实验一基本操作
实验目的：
1．掌握无机化学中常用的一些基本操作。 2．测定镁的摩尔质量。
3．学习测量气体体积的方法及掌握理想气体状态方程式和分压定律的应用。 4．学会气压计及分析天平的使用。 实验原理：
镁与稀硫酸反应而置换出氢气：
Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2↑
一定量的镁条（mMg）与过量的稀硫酸反应，在一定的温度和压力下，可测出被置换出来氢气的体积(VH2)，在利用理想气体状态方程可求出氢气的质量(mH2)。
mH
2
＝（P H2·VH2·MH2）／R·T
式中PH2为氢气的分压，MH2为氢气的摩尔质量，R为气体常数，T为实验时的绝对温度。 根据参加反应的镁的质量与置换出氢气的质量比等于他们的摩尔比。 mMg：m H2＝MMg：2.016 即可求得镁的摩尔质量MMg。 仪器和药品：
仪器：分析天平、托盘天平、量气管（50毫升）、漏斗、橡皮管、试管、铁架台、烧杯、酒精灯、酒
精喷灯、容量瓶（50ml）、移液管（10ml、15ml、20ml）。 材料：砂纸、长玻璃管、长玻璃棒 药品：镁条 H2SO4（2mol/L） 实验内容
一、常见仪器洗涤和干燥 基本操作见前 17－18页。 1、玻璃仪器的洗涤和干燥
①洗涤烧杯、试管(洗净后倒置在试管架上)、量筒，洗净后自然晾干。 ②用酒精灯烘烤一支洗净的试管。 2、液体体积的估量
①用10ml 量筒分别量取1ml、2ml、3ml、4ml、5ml自来水，倒入四支试管中，放在试管架上以便作估量时的参考。
②分别向另外四支试管中加入1ml、2ml、3ml、4ml、5ml自来水，反复练习至基本准确为止（与参比量对比）。
③用的管向量筒中滴加水，计算该滴管每滴水的体积。 二、玻璃细工
1、酒精喷灯的使用：见20页
2、玻璃管（棒）的烧制加工（操作见23－24页） ①截断玻璃管（棒）
（1）先用一些玻璃管（棒）反复练习截断玻璃管（棒）的基本操作。
（2）制作长14cm、16cm、18cm的玻璃棒各一根，断口熔烧至圆滑（不要烧过头）。②拉细玻璃管和玻璃棒
（1）练习拉细玻璃管和玻璃棒的基本操作。
（2）制作小搅拌棒和滴管各两支，规格如下图所示。
烧熔滴管小口一端要特别小心，不能久置于火焰上，以免管口收缩，甚至封死。粗口一端则应烧软，然后在石棉网上垂直加压（不能用力过大），使管口变厚略向外翻，便于套上橡皮吸头。制作的滴管规格要求是从滴管滴出20－25滴水滴体积约等于1ml。
③弯曲玻璃管
练习玻璃管的弯曲，弯成1200、900、600等角度。 三、溶液配置
操作见25页（四秤量）－33页。 1．练习用托盘天平秤量固体药品
2．练习用量筒、移液管量取液体溶液。
3．配置浓度为0.1mol/L NaCl溶液50ml（用容量瓶配置）。 四、镁摩尔质量测定 实验步骤：
1．用分析天平准确称取两份已擦去表面氧化膜的镁条，每份重量在0.03克左右。
2．按实验装置图(见后面附)所示，装好仪器装置。往量气管1注入水略低于刻度“0”的位置，上下移动漏斗2，以赶尽附着在胶管和量气筒内壁的气泡，然后把连接反应管3和量气筒的塞子塞紧。
3．检查装置是否漏气，把漏斗下移一段距离，并固定在一定位置上，如果量气筒中水面在开始时仅稍有下降，以后（3—5分钟）保持不变，便说明装置不漏气，如果水面继续下降，表示装置漏气，这时要检查各接口处是否严密，从新安装，直至不漏气为止。
4．取下反应管，用另一漏斗将5毫升2M的硫酸小心的注入试管中（切勿使酸沾在试管壁上）。稍稍倾斜试管，将用水润湿过的镁条贴在试管壁上部（亦可将镁条弯成弓形卡在试管上部）。总之，要确保镁条不与酸接触，然后塞紧橡皮塞，再检查装置是否漏气。
5．移动漏斗使其水面与量气管内的水面保持同一高度，记下量气管中水面的读数，然后把反应管底部略微提高，使镁条与酸接触，这时反应产生的氢气进入量气管中，把管中水压向漏斗内，为避免管中的压力过大，在管内水面下降时，漏斗也要相应的下移，使管内和漏斗内水面大体保持在同一水平。
6．镁条反应尽后，待反应管冷却至室温，然后上下移动漏斗，使漏斗与量气管两者的水平面处于同一水平，记录水面读数，过1—2分钟，再记录水面读数，如两次读数相等，表示管内温度与室温一样。
7、记下室内的温度和实验室的大气压。 用另一镁条从复实验一次。
数据记录和处理：
镁条质量mMg(g) 反应前量气管中水面读数V1 (ml) 反应后量气管中水面读数V1(ml) 氢气体积VH2 (ml) 室温t (℃) 大气压P(mmHg) 室温时水的饱和蒸气压(mmHg) 氢气的分压PH2(mmHg) 气体常数R 氢气的质量m H2(g) 镁的摩尔质量MMg 百分误差
思考题：
1．果量气管内气体没有赶尽，对实验结果有何影响？ 2、读取量气管内气体体积时，为何要使量气管和液面调节
管中的液面保持同一高度？ 3、检查漏气的原因是什么？
附：实验装置
实验二化学反应速率和活化能的测定
实验目的：
1．了解浓度、温度和催化剂对化学反应速率的影响。
－—
2．掌握S2O82与I反应的速率常数和反应级数的测定原理和方法。 3．掌握利用速率常数测定活化能的原理和方法。 实验原理：
在水溶液中过二硫酸铵和碘化钾发生如下反应： (NH4)2S2O8+ 3 KI = (NH4)2SO4 + K2SO4 + KI3
－－－－
S2O82+ 3 I = 2SO42 + I3 (1) 其反应速率根据速率方程可表示为：
v = k［S2O82
－
］m［I］n
－
－
－
式中v是在此条件下反应的瞬时速率。若［S2O82］、［I］是起始浓度，则v表示起始速率。K是速率常数，m与n之和是反应级数。
实验能测定的速率是在一段时间(△t)内反应的平均速率v。如果在△t时间内S2O82—浓度的改变为△－
［S2O82］，则平均速率
v=－△［S2O82－］/△t
由于本实验在△t时间内反应物浓度的变化很小，所以可以近似地用平均速率代替起始浓度。
V =－△［S2O82
－
］/△t ==k［S2O82］m［I］n
－
－
为了能够测出反应在△t时间内S2O82—浓度的改变值，需要在混合（NH4）2S2O8和KI溶液的同时，注入一定体积一定浓度的Na2S2O3溶液和淀粉溶液，这样在反应(1)进行的同时还进行下面的反应：
－－－－
2 S2O32 + I3 = S4O62 + 3I (2)
这个反应进行的非常快，几乎瞬间完成，而反应(1) 比反应(2) 慢得多，因此由反应(1)生成的I3立即－－－
与S2O32反应，生成无色的S4O62和I。所以在反应的开始阶段看不到碘与淀粉反应而呈现出特有的兰色。
－
但是当Na2S2O3一耗尽，反应(1)继续生成的I3就与淀粉反应而呈现出特有的兰色。
－－
由于从反应开始到兰色出现标志着S2O32全部耗尽，所以从反应开始到兰色出现这段时间△t S2O32
浓度的改变实际上就是Na2S2O3的起始浓度。
－－－
在从反应式(1)和(2)可看出，S2O82减少量为S2O32减少量的一半，所以S2O82在△t时间内减少的量可以从下式求得。
－－
［S2O82］== 1／2［S2O32］
仪器和药品：
仪器：烧杯、大试管、量筒、秒表、温度计、恒温水浴箱。 材料：冰
药品：(NH4)2S2O8(0.20mol/L)、 KI(0.20mol/L)、Na2S2O3 (0.010mol/L)、KNO3 (0.20)、 (NH4)2SO4
(0.20mol/L)、Cu(NO3)2(0.02mol/L)、淀粉溶液(0.20%) 实验步骤
一、浓度对化学反应速率的影响 在室温下，用三个量筒分别量取20.0ml 0.2mol/L KI溶液、8.0ml 0.010mol/L Na2S2O3溶液和4.0ml 0.2%淀粉溶液，都到入150ml烧杯中，混合均匀，再用另一量筒量取20ml 0.2mol/L (NH4)2S2O8溶液，迅速倒入烧杯中，同时按动秒表，不断搅动，仔细观察。当溶液刚好出现兰色时，立即按停秒表，记录反应时间和室温。
用同样的方法按照表2—1 的用量进行另外四次实验。为了使每次实验中的溶液离子强度和总体积保持不变，不足的量分别用0.20mol/L KNO3溶液和0.2mol/L (NH4)2SO4溶液补足。
表2—1 浓度对化学反应速率的影响 实验编号 0.20mol/L (NH4)2S2O8 0.20mol/L KI 试剂用量(ml) 0.010mol/L Na2S2O3 0.2%淀粉溶液 0.2mol/L KNO3 0.2mol/L (NH4)2SO4 (NH4)2S2O8 52混合液中反应物的起始浓度(mol/L) KI Na2S2O3 反应时间△t (s) S2O82—的浓度变化△［S2O82］(mol/L) －－
Ⅰ 20.0 20.0 8.0 4.0 0 0 Ⅱ 10.0 20.0 8.0 4.0 0 10.0 Ⅲ 5.0 20.0 8.0 4.0 0 15.0 Ⅳ 20.0 10.0 8.0 4.0 10.0 0 Ⅴ 20.0 5.0 8.0 4.0 15.0 0 反应速率V
二、温度对化学反应速率的影响
按表2—1 实验中Ⅳ的用量，把KI、Na2S2O3、KNO3和淀粉溶液加到150ml烧杯中，把(NH4)2S2O8溶液加到另一个烧杯或大试管中。然后将他们同时放入冰水浴中冷却，待试液的温度冷却到低于室温10℃，将(NH4)2S2O8迅速加到KI等混合液中，同时记时并不断搅拌，当溶液刚出现兰色时，记录反应时间。 利用热水浴将待测试液加热到分别高于室温10℃、20℃、30℃的条件下，重复上述实验，记录反应时间。将此四次实验数据和实验Ⅳ的数据记录入表2—2 进行比较。
表2—2 浓度对化学反应速率的影响 实验编号 反应温度℃ 反应时间△t 反应速率v Ⅵ 室温 Ⅶ 室温－10℃ Ⅷ 室温＋10℃ Ⅸ 室温＋20℃ Ⅹ 室温＋30 三、催化剂对化学反应速率的影响
按表2—1实验Ⅳ 的用量，把KI、Na2S2O3、KNO3和淀粉溶液加到150ml烧杯中，再加入2滴0.02 mol/L Cu(NO3)2溶液，搅匀，然后迅速加入(NH4)2S2O8溶液，搅动，记时。将此实验的反应速率与表2—1 中实验的反应速率进行比较可得到什么结论。 温度 数据处理：
一、反应级数与反速率常数的计算
－－
将反应速率表示式v = k［S2O82］m［I］n两边取对数，
lg v = m lg［S2O82］+n lg［I］+ lg K
－
－
时间 反应速率 当［I］不变（即实验Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ）时，以lg v对lg［S2O82］作图，可得一直线，斜率为m。同理，
－
－
当［S2O82］不变（即实验Ⅰ、Ⅳ、Ⅴ）时，以 lg v对lg［I］做图，可求得n，此反应的级数为m+n。
－
－
将求得的m和n代入v = k［S2O82］m［I］n即可求得反应速率常数k，将数据填入表2—3中。
－
－
二、反应活化能的计算
反应速率常数k与反应温度T一般有以下关系： lgk = lgA － Ea／2.303RT
式中Ea为活化能，R为气体常数，T为绝对温度。测出不同温度的k值，以lgk对
1/ T作图，可得一直线，由斜率(－ Ea／2.303R)可求得反应的活化能Ea，将此数据填入表2-4中。
表 2—3
实验编号 lg v lg［S2O82］ －I II III IV V lg［I］ m n K －表2—4 实验编号 K lgK 1/T Ea VI IV VII 思考题
1．在向KI淀粉和Na2S2O3混合液中加入（NH4）2S2O8时，为什么必须越快越好？ 2．在加入（NH4）2S2O8时，先计时后搅拌或者先搅拌后计时对实验结果各有什么影响？
实验三电离平衡和盐类水解及弱电解质离常数测定
实验目的：
1．了解弱电解质的电离平衡及平衡移动原理。 2．了解影响电离平衡移动的因素。
3．了解用pH电位法测定弱酸的电离常数。 实验原理：
醋酸是一元弱酸，在水溶液中存在着下列电离平衡：HAcH++ Ac－
[H?][Ac?]－
其解离常数表示为：ka?，当[Ac]＝[HAc]时，lgka?lg[H?]??pH，如果在一定温
HAc度下使醋酸溶液中[Ac]＝[HAc]时的pH值，即可求出醋酸解离常数的近似值。
－
用NaOH溶液滴定Hac溶液时根据反应式可知，当[Ac]＝[HAc]时NaOH的用量应等于完全中和HAc时需要的一半，如果测出此时溶液的pH值，即可求出醋酸的解离常数的近似值。
仪器和药品：
仪器：低压电源、小型U形管、试管、试管夹、铁架台、酒精灯、滴管、50ml容量瓶、移液管、pH S-25
－
型酸度计是用电位法测定pH的一种仪器，其配套的指示电极是玻璃电极，参比电极是甘汞电极。或由两者组成复合电极、100ml烧杯2只、250ml锥形瓶2只、25ml酸式滴定管、碱式滴定管各1支。
材料：金属丝电极、砂纸、pH试纸（广泛、精密）、醋酸铅试纸。 固体药品：锌粒、琼脂、CuSO4、K2Cr2O7、SbCl3、NaAc 、NH4Cl
液体药品：HCl(6mol/L、0.2mol/L、0.1mol/L)、HAc(2mol/L、0.2mol/L、0.1mol/L)、H2S(0.1mol/L)、
NaOH(2mol/L、0.2mol/L、0.1mol/L标准溶液)、Na2S
(0.1mol/L)、NH3·H2O(0.2mol/L、0.1mol/L)、NaAc(0.2mol/L)、NH4Cl
(0.2mol/L、0.1mol/L)、NaCl(0.1mol/L)、NH4Ac(0.1mol/L)、FeCl3(0.1mol/L)、NaH2PO4(0.1mol/L)、Na2HPO4(0.1mol/L)、KNO3(0.01mol/L)、Na2CO3(饱和溶液)、Al2(SO4)3（饱和溶液）、甲基橙溶液、酚酞溶液、酚酞指示剂(1％乙醇溶液)、NaOH（0.1mol/L）标准溶液、缓冲溶液pH6.8~7。
实验内容：
一、离子的移动
在小烧杯中加0.5g琼脂，用20—25ml水浸泡一会，加热、搅拌成胶体溶液，再加入CuSO4和K2Cr2O7
固体，溶解后趁热倒入小U形管中，（管口留下2cm空间），待琼脂冷却成为凝胶后，向两管口注入稀HNO3溶液近满，以金属丝做电极，接通20V直流电，几分钟后，观察两极附近溶液颜色的变化，为什么？
二、强电解质和弱电解质 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 HCl和0.1mol/L HAc，再各滴1滴甲基橙指示剂，观察溶液的颜色（如现象不明显，可各加入1ml水后再观察）。
（2）分别用玻璃棒蘸一滴0.1mol/L HCl和0.1mol/L HAc溶液于两片pH试纸上，观察试纸的颜色并判断pH值。
（3）在两支试管中，分别加入2ml0.1mol/L HCl和0.1mol/L HAc溶液，再加入几颗锌粒，比较反应的快慢。加热两试管，进一步观察反应速率的差别。
将实验结果和计算的值填入表3—1：
0.1mol/L HCl 0.1mol/L HAc 甲基橙 pH值 测定值 计算值 加锌粒并加热 比较两者酸性有何不同，为什么？ 2．用pH试纸测定下列溶液的值，并与计算结果相比较。
0.1mol/L NaOH , 0.1mol/L 氨水,蒸馏水 ,0.1mol/L， H2S , 0.1mol/L HAc 把上列溶液按测得的值从小到大排列成序。
三、同离子效应和电离平衡
1．取1ml0.2mol/L HAc溶液，滴1滴甲基橙溶液，再注入1ml 0.2mol/L NaAc溶液，观察指示剂颜色的变化，计算混合溶液的值，将计算结果和实验现象填入表3—2。
表3—2
0.2mol/L HAc 2mol/L HAc 0.2mol/L NaAc 甲基橙 pH值(计算值) 现象解释
2、取1ml 0.2mol/L氨水，滴1滴酚酞溶液，再注入1ml 0.2mol/L NH4Cl溶液，观察指示剂的颜色，
再加入少量固体NH4Cl，观察酚酞指示剂颜色的变化。计算溶液的pH值，将计算结果和实验现象填入表3—3。查出酚酞指示剂颜色的变色范围，解释上述现象。
表3—3 0.2mol/L氨水 2mol/L 氨水 0.2mol/LNH4Cl 酚酞 pH值(计算值) 现象解释 3、取数毫升0.1mol/L H2S溶液注入试管中，检查试管口有没有H2S气体放出？（用什么检查？）向试管中滴数滴2mol/L NaOH溶液呈碱性，检查有没有 H2S气体逸出？再向试管中注入6mol/L HCl使呈酸性，还有没有气H2S气体产生？解释这些现象。
综合上述三个实验，讨论电离平衡的移动。 四、缓冲溶液的配制和性质
1、在两支各盛5ml蒸馏水的试管中分别滴1滴0.2mol/L 和0.2mol/L NaOH溶液，测定它们的pH值，与前一实验测定的蒸馏水的pH值作比较，记下pH 值的改变。
蒸馏水pH 蒸馏水＋HCl后pH 蒸馏水＋NaOH后pH 2、在一支试管中注入5ml 0.2 mol/L HAc和5ml 0.2mol/L NaAc溶液，摇匀后，用pH试纸测其pH值。将溶液分成两份，一份滴入1滴0.2mol/L HCl，另一份滴1滴0.2mol/L NaOH，分别再用试纸测出他们的pH值，与上面的实验作比较，可得出什么结论。
HAc+ NaAc pH HAc+ NaAc＋HCl后pH HAc+ NaAc＋NaOH后pH 3、欲配制pH = 4.1的缓冲溶液10ml，实验室现有0.2 mol/L HAc和0.2 mol/L NaAc溶液，应该怎样配制？根据计算配制好后，用精密pH试纸测定是否符合要求。然后将溶液分成两份，一份滴1滴0.2mol/L HCl溶液，另一份滴1滴0.2mol/L NaOH溶液，再以pH试纸测出他们的pH值，验证其有无缓冲能力。
五、盐类的水解
1．用pH试纸测定浓度为0.1mol/L下列各溶液的pH值： 溶液 pH测定值 pH计算值 NaCl NH4Cl Na2S NH4Ac NaH2PO4 Na2HPO4 2、取少量固体醋酸钠溶于少量水中，滴1滴酚酞溶液，观察溶液的颜色，在小火上将此溶液加热，观察溶液颜色有何变化，为什么？
3、取绿豆大小的一颗三氯化锑固体放入试管中，用水溶解，有什么现象？测一下pH值是多少？滴 6mol/L HCl 使溶液澄清，再注入水稀释又有什么现象？怎样用平衡原理解释这一系列现象。
4、在一装有饱和Al2(SO4)3溶液的试管中，注入饱和Na2CO3溶液，有何现象？设法证明产生的沉淀是Al(OH)3而不是Al2(CO3)3（怎样试验？沉淀要不要洗净？）写出反应方程式。
六、醋酸解离常数的测定
1．取250ml锥形瓶1只，从酸式滴定管中准确加入22.00ml 0.1mol/L HAc，加入2滴酚酞溶液，用
碱式滴定管中的0.lmol/LNaOH标准溶液滴定，不断振摇，至溶液刚出现红色为止。记录滴定终点时NaOH的用量(ml)，作下面测定pH时参考。用另1只锥形瓶重复上述滴定实验，两次消耗NaOH体积差不得超过0.5%，即两次相差不得超过0.lml。
2．取100ml烧杯，从酸式滴定管中准确加入22.00ml 0.lmol/L HAc，用碱式滴定管中的0.1mol/L NaOH标准溶液滴定至操作1所耗NaOH平均体积的一半，搅拌均匀，再用 pH S -25型酸度计测定其pH。
3．pH S -25型酸度计的使用方法
(1)仪器装置
按图下图所示的方式，支好仪器背部的支架6，装上电极杆8、电极夹9，并按实验需要的位置旋紧固定圈7。然后装上电极10、11。在打开电源开关前，把“范围”5置于中间位置。
(2)电计的检查
a．将“选择”4置于“+mV”或“－mV”。电极导线不能插入电极插座。 b．打开电源开关、电源指示灯1发亮。电表上的指针仍在未开机时的位置。 c．将“范围”5置“0~7”档,电表的示值应为0 mV(±10mV)位置。
d．将“选择”4置pH档，转动定位调节器3，电表示值应能小于6pH。 e．“范围”5置“7~14”档，转动定位调节器3，电表示值应能大于8pH。 仪器经过以上步骤检验，若都能符合要求，即表示仪器装好。
(3)仪器的pH标定
pH玻璃电极在使用前必须在蒸馏水中浸泡8h以上，参比电极在使用前必须拔去橡皮塞和橡皮套。仪器的标定按以下步骤进行。
a．把玻璃电极和甘汞电极的导线分别插入电极插座。用蒸馏水清洗电极，再用滤纸擦干。把电极
放人盛有已知pH的缓冲溶液的烧杯中，调节温度补偿器2，使所指向的温度相同于溶液的温度。 b．将“范围”5指向所用pH标准缓冲溶液所处范围的一档(如用pH＝4，或pH＝6.86的缓冲溶液则置“0~7”档)。
c．转动定位调节器3，使电表指针指向该缓冲溶液的准确pH。
标定所选用的pH标准缓冲溶液的pH应同被测样品的pH接近，这样能减少测量误差。
4．样品pH测量..
经过pH标定的仪器，即可用来测定样品的pH(注意：定位调节器3，温度补偿器2，“选择”4,都不应再动)。测定方法如下。
用蒸馏水清洗电极，用滤纸擦干后，将电极插在盛有待测溶液的烧杯内，轻轻摇动烧杯，将“范围”5旋向被测液可能的pH范围，此时仪器指针所示的数值，就是样品溶液的pH。
5．缓冲溶液的配制
a．0.025mol/L混合磷酸盐溶液(pH6.8~7)：分别称取先在115土5℃烘干2~3h的磷酸氢二钠〈Na2HPO3〉3.53g和磷酸二氢钾(KH2PO3)3.39g，溶于蒸馏水中，在容量瓶中稀释至1000ml。
b．饱和酒石酸氢钾溶液（25℃，pH＝3.56）：在磨口玻璃瓶中装入蒸馏水和过量酒石酸氢钾粉末（约20g/L）、剧烈摇动20－30min，溶液澄清后，用倾泻法取其清夜备用。
6．数据记录及结果处理
NaOH标准溶液浓度，mol/L 所取HAc体积，ml、 所耗NaOH平均体积，ml pH计测得的pH
根据公式计算ka
思考题
1、欲配制pH = 4.1和9.4的两种缓冲溶液各20ml ，实验室有0.5mol/L浓度的各种酸和碱及相应的盐溶液，你选用何者比配制？通过计算来说明。
2、为什么NaHCO3水溶液呈碱性，而NaHSO4水溶液呈酸性？
3、为什么H3PO4 溶液呈酸性，NaH2PO4溶液呈微酸性，Na2HPO4 溶液呈微碱性，Na3PO4溶液呈碱性？
4、如何配制 FeCl3溶液？
5、测定醋酸解离常数的依据是什么?
6、当HAc的含量一半被NaOH中和时、可以近似认为溶液中〔HAc〕=〔Ac－〕,为什么? 7、当HAc完全被NaOH中和时，反应终点的pH是否等于7，为什么? 8、怎样正确使用玻璃电极? 附注：
试纸的使用
1、检查溶液的酸性将pH试纸剪成小块，放在洁净干燥的白瓷板或玻璃片上。用玻璃棒蘸一下待测溶液与试纸接触，根据pH试纸颜色找出与标准比色卡上色调相近者即为待测溶液的pH值。
2、检查气体的酸性将pH试纸用蒸馏水润湿，贴在玻璃棒（片）上，置于试管口（不能与试管壁接触）。 3、测定缓冲溶液的pH值及配制缓冲溶液要用精密pH试纸。 注意事项：
1、玻璃电极的主要传感部分为下端的玻璃泡。此球泡极薄，切勿与硬物接触，一旦破裂则完全失效，使用时应特别小心。按装时，注意使玻璃电极的球泡略高于甘汞电极的下端，以免被烧杯底部碰破。
新的玻璃电极在使用前应在蒸馏水中浸泡8h以上，不用时也应浸泡在蒸馏水中。复合电极则套上装有3mol/L KCl溶液的塑料小杯。
2、甘汞电极内装有饱和KCl溶液(作盐桥用)。所以必须含有KCl晶体，以保证KCl 溶液是饱和的。
3、仪器经电计检查，在测量待测液的pH以前必须进行pH标定。应选用一种与被测溶液的PH接近的标准缓冲溶液对仪器进行标定。经过pH标定的仪器，在测定样品的pH时，不得再动定位调节器。
4、每一样品测定时，需重复读数2~3次。
5、测量完毕后,用蒸馆水冲洗电极,再按1法保存。
实验四沉淀平衡和溶度积常数测定
实验目的：
1．了解难溶电解质的沉淀溶解平衡及溶度积规则的运用。 2．试验沉淀的溶解和沉淀的转化。
3．了解醋酸银溶度积常数的测定原理和方法。 仪器和药品：
仪器：试管、离心试管、离心机、烧杯、锥形瓶、滴定管、吸量管。
液体药品：HCl(6mol/L)、HNO3(6mol/L)、NH3·H2O(6mol/L)、Pb(NO3)2(0.1mol/L、0.001mol/L)、
NaCl(1mol/L、0.1mol/L)、KI(0.1mol/L、0.001mol/L)、K2CrO4(0.5mol/L、0.05mol/L)、PbI（饱和）、AgNO3(0.1mol/L、0.20mol/L)、BaCl2(0.5mol/L)、(NH4)2C2O（饱和）、Na2SO424（饱和）、Na2S(1mol/L、0.1mol/L)、NaAc（0.20mol/L）、Fe (NO3)3溶液、KSCN标准溶液（0.10mol/L）
实验原理：
难溶电解质的溶液中,在有沉淀时,存在着沉淀与溶解平衡。平衡常数称为溶度积常数。 例如:有一难溶电解质固相与其饱和水溶液之间存在下列平衡:
AmBnmAn+ + nBm－
m?m此反应的平衡常数应为：[A][B]?Ksp 实验内容：
一、淀平衡和同离子效应 1、 沉淀平衡
在离心试管中滴10滴0.1 mol/L Pb(NO3)2溶液，然后滴5滴1mol/L NaCl溶液，振荡离心试管，待沉淀完全后，离心分离。在分离开的溶液中，注入少许0.5mol/L K2CrO4溶液，有什么现象，解释此现象。
2、同离子效应
在试管中加入1ml饱和PbI2溶液，然后滴5滴0.1mol/L KI溶液，振荡试管，观察有何现象？说明为什么？
二、溶度积规则的应用
n?m1、在试管中注入1ml 0.1 mol/L Pb(NO3)2 溶液，再注入1ml 0.1mol/L KI溶液，观察有无沉淀生成？试用溶度积规则解释。
2、用0.001 mol/L Pb(NO3)2溶液和0.001 mol/L KI溶液进行实验，观察现象。试用溶度积规则解释。 3、在试管中注入1ml 0.1mol/L NaCl溶液和1ml 0.05mol/L K2CrO4溶液。然后边振荡试管，边逐滴滴入0.1mol/L AgNO3溶液，观察沉淀的颜色，沉淀颜色的变化，试用溶度积规则解释。
三、分步沉淀
在试管中滴入2滴0.1mol/L Na2S溶液和5滴0.1mol/L K2CrO4溶液，用水稀释至5ml ，然后逐滴滴入0.1 mol/L Pb(NO3)2溶液，观察首先生成沉淀的颜色。待沉淀沉降后，继续向清液中滴加Pb(NO3)2 溶液，会出现什么颜色的沉淀？根据有关溶度积数据加以解释。
四、沉淀的溶解
1、取5滴0.5mol/L BaCl2溶液，滴3滴饱和 (NH4)2C2O4溶液观察沉淀的生成，离心分离，弃去溶液，在沉淀物上滴 6mol/L HCl溶液，有什么现象？写出化学方程式，说明为什么？
2、取0.1mol/L AgNO3溶液10滴，滴入1 mol/LNaCl溶液3—4滴，观察现象，再逐滴滴入6mol/L的氨水有什么现象？写出化学方程式，说明为什么？
3、取10滴0.1mol/L AgNO3溶液，滴入3—4滴1mol/LNa2S溶液，观察现象。离心分离，弃去溶液，在沉淀物上滴入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？
小结沉淀溶解条件。 五、沉淀的转化
在离心试管中滴5滴0.1 mol/L Pb(NO3)2溶液，再滴3滴NaCl溶液，振荡离心试管，待沉淀完全后，离心分离。用0.5 ml蒸馏水洗涤沉淀一次。然后在PbCl2沉淀中滴3滴0.1 mol/L KI溶液，观察沉淀的转化，沉淀的颜色变化。按上述操作依次先后滴入5滴饱和Na2SO4溶液、0.5 mol/L K2CrO4溶液、1mol/L Na2S溶液，每加入一种新的溶液后，都必须观察沉淀的转化，颜色的变化。
试用上述生成物溶解度的数据解释本实验中出现的各种现象。小结沉淀的转化条件。 六、醋酸银溶度积常数测定
1、取2个干燥洁净的锥形瓶分别标号为1和2，从滴定管中分别放出20.00ml时和30.00molAgNO3(0.20mol/L)溶液于此二锥形瓶中，然后再用另一滴定管分别放出40.00ml和30.00NaAc(0.20mol/L)溶液于上述二个锥形瓶中，则每瓶中均有溶液60ml，轻轻摇动锥形瓶约30min,使沉淀完全达到沉淀与溶解平衡。
将上述二瓶中的混合物分别以干燥滤纸过滤于2个干燥的小烧杯中(滤液应完全澄明，否则须重新过滤)。以移液管吸取25.00ml第一号瓶中的滤液放入一洁净的锥形瓶中，加入1ml HNO3（6mol/L）及lmlFe(NO3)3溶液(指示剂)，如溶液显红色(由于Fe3+之水解)再加,HNO3直至无色，以KSCN标准溶液滴定该溶液至开始变成恒定的浅红色，记录所用KSCN溶液的用量。再以同法测定第二号瓶中的滤液。实验中的反应如下: AgNO3 + NaAcAg + SCN+ －AgAc(s) + NaNO3AgSCN(s)
Fe3+ + 3SCN －Fe(SCN)3 (s)
2．数据记录及结果处理
（1）数据记录 AgNO3(0.20mol/L)溶液体积/ml NaAc（0.20mol/L）溶液体积/ml 混合物总体积/ml 20 40 60 1 30 30 60 2 滴定时所用混合物滤液/ml 滴定消耗KSCN溶液体积/ml KSCN溶液的浓度
（2）计算结果 25 25 1 －2 混合液中Ag+的总浓度（包括沉淀中的） 混合液中Ac的总浓度（包括沉淀中的） 溶液中与固体AgAc达平衡后[Ac] 沉淀消耗的[Ag+] 溶液中与固体AgAc达平衡后[Ag+] - 溶度积常数
思考题
1、在Ag2CrO4沉淀中加入NaCl溶液，将会产生什么现象？与实验二、3的实验现象能否得到一致的结论？
2、什么叫分步沉淀？试把实验二、3设计成一个分步沉淀的实验。根据溶度积计算判断实验中沉淀的先后次序。
3、在沉淀转化实验中能否用比较PbCl2、PbI2、PbSO4、PbCrO4、PbS的Ksp值说明有关沉淀转化的原因？说明为什么？
4、欲利用含有PbCl2和其它金属杂质Fe2+、Cu2+的氯化渣制取Pb(Ac)2，如何设计一个合理的工艺流程，并用所依据的原理加以说明。
5、本实验测得的AgAc溶度积常数值与文献中记载的数值4.4×10差的主要因素有哪些?
6、难溶电解质溶度积常数的测定，除本实验使用的方法外，还可用哪些方法进行测定? 7、假如有AgAc固体透过滤纸或者沉淀不完全，对实验结果将产生什么影响?
－3
相比，偏高还是偏低?造成这些偏
注意事项
1．实验中所使用的锥形瓶(2只),三角漏斗(2只),小烧杯(2只),玻棒等仪器必须于实验前洗净烘干。
移液管不宜烘干，洗净沥干后可用少量待吸的溶液润洗3次，然后使用。
2．装不同标准溶液的滴定管需贴上标签，干燥锥形瓶、小烧杯也需编号，以免弄混。
3．摇动锥形瓶时必须轻轻地旋摇，以使沉淀完全并防止溶液溅出。 4．应该用干滤纸过滤。因滤纸中含有水分，所以必须“去头”，即弃去开始滤出的1~2ml滤液。 5．滴定终点应为浅棕红色〔Fe(SCN)3的颜色〕。
6．操作完毕后，各仪器需立即洗净，否则会有Ag析出。装ASNO3溶液的滴定管可直接用蒸馆水冲
－
洗干净,避免自来水中的Cl与之作用生成AgCl沉淀吸附在管壁上。
实验五氧化还原反应
实验目的：
1．理解氧化还原反应的实质，认识一些常用的氧化剂和还原剂。 2．用标准电极电位比较氧化剂和还原剂的相对强弱。 3．了解浓度、酸度对氧化还原反应的影响。 实验原理
氧化还原反应是物质得失电子的过程，反映在元素氧化值的变化上。反应中得到电子的物质称为氧化剂，反应后氧化值降低被还原；反应中失去电子的物质成为还原剂，反应后氧化值升高被氧化。氧化还原是同时进行的，其中得失电子数相等。
电极电位是用以判断氧化剂和还原剂相对强弱的标准，并可用以确定氧化还原反应进行的方向。电极电位表，是各物质在水溶液中进行氧化还原反应规律性的总结，溶液的浓度，温度均影响电极电位的数值。一般说，在表中上方即电极电位代数值小的还原态是较强的还原剂，可使下方即电极电位代数值大的氧化态还原；电极电位代数值大的氧化态是较强的氧化剂，可使上方电极电位代数值小的还原态氧化。 氧化态 + n e = 还原态
仪器和药品：
仪器：试管、试管夹、酒精灯、铜棒－导线－铜棒、锌棒－导线－铜棒、盐桥 固体药品：Cu片、Zn粒、Pb粒、过二硫酸铵固体、KMnO4固体
液体药品：H2SO4(2mol/L、6mol/L)、HCl(浓、0.01mol/L)、HAc(6mol/L)、H2S(0.1mol/L)、NaOH(6mol/L)、
KMnO4(0.01mol/L)、H2O2（3%）、K2Cr2O7（0.1mol/L）、FeSO4(0.5mol/L)、Na2SO3(1mol/L)、CuSO4(1mol/L)、ZnSO4(1mol/L)、Na2SO4(0.1mol/L)Pb(NO3)2(1mol/L)、FeCl3(0.1mol/L)、KBr(0.1mol/L、1mol/L)、NaCl(1mol/L)、KI(1mol/L)、HNO3(浓、2mol/L)、CHCl3、
MnSO4(0.2mol/L)、AgNO3（0.1mol/L）、淀粉碘化钾试纸
实验内容：
一、氧化剂和还原剂
1．取试管2支，分别加入浓HNO3和2mol/L HNO3各约1ml，各加一小片Cu片，观察现象，稀硝酸与铜反应不明显可微微加热。浓HNO3的还原产物主要是NO2，稀HNO3的还原产物主要是NO，试写出反应试，指出氧化剂和还原剂。
2、取试管2支，各加KMnO4溶液5滴及2mol/L H2SO43滴，然后在第一个试管中加入3% H2O2，第二个试管中加入FeSO4各2—3滴，观察现象，指出反应中的氧化剂和还原剂。 KMnO4 + H2SO4 + H2O2→ MnSO4 + O2↑+ K2SO4 + H2O
KMnO4 + H2SO4 + FeSO4→ MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
3、取试管1支，加0.1mol/L H2S溶液数滴，加0.1mol/L K2Cr2O7溶液3滴，2mol/L H2SO4 5滴摇匀，观察现象，指出氧化剂和还原剂。
K2Cr2O7 + H2SO4 + H2S → Cr2(SO4)3 + S↓ + K2SO4 + H2O
二、确定锌、铅、铜在电极电位表中的顺序
在分别装有1ml 1mol/L Pb(NO3)2和1mol/L CuSO4溶液两试管中，各加入表面洁净的Zn片，观察有何现象？
在分别装有1ml 1mol/L CuSO4 和1mol/L ZnSO4溶液两试管中，各加入表面洁净的Pb粒，观察有何现象？
写出反应试，并确定三者在电极电位表中相对位置，解释之。 三、浓度和酸度对氧化还原反应的影响 1．浓度对氧化还原反应的影响
取2支干燥试管，分别加入固体KMnO4少许，然后分别滴入浓HCl和0.01mol/L HCl各约1ml，观察现象，并用湿润的淀粉碘化钾试纸检验是否有Cl2产生？试用能斯特方程解释之。
2、酸度对氧化还原反应的影响
在两个各盛半毫升0.1mol/L KBr溶液的试管中分别加入6mol/L H2SO4和6mol/L HAc各半毫升，然后往两试管中各加入2滴0.01mol/L KMnO4溶液，观察并比较两试管中紫色褪色的快慢。并解释之。 KBr + KMnO4 + H2SO4 → MnSO4 + Br2 + H2O + K2SO4 3、酸、碱性对氧化还原反应产物的影响 取3支试管，各加入1mol/L Na2SO3 1ml ，再分别向三支试管中加入2mol/L H2SO4，蒸馏水和6mol/L NaOH溶液各0.5ml ，摇匀后，再各加入3滴0.01mol/L KMnO4，观察现象。 KMnO4 + Na2SO3 +H2SO4→ MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4+ H2O KMnO4 + Na2SO3 +H2O → MnO2 + Na2SO4 + KOH KMnO4 + Na2SO3 +NaOH → Na2MnO4 + K2SO4+ H2O 四、催化剂对氧化还原反应的影响
取5ml0.2mol/L MnSO4溶液和1ml 3 mol/L H2SO4溶液在试管内充分振摇，并加入一小匙过二硫酸铵固体，充分振摇溶解后分成两份，往一份溶液中加入1－2滴0.1mol/L AgNO3，静置片刻，观察溶液颜色有何变化？与没有加AgNO3溶液的那份溶液比较，反应情况有何不同？
五、氧化剂的选择
－－－
在含有的NaCl、KBr、 KI混合液中，要使I氧化为I2，又不使Br、Cl氧化，在常用的氧化剂FeCl3
和KMnO4中选则哪一个？
取3支试管，分别取1mol/L NaCl、 KBr、 KI各1ml各加入2mol/L H2SO4 0.5ml，然后分别加入0.01mol/L KMnO4溶液3—4滴，观察试管中变化。（为便于观察生成物，可加0.5ml CHCl3，I2在中显粉色，Br2在CHCl3中显橙黄色）
用FeCl3溶液代替KMnO4溶液不加H2SO4操作同前，观察试管中又有什么变化？从实验结果确定选择哪一种氧化剂？
六、利用原电池产生电流电解Na2SO4溶液
往一只50ml的烧杯中加25ml 1 mol/L ZnSO4溶液，在其中插入锌棒；往另一只50ml的烧杯中加25ml 1 mol/LCuSO4溶液，在其中插入铜棒。按下图用盐桥连接构成原电池。把两根分别以导线连接在原电池锌棒和铜棒上的铜棒插入装有50ml 0.1mol/L Na2SO4溶液和3滴酚酞的烧杯中，观察连接锌棒的那根铜棒周围的溶液的变化。试解释之。
思考题
1、影响电极电势的因素有那些？
2、电解Na2SO4水溶液时，为什么阴极得不到金属钠？用石墨作电极和以铜作电极在阳极上的反应是否相同？
3、在标准电势表上电极电位相差较大的两对电对，其反应速率是否一定很快？
实验六五水合硫酸铜制备
实验目的:
1.学习以废铜和工业硫酸为主要原料制备CuS04·5H2O的原理和方法；
2.掌握并巩固无机制备过程中灼烧、水浴加热、减压过滤、结晶等基本操作。
实验原理
CuSO4·5H2O易溶于水,难溶于无水乙醇。加热时失水。
CuSO4·5H2O的生产方法有多种，如电解液法、氧化铜法。本实验选择以废铜和工业硫酸为主要原料制备CuSO4·5H2O的方法，先将铜粉灼烧成氧化铜，然后再将氧化铜溶于适当浓度的硫酸中。反应如下：
2Cu + H2O ???? 2CuO (黑色)
CuO + H2SO4→ CuSO4 + H2O
由于废铜及工业硫酸不纯，制得的溶液中除生成硫酸铜外，还含有其他一些可溶性或不溶性的杂质。
2+3+2+3+
不溶性杂质在过滤时可除去，可溶性杂质Fe和Fe，一般需用氧化剂（如H2O2）将Fe氧化为Fe，然后调节pH，并控制至3左右(注意不要使溶液的pH≥4，若pH过大,会析出碱式硫酸铜的沉淀)，再加热煮沸，
3+
使Fe水解成为Fe(OH)3沉淀而除去。反应如下：
2++3+
2Fe + 2H + H2O2→ 2 Fe + 2 H2O
Fe + 3 H2O???? Fe(OH)3↓+ 3H
将除去杂质的CuSO4溶液进行蒸发,冷却结晶，减压过滤后得到蓝色CuSO4·5H2O。 仪器和药品
仪器:托盘天平、煤气灯、瓷坩埚、坩埚钳、泥三角、铁架台、布氏漏斗、循环水泵、吸滤瓶、烧杯、
点滴板、玻璃棒、量筒、蒸发皿、滤纸、剪刀。
-1-1
药品: Cu粉、H2SO4(3mol·L)、H2O2 (3%)、K3[Fe(CN)6] (0.1 mol·L)、CuCO3 (C.P. )、pH试纸。 实验步骤
1.氧化铜的制备
把洗净的瓷坩埚经充分灼烧干燥并冷却后，在托盘天平上称取3.0 g废Cu粉放人其内。将坩埚置于泥三角上,用煤气灯氧化焰小火微热,使坩埚均匀受热，待Cu粉干燥后，加大火焰用高温灼烧,并不断搅拌,搅拌时必须用坩埚钳夹住坩埚,以免打翻坩埚或使坩埚从泥三角上掉落。灼烧至Cu粉完全转化为黑色CuO (约20 min),停止加热并冷却至室温。
2.粗CuSO4溶液的制备
-1
将冷却后的CuO倒人l00 ml小烧杯中，加入18 ml 3 mol·L H2SO4(工业纯),微热使之溶解。 3. CuSO4溶液的精制
2+2+
在粗CuSO4溶液中,滴加2 ml 3% H2O2，将溶液加热,检验溶液中是否还存在Fe(如何检验)。当Fe完全氧化后,慢慢加入CuCO3粉未,同时不断搅拌直到溶液pH = 3，在此过程中,要不断地用pH试纸测试溶液的pH,控制溶液pH = 3，再加热至沸(为什么?) 趁热减压过滤,将滤液转移至洁净的烧杯中。
4. CuSO4·5H2O晶体的制备
-1
在精制后的CuSO4溶液中,滴加3 mol·L H2SO4酸化,调节溶液至pH = 1后,转移至洁净的蒸发皿中,水浴加热蒸发至液面出现晶膜时停止。在室温下冷却至晶体析出。然后减压过滤,晶体用滤纸吸干后,称重。计算产率。
3+
灼烧pH?3,?+
实 验 指 导
预习要求
1.设计硫酸铜制备的流程图。
2.在制备硫酸铜的过程中,如何除可溶性杂质Fe和Fe？
2+
3+
基本操作
掌握灼烧、水浴加热、减压过滤和结晶等基本操作。 注意事项
1.难溶性杂质可用过滤的方法除去。
2.可溶性杂质Fe和Fe需用氧化剂将Fe氧化为Fe然后调节pH,再加热煮沸,使Fe变成Fe(OH)3沉淀除去。 报告格式
1.目的
2.原理(反应式表示) 3.制备流程图
4.产量及产率的计算 思考题
1、在粗CuSO4溶液中Fe杂质为什么要氧化为Fe后再除去?为什么要调节溶液的pH = 3? pH太大或太小有何影响?
2、为什么要在精制后的CuSO4溶液中调节pH = 1使溶液呈强酸性。
3、蒸发、结晶制备CuSO4·5H2O时,为什么刚出现晶膜即停止加热而不能将溶液蒸干? 4、如何清洗坩埚中的残余物Cu和CuO等?
2+
3+
2+
3+
2+
3+
3+
实验七高锰酸钾制备（设计性实验）
实验目的
1．了解碱熔法分解矿石以及制备高锰酸钾的原理和方法； 2．掌握浸取、减压过滤、蒸发结晶、重结晶等基本操作； 3．学习气体钢瓶的使用操作或启普发生器的使用操作。 实验原理
高锰酸钾的制备方法有多种,方法之一是以软锰矿(主要成分为MnO2)为原料制备高锰酸钾。制备过程一般分为两步,首先氧化制高锰酸钾,然后再将锰酸钾转化为高锰酸钾。根据Mn的电势图可知:
-EA/V MnO4
?
0.5640.564?MnO242.2350.605MnO2 MnO2
-/V MnO4EA?MnO42?MnO4不稳定,在酸性介质中极易发生歧化反应,而在碱性介质歧化反应趋势小，并且反应速度也慢，所以只适宜存在于碱性介质之中；因此将矿石转化为锰酸盐首选碱熔的方法。即将软锰矿在较强氧化剂氯
酸钾存在下与碱共熔，先氧化为锰酸钾：
2??3K2MnO4 + KCl + 3H2O MnO2 + KClO3 + 6KOH???然后再将锰酸钾转化为高锰酸钾，一般可利用歧化反应或氧化的方法。如利用歧化反应，可加酸或通
CO2气体，使反应顺利进行，如CO2法:
2?3 MnO4 + 2 CO2→ 2 MnO4- + MnO2 + 2 CO3
熔融2?反应后,过滤除去MnO2，再蒸发浓缩即可析出高锰酸钾的晶体。此方法操作简便，基本无污染,但锰酸钾的转化率仅为2/3，其余1/3则转变为MnO2。
通过重结晶可获得精制的高锰酸钾 (溶解度为:60℃ 22.1 g/100 g水；20℃ 6.34 g/100 g水；0℃ 2.83g/100 g水)。
实验要求
1．用上述方法设计高锰酸钾的制备方法。明确所用仪器，并用流程图表示制备过程。 2．方案经教师修改后，完成制备实验，并将产品重结晶。 3．计算产率。
4．完成实验报告(实验原理、实验过程、结果与讨论)。
实验八配位化合物、银铵配离子稳定常数测定
实验目的：
1．通过实验了解配位化合物的形成条件。
2．通过实验了解配位化合物的主要特征及一些实际应用。 实验原理：
一、配位平衡原理
大多数金属离子大多都能与配位剂作用，生成配离子（或中性配合物）。金属离子和所生成的配离子之间存在着平衡，这类平衡称为配位平衡。如：
Cu2+ + 4NH3=[Cu(NH3)4]2+
根据平衡移动原理，增加金属离子或配位体的浓度，有利于配离子的生成；若减少金属离子或配位体的浓度则能促使配离子解离。
在一个配合物的溶液中，加入一种可与中心离子结合，生成难溶物的沉淀剂，就会导致溶液中未配合的金属离子的浓度进一步降低，促进配离子的离解。如：
－
[Cu(NH3)4]2+ + S2 = CuS↓（棕）+ 4NH3
反之，在难溶盐中加足够浓的配位剂，可与金属离子结合生成稳定的易溶的配离子，使难溶盐溶解。如：
－
AgCl + 2NH3 = [Ag(NH3)2]+ + Cl
若事先加入配位剂而后加入沉淀剂，可以阻止沉淀的生成。沉淀剂与配位剂对于金属离子的作用结果取决于相应的难溶物的溶度积与相应的配离子的稳定常数k稳的大小，如：硝酸银水溶液中加入过量的氨水，即生成稳定的银氨配离子[Ag(NH3)2]+，往溶液中加入KI溶液，能够形成AgI沉淀，若加KCl溶液则不形成AgCl沉淀。
－－－－－
AgX + 2NH3 = [Ag(NH3)2]+ + X (X= Cl、Br、 I)
－
K = [Ag(NH3)2]+〔X〕/〔NH3〕2 =k稳·Ksp
平衡进行的方向由Ksp和β稳而定，若Ksp较大，则平衡向右进行，Ksp较小则向左进行。如：AgCl
－
的Ksp=1.8×10-10；AgI的Ksp=8.5×10-17。因此AgCl，溶于氨水，而在[Ag(NH3)2]+ 中I加则生成AgI沉
－
淀。又如[Ag(NH3)2]+ 稳定常数lgk稳=7.05；[Ag(CN)2]稳定常数lgk稳=21.1，因此AgI沉淀可以溶于KCN溶液中。
－－
若配离子的配体是碱(如NH3)或者是一个弱酸根(如CN、C2O42、S2O32-+、乙二胺四乙酸根等)，则加入强酸会使配离子离解，
[Cu(NH3)4]2+ + 4H+ = Cu2+ + 4NH4+
中心离子的性质也影响配离子的稳定性，如Fe(SCN)3在碱性溶液中不稳定，促使配合物解离，因为Fe(OH)3难溶，
－－
Fe(SCN)3 + 3OH = Fe(OH)3 ↓ + 3SCN
在配离子中，由于配位体的影响，能够改变中心离子原来的电子结构，因而改变原有氧化还原性质，例如[Co(CN)6]4- 的还原性要比Co2+的还原性强得多。
在同一金属离子的溶液中，同时存在两种配合剂，则此金属离子首先与它软硬度相近、浓度较大的配
－
合剂结合。例如在含有Fe3+离子的溶液中有大量的F离子存在时，再加入
－－－
SCN离子则不能生成血红色的[Fe(SCN)6]3离子，而主要生成FeF63配离子。
二、银铵配离子配位数测定原理
＋
在硝酸银溶液中加入过量的氨水, 即生成稳定的银氨配离子[Ag(NH3)n]。再往溶液中加入溴化钾溶液直到刚刚开始有AgBr沉淀(混浊)出现为止。这时混合溶液中同时存在着配位平衡和沉淀平衡。
+ Ag+ nNH3配位平衡：
[Ag(NH3)n]+[Ag(NH)?n]Kf?[Ag?][NH3]n+ －沉淀平衡：Ag+ BrAgBr(s)
①
Ksp?[Ag?][Br?]②
?[Ag(NH)?n][Br]①×②得?KfKsp?K③ n[NH3]K[NH3]n④ [Br]?[Ag(NH)?]n?[Br]、[NH3]、[Ag(NH3)n+]皆指平衡时的浓度, 它们可以近似地如下计算。
－
设每份混合溶液最初取用的AgNO3溶液的体积为VAg?(各份相同), 浓度为[Ag+]0，每份加人的氨水(大量过量)和溴化钾溶液的体积分别为VNH3和VBr?，其浓度为[NH3]0和[Br]0，混合溶液总体积为Vt, 则混合后并达到平衡时：
－
[Br]?[Br]0?－－VBr?Vt?⑤
[Ag(NH)]?[Ag]0?[NH3]?[NH3]0?VNH3Vt?3nVAg?Vt⑦
⑥
将⑤、⑥、⑦三式代入④式并整理后得：
nVBr??VNH3[NH3]0n?K?()Vtn?[Br?]0[Ag]0VAg?()?VtVt⑧
因为上式等号右边除VNH3外，其他皆为常数，故⑧式可写为
n'⑨ VBr??VNH?K3将⑨式两边取对数，得直线方程
lgVBr??nlgVNH3?lgK'
＋
作lgVBr?关于lgVNH3的图像，求出直线的斜率n，得[Ag(NH3)n]配位数n。
仪器和药品
仪器：移液管20ml 0.1mol/L; 锥形瓶250 ml；量筒100 ml; 滴定管2支
药品：AgNO3(0.01mol/L)、 KBr( 0.01mol/L)、氨水(2mol/L 应新鲜配制)。 实验内容 （一）、配合物的形成－－-硫酸四氨合铜的制备及性质 1、［Cu(NH3)4］SO4的制备：在100毫升烧杯中放入2.5克CuSO4·5H2O加入10 ml水，搅拌至绝大部分或全部溶解，加入5ml浓氨水，混匀；加入等体积的酒精，搅拌均匀，放置2—3分钟，滤出结晶，用少量酒精洗1—2次，记录产品颜色。
2、［Cu(NH3)4］SO4的性质 ①配离子和简单离子的区别
取0.1mol/L CuSO4溶液1 ml放于试管中，加0.1 mol/L BaCl2，观察现象。 取0.1mol/L CuSO4溶液1 ml放于试管中，加0.1 mol/L Na2CO3，观察现象。
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2Cu2+ + CO32 + 2H2O =Cu2(OH)2CO3↓ +2H+
取两支试管分别放入少量［Cu(NH3)4］SO4产品，加几滴水溶解，然后在一支试管中加0.1mol/L BaCl2，另一支加0.1 mol/L Na2CO3，观察现象。
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通过实验说出配合物中Cu2+和SO42所处的地位。 ②配离子的离解平衡
（1）取少量产品，溶于几滴水，溶液呈什么颜色？在继续加水有何变化？ （2）取少量产品，溶于几滴水，逐滴加2mol/L盐酸至过量有何变化？
（3）取少量产品，溶于几滴水，加0.1 mol/L Na2S溶液，观察现象。对照实验：取0.1mol/L CuSO4
溶液0.5ml加0.1mol/L Na2S溶液。
根据以上实验讨论配离子的离解。 （二）配合物的稳定性
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先查AgCl、AgBr、AgI的溶度积以及[Ag(NH3)2]+ 、[Ag(S2O3)2]以及[Ag(CN)]稳定常数、估计在下列各步中应有什么现象，用实验验证你的估计。
2、 试管中放2—3滴0.1mol/L AgNO3，加同量0.1mol/L NaCl溶液： 2、再加2滴浓氨水；
3、再加2滴0.1mol/L KBr ； 4、再加2滴0.5mol/L Na2S2O3； 5、再加2滴0.1mol/L KI；
6、再加2滴0.5mol/L KCN（KCN为巨毒物质） 记录各步结果，写出反应式。 （三）形成配合物时pH值变化
在两试管中分别放0.1mol/L CaCl2和0.1mol/L乙二胺四乙酸二钠(EDTA—2Na) 溶液2 ml。各加1滴酚酞指示剂，都用稀氨水调到溶液刚刚变红。把两溶液混合，有何变化？写出反应式。 （四）溶液pH值对配合物平衡的影响
OHCOOH1．水杨酸
（临羟基苯甲酸）对Fe3+的配合：
取一试管加0.1mol/L FeCl3溶液0.5ml, 加1ml 0.1mol/L水杨酸（乙醇溶液），使成紫色，
将溶液分成两等份，一份逐滴加2mol/L HCl数滴，另一份逐滴加2mol/L NaOH数滴，观察现象。
Fe3+ + SaL2→ FeSaL+或FeSaL2、FeSaL33
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O--SaL2代表
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COO--
2、pH对[Fe(SCN)6]3形成的影响：
在试管中放4—5滴0.1mol/L FeCl3溶液，加1ml 0.1mol/L KSCN溶液，分成两份，一份中加数滴2mol/L
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HCl；另一份中加2mol/L NaOH讨论［Fe(SCN)6］3在酸性或碱性中，哪一种情况稳定。
（五）配合物形成后对氧化还原能力的影响
1、在0.5mol/L CoCl2溶液中加入30% H2O2, H2O2能否把Co2+氧化成Co3+？
在试管中加入0.5mol/L CoCl2 1—2滴，加过量浓氨水至棕色，再加H2O2，有无颜色变化？在其中加6mol/LHCl1—2滴酸化，此时钴是几价？讨论形成氨配合物对的氧化还原能力有什么影响。
Co3+ 氧化能力很强，在水中不稳定，与H2O作用生成O2。
4Co3+ + 2H2O = 4Co2+ + O2 + 4H+
2、按E
o
(Co4+/Co2+)和
Eo(I/I)，能否用Co2+ 还原I2？在试管里放数滴碘试液，加0.5mol/L CoCl2溶液，
2-
碘的颜色消退了吗？如看不清，可加两滴淀粉溶液。（I2遇淀粉变蓝）。
在另一试管中放1—2滴0.5mol/L CoCl2溶液，加过量KCN溶液至开始生成的沉淀全溶，再往其中逐滴加碘试液，碘能否被还原？加入淀粉溶液观察现象。
讨论加KCN对Co2+的还原性的影响。 （六）配合掩蔽 －
F对Fe3+的掩蔽：在试管中放数滴0.1mol/L FeCl3溶液，加数滴0.1mol/L KSCN溶液，出现什么颜色？在其中加入少量固体NaF，摇匀，有何现象？
在另一试管中，加入数滴0.5mol/L CoCl2，加入数滴KSCN溶液，再加入等体积丙酮，出现
－
[Fe(SCN)6]4的兰色，可用以检验CoCl2，加入NaF，颜色褪不褪？