目录
实验一化学反应摩尔焓变的测定 (1)
实验二氧化还原反应与电化学 (9)
实验三醋酸解离度和解离常数的测定 (18)
实验四自来水硬度的测定 (23)
实验五聚乙烯醇甲醛反应制备胶水 (27)
实验一化学反应摩尔焓变的测定
一、实验目的
1．了解测定反应的摩尔焓变的原理和方法；
2．学习称量、溶液配制和移取的基本操作；
3．学习实验数据的作图法处理。
二、实验原理
化学反应通常是在恒压条件下进行的，反应的热效应一般指的就是恒压热效应q p 。化学热力学中反应的摩尔焓变 r H m数值上等于q p，因此，通常可用量热的方法测定反应的摩尔焓变。对于一般溶液反应（放热反应）的摩尔焓变，可用简易量热计测定。该量热器采用玻璃保温杯制成，并附有数显温度计（可精确读至
本实验测定C U SO4溶液与锌粉反应的摩尔
焓变：
C U2+(aq)+Zn(s)=Cu(s)+Zn2+(aq)
为了使反应完全，使用过量的锌粉。
下，于量热计中发生反应，即反应系统不与量热计外的环境发生热交换，这样，
量热计及其盛装物质的温度就会改变。从反应系统前后温度变化及有关物质的热
容，就可以计算中出该反应系统放出的热量。
但由于量热计并非严格绝热，在实验时间内，量热计不可避免地会与环境发
生少量热交换；采用作图外推的方法（参见实验图1.2）,可适当地消除这一影响。
若不考虑量热计吸收的热量,则反应放出的热量等于系统中溶液吸收的热量:
q p=m s c s?T=V sρs c s?T
式中q p——反应中溶液吸收的热量，J；
m s——反应后溶液的质量，g；
c s——反应后溶液的体积，j·g-1·K-1；
V s——反应后溶液的体积，ml；
ρs——反应后溶液的密度，g·mL-1。
设反应前溶液中C u SO4的物质的量为nmol，则反应的摩尔焓变以kJ·mol-1计为
?r H m=－V sρs c s?T/100n (1.1)
设反应前后溶液的体积不变，则
n=c(C u SO4) ·V s/1000
式中c(C u SO4)为反应前溶液中C u SO4的浓度，mol·L-1。
将上式代入式（1.1）中，得：
?r H m=－1000V sρs c s?T/[1000c(C u SO4)V S]
=－ρs c s?T／c(C u SO4) (1.2) 若考虑量热计的热容，则反应放出的热量q’p等于系统中溶液吸收的热量q p 与量热计吸收的热量之和：
q'p=-(m c c s·?T+C b·?T)=-( V sρs c s+C b)?T (1.3)
式中C b表示热量计的热容，单位为J·K-1，可采用实验内容2的方法测定。
综上所述，考虑量热计热容时，反应的摩尔焓变?r H m的计算公式为：
?r H m=-[（V sρs c s+C b）?T]/[ c(C u SO4)·Vs] (1.4) 在101.325kPa和298.15k时，锌与C u SO4溶液反应的标准摩尔焓变的理论值可由有关物质的标准摩尔生成焓算出；?r H mΘ(298.15k)为—218.66kJ·mol-1。
三、实验用品
1．仪器与材料
台式天平（公用），烧杯（100ml），试管，试管架，滴管，量筒（100ml），容量瓶（250ml），洗瓶，玻璃棒，滤纸片，数显温度计（0～50℃或0～100℃，具有0.1℃分度）,量热计，电磁搅拌器，秒表，恒温水浴锅。
2．试剂
硫酸铜C u SO4·5H2O（固，分析纯），硫化钠Na2S（0.1·L-1）,锌粉(化学纯)。
四、实验步骤
1．准确浓度的硫酸铜溶液的配制
实验前计算好配制250ml0.100mol·L-1 C u SO4溶液所需C u SO4·5H2O的质量（要求3位有效数字）。
在台天平上称取所需的C u SO4·5H2O晶体，并将它倒入烧杯中。加入少量去离子水，用玻璃棒搅拌。待硫酸铜完全溶解后，将此溶液沿玻璃棒注入洁净的250ml 容量瓶中。再用少量去离子水淋洗烧杯和玻璃棒2～3次，洗涤溶液也一并注入容量瓶中，最后加去离子水至刻度。盖紧瓶塞，将瓶内溶液混合均匀。
2．量热计热容C
的测定
b
（1）洗净并擦干（用滤纸片）量热计反应杯。用量筒准确量取60ml冷水并注入反应杯中，放入搅拌子，盖上盖子，务必使温度传感器的玻璃端浸入水中，但不能太深，以防止搅拌时打碎传感器探头。
（2）将量热计放在电磁搅拌器上，接通电源，搅拌溶液，转速以使水产生0.5～1cm深的旋涡为宜。每隔30s读取一次量热计中冷水的温度，边读边记录直至量热计中的水温保持热平衡（约3min）。
（3）用量筒量取100ml热水（温度比冷水高20～25℃左右），将温度计插入水中，待温度计的温度上升到最高且开始下降后，每隔30s读取一次温度读数，连续测定3min后（不能停秒表），将量筒中的热水迅速全部倒入量热计中，立即盖上盖子，并及时、准确继续读取混合后的水温（先每10s一次测一分钟，再每30s测一次），连续测定8min。
（4）实验结束，打开量热计盖子，倒出量热计中的水，擦干反应杯和搅拌子备用。
冷水温度T
c 取测定的恒定值，热水温度T
h
和混合水的温度T
m
可由作图外推法
求得（参见实验图1.1）
3．反应的摩尔焓变的测定
（1）在台式天平上称取1.5g锌粉（托盘上放称量纸），并将锌粉倒入量热计中。
（2）洗净并擦干刚用过的有反应杯，并使其冷却至室温。用量筒量取100ml 配制好的硫酸铜溶液，注入量热计中（量热计是否事先要用硫酸铜溶液洗涤几次，为什么？使用量筒有哪些应注意之处？），盖上量热计盖子。
（3）开动电磁搅拌器，不断搅拌溶液，并用秒表每隔30s记录一次温度读数。注意要边读数边记录，直至溶液与量热计达到热平衡，而温度保持恒定（一般约需3min）。
（4）加入锌粉，并同时开启秒表，记录开始反应的时间，继续不断搅拌，并
每隔10s记录一次温度读数，测一分钟，然后每隔30s记录一次温度读数，持续测定5min。
（5）实验结束后，小心打开量热计的盖子。
取少量反应后的澄清溶液置于一试管中，观察溶液的颜色，随后加入1～2滴
0.1mol·L-1Na
2S溶液，从产生的现象分析生成了什么物质，并说明锌与CuSO
4
溶液
反应进行的过程。
倾出量热计中反应后的溶液，关闭电磁搅拌器，收回所用的搅拌子，将实验中用过的仪器洗涤干净，放回原处。
五、数据记录和处理
1.数据记录
室温T/K：
CuSO
4·5H
2
O晶体质量m(CuSO
4
·5H
2
O)/g:
CuSO
4溶液的浓度c(CuSO
4
)/(mol·L-1):
温度随实验观察时间的变化：（1）量热计热容的测定
（2）反应的摩尔焓变的测定
2.作图与外推
（1）量热计的热容C b
用实验步骤2测定的温度对时间作图，得时间温度曲线（如实验图1.2）。外推得混合时热水的温度T h,混合后水的温度T m；T c为冷水的温度，取测定的恒定值。
（2）反应的摩尔焓变
用实验步骤3所测定的温度对时间作图，得时间-温度曲线（如实验图1.2）。得出T1和外推值T2
实验图1.2 量热计热容测定时实验温度随时间的变化图1.3 反应的摩尔焓变测定时温度随时间的变化实验中温度到达最高值后，往往有逐渐下降的趋势，如实验图1.3所示。这是由于本实验所用的很简易量热计不是严格的绝热装置，它不可避免地要与环境发生少量热交换。实验图1.3中,线段bc表明量热计热量散失的程度。考虑到散热从反应一开始就发生，因此应将该线段延长，使与反应开始时的纵坐标相交于d点。图中ddˊ所示的纵坐标值，就是用外推法补偿的由热量散失造成的温度差。为了获得准确的外推值，温度下降后的实验点应足够多。
3.量热计热容C b和反应的摩尔焓变 rH m的计算
（1）量热计热容C b
根据能量守恒原理，热水放出的热量等于冷水吸收的热量与量热计吸收的热量之和：
（T h-T m）V h·ρ(H2O) ·c(H2O)=(T m-T c)·[V cρ(H2O) ·c(H2O)+C b] (1.5) 式中V h——热水的体积，mL；
V c——冷水的体积，mL；
ρ(H2O)——水的密度，采用1.00g·mL-1；
c(H
2
O)——水的比热容，采用4.18J·g·k-1；
C
b
——量热器的热容，J·k-1。
（2）反应的摩尔焓变?r H m
根据式1.2和式1.3可分别计算不考虑量热计热容和考虑量热计热容的反应
的摩尔焓变,反应后溶液的比热容c
s 可近似地用水的比热容代替：c
s
= c(H
2
O)；反
应后溶液的密度ρs可近似地取室温时0.200mol·L-1ZnSO4溶液的密度，为1.03g·mL-1。
（3）实验结果的百分误差
误差计算式如下：
百分误差=
()
()
100 ()
r m r m
r m
H H
H
?-?
?
?
实验值理论值
理论值
％
式中，（?r H m）理论值可近似地?r HΘ（298.15Ｋ）代替。
计算两种情况测定的反应的摩尔焓变的百分误差，分析产生误差的原因。
六、思考题
1．实验中所用锌粉为何只需用台式天平称取，而对C u SO4溶液的浓度则要求
比较准确？
2．为什么不取反应物混合后溶液的最高温度与刚混合时的温度之差，作为实验中测定的?T数值，而要采用作图外推的方法求得？作图与外推中有哪些应注意之处？
3．做好本实验的关健是什么？
4．了解配制250ml0.100mol·L-1CuSO
4
溶液的方法和操作时的注意事项，计算
所需CuSO
4·5H
2
O晶体的质量。
5．根据298.15K时单质和水合离子的标准摩尔生成焓的数值计算本实验反应的标准摩尔焓变,并用?r HΘ (298.15)估算本实验的?T(K)。
6．预习实验数据的作图法以及容量瓶使用等内容。
实验二氧化还原反应与电化学
一、实验目的
1.了解原电池的组成及其电动势的粗略测定；
2.了解电极电势与氧化还原反应的关系以及浓度、介质的酸碱性对电极电势、氧化还原反应的影响；
3.了解一些氧化还原电对的氧化还原性；
4.了解电化学腐蚀的基本原理及防止的方法。
二、实验原理
1.原电池组成和电动势（E池）
利用氧化还原反应产生电流的装置叫做原电池。原电池中必须有电解质（常为溶液）及不同的电极，还可有盐桥。对于用两种不同金属电极所组成的原电池，一般来说，较活泼的金属为负极，相对不活泼的金属为正极。放电时，负极上的金属给出电子发生氧化反应，电子通过外电路流入正极；阳离子在正极上得到电子发生还原反应。在外电路中接上伏特计，可粗略地测得原电池的电动势E池（此时，测定过程中有电流通过）。要精确地测定原电池的电动势，需用补偿法（又称为对消法；此时，测定过程中无电流通过），可籍电势（差）计测量之。原电池电动势E池是正、负电极的电极电势的代数差：
E池=E正-E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浓度对电极电势的影响可用能斯特（W.Nernst）方程式表示之。在298.15K时
E=E +
n
05917
.0
lg
)
(
)
(
还原态
氧化态
b
a
c
c
以铅铁原电池为例，
铅半电池pb2+2e- pb
铁半电池 Fe Fe2++2e-
当增大pb2+，Fe2+浓度时，它们的电极电势E值都分别增大；反之，则E值减小。
如果在原电池中改变某一半电池的离子浓度，而保持另一半电池的离子浓度不变（或者反之），则会发生电动势E池的改变。尤其是加入某种沉淀剂（如OH-、S2-等）或配合剂（如氨水）时，会使金属离子浓度大大降低，从而使E值发生改变，甚至能导致反应方向和电极正、负符号的改变。
（2）介质的酸碱性对电极电势和氧化还原反应的影响介质的酸碱性对含氧酸盐的电极电势和氧化性影响较大。例如，氯酸钾能被还原成CI-；在酸性介质中，其电极电势E值较大，表现出强氧化性；但在中性或碱性介质中，其电极电势值显著变小，氧化性也变弱。它的半电池反应为：
CIO
3- +6H++6e- CI-+3H
2
O E
Θ =1.45V
E(CIO
3-/CI-)=EΘ (CIO
3
-/CI-)+
6
05917
.0
Ig
)
(
)
(
)
(6
3
-
+
-
CI
c
H
c
CIO
c
又如,高锰酸钾在酸性介质中能被还原为Mn2+(淡红色),其半电池反应为
MnO
4-+8H++5e- Mn2++4H
2
O E
Θ = +1.49V
E(MnO
4-/Mn2+ )=EΘ (MnO
4
-/Mn2+)+
5
05917
.0
Ig
)
(
)
(
)
(
2
8
4
+
+
-
Mn
c
H
c
MnO
c
但在中性或碱性介质中,MnO
4
-能被还原为褐色或黄褐色二氧化锰沉淀，其半电池反应为：
MnO
4-+2H
2
O+3e- MnO
2
(s)+4OH- E
Θ =+0.588V
E(MnO
4-/MnO
2
)= EΘ (MnO4-/MnO2)+
3
05917
.0
Ig
)
(
)
(
4
4
-
-
OH
c
MnO
c
而在强碱性介质中，MnO
4-则可被还原为绿色的MnO2
4
-，其半电池反应为：
MnO
4-+e- MnO2
4
- EΘ=+0.564V
E(MnO
4-/MnO2
4
-)=EΘ (MnO
4
-/MnO2
4
-)+0.05917Ig
)
(
)
(
2
4
4
-
-
MnO
c
MnO
c
由此可见，高锰酸钾的氧化性随介质酸性减弱而减弱，在不同介质中，其还原产物也有所不同。
3.氧化还原电对的氧化还原性及氧化还原反应的方向
（1）氧化还原电对的电极电势和氧化还原反应的方向根据反应的吉布斯函数变ΔG的数值，可以判别氧化还原反应能否进行。当ΔG＜0时，反应能自发进行。而吉布斯函数变ΔG与原电池电动势之间存在下列关系：
-ΔG=nFE池
若ΔG<0，则E池>0，即E正>E负。这就是说，作为氧化剂物质的电对的电极电势应大于作为还原剂物质的电对的电极电势。如果在某一水溶液体系中同时存在多种氧化剂（或还原剂），都能与所加入的还原剂（或氧化剂）发生氧化还原反应，氧化还原反应则首先发生在电极电势差值最大的两个电对所对应的氧化剂和还原剂之间。即E 越大的电对中的氧化态物质与E 值越小的电对中的还原物质首先起反应。例如：
I 2+2
e
- 2I- EΘ (I
2
/I-)=+0.535V
F
e
3+e- Fe2+ EΘ (Fe3+/Fe2+)=+0.771V
Br
2+2e- 2Br- E
Θ (Br
2
/Br-)=+1.06V
FeCl
3可与KI发生氧化还原反应生成I
2
，而与KB
r
不反应；相反地，溴水可使
FeSO4氧化为Fe
2（SO4）
3
而碘水与FeSO4不反应。
（2）中间价态物质的氧化还原性中间价态物质如（H
2O
2
、I
2
等）既可以与其
低价态物质组成氧化还原电对（如H
2O
2
/H
2
O、IO
3
/I
2
/I-）,而用作氧化剂；又可以与
其高价态物质组成氧化还原电对（如O
2/H
2
O、IO
3
/ I
2
），而用作还原剂。以H
2
O
2
为
例，它常用作氧化剂而被还原为H
2
O或OH-。
H 2O
2
+2H++2e- 2H
2
O EΘ =+1.77V
但H
2O
2
遇到强氧化剂如KMnO4或KIO
3
（在酸性介质中）时，则作为还原剂而被
氧化，放出氧气。
O 2+2H++2e 2H
2
O
2
EΘ =+0.682V
H 2O
2
还能在同一反应系统中扮演双重角色（氧化剂和还原剂）。例如，在Mn2+
和CH
2（COOH）
2
存在下，H
2
O
2
（还原剂）和在酸性介质中的KIO
3
(氧化剂)发生氧化
还原反应而生成游离碘（I
2），I
2
和溶解中的淀粉形成蓝色包合物；此时过量的H
2
O
2
（氧化剂）又能将生成的I
2
（还原剂）氧化成为碘酸根离子，溶液蓝色消失；当
碘酸根离子再次被过氧化氢还原生成碘I
2
时，溶液又变为蓝色[1]。反应如此“摇摆”发生，颜色也随之反复变化。直到过氧化氢等物质含量消耗至一定程度方才结束。主要反应式为：
2IO-
3+2H++5H
2
O
2
I
2
+5O
2
↑+6H
2
O
5H
2O
2
+I
2
2IO
3
+2H++4H
2
O
应当指出，实验所涉及的反应机理较为复杂，有些情况尚不甚清楚，一些副反应这里不作介绍。
4.电化学腐蚀及其防止
电化学腐蚀是由于金属在电解质溶液中发生与原电池相似的电化学过程而引
起的一种腐蚀。腐蚀电池中较活泼的金属作为阳极（即负极）而被氧化，而阴极（即正极）仅起传递电子作用，本身不被腐蚀。通常钢铁在大气中的腐蚀是吸氧腐蚀。
阳极 Fe Fe2++2e-
阴极 1/2O
2+H
2
O+2e- 2OH-
由于氧气浓度不同而引起的腐蚀称为差异充气腐蚀，实际上也是一种吸氧腐蚀。
在腐蚀性介质中，加入少量能防止或延缓腐蚀过程的物质叫做缓蚀剂。例如，乌洛托品（六次甲基四胺，商业上又称为H促进剂），可用作钢铁在酸性介质中的缓蚀剂。
阴极保护法有牺牲阳极法和外加电流法。后者是将欲保护金属与外加电源的负极相连，使其成为阴极。
三、实验用品
1.仪器与材料
表面皿（2个），烧杯（50ml,3只），试管，试管架，滴管，量筒（10ml,50ml）,洗瓶，滤纸碎片，砂纸。
锌片（或锌棒），小锌条，铜片（或铜棒），铜丝（粗，细），铁片，小铁钉，一头连有鳄鱼夹的导线、直流伏特计（0～3V）,盐桥[2]
2.试剂
盐酸HCL（0.1mol·L-1），浓硫酸H
2SO
4
（3 mol·L-1）,氢氧化钠NaOH（6mol·L-1），
硫酸铜CuSO
4(0.1mol·L-1),三氯化铁FeCl
3
(0.1mol·L-1)，硫酸亚铁
FeSO
4(0.1mol·L-1),氯酸钾KClO
3
（0.1mol·L-1），碘化钾Kl(0.1mol·L-1),溴化钾
KBr(0.1mol·L-1),铁氰酸钾K
3[Fe（CN）
6
]（0.1mol·L-1），高锰酸钾KMnO
4
(0.1mol·L-1),
硫氰酸钾(0.1mol·L-1),氯化钠NaCl(0.1mol·L-1),硫化钠Na
2
S(0.1mol·L-1,饱和)，
亚硫酸钠Na
2SO
3
（0.1mol·L-1），硝酸铅Pb(NO
3
)
2
(0.1mol·L-1),硫酸锌ZnSO
4
（0.1mol·L-1），溴水Br
2(饱和)，过氧化氢H
2
O
2
（3％），碘水I
2
（饱和），锌粒（纯），
乌洛托品（CH
2）
6
N
4
（20％），酚酞（1％），四氯化碳CCl
4
试液（Ⅰ）取410cm330%H
2O
2
溶液，倒入大烧杯中，加水稀释至1000ml，搅拌
贮存于棕色瓶中。
试液（Ⅱ）称取42.8gKIO
3
,置于烧杯中，加入适量水，加热使其完全溶解。
待冷却后，加入40ml 2mol·L-1H
2SO
4
，混合液加水稀释至1000ml，搅匀，贮存于
棕色瓶中。
试液（Ⅲ）称取0.3g可溶性淀粉，置于烧杯中，用少量水调成糊状，加入盛
有沸水的烧杯中，然后加入3.4gMnSO
4·H
2
O和15.6g丙二酸CH
2
（COOH）
2
[3]，不断
搅拌使其全部溶解。冷却后，加入稀释至1000ml，贮存于棕色瓶中。
四、实验步骤
1.原电池组成和电动势的粗略测定
在2只50mL烧杯中，分别倒入适量0.1mol·L-1CuSO
4和0.1mol·L-1ZnSO
4
溶液，
按实验图2.1装配成原电池。接上电位计（注意正、负极），观察电位计指针偏转方向，并记录电位计读数。
根据上述实验写出原电池的原电池符号、电极
的反应式及原电池总反应式。
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由实验内容1装实验图2.1 原电池置示意图
配的原电池。按实验内容1操作，在任一电极中加入稀释，或选择适当的物质（如
OH-，S2-,氨水）加入某一电极中，使生成难溶物质或难离解物质（如配离子）。观察电位计读数的变化，记录并解释现象。
（2）介质对电极电势和氧化还原反应的影响
①介质对氯酸钾氧化性的影响。将少量0.1mol·L-1KclO
3
和KI溶液在试管中
混匀，观察现象。若加热之，有无变化？若用3mol·L-1H
2
SO4酸化之，又如何变化？
②介质对高锰酸钾氧化性的影响
在三支各盛有1～2滴0.1mol·L-1KMnO4溶液中，分别加入相同量的 3
mol·L-1H
2
SO4溶液、6 mol·L-1NaOH溶液和水。在不同介质（酸性、碱性、中性）
条件下，分别向高猛酸钾溶液加入少量等量的0.1mol·L-1Na
2SO
3
溶液。观察有何不
同现象。（注意碱性条件下，0.1mol·L-1Na
2SO
3
溶液的用量要尽量少，同时碱溶液
用量不宜过少。为什么？）写出有关的反应方程式。
3.氧化还原电对的氧化还原性
（1）卤素及其离子的氧化还原性取两支试管，向其中一支试管中加入少量
0.1mol·L-1KI溶液，另一支试管中加入少量0.1mol·L-1KB
r
溶液，再向两支试管中
各加入少量0.1mol·L-1FeCl
3
溶液，摇匀，有何现象？若再向两支试管中各加入少量CCl4摇匀，有何现象？解释之。
另取两支试管，分别加入少量0.1mol·L-1FeSO4溶液，其中一支加入碘水溶液，
另一支加入溴水溶液，观察现象。比较I
2/I-，Fe3+/Fe2+,Br
2
/Br-三个电对的标准电
极电势的大小，指出它们作为氧化剂、还原剂的相对强弱。
（2）中间价态物质的氧化还原性
①H
2O
2
的氧化还原性。往一支试管加入少量0.1mol·L-1Pb(NO
3
)
2
和
0.1mol·L-1Na
2
S溶液，有何现象发生？往另一试管中加入少量0.1mol·L-1KMnO4
溶液，并用3 mol·L-1的H
2SO4酸化。然后往上述2支试管中各加入少量3％H
2
O
2
溶液，摇匀。仔细观察现象，并解释之。
②H
2O
2
与KIO
3
的溶液的摇摆反应。取10mL试液（Ⅰ），倒入50ml烧杯中。然
后加入试液（Ⅱ）和试液（Ⅲ）各10ml，搅拌均匀，观察溶液颜色的反复变化[5]。写出反应式。解释现象。
4.电化学腐蚀及其防止
（1）宏电池腐蚀
①往表面皿（其中放一小片滤纸）上滴4～5滴自己配制的腐蚀液[6]，然后取1枚小铁钉，在铁钉一端紧绕一根铜丝，将其置于表面皿滤纸上，并浸没在上述溶液中。经过一定时间后观察有何现象发生。简单释之。
②往盛有0.1mol·L-1HCl溶液的试管中，加入1小片纯锌，观察有何现象。插入1根粗铜丝，并与锌片接触，观察前后现象有何不同。简单解释之。
（2）差异充气腐蚀取马口铁（镀锡铁）和白铁（镀锌铁）各一片，用锉刀在上面锉开镀层，各滴上1～2滴自己配制的腐蚀液，观察现象。静置约20～30min 后，再仔细观察液滴不同部位所产生的颜色。简单解释之。
（3）金属腐蚀的防止
①缓蚀剂法。在两支试管中，各放入1枚无锈或已经去锈的铁钉，并向其中的1支试管中再加入数滴20%乌洛托品。然后各加入2ml 0.1mol·L－1盐酸和几滴
0.1mol·L－1K
3[Fe(CN)
6
]溶液（两支试管中各溶液的用量应相同）。观察、比较两支
试管中现象有何不同。为什么？
②阴极保护法。将一条滤纸碎纸片置于表面皿上并用自己配制的腐蚀液润湿。
将两枚铁钉隔开一段距离放置于已湿润的滤纸碎片上，并分别与铜锌电池（由实验内容1提供）正、负极相连。静置一段时间后，观察有何现象，并解释。
注释：
[1]反应过程中，溶液的颜色会发生依次为无色一琥珀色一蓝色的反复变化。
[2]将2g琼胶和30gKCl溶于100mL水中，加热煮沸后，趁热倒入U形管中，冷却后，即为“盐桥”。不用时，可将U形管倒置，使管口浸在饱和KCl溶液中。
[3]欲使琥珀色明显，丙二酸的用量可适当中大。
[4]严格讲，电池电动势与电极电势应采有“对消法”，用电位差计进行测量，但因酸度计具有较高的输入阻抗（1012 ），故测定结果接近电动势。
[5]该反应可在大试管或量筒中进行。可沿器壁慢慢倒入试液（Ⅰ）、（Ⅱ）（Ⅲ），不要搅拌（尽量不使混匀），使溶液分层。观察反应的进行。
[6]腐蚀液的配制：往试管中加入1ml0.1mol·L－1NaCl和1滴0.1mol·L-1
K 3[Fe(CN)]
6
及一滴1%酚酞溶液。保留此溶液供下面（2）、（3）使用。
五、思考题
1．了解原电池的电极名称及其相互连接方法。
2．在铜锌原电池中，往正极或负极分别加入OH-（aq）、或NH
3
（aq）时，原电池的电动势将如何变化？为什么？
3．介质的酸性强弱对KCIO
3和KM
n
O
4
的氧化性有何影响？
4．在酸性介质中，H
2O
2
与KI和KMnO
4
的反应有何不同？
5．用腐蚀液在铁片上进行差异充气腐蚀实验时，溶液中央是阴极还是阳极？将显什么颜色？液滴周围又将如何？
实验三醋酸解离度和解离常数的测定
一、试验目的
1.了解PH法测定醋酸解离度和解离常数的原理和方法；
2.学习并掌握酸度计的使用方法，练习滴定管和移液管的基本操作。
二、实验原理
醋酸CH
3
COOH(HAc)在水中是弱电解质，存在着下列解离平衡：
HAc(aq)+H
2O(l)
H
3
O+(aq)+Ac-(aq)
可简写为
HAc(aq)
H+(aq)+Ac- (aq)
其解离常数为
K a （HAc）=
{}{}
{}
()//
/
eq eq
eq
c H c c Ac c
c HAc c
+Θ-Θ
Θ
（）
（）
如果HAc的起始浓度为c
0，其解离度为a，由于c eq（H+）=c eq（Ac-）=c
a，代
入上式，得：
K a (HAc)=(c
a)2/(c
-c
a)c
Θ
=c
a2/(1-a)c
Θ
某一弱电解质的解离常数k
a
仅与温度有关，而与该弱电解质溶液的浓度无关；其解离度a则随溶液浓度的降低而增大。可以有多种方法用来测定弱电解质的a
和K
a ，本实验采用pH法测定HAc的a和K
a
。
在一定温度下，用pH计（酸度剂）测定一系列已知浓度的HAc溶液的pH值，
按Ph=-lg{c（H+）/c Θ}换算成c（H+）/cΘ。根据c eq（H+）=c
a，即可求得一系
列对应的HAc的解离度a和c
0a2/（1-a）c○值。这一系列c
a2/（1-a）c○值应近似
为一常数，取其平均值，即为该温度时HAc的解离常数K
a
。
另一种测定K
a
的简单方法是根据缓冲溶液的计算公式。
pH=pK
a
-lg{c eq（HAc）/c eq（Ac-）} 若c eq（HAc）= c eq（Ac-），则上式简化为：
pH=pK
a
由于
Pk
a =-lgK
a
因而如果将HAc溶液分为体积相等的两部分，其中一部分溶液用NaOH溶液滴定至终点（此时HAc即几乎完全转化为Ac-），再与另一部分溶液混合，并测定该混合溶液（即缓冲溶液）的pH值，即可得到HAc的解离常数。测定时无需知道HAc 和NaOH溶液的浓度。
三、实验用品
1.仪器与材料
pH计（附玻璃电极和甘汞电极或复合电极），烧杯（100ml，5只），锥形瓶（250ml，3只），铁架台，移液管（25ml，2只），洗耳球，滴定管（50ml，酸式，碱式各一支），滴定管（附蝴蝶夹），玻棒，温度计（0～100℃）一支。
2.试剂
醋酸HAc（0.1mol/L），标准NaOH溶液（0.1mol/L，用邻苯二甲氢酸钾标定），酚酞（1%）。
四、实验步骤
根据具体的实验条件任意选择一种方法测定HAc的解离度a和解离常数K
a
，若有可能，完成全部实验内容并将各种测定值与文献值作比较。
实验1 化学反应摩尔焓变的测定 一. 实验目的 1. 了解测定化学反应摩尔焓变的原理和方法； 2. 学习物质称量、溶液配制和溶液移取等基本操作； 3. 学习外推法处理实验数据的原理和方法。 二. 背景知识及实验原理 化学反应过程中，除物质发生变化外，还伴有能量变化。这种能量变化通常表现为化学反应的热效应（简称为化学反应热）。化学反应通常是在等温、等压、不做非体积功的条件下进行的，此时反应热效应亦称作等压热效应，用Q p表示。化学反应的等压热效应（Q p）在数值上等于化学反应的摩尔反应焓变（△r H m）（热力学规定放热反应为负值，吸热反应为正值）。在标准状态下，化学反应的摩尔反应焓变称为化学反应的标准摩尔焓变，用△r H mθ表示。 化学反应焓变或化学反应热效应的测定原理是：在绝热条件下（反应系统不与量热计外的环境发生热量交换），使反应物仅在量热计中发生反应，并使量热计及其内物质的温度发生改变。通过反应系统在反应前后的温度变化，以及有关物质的质量和比热，可以计算出反应的热效应值。 实验中溶液反应的焓变值测定采用如图1所示的简易量热计进行测定，通过测定CuSO4溶液与Zn粉的反应进行焓变值的获取。 图1保温杯式量热计 CuSO4溶液与Zn粉的反应式为： Cu2+(aq) + Zn(s) = Cu(s) + Zn2+(aq) 由于该反应速率较快，且能进行得相当完全。实验中若使用过量Zn粉，则CuSO4溶液中Cu2+可认为完全转化为Cu。系统中反应放出的热量等于溶液所吸收的热量。 在简易量热计中，反应后溶液所吸收的热量为：
Q p =m ? c? ?T =V ? ρ? c ? ?T 式中： m —反应后溶液的质量（g ）； c —反应后溶液的质量热容（J ? g -1?K -1） ?T —为反应前后溶液的温度之差（K ），经温度计测量后由作图外推法确定； V —反应后溶液的体积（mL ） ρ—反应后溶液的密度（g ?m L -1） 设反应前溶液中CuSO 4的物质的量为n mol ，则反应的焓变为： 111000 1--??????-=????-=?mol kJ n T c V mol J n T c m H ρ (1) 设反应前后溶液的体积不变，则 mol V c n CuSO 10004? = 式中，C CuSO4——反应前溶液中CuSO 4的浓度(mol ?.L -1) 将上式代入式（1）中，可得 114 4100011000 --????-=???????-=?mol kJ c T c mol kJ V c T c V H CuSO CuSO ρρ (2) 由于此系统非严格绝热体系，因而在反应液温度升高的同时，量热计的温度也相应提高，而计算时忽略此项内容，故会造成温差的偏差。故在处理数据时可采用外推法，按图2中虚线外推至反应开始的时间，图解求得反应系统的最大温升值T ，这样则可较客观地反映出由反应热效应引起的真实温度变化值。在图2中，线段bc 表明量热计热量散失的程度。考虑到散热从反应一开始就发生，因此应将该线段延长，使与反应开始时的纵坐标相交于d 点。图中ddˊ所示的纵坐标值，即为外推法补偿的由热量散失造成的温度差。为获得准确的外推值，温度下降后的实验点应足够多。T 2与T 1的差值即为所求的?T 。 图2 温度校准曲线
课时作业1反应热和焓变 一、选择题(每小题4分，共48分) 1．下列说法中，正确的是() A．在化学反应中发生物质变化的同时，不一定发生能量变化 B．ΔH>0表示放热反应，ΔH<0表示吸热反应 C．放热反应，使体系的温度升高；吸热反应，使体系的温度降低 D．生成物释放的总能量大于反应物吸收的总能量时，ΔH<0 2．在一化学反应中，其产物的总能量为60kJ，如果该反应是放热反应，那么反应物的总能量应当是() A．50kJ B．20kJ C．30kJ D．80kJ 3．反应热是() A．专指化学反应过程中吸收的热量 B．特指1mol反应物燃烧时放出的热量 C．不论多少物质反应放出的热量都是反应热 D．热化学方程式中标注的“±××kJ/mol” 4．下列说法正确的是() A．反应热就是反应中放出的能量 B．在任何条件下，化学反应的焓变都等于化学反应的反应热 C．由C(s，石墨)===C(s，金刚石)ΔH＝＋1.9kJ·mol－1可知，金刚石比石墨稳定D．等量的硫蒸气和硫固体分别完全燃烧，前者放出的热量多 5．石墨和金刚石都是碳的单质，石墨在一定条件下可以转化为金刚石。已知12g石墨完全转化为金刚石时，要吸收E kJ的能量，下列说法中正确的是() A．石墨不如金刚石稳定 B．金刚石不如石墨稳定 C．等质量的石墨和金刚石完全燃烧，金刚石放出的能量多 D．等质量的石墨和金刚石完全燃烧，石墨放出的能量多 6．已知在相同状况下，要使同一化学键断裂需要吸收的能量等于形成该化学键放出的能量。下列说法正确的是() A．电解熔融的Al2O3可以制得金属铝和氧气，该反应是一个放出能量的反应 B．水分解产生氢气和氧气时放出能量 C．相同状况下，反应2SO2＋O2===2SO3是一个放热反应，则反应2SO3===2SO2＋O2
化学反应焓变的测定 彭经天刘喆 摘要：化学反应过程中，除了发生物质的变化外，常伴有能量的变化，化学反应热在化工生产上有着十分重要的意义，本文中设计了采用热量计，量筒等建议装置测定五水合硫酸铜与锌粉的反应热，结果表明：该实验方法测量反应热直观，实验易于操作，又便于观察的特点。 关键词:焓变；反应热；测定；硫酸铜；锌。 1 实验原理 本实验采取普通的保温杯和精密温度计作为简易量热计来测量。假设反应物在量热计中进行的化学反应是在绝热条件下进行的，即反应体系与环境不发生热传递。这样，从反应体系前后温度变化和量热器的热容及有关物质的质量和比热容等，就可以按（1）式计算出反应的热效应。 在298.15K和标准状态下，1mol锌置换出硫酸铜溶液中的铜离子，放出218.7kj的热量。Cu2+(aq)+Zn(s)==Zn2+(aq)+Cu(s) ?rHm= —218.7kj/mol QP=(cm+CP)??T c→溶液比热（J/g/k） m→溶液的质量 Cp→热量计的热熔 热水失热=4.184(J/g/k)m(T2-T3) 冷水得热=4.184(J/g/k)m(T3-T1) 热量计得热=Cp(T3-T1) Cp=4.184(J/g/k)m（T2+T1-2T3)/(T3-T1) ?rHm （T）=-Qp?1/n 2 实验部分 2.1 试剂与仪器 试剂：CuSO4?5H2O(S) 5.0000g；Zn(S) 3.0000g；蒸馏水；热水； 仪器：精密温度计一支（0~50°C,分度值为0.1°C）；分析天平； 保温杯；烧杯；量筒（50mL）；秒表；橡皮圈；吸耳球；真空泵；容量瓶（100mL）； 大烧杯；小烧杯。 2.2 实验 2.2.1 量热计热容Cp的测定 洗净并擦干用作热量计的保温杯，量筒量取50mL冷蒸馏水，置于量热计中；用手握住保温杯摇动，每隔30秒记录一次量热计中冷水的温度，边读边记，待温度稳定后用精密温度计测定冷蒸馏水温度，记下读书为T1；再用量筒量取50mL冷蒸馏水倒入大烧杯中，向大烧杯中倒入适量热水，把小烧杯放入大少杯中进行水浴加热10-15分钟，并用精密温度计随时测量小烧杯中蒸馏水温度的变化，直至小烧杯中蒸馏水温升高至T2，取出小烧杯，迅速将所的热蒸馏水倒入量热计与冷蒸馏水混合，塞紧量热计盖子，同时迅速插入精密温度
《反应焓变的计算》 班级：姓名： 考点一、焓变的计算 例1、化学反应可视为旧键的断裂和新键形成的过程，化学键的键能是形成（或拆开）1mol 化学键时释放（或吸收）出的能量。已知白磷和P4O6 的分子结构如右图所示，现提供以下化学键的键能 （KJ·mol–1）P–P：198 P–O：360 O–O：498 则 反应P4（白磷）+ 3O2→P4O6的反应热△H为（） A．+1638KJ·mol–1 B．–1638KJ·mol–1 C．+126KJ·mol–1 D．–126KJ·mol–1 考点二、盖斯定律 例2、盖斯定律在生产和科学研究中有很重要的意义。有些反应的反应热虽然无法直接测得，但可通过间接的方法测定。现根据下列3个热化学反应方程式： Fe2O3(s)+3CO(g)=2Fe(s)+3CO2(g) △H= ―24.8kJ／mol 3Fe2O3(s)+ CO(g)==2Fe3O4(s)+ CO2(g) △H= ―47.2kJ／mol Fe3O4(s)+CO(g)==3FeO(s)+CO2(g) △H= +640.5kJ／mol 写出CO气体还原FeO固体得到Fe固体和CO2气体的热化学反应方程式：___________________ 考点三、综合应用 例4、火箭推进器中盛有强还原剂液态肼（N2H4）和强氧化剂液态双氧水。当把0.4mol液态肼和0.8mol H2O2混合反应，生成氮气和水蒸气，放出256.7kJ的热量(相当于25℃、101 kPa下测得的热量)。 （1）反应的热化学方程式为。（2）又已知H2O(l) = H2O(g) ΔH= +44kJ/mol。则16g液态肼与液态双氧水反应生成液态水时放出的热量是 kJ。 （3）此反应用于火箭推进，除释放大量热和快速产生大量气体外，还有一个很大的优点是 一、当堂训练： 1．下列叙述正确的是( ) A．电能是二次能源 B.水力是二次能源C．天然气是二次能源 D. 水煤气是一次能源2.下列说法正确的是（） A．物质发生化学变化都伴随着能量变化 B．任何反应中的能量变化都表现为热量变化C．伴有能量变化的物质变化都是化学变化 D．即使没有物质的变化，也可能有能量的变化 3．未来新能源的特点是资源丰富，在使用时对环境无污染或污染很小，且可以再生。下列属于未来新能源标准的是（） ①天然气②煤③核能④石油⑤太阳能⑥生物质能⑦风能⑧氢能 A．①②③④ B．⑤⑥⑦⑧ C．③⑤⑥⑦⑧ D．③④⑤⑥⑦⑧
专题强化练（二） 热化学方程式、反应焓变的计算 1．已知热化学方程式2H 2(g)＋O 2(g)===2H 2O(l) ΔH 1＝－571.6 kJ ·mol －1 ，则下列关于热化学方程式2H 2O(l)===2H 2(g)＋O 2(g) ΔH 2的说法正确的是 ( ) A ．热化学方程式中的系数表示分子数 B ．该反应中ΔH 2>0 C ．该反应中ΔH 2＝－571.6 kJ ·mol －1 D ．该反应与题述反应互为可逆反应 解析：选B 热化学方程式中的系数表示物质的物质的量，不表示分子数。该反应是2H 2(g)＋O 2(g)===2H 2O(l) ΔH 1＝－571.6 kJ ·mol －1逆向进行的反应，其反应热ΔH 2＝＋571.6 kJ ·mol －1，但该反应与题述反应不互为可逆反应，因为二者的反应条件不同。 2．S(单斜)和S(正交)是硫的两种同素异形体。 已知：①S(单斜，s)＋O 2(g)===SO 2(g) ΔH 1＝－297.16 kJ ·mol －1 ②S(正交，s)＋O 2(g)===SO 2(g) ΔH 2＝－296.83 kJ ·mol －1 ③S(单斜，s)===S(正交，s) ΔH 3 下列说法正确的是 ( ) A ．ΔH 3＝＋0.33 kJ ·mol －1 B ．单斜硫转化为正交硫的反应是吸热反应 C ．S(单斜，s)===S(正交，s) ΔH 3<0，正交硫比单斜硫稳定 D ．S(单斜，s)===S(正交，s) ΔH 3>0，单斜硫比正交硫稳定 解析：选C 由已知，反应③＝①－②，则由盖斯定律可得三个反应的焓变关系为ΔH 3＝ΔH 1－ΔH 2＝(－297.16 kJ ·mol －1)－(－296.83 kJ ·mol －1)＝－0.33 kJ ·mol －1，故A 错；反应③焓变小于零，为放热反应，S(单斜)所含能量高于S(正交)所含能量，能量越低越稳定，所以正交硫比单斜硫稳定，故B 、D 错，C 正确。 3．已知下列热化学方程式： Fe 2O 3(s)＋3CO(g)===2Fe(s)＋3CO 2(g) ΔH ＝－24.8 kJ ·mol －1； Fe 2O 3(s)＋13CO(g)===23Fe 3O 4(s)＋13 CO 2(g) ΔH ＝－15.73 kJ ·mol －1； Fe 3O 4(s)＋CO(g)===3FeO(s)＋CO 2(g) ΔH ＝＋640.4 kJ ·mol －1； 则14 g CO 气体还原足量FeO 固体得到Fe 单质和CO 2气体时对应的ΔH 约为 ( ) A ．－218 kJ ·mol －1 B ．－109 kJ ·mol －1 C ．＋218 kJ ·mol －1 D ．＋109 kJ ·mol －1
第一节化学反应与能量的变化1：反应热、焓变 一、选择题(每小题4分，每小题有1个正确选项，共44分) 1．已知一定条件下断裂或生成某些化学键的能量关系如下表： 断裂或生成的化学键能量数据断裂1 mol H2分子中的化学键吸收能量436 kJ 断裂1 mol Cl2分子中的化学键吸收能量243 kJ 断裂1 mol HCl分子中的化学键吸收能量431 kJ 对于反应：H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)，下列说法正确的是() A．该反应的反应热ΔH>0 B．生成1 mol HCl时反应放热431 kJ C．氢气分子中的化学键比氯气分子中的化学键更牢固 D．相同条件下，氢气分子具有的能量高于氯气分子具有的能量 2．下列反应既属于氧化还原反应，又是吸热反应的是() A．铝片与稀盐酸的反应 B．Ba(OH)2·8H2O和NH4Cl的反应 C．灼热的炭与CO2的反应 D．甲烷在氧气中的燃烧反应 3．某反应的反应过程和能量变化如图所示，下列有关该反应的叙述 正确的是() A．该反应是吸热反应 B．反应物的总能量低于生成物的总能量 C．该反应的反应热ΔH<0 D．加入催化剂后反应放出的热量会减少 4．H2和I2在一定条件下能发生反应：H2(g)＋I2(g)2HI(g)ΔH＝－a kJ·mol－1 已知：――→ b kJ·mol－1 键断裂 ――→ c kJ·mol－1 键断裂 (a、b、c均大于零) 下列说法不正确的是() A．反应物的总能量高于生成物的总能量 B．断开1 mol H—H键和1 mol I—I键所需能量大于断开2 mol H—I键所需能量 C．断开2 mol H—I键所需能量约为(c＋b＋a)kJ D．向密闭容器中加入2 mol H2和2 mol I2，充分反应后放出的热量小于2a kJ 5．常温下，1 mol化学键分解成气态原子所需要的能量用E表示。根据表中信息判断下列说 共价键H—H F—F H—F H—Cl H—I E/(kJ·mol－1) 436 157 568 432 298 －－ B．表中最稳定的共价键是H—F键 C．H2(g)―→2H(g)ΔH＝＋436 kJ·mol－1 D．H2(g)＋F2(g)===2HF(g)ΔH＝－25 kJ·mol－1 6．氢气在氯气中燃烧时产生苍白色火焰。在反应过程中，破坏1 mol氢气中的化学键消耗的能量为Q1 kJ，破坏1 mol氯气中的化学键消耗的能量为Q2kJ，形成1 mol氯化氢中的化学键释放的能量为Q3 kJ。下列关系式中，正确的是() A．Q1＋Q2>Q3B．Q1＋Q2>2Q3 C．Q1＋Q2
实验十四 化学反应焓变的测定 一、教学要求： 1. 了解测定化学反应焓变的原理和方法； 2. 熟悉台秤、温度计和秒表的正确使用; 3. 学习数据测量，记录、整理，计算等方法; 二、预习内容 1. 复习《无机及分析化学》有关热力学部分的知识要点； 2. 锌与硫酸铜的置换反应； 3. 常用仪器 ：台天平、电子天平、温度计以及容量瓶的使用方法； 三、基本操作 1. 台天平以及电子天平的使用； 2. 温度计及秒表的使用； 3. 容量瓶的使用； 四、实验原理 化学反应过程中，除了发生物质的变化外，还有能量的变化，这种能量变化表现为反应热效应，而化学反应通常是在恒压的条件下进行的，此反应热效应叫做等压热效应。化学反应的等压热效应Q p 等于化学反应的摩尔反应焓变△r H m （放热反应为负值，吸热反应为正值）。在标准状态下化学反应的焓变称为化学反应的标准焓变，用△r H m θ表示。反应热效应的测量方法很多，本实验采用普通的保温杯和精密温度计作为简易量热计来测量。假设反应物在量热计(图4-1)中进行的化学反应是在绝热条件下进行的，即反应体系(量热计)与环境不发生热量传递。这样，从反应体系前后的温度变化和量热器的热容及有关物质的质量和比热容等，就可以按(1)式计算出反应的热效应。本实验是 1.温度计 2.搅棒 3.胶塞 4.保温杯 5.CuSO 4溶液 图 4-1 保温杯式简易量热计装置 以锌粉和硫酸铜溶液发生置换反应： 在298.15K 和标准状态下，1mol 锌置换硫酸铜溶液中的铜离子，放出218.7kJ 的热量。 )()()()(22aq Zn s Cu aq Cu s Zn +++=+ 17.218-?-=?m o l kJ H m r θ 由溶液的比热和反应前后溶液的温度变化，可求得上述反应的焓变。计算公式如下： n V c T T H m r 1)(?????-=?ρ （1） 式中：m r H ? —— 反应的焓变(kJ·mol -1 )； T ? —— 反应前后溶液的温度变化(K)； c —— 溶液的热容(J·g -1·K -1)(取4.18)；
训练1焓变反应热 [基础过关] 一、放热反应和吸热反应 1．下列说法不正确的是( ) A．化学反应除了生成新物质外，还伴随着能量的变化 B．对于ΔH>0的反应，反应物的能量小于生成物的能量 C．放热反应都不需要加热就能发生 D．吸热反应在一定条件(如常温、加热等)下也能发生 2．下列反应属于吸热反应的是( ) A．炭燃烧生成一氧化碳 B．中和反应 C．锌粒与稀硫酸反应制取H2 D．Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应 3．下列变化一定为放热的化学反应的是( ) A．H2O(g)===H2O(l)放出44 kJ热量 B．ΔH>0的化学反应 C．形成化学键时共放出能量862 kJ的化学反应 D．能量变化如图所示的化学反应 二、反应热、焓变 4．下列说法中正确的是( ) A．焓变是指1 mol物质参加反应时的能量变化 B．反应放热时，ΔH>0；反应吸热时，ΔH<0 C．在一个确定的化学反应关系中，反应物的总焓与生成物的总焓一定不同 D．在一个确定的化学反应关系中，反应物的总焓总是高于生成物的总焓 5．在相同条件下，下列两个反应放出的热量分别用ΔH1和ΔH2表示：2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g) ΔH1 2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH2 则( ) A．ΔH2>ΔH1B．ΔH1>ΔH2 C．ΔH1＝ΔH2D．无法确定
6．科学家已获得了极具理论研究意义的N 4分子，其结构为正四面体(如图所示)，与白磷分子相似。已知断裂1 mol N —N 键吸收193 kJ 热量，断裂1 mol N≡N 键吸收941 kJ 热量，则 ( ) A ．N 4的熔点比P 4高 B ．1 mol N 4气体转化为N 2时要吸收724 kJ 能量 C ．N 4是N 2的同系物 D ．1 mol N 4气体转化为N 2时要放出724 kJ 能量 三、热化学方程式 7．沼气是一种能源，它的主要成分是CH 4。 mol CH 4完全燃烧生成CO 2和液态水时放出445 kJ 的热量，则下列热化学方程式中正确的是 ( ) A ．2CH 4(g)＋4O 2(g)===2CO 2(g)＋4H 2O(l) ΔH ＝＋890 kJ·mol －1 B ．CH 4(g)＋2O 2(g)===CO 2(g)＋2H 2O(l) ΔH ＝＋890 kJ·mol －1 C ．CH 4(g)＋2O 2(g)===CO 2(g)＋2H 2O(l) ΔH ＝－890 kJ·mol －1 CH 4(g)＋O 2(g)===1 2 CO 2(g)＋H 2O(l) ΔH ＝－890 kJ·mol －1 8．由氢气和氧气反应生成1 mol 水蒸气放出 kJ 的热量，1 g 水蒸气转化为液态水放出 kJ 的热量，则下列热化学方程式书写正确的是 ( ) A ．H 2(g)＋1 2O 2(g)===H 2O(l) ΔH ＝－ kJ·mol －1 B ．H 2(g)＋1 2O 2(g)===H 2O(l) ΔH ＝－ kJ·mol －1 C ．H 2(g)＋1 2O 2(g)===H 2O(l) ΔH ＝＋ kJ·mol －1 D ．H 2(g)＋1 2 O 2(g)===H 2O(g) ΔH ＝＋ kJ·mol －1 9．根据热化学方程式：S(s)＋O 2(g)===SO 2(g) ΔH ＝a kJ·mol －1 (a ＝－。分析下列说法，其中不正确的是 ( ) A ．S(s)在O 2(g)中燃烧的反应是放热反应 B ．S(g)＋O 2(g)===SO 2(g) ΔH ＝b kJ·mol －1 ，则a >b C ．1 mol SO 2(g)所具有的能量低于1 mol S(s)与1 mol O 2(g)所具有的能量之和 D ．16 g 固体硫在空气中充分燃烧，可吸收 kJ 的热量 [能力提升] 10．白磷与氧气可发生如下反应：P 4＋5O 2===P 4O 10。已知断裂下列化学键需要吸收的能量分 别为 P －P ：a kJ·mol －1 、P —O ：b kJ·mol －1 、P===O ：c kJ·mol －1 、O===O ：d kJ·mol －1 。
化学反应焓变的测定 预习与思考： 1.复习理论书上关于焓变的相关内容；复习移液管的使用方法。 2.思考并回答下列问题： ①实验中为何以 CuSO的物质的量计算摩尔反应焓变？ 4 ②为什么锌粉用台秤称取，而 CuSO溶液用移液管准确量取？ 4 ③为什么保温杯要保持干燥、洁净？
化学反应焓变的测定 一、实验目的 1. 了解测定化学反应焓变的原理和方法。 2. 进一步练习移液管的使用。 3. 了解简易量热器的构造。 二、实验原理 化学反应在恒温恒压下的反应热效应叫做恒压热效应Q p ，而反应体系的焓变ΔH 与Q p 在数值上相等，即p Q ΔH =，因此恒温恒压下化学反应的反应热就用ΔH 表示，对于放热反应ΔH 为“-”，对于放热反应ΔH 为“+”。 在298.15K 时，反应的标准摩尔反应焓变可由标准摩尔生成焓计算得到，即 θθ r m B f m.B ΔH (298.15K)=νΔH (298.15K) ∑。反应焓变也可以实验测定，测量方法很多，本实验采用保温杯和温度计作为简易量热计来测量。假设反应物在量热计(图1)中进行的化学反应是 在绝热条件下进行的，即反应体系(量热计)与环境不发生热量传递，那么反应热就只用于改变反应体系的温度。这样，从反应体系前后的温度变化、有关物质的质量、比热等物理量就可以计算出反应的焓变。 本实验是测定锌和硫酸铜溶液置换反应的焓变： Zn(s)+Cu 2+(aq)=Zn 2+(aq)+Cu(s) （1） ）化（反应前后溶液的温度变—K ΔT ； C —溶液的比热容（kJ·kg -1·K -1）； ）溶液的体积（—3dm V -； ） 溶液的密度（—3dm kg -?ρ； ）量（升溶液中溶质的物质的—mol V n ，以4CuSO 的物 质的量计。由于是稀溶液，用纯水的数据近似代替，则C=4.18kJ·kg -1·K -1, ρ=1.0Kg·dm -3 由于简易量热计并非严格地绝热，在反应液温度升高的同时，量热计的温度也相应升高，而计算时又忽略此项内容，故会造成温度差的误差。由（1）式可知，本实验的关键在于能否测得准确的温度值。为获得较为准确的ΔT ，除仔细 观察反应时的温度变化外, 还要对影响ΔT 的因素进行校正。其方法是：实验过程每隔30秒记录一次温度，然后以温度（T ）对时间（t ）做图，绘制T —t 曲线，如图2所示。将曲线AB 和CD 线段分别延长，再做垂线EF ，与曲线交与G 点，且使CEG 和BFG 所围二块面积相等，此时E 和F 对应的T 值之差即为校正后的温差ΔT 。这样可较客观地反映出由反应热效应引起的真实温度变化值。
反应热焓变 1.“焓”是指（??） A．物质所具有的能量? B．反应热的变化 C．化学键所具有的能量??? D．物质的一种化学性质 2.下列说法正确的是（） A.焓变是一个物理量，符号为△H，单位为mol·L，可以测量; B.焓变就是反应热，在概念上二者没有区别； C.吸热反应中，吸收热量越多，则焓变越大； D.焓变△H只有大小，没有正负之分。 3.下列说法正确的是() A．不一定所有的化学反应都伴随能量变化。B．反应热都可以直接测量。 C．一个化学反应中，当反应物的总能量大于生成物的总能量时，反应放热，ΔH为“－” D．一个化学反应中，生成物总键能大于反应物的总键能时，反应吸热，ΔH为“＋” 4.关于化学反应的说法错误的是() A．如图所示的反应为放热反应 B．化学反应中有物质变化也有能量变化 C．需要加热的化学反应不一定是吸热反应 D．化学键断裂吸收能量，化学键生成放出能量5.下列说法正确的是() A．化学反应中的能量变化，都表现为热量变化B．物理变化过程中，也可能有热量的变化 C．ΔH的大小与反应时的温度、反应物的多少无关 D．放热反应中，任何一种反应物的能量一定大于任何一种生成物的能量 6.下列反应ΔH>0的是() A．炭燃烧生成一氧化碳B．铝热反应 C．锌粒与稀硫酸反应制取H2D．Ba(OH)2·8H2O 与NH4Cl反应 7下列变化中，属于吸热反应的是() ①液态水汽化②将胆矾加热变为白色粉末③浓H2SO4稀释④KClO3分解制O2⑤生石灰跟水反应生成熟石灰⑥CaCO3高温分解⑦CO2＋C2CO⑧Ba(OH)2·8H2O与固体NH4Cl混合⑨C＋H2O(g)CO＋H2⑩Al与盐酸反应A．①②④⑥⑦⑧⑨B．②④⑥⑦⑧⑨ C．①③④⑤⑥⑧⑩D．①②④⑧⑨ 8.反应C(石墨) C(金刚石)是吸热反应,由此可知 A、石墨比金刚石更稳定 B、1mol金刚石的能量比1mol石墨的能量低 C、1mol金刚石的总键能比1mol石墨的总监能高 D、金刚石和石墨不能相互转化 9.下列说法正确的是（） A．化学反应除了生成新物质外，还伴随着能量的变化 B．个别化学反应与能量变化无关 C．需要加热方能发生的反应一定是吸热反应D．放热反应在常温下一定能进行 10.下列与化学反应能量变化相关的叙述正确的是() A．生成物总能量一定低于反应物总能量 B．酒精可用作燃料，说明酒精燃烧是释放能量的反应 C．干冰气化需要吸收大量的热，这个变化是吸热反应 D．同温同压下，H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)在光照和点燃条件下的ΔH不同 11.下列变化一定是放热的化学反应是() A．H2O(g)===H2O(l)ΔH＝－44.0kJ·mol－ 1B．2HI(g)===H2(g)＋I2(g) C．形成化学键时共放出能量 862kJ的化学反应 D．能量变化如图所示的化学反 应 12.对于放热反应2H2(g)＋ O2(g)===2H2O(l)，下列说法正确的是() A．生成物H2O所具有的总焓高于反应物H2和O2所具有的总焓 B．反应物H2和O2所具有的总焓高于生成物H2O 所具有的总焓 C．反应物H2和O2所具有的总焓等于生成物H2O 所具有的总焓 D．反应物H2和O2比生成物H2O稳定 13.下列对化学反应的认识错误的是() A．有化学键破坏的一定是化学反应B．会产生新的物质 C．可能会引起物质状态的变化D．一定伴随着能量的变化 14.对于一个放热反应，已知产物的总能量为 70KJ，那么反应物的总能量可能是（） A、20KJ B、30KJ C、70KJ D、80KJ 15.下列过程中，需要吸收能量的是（） A、H+H=H2 B、H+Cl=HCl C、I2→I+I D、
目录 实验一化学反应摩尔焓变的测定 (1) 实验二氧化还原反应与电化学 (9) 实验三醋酸解离度和解离常数的测定 (18) 实验四自来水硬度的测定 (23) 实验五聚乙烯醇甲醛反应制备胶水 (27)
实验一化学反应摩尔焓变的测定 一、实验目的 1．了解测定反应的摩尔焓变的原理和方法； 2．学习称量、溶液配制和移取的基本操作； 3．学习实验数据的作图法处理。 二、实验原理 化学反应通常是在恒压条件下进行的，反应的热效应一般指的就是恒压热效应q p 。化学热力学中反应的摩尔焓变 r H m数值上等于q p，因此，通常可用量热的方法测定反应的摩尔焓变。对于一般溶液反应（放热反应）的摩尔焓变，可用简易量热计测定。该量热器采用玻璃保温杯制成，并附有数显温度计（可精确读至 本实验测定C U SO4溶液与锌粉反应的摩尔 焓变： C U2+(aq)+Zn(s)=Cu(s)+Zn2+(aq) 为了使反应完全，使用过量的锌粉。 下，于量热计中发生反应，即反应系统不与量热计外的环境发生热交换，这样， 量热计及其盛装物质的温度就会改变。从反应系统前后温度变化及有关物质的热 容，就可以计算中出该反应系统放出的热量。 但由于量热计并非严格绝热，在实验时间内，量热计不可避免地会与环境发
生少量热交换；采用作图外推的方法（参见实验图1.2）,可适当地消除这一影响。 若不考虑量热计吸收的热量,则反应放出的热量等于系统中溶液吸收的热量: q p=m s c s?T=V sρs c s?T 式中q p——反应中溶液吸收的热量，J； m s——反应后溶液的质量，g； c s——反应后溶液的体积，j·g-1·K-1； V s——反应后溶液的体积，ml； ρs——反应后溶液的密度，g·mL-1。 设反应前溶液中C u SO4的物质的量为nmol，则反应的摩尔焓变以kJ·mol-1计为 ?r H m=－V sρs c s?T/100n (1.1) 设反应前后溶液的体积不变，则 n=c(C u SO4) ·V s/1000 式中c(C u SO4)为反应前溶液中C u SO4的浓度，mol·L-1。 将上式代入式（1.1）中，得： ?r H m=－1000V sρs c s?T/[1000c(C u SO4)V S] =－ρs c s?T／c(C u SO4) (1.2) 若考虑量热计的热容，则反应放出的热量q’p等于系统中溶液吸收的热量q p 与量热计吸收的热量之和： q'p=-(m c c s·?T+C b·?T)=-( V sρs c s+C b)?T (1.3) 式中C b表示热量计的热容，单位为J·K-1，可采用实验内容2的方法测定。 综上所述，考虑量热计热容时，反应的摩尔焓变?r H m的计算公式为：
第2课时化学反应的焓变、热化学方程式 [知识梳理] 知识点一、化学反应的焓变 1.焓 描述物质所具有能量的物理量，符号是H。 2.反应焓变(ΔH) (1)定义：反应产物总焓与反应物总焓之差。 (2)表达式：ΔH＝H(反应产物)－H(反应物)。 (3)与反应热的关系：对于在等压条件下进行的化学反应，如果反应中物质的能量变化全部转化为热能，则ΔH＝Q p。 如果ΔH＞0，即反应产物的焓大于反应物的焓，为吸热反应；如果ΔH＜0，即反应产物的焓小于反应物的焓，为放热反应。 知识点二、热化学方程式 1.定义 在热化学中，把一个化学反应中物质变化和反应的焓变同时表示出来的化学方程
式称为热化学方程式。 2.表示意义 例如：2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH(298 K)＝－571.6 kJ·mol－1表示在298 K时，2____mol气态氢气与1____mol 气态氧气反应完成后生成2____mol液态水放出571.6 kJ的热量。 3.书写要求 (1)要在物质的化学式后面用括号标明反应物和生成物的状态。一般用英文小写字母g、l、s分别表示物质的气态、液态和固态。水溶液中溶质则用aq表示。(2)在ΔH后要注明温度，因为在不同温度下进行同一反应，其反应焓变是不同的。如果不标明温度和压强，则表示在298__K、1.013×105Pa条件下的反应热。 (3)ΔH的单位是J·mol－1或kJ·mol－1。 (4)在热化学方程式中，物质化学式前面的系数表示物质的量，可以用整数或简单分数表示。 (5)若热化学方程式中各物质的系数加倍，则ΔH的绝对值也加倍；若反应逆向进行，则ΔH改变符号，但绝对值不变。 [自我检测] 1.判断正误，正确的打“√”，错误的打“×” (1)C(s，石墨)===C(s，金刚石)ΔH＝1.90 kJ·moL－1，说明石墨比金刚石能量高() (2)放热反应的焓变大于吸热反应的焓变() (3)相同条件下，等物质的量的硫蒸气和硫固体分别完全燃烧，后者放出热量多() (4)反应焓变ΔH的大小与热化学方程式的系数无关() (5)2SO2(g)＋O2(g)===2SO3(g)和4SO2(g)＋2O2(g)===4SO3(g)的ΔH相等() 答案(1)×(2)×(3)×(4)×(5)× 2.已知在1×105 Pa、298 K条件下，2 mol氢气燃烧生成水蒸气放出484 kJ热量，下列热化学方程式正确的是() A.H2O(g)===H2(g)＋1 2O2(g)ΔH＝242 kJ·moL －1 B.2H2(g)＋O2(g)===2H2O(1)ΔH＝－484 kJ·moL－1
一、课题：反应焓变的计算二、课型：复习课 三、课程标准与考纲要求： 1、掌握盖斯定律，并会计算反应焓变。 2、培养学生学习化学的兴趣，培养创新精神和实践能力。 四、知识要点扫描： 中华第一考P234四、反应焓变的计算 五、考点解析与典例精讲： 考点一、焓变的计算 例1、化学反应可视为旧键的断裂和新键形成的过程，化学键的键能是形成（或拆开）1mol 化学键时释放（或吸收）出的能量。已知白磷和P4O6 的分子结构如右图所示，现提供以下化学键的键能 （KJ·mol–1）P–P：198 P–O：360 O–O：498 则 反应P4（白磷）+ 3O2→P4O6的反应热△H为（） A．+1638KJ·mol–1 B．–1638KJ·mol–1 C．+126KJ·mol–1 D．–126KJ·mol–1 解析： 考点二、盖斯定律 例2、盖斯定律在生产和科学研究中有很重要的意义。有些反应的反应热虽然无法直接测得，但可通过间接的方法测定。现根据下列3个热化学反应方程式： Fe2O3(s)+3CO(g)=2Fe(s)+3CO2(g) △H= ―24.8kJ／mol 3Fe2O3(s)+ CO(g)==2Fe3O4(s)+ CO2(g) △H= ―47.2kJ／mol Fe3O4(s)+CO(g)==3FeO(s)+CO2(g) △H= +640.5kJ／mol 写出CO气体还原FeO固体得到Fe固体和CO2气体的热化学反应方程式：___________________ 解析： 考点三、综合应用 例4、火箭推进器中盛有强还原剂液态肼（N2H4）和强氧化剂液态双氧水。当把0.4mol液态肼和0.8mol H2O2混合反应，生成氮气和水蒸气，放出256.7kJ的热量(相当于25℃、101 kPa下测得的热量)。 （1）反应的热化学方程式为。（2）又已知H2O(l) = H2O(g) ΔH= +44kJ/mol。则16g液态肼与液态双氧水反应生成液态水时放出的热量是 kJ。 （3）此反应用于火箭推进，除释放大量热和快速产生大量气体外，还有一个很大的优点是。 解析：
附录Ⅵ 物质的标准摩尔生成焓、标准摩尔生成吉布斯函数、标准摩尔熵和摩尔热容(100kPa)> (1)单质和无机物 物质Δf H m (298.15 K) Δf G m (298.15 K) S m (298.1 5K) C p,m (298.15K ) kJ·mol-1kJ·mol-1J·K-1mol-1J·K-1·mol-1 Ag(s)0042.71225.48 Ag2CO3(s)-506.14-437.09167.36 Ag2O(s)-30.56-10.82121.7165.57 Al(s)0028.31524.35 Al(g)313.80273.2164.553 Al2O3-α-1669.8-2213.160.98679.0 Al2(SO4)3(s)-3434.98-3728.53239.3259.4 Br2(g)111.88482.396175.021 Br2(g)30.71 3.109245.45535.99 Br2(l)00152.335.6 C(g)718.384672.942158.101 C(金刚石) 1.896 2.866 2.439 6.07 C(石墨)00 5.6948.66 CO(g)-110.525-137.285198.01629.142 CO2(g)-393.511-394.38213.7637.120 Ca(s)0041.6326.27 CaC2(s)-62.8-67.870.262.34 CaCO3(方解 石) -1206.87-1128.7092.881.83 CaCl2(s)-795.0-750.2113.872.63 CaO(s)-635.6-604.239.748.53 Ca(OH)2(s)-986.5-896.8976.184.5 CaSO4(硬石 膏) -1432.68-1320.24106.797.65 Cl-(aq)-167.456-131.16855.10 Cl2(g)00222.94833.9 Cu(s)0033.3224.47 CuO(s)-155.2-127.143.5144.4 Cu2O-α-166.69-146.33100.869.8 F2(g)00203.531.46 Fe-α0027.1525.23
实二化学反应摩尔焓变的测定 实验目的: 1. 了解化学反应焓变或反应热效应的测定原理和方法； 2. 学习用作图外推法处理实验数据； 3. 练习准确浓度溶液配制的基本操作。 实验原理: 化学反应通常是在恒压条件下进行的，反应的热效应一般是指等压热效应，用Q p表示；化学热力学中反应的焓变?H在数值上等于Q p，因此，通常可用量热的方法测定反应的焓变。对于吸热反应，?H＞0；放热反应，?H＜0。 反应焓变或反应热效应的测定原理是：设法使反应物在绝热条件下（反应系统不与量热计外的环境发生热量交换），仅在量热计中发生反应，使量热计及其内物质的温度发生改变。从反应系统前后的温度变化及有关物质的质量和比热，就可以计算出反应热。然而本实验中溶液反应的焓变是采用下图（A-1）所示的简易量热计测定。由于它并非严格绝热，在实验时间内，量热计不可避免地会与环境发生少量热交换；采用作图外推法作出的温度?T 可适当地消除这一影响。 图A-1 保温杯式量热计
本实验测定CuSO 4溶液与Zn 粉反应的焓变： Cu 2+(aq ) + Zn(s ) = Cu(s ) + Zn 2+(aq ) 由于反应速率较快，并且能进行得相当完全。若使用过量Zn 粉，CuSO 4溶液中Cu 2+可认为完全转化为Cu 。系统中反应放出的热量等于溶液所吸收的热量。 简易量热计中，反应后溶液所吸收的热量为： Q p =m ? c ? ?T=V ? ρ? c ? ?T 式中： m —反应后溶液的质量（g ）； c —反应后溶液的质量热容（J ? g -1?K -1） ?T —为反应前后溶液的温度之差（K ），经温度计测量后由作图外推法确定； V —反应后溶液的体积（ml ） ρ—反应后溶液的密度（g ?ml -1） 设反应前溶液中CuSO 4的物质的量为nmol ，则反应的焓变为： 111000 1--??????-=????-=?mol kJ n T c V mol J n T c m H ρ (1) 设反应前后溶液的体积不变，则 mol V c n CuSO 10004? = 式中，C CuSO4——反应前溶液中CuSO 4的浓度(mol ?.L -1) 将上式代入式（1）中，可得 114 4100011000 --????-=???????-=?mol kJ c T c mol kJ V c T c V H CuSO CuSO ρρ (2) Zn 与CuSO 4溶液反应的标准摩尔熔变理论值： ?r H m θ(298.15)= {?f H m θ(Cu,s ) + ?f H m θ(Zn 2+,aq )}－{(?f H m θ(Cu 2+,aq ) + ?f H m θ (Zn,s )) = [0+(-152.42)] kJ ?mol -1 –[64.81+0] kJ ?mol -1 ＝-217.23kJ ?mol -1 仪器和药品: 1． 仪器 台式天平、分析天平、烧杯（100ml ）、试管、试管架、滴管、移液管(50ml)、容量瓶(250ml)、洗瓶、玻璃棒、滤纸碎片、精密温度计（0～50℃，具有0.1℃分度）、放大镜、秒表、量热计（注意：利用保温杯作量热计时，杯口橡皮塞的大小要配制适合，并于塞中开一个插温度
选修《化学反应原理》第1章第一章第一节化学反应的热效应第3课时 实施人：枣庄二中姜丽红 1.日期:2014年9月4日 2.课题:反应焓变的计算 3.课型:新授课 4.教学手段:多媒体辅助教学、常规 5.教学模式:先复习后上课，先预习后讲解，先探究后实验，先思考后合作，先检测后讲解，先复习后作业 一教材分析： 这节是在对上节课讲的热化学方程式及焓、焓变的基础上进一步深化，重点介绍盖斯定律求化学反应的反应热，在本节学完之后对化学反应中实验难测定的反应热的求算有了更充分的认识，打下了化学热力学的初步基础，为以后的进一步深入研究提供了知识支持。 二设计思路: 先介绍有些反应焓变很难直接由实验测得,进而引入盖斯定律，通过习题练习总结规律,最后应做一定量的巩固训练，加深对盖斯定律的理解。 三.教学目标: 知识与技能： 1、通过盖斯定律求算反应焓变，了解反应焓变与变化途径无关，仅仅与状态有关。 2、通过键能的变化求算反应焓变，了解物质的结构与其能量变化的关系。 过程与方法：通过盖斯定律求算反应焓变的过程，体会数学、物理在学习化学中的重要性，注意理科之间的相互渗透和影响。 情感态度与价值观：体会思考带给人的愉快情感体验。 教学重、难点： 利用盖斯定律求反应焓变 教学难点： 反应焓变的计算 四教学设计： 环节教师活动学生活动设计 意图 复习回顾1、什么是热化学方程式？书写热化学方程式要注意哪些要点？ 2、写出下列反应的热化学方程式 （1）3mol NO2(g)与1mol H2O(l)反应，生成HNO3(aq)和NO(g)， 放出138kJ热量。 。 找同学板书复习 回顾 上节 课的 内容, 检查