实验六 电解质溶液与离子平衡
一. 实验目的
1. 加深对电离平衡、同离子效应、盐类水解等理论的理解。 2. 了解沉淀平衡及溶度积规则的应用。 3. 学习离心分离操作和电动离心机的使用。
二. 实验原理
电解质溶液中的离子反应和离子平衡是化学变化和化学平衡的一个重要方面。无机化学反应大多数是在水溶液中进行的，参与这些反应的物质主要是酸、碱、盐，它们都是电解质，在水溶液中能够电离成带电的离子。因此酸、碱、盐之间的反应实际上是离子反应。
电解质的分类和弱电解质的电离：电解质一般可分为强电解质和弱电解质，在水溶液中能完全电离的电解质称为强电解质；在水溶液中仅能部分电离的电解质称弱电解质。弱电解质在水溶液中存在下列电离平衡，例如一元弱酸：
HA＝H++A- K=[H+][A-]/[HA]
同离子效应和缓冲溶液：
同离子效应—在弱电解质溶液中，加入与该弱电解质有共同离子的强电解质时，使弱电解质的电离度降低的现象，例如，在HAc溶液中加入NaAc
HAc＝H++Ac- 增加[Ac]，平衡向左移动，使HAc电离度降低；同理在氨水溶液中加入氯化铵，增加[NH4+]，可使电离度降低，[OH-]降低。
缓冲溶液—弱酸及弱酸盐（或弱碱及弱碱盐）的混合溶液，其pH值能在一定范围内不受少量酸或碱或稀释的影响发生显著变化。
缓冲溶液的pH值决定于pKa(或pKb)及C酸/C盐(或C碱/C盐)。当C酸＝C盐时，pH=pKa.所以配制一定pH值的缓冲溶液时，可选其pKa与pH相近的弱酸及其盐，pKb与pOH接近的弱碱及其盐。
盐类的水解：
盐类的水解反应是由组成盐的离子和水电离出来的H+或OH-离子作用，生成弱酸或弱碱的反应过程，水解反应往往使溶液显酸性或碱性。
弱酸强碱所生成的盐进行水解，生成弱酸和OH-离子，使溶液呈碱性；
强酸弱碱所生成的盐进行水解，生成弱碱和H离子，使溶液呈酸性；
弱酸弱碱所生成的盐进行水解，生成弱酸和弱碱，溶液的酸碱性视弱酸与弱碱的相对强度而定。
通常，水解后生成的酸或碱越弱，则盐的水解程度越大。水解是中和反应的逆反应，是吸热反应，加热能促进水解作用。水解产物的浓度也是影响水解平衡移动的因素。
沉淀溶解平衡：
在难溶电解质的饱和溶液中，未溶解的固体和溶解后形成的离子间存在多相平衡 AnBm(s)=nA+mB Ksp=[ A][ B]
Ksp表示在难溶电解质饱和溶液中，难溶电解质离子浓度幂的乘积，称为溶度积，溶度积大小与难溶电解质的溶解有关，它反映了物质的溶解力。
溶度积可以作为沉淀与溶解的准则，对于难溶电解质AnBm
若 [ Am+]n2[ Bn-]m＞Ksp时，沉淀析出
[ Am+]n2[ Bn-]m= Ksp时，溶液饱和
[ Am+]n2[ Bn-]m＜Ksp时，溶液未饱和，无沉淀析出。
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m+
n-m+n
n-m
+
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如果在溶液中有两种或两种以上的离子都可以与同一个沉淀剂反应生成难溶电解质，沉淀的先后次序是根据所需沉淀剂离子浓度的大小，所需沉淀剂离子浓度小的先沉淀出来，所需沉淀剂离子浓度大的后沉淀出来。这种先后沉淀的现象，称为分步沉淀。
使一种难溶的电解质转化为另一种难溶电解质，即把一种沉淀转化为另一种沉淀的过程称为沉淀的转化。一般来说，溶度积大的难溶电解质容易转化为溶度积小的难溶电解质。
三. 仪器和药品
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HAc(0.1mol.L,2mol.L)，HCl(0.1mol.L,2mol.L,6mol.L)，H2S(0.1 mol.L)，
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NaOH(0.1mol.L,2mol.L)，NH32H2O(0.1mol.L,2mol.L)，Na2SO4(0.1mol.L,饱和) ，FeCl3(0.1mol.L-1)，NaCl(0.1mol.L-1)，K2CrO4(0.1mol.L-1)，AgNO3(0.1mol.L-1)，NaAc(0.1mol.L)，Pb(NO3)2(0.1mol.L)，NH4Ac(0.1mol.L)，BiCl3(0.1mol.L)，(NH4)2C2O4(饱和)，CaCl2(0.1mol.L)，MgCl2(0.1mol.L)，Na2CO3(0.1mol.L)，NH4Cl(0.1mol.L,饱和)，NaHCO3(0.1mol.L)，Al2(SO4)3(0.1mol.L)，Na2S(0.1 mol.L)，NaAc(s)，NH4Cl(s)，Fe（NO3）329H2O(s)，BiCl3(s)，pH试纸，甲基橙，酚酞，锌粒，Pb(Ac)2试纸。
四. 实验内容
1. 强电解质和弱电解质 1.1 比较盐酸和醋酸的酸性
（1）在两支试管中，分别滴入5滴0.1mol.L-1 HCl和0.1mol.L-1 HAc，再各滴1滴甲基橙指示剂，稀释至5mL，观察溶液的颜色。
（2）分别用玻璃棒蘸1滴0.1mol.L-1 HCl和0.1mol.L-1 HAc溶液于两片pH试纸上，观察pH试纸的颜色并判断pH 值。
（3）在两支试管中分别加入2mL0.1mol.L-1 HCl和0.1mol.L-1 HAc，再各加1颗锌粒并加热试管，比较两支试管中反应的快慢。 0.1mol.L HCl 0.1mol.L-1 HAc -1-1
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甲基橙 PH值 滴定值 计算值 加锌粒并加热 比较两者酸性有何不同，为什么？ 1.2 酸碱溶液的pH值
用pH试纸测定下列溶液的pH值，并计算结果相比较。
0.1mol.L-1 NaOH， 0.1mol.L-1 NH32H2O， 0.1 mol.L-1H2S， 0.1mol.L-1 HAc。 2. 同离子效应和电离平衡
（1）取2mL0.1mol.L-1 HAc溶液，加入1滴甲基橙指示剂，摇匀，溶液是什么颜色？再加入少量NaAc固体，使它溶解后，溶液的颜色有何变化？解释之。
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（2）取2mL0.1mol.L NH32H2O溶液，加1滴酚酞指示剂，摇匀，溶液是什么颜色？再加入少量NH4Cl(s)，使它溶解后，溶液的颜色有何变化？为什么？
（3）取2mL0.1 mol.LH2S溶液放入试管中，检查试管口有没有H2S气体逸出？（用什么方法检查？）向试管加入数滴2mol.L-1 NaOH溶液，使管内溶液显碱性，检查有没有H2S气体逸出？再向试管中加入6mol.LHCl溶液，使管内溶液显酸性，还有没有H2S气体产生？解释这些现象？写出反应方程式。
综合上述三个实验，讨论电离平衡的移动。 3. 缓冲溶液的性质
（1）在试管中加10mL蒸馏水，用pH试纸测其pH值，将其分成两份，滴入5滴0.1mol.L-1
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HCl和0.1mol.L NaOH溶液，测定它们的pH值，与蒸馏水的pH值作比较，记下pH值的改变。
（2）在一支试管中放入5mL0.1mol.L-1 HAc和5mL0.1mol.L-1 NaAc溶液，摇匀后，用
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试纸测出其pH值，将溶液分成两份，一份中加5滴0.1mol.L HCl，另一份中加5滴0.1mol.L NaOH，分别再用试纸测出它们的pH值，与上面实验作比较，由此可得出什么结论。 （3）欲配制pH=4.1的缓冲溶液10mL，现有0.1mol.L HAc和0.1mol.L NaAc溶液，应各取多少体积？计算并配制后，用精密pH试制测定所配溶液的pH值，同时验证其有无缓冲能力。
4. 盐类水解
（1）用精密pH试纸测定浓度为0.1mol.L-1下列各溶液的pH值，并解释它们的pH值为什么不同。
NaCl、NH4Cl、Na2S、NH4Ac、Na2CO3、NaH2PO4、Na2HPO4
（2）试管中加入少量Fe（NO3）329H2O(s)，加水溶解后，观察溶液的颜色，把溶液分成三份，第一份留作比较用，第二份加1滴6mol.L-1 HNO3溶液、摇匀。第三份试液小火加热，比较三份溶液的颜色有何不同？为什么？
（3）在试管中加少量BiCl3(s)，再加少量水，摇匀后，有什么现象？用pH试纸测定溶液的pH值，然后往试管中滴加6mol.L HCl至溶液变澄清为止（恰好溶解），再用水稀释这一溶液，又有什么变化？怎样用平衡原理解释上面的现象。还有哪些常见离子的盐类会发生类似的现象？应如何配制这些盐类的溶液？
（4）分别取1mL 0.1mol.L Al2(SO4)3和0.1mol.L NaHCO3溶液于小试管中，并用pH试纸测出它们的pH值，写出它们的水解反应方程式。然后将NaHCO3倒入Al2(SO4)3中，观察有何现象？试从水解的移动解释。
5. 沉淀的生成和溶解 5.1 沉淀的生成和溶解
（1）在两支离心试管中分别加入0.5mL饱和(NH4)2C2O4溶液和0.5mL 0.1mol.L-1 CaCl2溶液，观察白色沉淀的生成，离心分离，弃去溶液，在沉淀物上分别滴入2mol.L-1 HCl和2mol.L-1 HAc溶液，有什么现象？写出化学方程式，说明为什么？
（2）取0.1mol.L-1 AgNO3溶液10滴，加入 0.1mol.L-1 NaCl溶液10滴，离心分离，弃
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去溶液，在沉淀上滴加2mol.L 氨水溶液，有什么现象产生，写出方程式。
（3）取5滴0.1mol.L-1 AgNO3溶液滴入10滴0.1 mol.L-1 Na2S溶液，观察现象，离心分离，弃去溶液，在沉淀上滴入6mol.L HNO3溶液少许，加热，有何现象？写出化学方程式，说明为什么？
小结沉淀溶解的条件。 5.2 比较氢氧化物的溶解度
(1)分别取约0.5mL0.1mol.L-1 CaCl2、MgCl2和FeCl3溶液倒入试管中，各加入2mol.L-1 NaOH溶液数滴，观察并记录三支试管中有无沉淀生成。
（2）分别取约0.5mL0.1mol.L-1 CaCl2、MgCl2和FeCl3溶液倒入试管中，各加入2mol.L-1 NH32H2O溶液数滴，观察并记录三支试管中有无沉淀生成。 （3）分别取约0.5mL0.1mol.L-1 CaCl2、MgCl2和FeCl3溶液倒入试管中，各加入饱和NH4Cl和2mol.L NH32H2O混合溶液（体积比为1:1），观察并记录三支试管中有无沉淀生成。 通过上述三个实验比较Ca(OH)2、Mg(OH)2和Fe(OH)3溶解度的相对大小，并加以解释。 5.3 分步沉淀
在离心试管中加入 0.5mLmol.L-1NaCl溶液和2滴0.1mol.L-1 K2CrO4溶液，混匀后，一面振荡试管，一面滴加0.1mol.L-1 AgNO3溶液，滴加数滴0.1mol.L-1 AgNO3后，离心分离，
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观察现象。继续滴加0.1mol.L AgNO3溶液。观察现象，并加以解释。
5.4 沉淀的转化
在试管中加入0.5mLmol.L-1NaCl溶液和数滴0.1mol.L-1 AgNO3溶液，振荡试管，观察反
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应产物的颜色和状态，然后再滴加数滴0.1 mol.L Na2S，观察反应产物的颜色有何变化。解释实验现象，并写出反应式。
思 考 题
1. 已知H3PO4、NaH2PO4、Na2HPO4和Na3PO4四种溶液的物质的量浓度相同，它们依次分别显酸性、弱酸性、弱碱性和碱性。试解释之。
2. 将10mL0.2mol.L-1 HAc和10mL0.1mol.L-1 NaOH混合，问所得到溶液是否有缓冲作用？ 这个溶液的pH值在什么范围内？
3. 加热对水解有何影响？ 为什么？
4. 沉淀氢氧化物是否一定要在碱性条件下进行？ 是不是溶液的碱性越强，氢氧化物就沉淀得越完全？
5. 如何配制锡、锑、铋盐的溶液？
6. 沉淀的溶解和转化的条件各有哪些？
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实验七 滴定操作和酸碱标准溶液的配制及浓度比较
一. 实验目的
1. 学习滴定管的准备和滴定操作。 2.初步学会准确地确定终点的方法。
3. 练习酸碱标准溶液的配制和体积的比较。
4. 熟悉甲基橙和酚酞指示剂的使用和终点的变化。初步掌握酸碱指示剂的选择方法。
二. 实验原理
标准溶液的配制通常有直接法和间接法两种。（1）直接法：准确称取一定量的基准物质，溶解后，在容量瓶内稀释到一定体积，即可算出该标准溶液的准确浓度。但是用直接法配制标准溶液的基准物质，必须具备以下条件：具有足够的纯度，即含量＞99.9%；组成与化学式应完全符合，若含结晶水，其含量也应与化学式相符；稳定性好；为降低称量误差，在可能的情况下，最好具有较大的摩尔质量。（2）间接法：日常工作中，大部分物质大多不能满足直接法配制条件，如酸碱滴定法中常用的氢氧化钠和盐酸，氧化还原法中Na2S2O3和KMnO4等标准溶液，都不能用直接法配制标准溶液。它们要采用间接法配制，即粗略地称取一定量的物质（或量取一定体积的溶液），配制成接近所需浓度的溶液，然后用基准物质或另一种标准溶液测定其准确浓度。这种确定浓度的操作称为标定。
浓盐酸易挥发，固体NaOH容易吸收空气中水分和CO2，因此不能直接配制准确浓度的HCl和NaOH标准溶液，只能先配制近似浓度的溶液，然后用基准物质标定其准确浓度。也可用另一已知准确浓度的标准溶液滴定该溶液，再根据它们的体积比得该溶液的浓度。 酸碱指示剂都具有一定的变色范围。0.1mol.LNaOH和HCl溶液的滴定（强碱与强酸的滴定），其突越范围为pH4—10，应当选用在此范围内变色的指示剂，例如甲基橙或酚酞等。
三. 试剂
浓盐酸，固体NaOH，甲基橙指示剂，酚酞指示剂。
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