机作出 -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k1=8.058892,k2=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。 11 H2O2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H2O2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 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 积分，得 式中 c0——H2O2的初始浓度； c——t时刻H2O2的浓度； k——反应的速率常数； 反应的半衰期为 在H2O2催化分解过程中，t时刻H2O2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H2O2的物质的量。若以V∞表示H2O2全部分解时放出氧气的体积，Vt表示H2O2在t时刻分解放出氧气的体积，则 V∞可用下列两种方法求得： (1) 加热法。在测量若干个Vt的数据后，将H2O2溶液加热至50～55℃，保持约15 min，即可认为H2O2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Vt— 作图。将直线部分外推至 处，其截距即为V∞。 测量一系列不同时刻的Vt 及V∞，根据 ，以ln(V∞-Vt)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、MnO2、FeCl3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H2O2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H2O2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H2O2溶液。 (2) 用移液管量取新配制的质量分数为0.3％的H2O2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。 (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、Vt、(Vt －rt)数据表。 (2) 以Vt－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∞－Vt)－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。 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 。当导体内截面积S=1m2,两极间距l=1m，其具有的电导称为电导率 ，由此可知 ，其电导率 。 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 ，设距离为1m，体积为Vm内含有1mol物质的物质的电解质，测得的电导即为 ，则 (1) 对于一个固定的电导电极， 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 的溶液的电导 ,由公式(1)求出 ,测得k后，任意溶液的 可通过 求得，而L可通过测定溶液的电阻R(R=1/L)求出。 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 ，根据离子独立定律 。弱电解质的离解度与摩尔电导率的关系 。对于氧化数为1的弱电解质 。因此测得不同浓度下的 ，可算出离解度 和离解常数 。 (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， 。如果R2，R3, R4全部已知，则可求出R1值，选择 ，则改变R2使其电桥平衡，故可知R1＝R2，从而测出电解池溶液的电阻R1。由 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C1与一电阻R1并联的等效电路平衡R2上亦并联一可变电容C2并使C1 =C2。 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R3：R4＝1：1。再调节R2，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 浓度(mol/L) 0.00125 0.0025 0.005 0.01 0.02 电阻 NaCl/Ω HAc/Ω 4600 11500 2400 8100 1170 5600 640 4000 330 2800 四、实验数据处理 (1)计算电导电极常数K。 解： ∵ ， ∴ 又 ， ， ∴ 即 (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 图，求出 。 NaCl(mol/L) 0.02 0.01 0.005 0.0025 0.00125 Rx/Ω 330 640 1170 2400 4600 λm/S·m2·mol-1 0.01129 0.01164 0.01274 0.01242 0.01296 c1/2 4.47 3.16 2.24 1.58 1.12 HAc(mol/L) 0.02 0.01 0.005 0.0025 0.00125 Rx/Ω 2800 4000 5600 8100 11500 λm/S·m2·mol-1 1.331E-3 1.863E-3 2.661E-3 3.680E-3 5.184E-3 c1/2 4.47 3.16 2.24 1.58 1.12 ∵ 由纵坐标可知，c=0， ∴ (S·m2·mol-1) (3)计算 ? 解：∵ ∴ ＝0.0426＋0.0091－0.0134＝0.0383 (S·m2·mol-1) (4)计算醋酸在不同浓度时的离解度及离解常数。 c/(mol·L-1) 0.02 0.01 0.005 0.0025 0.00125 α 0.0348 0.0486 0.0695 0.0961 0.1354 Kc 2.51E-5 2.50E-5 2.60E-5 2.55E-5 2.66E-5 c1/2 4.47 3.16 2.24 1.58 1.12 (5)以 作图，得一直线，由其斜率 求出 ，并与计算结果作比教。 cλm 2.66×10-5 0.0186×10-5 0.0134×10-5 0.0092×10-5 0.0065×10-5 1/λm 751.3 536.8 376.0 271.7 192.9 解：由图得斜率 K＝ ＝4.47 ×10-8 ∴ = = =3.25×10-5 (6)实验结论。 对于一个固定的电导电极，电极常数 ，而 随浓度而变，对于强电解质稀溶液 ，从 与 的直线关系而求得 ，而HAc为弱电解质 ，离解度 ，理解常数 ，因此测定不同浓度下的 可求出离解度α和离解常数Kα。 (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。 14 电动势的测定及其应用 一、实验目的 1．掌握对消法测定电池电动势的原理及电子电位差计的使用。 2．学会制备二类电极和盐桥。 二、实验原理 原电池由两个“半电池”组成，每一个半电池中有一个电极和相应的溶液。由不同的半电池可以组成各式各样的原电池。其电动势为组成电池的两个半电池的电极电势的代数和。 式中 、 即为电极电势值，其是一个相对值，测定相对标准选取氢电极，甘汞电极，银－氯化银电极等。 通过对电池电动势的测定，可计算某些反应的 ， ， 等热力学函数，电解质的平均活度系数 ，难溶盐的 和溶液的pH值等数值(用电动势的方法求如上数据必须有能够设计成电池的可逆电池，而该电池反应就是所要求的化学反应)。例如用电动势法求AgCl的Ksp值，需设计成如下的电池 (-)Ag－AgCl︱HCl(c1)‖AgNO3(c2)︱Ag(+) 它的电动势为 ，而 ，所以 ，故只要测知该电池的电动势，就可求得AgCl的Ksp。 可逆电池的电动势不能直接用伏特计测量，而只能利用上图所示的电路采用对消法测量。测量时首先采用将K扳至与Esc相连，此时滑线变阻器位于C处G的示数为0。有 ，联立以上各式可得： ( 为标准电池电势)。 三、实验步骤 (1)(-)Hg－Hg2Cl2︱饱和KCl溶液‖AgNO3(0.1mol/L)︱Ag(+) (2)(-)Ag－AgCl︱HCl(0.1)‖AgNO3(0.1mol/L)︱Ag(+) (3)(-)Hg－Hg2Cl2︱饱和KCl溶液‖ ︱Pt(+) 1.电极的制备 a)​ 铂电极和甘汞电极系采用现成的商品，不需制备。 b)​ 银电极，银－氯化银电极。 c)​ 醌氢醌溶液电极只要将少量醌氢醌固体加入待测未知pH溶液中使其成饱和溶液，然后插入干净的铂电极即成。 2.盐桥的制备 为了消除液接电势，必须使用盐桥，其制备方法使：将琼胶、KNO3与蒸馏水以1.5：20：50的比例加入到锥形瓶中，于热水浴中加热使之溶解，然后用滴管将它灌入已经洗净的U形管中冷却待用。 3.电动势的测定 然后分别接在电位差计的测量柱上，然后把开关转向未知档测定预测电池的电动势，平行测2~3次，取平均值。 原始记录 室温：27.5℃ 电池电动势 (1) 516.10mV 515.00mV 516.00mV (2) 422.40mV 423.00mV 422.70mV (3) 412.70mV 412.00mV 413.20mV 四、实验数据处理 (1)由电池(1)求 ，将实验值浴手册值相比教，求出相对误差。 解： a)电池电动势 mV 0.2424-7.6×10-4×(t-25)=0.2405 V ∴ =0.2405＋0.5157＝07562 V b)​ ∵ ∴ =0.8238 V 相对误差： ×100%=3.1% (2)由电池(2)求AgCl的Ksp。 解： ∵ ∴ ＝0.5553 V 其中 ， ∴ 即 (3) 由电池(3)求未知溶液的pH值。 解：∵ V V V ∴ (4) 实验结论。 答：本实验采用对消法，对原电池电动势的测定，间接地测出了电势，难溶盐的活度积常数，以及未知溶液的pH值，初步学会了第二电极和盐桥的制备，了解了电池电动势测定的一些基本运用。 (5)实验误差分析。 答：由于本实验所使用的电子电位差计在测定过程中，平衡状态显示数不断，由此导致的电池电动势的确定存在的误差不容忽视。另外，两个烧杯中的溶液温度可能不同，也会对实验结果产生影响，同时，在实验过程中电极上还存在着很大的极化现象，都会带来误差。 15 测定离子的迁移数 一、实验目的 1．掌握离子希托夫法测定离子迁移数的原理和方法。 2．进一步了解离子迁移数的意义。 二、实验原理 电解质溶液中的离子在通常情况下的运动是无规律的，当电流通过溶液时，正负离子分别向两极迁移，同时在电极上有氧化还原反应发生。反应物质的量与通过的电量的关系服从法拉第定律。假若阳离子和阴离子传递的电量分别是q+和q-，通过的总电量 Q = q+ + q- 每种离子搬动的电量占电量的百分数，成为该离子的迁移数，ti。对于只有两种离子的电解质溶液，其正负离子的迁移数可表示为 t+ + t- = 1 在包含多种阴、阳离子的混合电解质溶液中，t+ 和 t- 各为所有阴、阳离子迁移数的总和。 一般增加某种离子的浓度，则该离子传递电量的百分数增加，离子迁移数也相应增加。但对仅含有一种电解质的溶液，浓度改变使离子间的引力场改变，离子迁移数也会改变，但变化的大小与正负因物质而异。温度改变，迁移数也会改变，一般温度升高时，t+ 和 t- 的差别减小。 本实验采用希托夫法测定离子迁移数。 电解某电解质溶液时，由于两种离子运动速率不同，因而输送的电量不同，同时两极附近溶液浓度改变也不同。如右图所示，两个金属电极M，浸在含有电解质MA的溶液中。设M+和A-的迁移数为t+ 和 t- 。 假定电解质为1—1价的，电极上发生氧化还原反应，反应的量可用法拉第定律求算。在溶液中，阴阳离子的输送电荷的数量因它们的淌度不同而不同，如图中（b）所示。通电电解后，阳极区浓度减少的数值等于阴离子输送的电量的法拉第数。同样，阴极区浓度减少的数值等于阳离子输送的电量的法拉第数。 某离子的迁移数就是该离子输送的电量与通过的总电量之比。而离子输送的电量的法拉第数又等于同名电极区浓度减少的量。通过的总量的法拉第数又等于库仑计中沉淀物的量。因此，迁移数可通过下式求出 t- = 1－ t+ 三、实验内容 准备好电量计，不使铜在阴极上沉积牢固，先使阴极镀上一层铜。把铜阴极用水洗净，放入含15 g CuSO45H2O、5 mL浓硫酸、5 mL乙醇与100 mL水配制成的电解液，在电流密度为10～15 mA/cm2下电镀1 h。取出用蒸馏水清洗后，再用乙醇清洗。在空气中吹干，温度不能太高，，以免铜氧化。然后在分析天平上称重得g1，仍放回库仑计中。 用少量0.1 mol/L AgNO3溶液荡洗迁移管两次后，将迁移管中充满0.1 mol/L AgNO3溶液。（切勿让气泡留在管中）准备好后，通电。 调节可变电阻，使线路中电流保持在10～15 mA之间。通电1 h后，停止通电。立即关上活塞A和B（防止扩散）。将阴阳两区溶液放入已知质量的50 mL 锥形瓶中称重（准确至0.01 g）。先取25 mL中间区硝酸银溶液，分析其浓度，若与原来浓度相差很大，实验需要重做。 将两极区溶液分别移入250 mL锥形瓶中，加入5 mL 6 mol/L HNO3溶液和1 mL硫酸铁铵饱和溶液，用KCNS溶液滴定，至溶液呈浅红色，用力摇荡不褪色为止。 再取25 mL原始溶液称重后，分析。 停止通电后，立即取出铜库仑计中的阴极，按前述方法洗净，干燥后称重得g2。 (1)​ 由库仑计中铜阴极的增重计算总电量， 式中 ——基本单元 的摩尔质量； F——法拉第常数。 (2) 由阳极区溶液的质量和分析结果计算阳极区的 AgNO3的量和溶剂质量。 (3) 由原溶液之质量和分析结果计算与阳极部分同质量溶剂相当的AgNO3的量。 (4) 从上面的结果算出Ag+和NO3-的迁移数。 本实验重点： 1 通电前后中间区浓度不能要很大改变，否则实验要重做。 2 电镀的控制。 16 最大气泡压力法测定液体表面张力 一、实验目的 1．熟悉用最大气泡压力法测定表面张力的原理和方法 2．了解一定温度下浓度张力的影响及一定浓度下温度对表面张力的影响 3．掌握利用吉布斯吸附方程式计算吸附量与浓度的关系 二、实验原理 表面张力是物质的一种特性，对液体尤为显著和重要。液体表面缩小为一自发过程。 <0，使－ = ，且等T、等P。 ＝－ 。若 ＝1m2，则－ ＝ ＝ ， 为表面吉布斯自由能（ ）。表面张力（ ）的产生是一种物质的掺入对某些液体及固体的表面结构带来影响，由于表面受力不均衡而引起的。 在指定温度和压力下，溶质的吸附量与溶液的表面张力和溶液的浓度有关。吉布斯等温吸附方程式： 其中 －吸附量（ ）， －表面张力（ ）， －浓度（ ）， >0为正吸附， <0为负吸附。 通过实验应用吉布斯方程式可作出浓度与吸附量的关系曲线，先测定在同一温度下各种浓度溶液的 ，绘出 － 曲线，如图1，将曲线上某一浓度 对应的斜率 代入吉布斯公式，就可求出吸附量。测定各平衡浓度下的相应表面张力 ，作出 － 曲线，并在曲线上指示浓度的点L作一切线交纵轴于点N，再通过点L作一条平行横轴线交纵轴于M，则 ，即 。 图 1 － 及 曲线 气泡内的附加压力 ，由于 ＝ ，则 。对同一仪器 是常数，即 为常数，设其为 ，则式变为 。用已知表面张力 的液体测其最大压力差 ，则 ，代回上式可测任何溶液的σ值。 三、实验步骤 （1）仪器的清洗：将表面张力测试装置中的1、2用洗液浸泡数分钟后，用自来水及蒸馏水洗干净，不要再玻璃面上留有水珠，使毛细管有很好的润湿性。 （2）仪器常数的测定：检查仪器是否漏气，打开活塞与滴水增压，空气泡便从毛细管下端逸出，控制使空气泡逸出，速率每分钟20个，可观察到空气泡刚破坏时微亚差计显示的压力值最大。由已知蒸馏水的表面张力 ，及实验测得的压力值，可求得仪器常数 。 （3）正丁醇溶液表面张力的测定：倒入要测的正丁醇溶液，从最稀溶液开始，依次测较浓的溶液，按照与测量仪器常数相同的操作步骤进行测定。重新测一次蒸馏水的表面张力，与刚开始测定的比较，并加以分析。 （4）改变恒温水浴温度，按上述步骤测定35℃下正丁醇系列浓度的表面张力。 原始记录 （正丁醇）mol/L 25℃（Pa） 35℃（Pa） 1 2 3 平均 1 2 3 平均 0(纯水) 806 807 807 807 793 792 792 792 0.0125 765 765 766 765 747 745 746 746 0.0250 753 754 755 754 0.0500 701 700 700 700 691 690 690 690 0.1000 618 618 618 618 0.2000 526 527 526 526 512 512 514 513 0.3000 466 466 467 466 0.4000 428 427 428 428 415 414 415 415 0.5000 391 389 388 389 0(纯水) 807 808 807 808 792 791 792 792 四、实验数据处理（列出详细计算步骤） （1）将处理后的实验数据填入下表中，并计算不同温度下 值 （正丁醇浓度）/（mol/L） 25℃ 35℃ 0(纯水) 8076 71.91 0 0.792 70.38 0 0.0125 765 68.28 1.243 0.746 66.27 1.187 0.0250 754 67.27 2.072 1.979 0.0500 700 62.48 3.108 0.690 61.32 2.969 0.1000 618 55.14 4.146 3.959 0.2000 526 46.95 4.976 0.513 45.54 4.762 0.3000 466 41.60 5.332 5.092 0.4000 428 38.16 5.529 0.415 36.84 5.281 0.5000 389 34.73 5.655 5.401 0(纯水) 807 71.97 0.792 查表的： ＝25℃时， =71.97 ∵ ＝0.806 且 ＝ ∴ =89.293 ∴ 当 ＝35℃时， =70.38 =0.792 ∴ =88.864 (2)按表列和计算的数据画出正丁醇的“ － ”图 正丁醇溶液 － 曲线 (3)在“ － ”图上用切线法求各适当间隔的浓度的 值，并在同一张图上作出25℃和35℃的“ － ”等温吸附线。 正丁醇溶液 － 曲线 （4）比较25℃和35℃的“ － ”等温吸附线，说明温度是如何影响表面张力和吸附量。 答：温度升高，同一浓度的正丁醇溶液的表面张力下降，吸附量降低。因为温度升高，分子运动加快，所以表面张力下降，吸附量降低。 （5）实验误差分析 答：配制溶液，毛细管是否刚好接触液面，温度控制装置是否漏气等均会产生误差。 18 胶体的制备、性质及电泳速度的测定 一、实验目的 1．掌握凝聚法制备Fe(OH)3溶胶和纯化溶胶的方法。 2．观察溶胶的电泳现象，了解电学性质，掌握电泳法测定胶粒电泳速度和溶胶 电势的方法。 3．熟悉叔采－哈迪规则和高分子化合物对溶胶的保护作用。 二、实验原理 溶胶是一个多相体系，其分散相胶粒的大小在1～100nm之间，通常情况下胶体由于电离或吸附离子而带电，使得在外电场的情况下，会产生电泳现象，发生相对移动的界面称为切动面，切动面与液体内部的电势差称为电动电势或 电势，其大小主要取决于胶体粒子的性质，它表征胶体的特征，绝对值越大越稳定，反之亦然。 本实验是在一定的外加电场强度下通过测定Fe(OH)3胶粒的电泳速度，计算出 电势。 ， 是胶粒电泳速度， 是界面移动的距离。 ， 是电泳两极间电压， 是电势梯度平均值， 是两极间的距离。 其中 是辅助溶液电导率， 是溶胶的电导率， 是溶胶两界面间距离。 其中 与胶粒形状有关的常数， 是介质粘度， 是介质的介电常数。 胶体稳定性破坏的主要方法是加入电解质，电解质的凝聚能力与其带相反电荷离子的价态有关，通常为1价:2价:3价＝1:0.013:0.0017。 高分子物质的分子在溶液中有较强的溶剂化作用，对胶体具有保护作用，但是低浓度的高分子物质反而会发生敏化作用，带相反电荷的胶体相遇同样会发生凝聚。 三、实验步骤 （1）制备Fe(OH)3胶体，将0.5g无水FeCl3溶于20mL蒸馏水中，搅拌滴入200mL沸水中，再煮沸得Fe(OH)3溶胶。 （2）珂锣酊袋的制备：将20mL棉胶液倒入250mL锥形瓶中，使瓶内壁均匀铺展一层液膜，多余的倒入试剂瓶中，将蒸馏水注入胶膜与瓶壁之间使胶膜与瓶壁分离，检查漏洞。 （3）溶胶的纯化：将50℃Fe(OH)3溶胶转到珂锣酊袋，用50℃蒸馏水渗析3～4次。 （4）测定Fe(OH)3溶胶电导率，配制辅助液使其电导率是溶胶的 ～ 之间。 （5）测定Fe(OH)3电泳速度：①洗净电脉仪，②用溶胶洗涤电泳仪2～3次，注入Fe(OH)3溶胶，③注入辅助液，④记录电脉时30min界面移动的距离。 （6）胶体的凝聚：①KCl的聚沉值，②K2CrO4的聚沉值，③K3[Fe(CN)6]的聚沉值，④重复③的操作，再另取5支干净试管，分别加入1mLFe(OH)3溶胶及10滴质量分数为0.05%的明胶溶液，观察沉聚情况，⑤随时观察各试管聚沉情况，真空下15min后，记录实验结果。 原始记录 四、数据处理（列出详细计算步骤） （1）计算电泳速度 和平均电位梯度 解： (2)将 、 和介质粘度及介电常数代入求 电位 解： (3)根据胶粒电泳时的移动方向确定其所带的电荷符号 答：胶粒由正极向负极移动，故带正电。 （4）胶体聚沉情况 答：根据聚沉情况计算聚沉值： 1 2 3 4 5 KCl 沉 凊 凊 凊 凊 K2CrO4 沉 沉 沉 凊 凊 K3[Fe(CN)6] 沉 沉 沉 凊 凊 K3[Fe(CN)6]＋白明胶 沉 沉 沉 沉 沉 各电解质对Fe(OH)3溶胶聚沉值： （5）结论 答：本次实验测得Fe(OH)3电泳速度 ， 。 （6）实验误差分析 答：本实验中电泳速度值比较准确，而 电位值是靠初略测量的估算值、误差大。聚沉实验因所加胶体量控制不准及观察较困难而存在一定误差，其结果与叔采－哈迪规则偏差很大。 19 粘度法测定高聚物相对分子质量 一、实验目的 1．掌握用粘度法测定高聚物平均摩尔质量的原理及方法。 2．用奥氏粘度计测量聚乙烯醇的摩尔质量。 二、实验原理 粘性液体在流运过程中所受阻力的大小可用粘度系数η(简称粘度)来表示(kg•m-1•s-1)。 粘度法是常用的测定高聚物摩尔质量的方法之一，用粘度法求得的摩尔质量称为粘均摩尔质量。 高聚物的粘度η一般比纯溶剂的粘度η0大得多。其粘度增加的分数ηsp称为增比粘度，其定义为 溶液粘度与纯溶剂粘度的比值称作相对粘度，记作ηr 单位浓度下的增比粘度称为比粘度ηSP / c，lnηr / c为浓度对数粘度。当溶液无限稀释时，有关系式 [η]称为特性粘度，其单位是浓度c单位的倒数。 在足够稀释的高聚物溶液里，ηSP / c与lnηr / c与c之间分别符合下述关系关系式 因此，利用 作图，由外推法可求出[η] 由经验公式 以 及 对c作图得两条直线，这两条直线在纵坐标轴上相交于同一点，可求出[η]的值。 在一定温度和溶剂条件下，特性粘度[η]与高聚物的摩尔质量M间的关系通常用经验方程表示 式中K和a是与温度、溶剂及高聚物本性有关的常数。查得聚乙烯醇在25℃时，K值为2.0×10-4，a值为0.76。 本实验使用奥氏粘度计测定高聚物溶液的粘度，其最大的优点是溶液的体积对测定没有影响。 三、实验内容 (1) 测定溶剂流经毛细管的时间。调节恒温槽温度为25℃。将粘度计垂直放入恒温槽，固定好。将已恒温的蒸馏水用移液管吸取10mL，恒温10min，用吸耳球吸起，使之超过刻线，然后放开，任其自然流下，记录自上刻线流至下刻线所需的时间t0，平行做3次。 (2) 测定溶液流经毛细管的时间。取6个已经烘干的小烧杯，编上序号。在每个烧杯中各加入10 mL已配好的聚乙烯醇水溶液，依次在小烧杯中注入0、5、10、15、25、35mL蒸馏水，混合均匀，使溶液浓度依次为c1、c2、c3、c4、c5、c6，恒温后，将上述溶液由稀至浓依次取出10.00 mL，放入粘度计中，在恒温槽中恒温10 min后，分别测出不同浓度的溶液流经毛细管的时间t1、t2、t3、t4、t5、t6，。实验完毕后，将浓度计用蒸馏水清洗干净，以防毛细管堵塞。 四、实验数据处理 (1) 将每次的浓度c(以100 mL溶液中所含高聚物的克数表示)和相应流经毛细管的时间t以及不同浓度的η、ηr、ηSP、 、 列表。 (2) 以 对c及 对c作图，将直线外推至c→0处，求出[η]。 (3) 由式2.80)计算聚乙烯醇的平均摩尔质量 。 21 偶极矩的测定 一、实验目的 1．掌握用电桥法测定极性物质在非极性溶剂中的介电常数和分子偶极矩的方法。 2．了解溶液法测定偶极矩的原理、方法，熟悉偶极矩与分子电性质的关系。 二、实验原理 1、偶极矩与极化率 分子呈电中性，但由于空间的构型的不同，正、负电荷中心可能重合，也可能不重合，正负电荷中心重合的称为非极性分子，反之为极性分子，分子极性大小常用偶极矩 来度量，其定义为 。 由变形所致的为摩尔变形极化率（ 变形），而 变形又是电子极化（ 电子）和原子极化（ 原子）之和，显然， ＝ 转向＋ 变形＝ 转向＋（ 电子＋ 原子）。 已知 转向与永久偶极矩 的平方成正比，与绝对温度成反比。即： 转向＝ 因为 原子只占 变形中5％～15％，而实验中由于条件的限制，一般总是用高频电场来代替中频电场，所以通常近似地把高频电场下测得的摩尔极化率当做摩尔变形极化率 ＝ 电子＝ 变形 2、极化率与偶极矩的测定 摩尔极化率 与介电常数 之间的关系为 ，在无限稀释时，溶质的摩尔极化率 就可看作式中的 ，即 （1） 同样测定不同浓度溶液的折射率 ，外推至无限稀释： （2） 可得 转向＝ ， （3） 3、介电常数的测定 通过测定某液体的电容，计算其介电常数 。 三、实验步骤 1、溶液配制 配制摩尔分数 为0.05、0.10、0.15、0.20、0.30的溶液各25mL。为了配制方便，算出溶液的正确浓度，操作时注意防止溶液的挥发和吸收极性较大的水气。 2、折射率的测定 在25±0.1℃条件下，用阿贝折射仪测定环己烷以及5个溶液的