0.1mol·L-NaOH计，请自已计算），分别置于已标号的三个50mL锥形瓶中，加10至15mL新煮沸并冷却的蒸馅馏水，温热溶解，冷却至室温后加入二滴酚指示计，用标准NaOH溶液滴定至溶液显微红色，且半分钟内不褪色为终点。（要求标定结果的相对平均偏差小于0.2%)2.醋酸溶液浓度的测定用吸量管吸取两份10.0mL浓度约为0.1mol·L-HAc溶液，分别置于50mL的锥形瓶中，各加二滴酚献指示计，分别用标准NaOH溶液滴定至溶液显微红色，且半分钟内不褪色为终点。计算醋酸溶液浓度。（要求两次滴定所用NaOH体积差小于0.02mL）3.配制不同浓度的醋酸溶液用移液管分取10.0mL5.0mL、2.5mL已标定过的醋酸溶液于三个25mL的容量瓶中用蒸馏水稀释至刻度，摇匀，计算它们的准确浓度。4.不同浓度醋酸溶液的pH值把以上四种不同浓度的醋酸溶液分别加入四只干燥的50mL烧杯中，按由稀到浓的次序，在pH计上分别测定它们的pH值。五．数据记录1.标准NaOH溶液浓度的标定锥形瓶邻苯二甲酸HO的体消耗NaOH的NaOH的浓度NaOH浓度的均值编号氢钾的重量积（mL)体积（mL）1232.醋酸溶液浓度的测定HAc溶液体积（mL）消耗NaOH的体积）HAc溶液准确浓度HAc浓度的均值10.010.0℃室温3.测定不同浓度醋酸溶液的pH值解离度K'HAcHAc溶液准确浓度|pHα(H)K'HAc的均值六预习内容1.如果改变所测醋酸溶液的浓度或温度，对解离度和解离常数有何影响？2：实验内容4中，为何要用于燥的烧杯？为何测pH值时要按从稀到浓的次序测定？七思考题1.25℃时，醋酸的解离常数为1.76x10-5，将实验温度下的解离常数和其比较。2.说明解离度和解离常数分别与co（表示HAc的起始浓度）的关系。注：1.邻苯二甲酸氢钾（KHCgO,H4）通常在100一125℃干燥2小时后备用。2.两种配制不含CO3-的NaOH溶液的方法2.1用塑料容器配制50%NaOH溶液，静置过夜，吸取上层清液，用新煮沸并冷却的蒸馏水稀释。6
0.1mol ·L－1 NaOH计，请自己计算)，分别置于已标号的三个 50mL锥形瓶中，加 10 至 15 mL 新煮沸并冷却的蒸馏水，温热溶解，冷却至室温后加入二滴酚酞指示计，用标准NaOH溶液 滴定至溶液显微红色，且半分钟内不褪色为终点。（要求标定结果的相对平均偏差小于 0.2 ％） 2．醋酸溶液浓度的测定 用吸量管吸取两份 10.0mL浓度约为 0.1 mol ·L－1 HAc溶液，分别置于 50 mL的锥形瓶 中，各加二滴酚酞指示计，分别用标准NaOH溶液滴定至溶液显微红色，且半分钟内不褪色 为终点。计算醋酸溶液浓度。（要求两次滴定所用NaOH体积差小于 0.02mL） 3．配制不同浓度的醋酸溶液 用移液管分取 10.0 mL 、5.0mL、2.5 mL 已标定过的醋酸溶液于三个 25 mL 的容量瓶中， 用蒸馏水稀释至刻度，摇匀，计算它们的准确浓度。 4．不同浓度醋酸溶液的 pH 值 把以上四种不同浓度的醋酸溶液分别加入四只干燥的 50mL 烧杯中，按由稀到浓的次序， 在 pH 计上分别测定它们的 pH 值。 五．数据记录 1.标准 NaOH 溶液浓度的标定 锥形瓶 编号 邻苯二甲酸 氢钾的重量 H2O的体 积（mL） 消耗 NaOH 的 体积（mL） NaOH 的浓度 NaOH 浓度的均 值 1 2 3 2. 醋酸溶液浓度的测定 HAc 溶液体积（mL） 消耗 NaOH 的体积） HAc 溶液准确浓度 HAc 浓度的均值 10.0 10.0 3. 测定不同浓度醋酸溶液的pH值 室温 0 C HAc 溶液准确浓度 pH α(H+ ) 解离度 Kθ HAc Kθ HAc的均值 六 预习内容 1. 如果改变所测醋酸溶液的浓度或温度，对解离度和解离常数有何影响？ 2. 实验内容 4 中，为何要用干燥的烧杯？为何测 pH 值时要按从稀到浓的次序测定？ 七 思考题 1. 25 0 C时，醋酸的解离常数为 1.76×10－5 ，将实验温度下的解离常数和其比较。 2.说明解离度和解离常数分别与c0 （表示HAc的起始浓度）的关系。 注： 1．邻苯二甲酸氢钾（KHC8O4H4）通常在 100－125 0 C干燥 2 小时后备用。 2．两种配制不含CO3 2－ 的NaOH溶液的方法 2.1 用塑料容器配制 50％NaOH 溶液，静置过夜，吸取上层清液，用新煮沸并冷却的蒸馏水 稀释。 6
2.2将配制好的NaOH溶液中加入1一2ml的20%BaCl2，塞好瓶塞，摇匀，过夜，将上层清液转移至另一试剂瓶中待用。实验五十四电解质溶液和离子平衡一、实验目的1．加深对解离平衡、同离子效应、盐类水解等理论的理解2.配制缓冲溶液并验证其性质3.了解沉淀溶解平衡及溶度积规则二、实验原理电解质溶液中的离子反应和离子平衡是化学反应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，在水溶液中能够完全或部分解离成带电离子。因此酸、碱、盐之间的反应实际上是离子反应。1.电解质的分类和弱电解质的解离电解质一般分为强电解质和弱电解质，在水溶液中能完全解离成为离子的电解质称为强电解质，在水溶液中仅能部分解离的电解质称为弱电解质。弱电解质在水溶液中存在下列解离平衡，如一元弱酸HA：HA H+A2.同离子效应在弱电解质溶液中，由于加入与该弱电解质有共同离子（阳离子或阴离子）的强电解质，使弱电解质的解离度降低的现象称为同离子效应。例如在HAc溶液中加入NaAc：HAc H+Ac由于增加了Ac的浓度，使HAc解离度降低，酸性降低，pH值增大。同理，在氨水溶液中加入NH4CI，由于增加了NH4*的浓度，可使氨水的解离度降低，pH值降低。3.缓冲溶液一般水溶液，常易受外界加酸、加碱或稀释而改变其原有的pH值。但也有一类溶液的pH值在一定范围内并不因此而有什么明显的变化，这类溶液称为缓冲溶液。常见的缓冲溶液为弱酸及其弱酸盐所组成的混合溶液或弱碱及其弱碱盐所组成的混合溶液。缓冲溶液的pH值决定于pK。（或pK,）及c(酸)/c(碱)。当c(酸）=c(碱)时，pH=pK。或pOH=pK°。故配制一定pH值的缓冲溶液时，可根据需要，选pK。°与pH相近的弱酸及其盐，或pK与pOH相近的弱碱及其盐。4.盐类的水解盐类的水解反应是由于组成盐的离子和水解离出来的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。通常水解后生成的酸或碱越弱，则盐的水解度越大。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。同时，水解产物的浓度也是影响水解平衡移动的因素。5.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离子平衡：7
2.2 将配制好的NaOH溶液中加入 1－2ml的 20％BaCl2，塞好瓶塞，摇匀，过夜，将上层清 液转移至另一试剂瓶中待用。 实验五十四 电解质溶液和离子平衡 一、实验目的 1．加深对解离平衡、同离子效应、盐类水解等理论的理解 2．配制缓冲溶液并验证其性质 3．了解沉淀溶解平衡及溶度积规则 二、实验原理 电解质溶液中的离子反应和离子平衡是化学反应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， 在水溶液中能够完全或部分解离成带电离子。因此酸、碱、盐之间的反应实际上是离子反应。 1.电解质的分类和弱电解质的解离 电解质一般分为强电解质和弱电解质，在水溶液中能完全解离成为离子的电解质称为强 电解质，在水溶液中仅能部分解离的电解质称为弱电解质。弱电解质在水溶液中存在下列解 离平衡，如一元弱酸 HA： HA ⇔ H＋ + A－ 2.同离子效应 在弱电解质溶液中，由于加入与该弱电解质有共同离子（阳离子或阴离子）的强电解质， 使弱电解质的解离度降低的现象称为同离子效应。例如在 HAc 溶液中加入 NaAc： HAc ⇔ H＋ + Ac－ 由于增加了Ac－ 的浓度，使HAc解离度降低，酸性降低，pH值增大。 同理，在氨水溶液中加入NH4Cl，由于增加了NH4 + 的浓度，可使氨水的解离度降低，pH值 降低。 3.缓冲溶液 一般水溶液，常易受外界加酸、加碱或稀释而改变其原有的 pH 值。但也有一类溶液的 pH 值在一定范围内并不因此而有什么明显的变化，这类溶液称为缓冲溶液。常见的缓冲溶 液为弱酸及其弱酸盐所组成的混合溶液或弱碱及其弱碱盐所组成的混合溶液。 缓冲溶液的 pH 值决定于 （或 ）及 c (酸) / c (碱)。当 c (酸) ＝ c (碱)时， pH＝ 或 pOH ＝ 。故配制一定 pH 值的缓冲溶液时，可根据需要，选 与 pH 相近的弱酸及其盐，或 与 pOH 相近的弱碱及其盐。 θ pKa θ pKb θ pKa θ pKb θ pKa θ pKb 4.盐类的水解 盐类的水解反应是由于组成盐的离子和水解离出来的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。通常水解后生成的酸或碱越弱，则盐的 水解度越大。 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。同时，水解产物的浓度 也是影响水解平衡移动的因素。 5.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离子平衡： 7
AmBn(s)mA"+nBmK=fc(A")/cm.fc(Bm)/cmK，称为溶度积，表示难溶电解质固体和它的饱和溶液达到平衡时的平衡常数。溶度积的大小与难溶电解质的溶解有关，反应了物质的溶解能力。溶度积可作为沉淀与溶解的判断基础。对难溶电解质AmBn，在一定的温度下。若：(c(A)/c)"·(c(B"-)/c">K，时，溶液过饱和，有沉淀析出(c(A叻)/c"·c(B"")/c"=K时，沉淀-溶解达到动态平衡(c(A)/c)"·(c(B")/c"K，时，溶液未饱和，无沉淀析出如果在溶液中有两种或两种以上的离子都能被同一沉淀剂所沉淀，根据各种沉淀的溶度积的差异，它们在沉淀时次序有所不同，这种先后沉淀的现象叫分步沉淀。使一种难溶电解质转化为另一种难溶电解质，即把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易转化为溶度积小的难溶电解质。三、仪器与试剂离心机，离心管，试管，烧杯固体试剂：NaAc(C.P)，NH4CI(C.P)，Fe(NO3)3·9H2O(C.P)，Zn粒HCI (0.1mol. L-l、2mol· L-l), HAc (0.1mol. L-"), HNO; (6mol· L-"),酸碱：NaOH(0.1mol.L-1、2mol.L-),NH3:H2O (0.1mol.L-l、6mol·L-)盐：NaAc (0.1mol·L-), NH4CI (0.1mol.L-"),FeCl3 (0.1mol.L-"),Pb(NO3)2 (0.1mol-L-"),Na2SO4(0.1mol.L-),K2Cr2O(0.1molL-"),K2CrO4(0.1mol.L-"),NaCI (0.1mol.L-"),NazCO3(0.1mol·L-"),NH4Ac (0.1mol. L-"), AgNO, (0.1mol· L-"), CaClh (0.1mol. L-"),MgCl2 (0.1molL-"),NaHCO,(0.1mol-L-"),Al2(SO4)3 (0.1molL-")NazS（0.1mol·L-")，NH,CI（饱和溶液），(NH4)C,O4（饱和溶液）。其它：甲基橙指示剂，酚酞指示剂，pH试纸(广泛，精密）四、实验内容1.比较盐酸和醋酸的酸性1.1取两支试管，一支滴入5滴0.1mol·L-HCl，另一支滴入5滴和0.1mol·L-HAc，然后再各滴加1滴甲基橙指示剂，并稀释至5mL，观察溶液的颜色。1.2用pH试纸分别测定0.1mol·L-HCI和0.1mol·L-HAc溶液的pH值，观察pH试纸的颜色变化并判断pH值。1.3取两支试管，一支加入10滴0.1mol·L-"HCl，另一支滴加10滴0.1mol·L-"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。通过以上实验，比较盐酸和醋酸有何不同，为什么？2.用pH试纸测定下列溶液的pH值，并与计算结果比较0.1mol·L-NaOH,0.1mol-L-'NH3*HO,0.1mol·L-Na2S,0.1mol·L-HAc3.同离子效应和缓冲溶液3.1取2mL0.1mol·L-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？为什么？3.2取2mL0.1mol·L-NH·H2O溶液，加入1滴酚指示剂，摇匀，溶液是什么颜色？再8
AmBn (s) ⇔ mAn+ +nBm－ θ Ksp ={c (An+) /cθ }m·{c (Bm－) / cθ }n θ Ksp 称为溶度积，表示难溶电解质固体和它的饱和溶液达到平衡时的平衡常数。溶度 积的大小与难溶电解质的溶解有关，反应了物质的溶解能力。 溶度积可作为沉淀与溶解的判断基础。对难溶电解质AmBn，在一定的温度下。 若： {c (An+) /cθ }m·{c (Bm－) / cθ }n > 时，溶液过饱和，有沉淀析出 θ Ksp {c (An+) /cθ }m·{c (Bm－) / cθ }n ＝ 时，沉淀-溶解达到动态平衡 θ Ksp {c (An+) /cθ }m·{c (Bm－) / cθ }n < 时，溶液未饱和，无沉淀析出 θ Ksp 如果在溶液中有两种或两种以上的离子都能被同一沉淀剂所沉淀，根据各种沉淀的溶度 积的差异，它们在沉淀时次序有所不同，这种先后沉淀的现象叫分步沉淀。 使一种难溶电解质转化为另一种难溶电解质，即把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易转化为溶度积小的难溶电解质。 三、仪器与试剂 离心机，离心管，试管，烧杯 固体试剂： NaAc(C.P)，NH4Cl(C.P)，Fe (NO3)3• 9H2O (C.P)，Zn粒 酸碱： HCl (0.1mol• L－1 、2mol• L－1 )，HAc (0.1mol• L－1 )，HNO3 (6mol• L－1 )， NaOH (0.1mol• L－1 、2mol• L－1 )，NH3• H2O (0.1mol• L－1 、6mol• L－1 ) 盐： NaAc（0.1mol• L－1 ），NH4Cl（0.1mol• L－1 ），FeCl3（0.1mol• L－1 ）， Pb (NO3)2（0.1mol• L－1 ），Na2SO4（0.1mol• L－1 ），K2Cr2O7（0.1mol• L－1 ） ， K2CrO4（0.1mol• L－1 ），NaCl（0.1mol• L－1 ），Na2CO3（0.1mol• L－1 ）， NH4Ac（0.1mol• L－1 ），AgNO3（0.1mol• L－1 ），CaCl2（0.1mol• L－1 ）， MgCl2（0.1mol• L－1 ），NaHCO3（0.1mol• L－1 ），Al2 (SO4)3（0.1mol• L－1 ）， Na2S（0.1mol• L－1 ），NH4Cl（饱和溶液），(NH4)2C2O4（饱和溶液）。 其它： 甲基橙指示剂，酚酞指示剂，pH 试纸(广泛，精密) 四、实验内容 1．比较盐酸和醋酸的酸性 1.1 取两支试管，一支滴入 5 滴 0.1mol• L－1 HCl，另一支滴入 5 滴和 0.1mol• L－1 HAc，然 后再各滴加 1 滴甲基橙指示剂，并稀释至 5mL，观察溶液的颜色。 1.2 用pH试纸分别测定 0.1mol• L－1 HCl和 0.1mol• L－1 HAc溶液的pH值，观察pH试纸的颜色 变化并判断pH值。 1.3 取两支试管，一支加入 10 滴 0.1mol• L－1 HCl，另一支滴加 10 滴 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。 通过以上实验，比较盐酸和醋酸有何不同，为什么？ 2．用 pH 试纸测定下列溶液的 pH 值，并与计算结果比较 0.1mol• L－1 NaOH，0.1mol• L－1 NH3• H2O，0.1mol• L－1 Na2S，0.1mol• L－1 HAc 3．同离子效应和缓冲溶液 3.1 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？为什么？ 3.2 取 2mL0.1mol• L－1 NH3• H2O溶液，加入 1 滴酚酞指示剂，摇匀，溶液是什么颜色？再 8
加入少量NH4CI固体，使它溶解后，溶液的颜色有何变化？为什么？3.3在一试管中加入3mL0.1mol·L-HAc和3mL0.1mol·L=NaAc，搅拌搅匀后，用精密pH试纸测定其pH值。然后将溶液均分成两份，第一份加入2滴0.1mol·L-"HCl，摇匀，测定其pH值：另一份加入2滴0.1molL-INaOH，摇匀，测其pH值，解释观察到的现象。3.4在试管中加6mL蒸馏水，测其pH值。将其均分成两份，第一份加入2滴0.1mol·L-HCl，摇匀，测定其pH值；另一份加入2滴0.1mol·L-NaOH，摇勾，测其pH值，解释观察到的现象。与实验3.3相比较，得出什么结论。4.盐类水解和影响水解平衡的因素4.1用精密pH试纸分别测定0.1mol·L-NH,Cl，0.1mol·L-NH4Ac，0.1mol·LNaCI以及0.1mol·L-"Na2CO3溶液的pH值，解释观察到的现象。4.2取少量固体Fe（NO3)39H,O，用少量蒸馏水溶解后观察溶液的颜色，然后均分为三份。第一份留作比较；第二份加3滴6mol·L-"HNO3；第三份小火加热煮沸。观察现象，并解释现象。加入HNO或加热对水解平衡有何影响？试加以说明。4.3取两支试管，一支加1mL0.1mol·L-"Al2(SO4)溶液，另一支加1mL0.1mol·L-"NaHCO溶液，用pH试纸分别测试它们的pH值，写出它们水解方程式。然后将NaHCO溶液倒入Al2(SO4)3溶液中，观察有何现象？试加以说明。5.沉淀的生成和溶解5.1在两支试管中分别加入约0.5mL饱和(NH4)2C2O4溶液和0.5mL0.1mol·L-CaCl2溶液混合均匀，观察白色沉淀CaC2O4生成。然后在一支试管内缓慢滴加2mol·L-"HCl，并不断振荡，观察沉淀是否溶解；在另一支试管内逐滴加入饱和NHCI溶液，并不断振荡，观察沉淀是否溶解？通过实验现象，比较在CaC2O4沉淀中加入2mol·L-HCI或饱和NH4CI后，对平衡的影响如何？5.2在两支试管中分别加入1mL0.1mol·L-"MgCl2溶液，并逐滴加入6mol·L-"NH3·H2O至有白色Mg(OH)沉淀生成，然后在第一支试管中加入2mol·L-HCI，并不断振荡，观察沉淀是否溶解：在另一支试管内逐滴加入饱和NHCI溶液，并不断振荡，观察沉淀是否溶解？通过实验现象，比较在Mg（OH)2沉淀中加入HCI和饱或NH4CI后，对平衡的影响如何？5.3Ca(OH)2、Mg(OH)2、和Fe(OH)沉淀的溶解度的比较5.3.1取三支试管，第一支试管加0.5mL0.1mol·L-MgCl溶液，第二支试管加入.0.5mL0.1molL-'CaCl溶液，第三支试管加入0.5mL0.1mol·L-"FeCl溶液，然后各加入约2mol·L-INaOH溶液数滴，观察记录三支试管中有无沉淀生成。5.3.2另取三支试管，一支试管取约0.5mL0.1mol·L-MgCl溶液，一支试管取约0.5mL0.1mol·L-CaCl溶液，第三支试管取约0.5mL0.1mol·L-FeCl3溶液，然后在每只试管内各加入6mol·L-'NH·H,O溶液数滴，观察记录三支试管中有无沉淀生成。5.3.3分别于三支试管中各取4滴饱和NH4CI和6mol·L-NH3：H,O相混合的溶液（体积比为1：1），然后在第一支试管中加入约0.5mL0.1mol·L-"MgCl,溶液，第二支试管中加入0.5mL0.1molL-CaCl2溶液，第三支试管中加入0.5mL0.1mol·L-FeCl3，观察并记录三支试管中有无沉淀产生。通过实验5.3.1，5.3.2，5.3.3，比较Ca(OH)2、Mg(OH)2、和Fe(OH)沉淀的溶解度的相对大小，并加以解释。6.沉淀转化6.1在一支试管中加入0.1mol·L-Pb(NO3)2溶液约0.5mL，然后再加入约0.5mL0.1molL/Na2SO4，观察沉淀的产生并记录沉淀的颜色。再加入约0.5mL0.1mol·L-K2Cr2O溶液，观察沉淀颜色的改变，写出反应式并根据溶度积的原理进行解释。9
加入少量NH4Cl固体，使它溶解后，溶液的颜色有何变化？为什么？ 3.3 在一试管中加入 3mL0.1mol• L－1 HAc和 3mL0.1mol• L－1 NaAc，搅拌搅匀后，用精密pH 试纸测定其pH值。然后将溶液均分成两份，第一份加入 2 滴 0.1mol• L－1 HCl，摇匀，测定 其pH值；另一份加入 2 滴 0.1mol• L－1 NaOH，摇匀，测其pH值，解释观察到的现象。 3.4 在试管中加 6mL蒸馏水，测其pH值。将其均分成两份，第一份加入 2 滴 0.1mol• L－1 HCl， 摇匀，测定其pH值；另一份加入 2 滴 0.1mol• L－1 NaOH，摇匀，测其pH值，解释观察到的 现象。与实验 3.3 相比较，得出什么结论。 4．盐类水解和影响水解平衡的因素 4.1 用精密pH试纸分别测定 0.1mol• L－1 NH4Cl，0.1mol• L－1 NH4Ac，0.1mol• L－1 NaCl以及 0.1mol• L－1 Na2CO3溶液的pH值，解释观察到的现象。 4.2 取少量固体Fe (NO3)3• 9H2O，用少量蒸馏水溶解后观察溶液的颜色，然后均分为三份。 第一份留作比较；第二份加 3 滴 6 mol• L－1 HNO3；第三份小火加热煮沸。观察现象，并解 释现象。加入HNO3或加热对水解平衡有何影响？试加以说明。 4.3 取两支试管，一支加 1mL 0.1 mol• L－1 Al2 (SO4)3溶液，另一支加 1mL0.1 mol• L－1 NaHCO3 溶液，用pH试纸分别测试它们的pH值，写出它们水解方程式。然后将NaHCO3溶液倒入 Al2 (SO4)3溶液中，观察有何现象？试加以说明。 5．沉淀的生成和溶解 5.1 在两支试管中分别加入约 0.5mL饱和(NH4)2C2O4溶液和 0.5mL 0.1 mol• L－1 CaCl2溶液， 混合均匀，观察白色沉淀CaC2O4生成。然后在一支试管内缓慢滴加 2 mol• L－1 HCl，并不断 振荡，观察沉淀是否溶解；在另一支试管内逐滴加入饱和NH4Cl溶液，并不断振荡，观察沉 淀是否溶解？通过实验现象，比较在CaC2O4沉淀中加入 2 mol• L－1 HCl或饱和NH4Cl后，对 平衡的影响如何？ 5.2 在两支试管中分别加入 1mL 0.1 mol• L－1 MgCl2溶液，并逐滴加入 6 mol• L－1 NH3• H2O 至有白色Mg (OH)2沉淀生成，然后在第一支试管中加入 2 mol• L－1 HCl，并不断振荡，观察 沉淀是否溶解；在另一支试管内逐滴加入饱和NH4Cl溶液，并不断振荡，观察沉淀是否溶解？ 通过实验现象，比较在Mg (OH)2沉淀中加入HCl和饱或NH4Cl后，对平衡的影响如何？ 5.3 Ca (OH)2、Mg (OH)2、和Fe (OH)3沉淀的溶解度的比较 5.3.1 取三支试管，第一支试管加 0.5mL 0.1 mol• L－1 MgCl2溶液，第二支试管加入 0.5mL 0.1 mol• L－1 CaCl2溶液，第三支试管加入 0.5mL0.1 mol• L－1 FeCl3溶液，然后各加入约 2 mol• L－1 NaOH溶液数滴，观察记录三支试管中有无沉淀生成。 5.3.2 另取三支试管，一支试管取约 0.5mL 0.1 mol• L－1 MgCl2溶液，一支试管取约 0.5mL 0.1 mol• L－1 CaCl2溶液，第三支试管取约 0.5mL0.1 mol• L－1 FeCl3溶液，然后在每只试管内 各加入 6 mol• L－1 NH3• H2O溶液数滴，观察记录三支试管中有无沉淀生成。 5.3.3 分别于三支试管中各取 4 滴饱和NH4Cl和 6 mol• L－1 NH3• H2O相混合的溶液（体积比 为 1：1），然后在第一支试管中加入约 0.5mL 0.1 mol• L－1 MgCl2溶液，第二支试管中加入 0.5mL 0.1 mol• L－1 CaCl2溶液，第三支试管中加入 0.5mL0.1 mol• L－1 FeCl3，观察并记录三 支试管中有无沉淀产生。 通过实验 5.3.1，5.3.2，5.3.3，比较Ca (OH)2、Mg (OH)2、和Fe (OH)3沉淀的溶 解度的相对大小，并加以解释。 6．沉淀转化 6.1 在一支试管中加入 0.1 mol• L－1 Pb (NO3)2溶液约 0.5mL，然后再加入约 0.5mL0.1mol• L－ 1 Na2SO4，观察沉淀的产生并记录沉淀的颜色。再加入约 0.5mL0.1mol• L－1 K2Cr2O7溶液，观 察沉淀颜色的改变，写出反应式并根据溶度积的原理进行解释。 9
6.2取数滴0.1mol·L-AgNO3溶液，加入2滴0.1mol·L-K2CrO4溶液，观察沉淀的颜色将沉淀离心分离，洗涤沉淀2一3次。然后往沉淀中加入0.1mol·L-NaCI溶液，观察沉淀颜色的变化，写出反应方程式并根据溶度积原理进行解释。五、预习内容1.解离平衡、同离子效应、盐类水解等理论的理解。2.试管操作的规则。3.计算实验内容2中各溶液的pH值。六、思考题1．加热对水解有何影响？2将10mL0.2mol·LHAc与10mL0.1mol·L-的NaOH混合，问所得的溶液是否具有缓冲作用？这个溶液的pH值在什么范围之内？3.沉淀的溶解和转化条件有哪些？实验五十五氧化还原反应和电化学一、实验目的1.了解氧化还原反应和电极电势的关系。2.验证浓度变化对电极电势的影响。二、实验原理氧化还原反应就是氧化剂得到电子，还原剂失去电子的电子转移过程。氧化剂或还原剂的相对强弱，可用其氧化态一还原态组成的共轭电对的电极电势的相对高低来衡量。若以还原电势为准，即：氧化态+ze还原态则一个氧化还原电对的标准电极电势E越大，表明氧化还原电对的氧化态越易得到电子，即氧化态就是越强的氧化剂，而还原态的还原能力越弱；若一个氧化还原电对的标准电极电势E越小，表明氧化还原电对的还原态越易给出电子，即该还原态就是越强的还原剂，而氧化态的氧化能力越弱通常情况下，可用标准电极电势判断反应进行的方向。即：E(氧化剂电对)>E°(还原剂电对)实际上，许多反应是在非标准状态下进行的，这时浓度对电极电势的影响可用Nernst方程式表示：E=E°RTinα（氧化态）zF"α（还原态）其中：E为该电对的标准电极电势：Z为电极反应得失电子数：R为摩尔气体常数：F为法拉第常数（96487C·mol）；a（氧化态）、a（还原态）分别表示电极反应中氧化态物质和还原态物质的活度。浓度对电极电势的影响表现在以下几个方面：1.对有沉淀生成的电极反应或有配合物生成的电极反应，沉淀或配合物的生成都会大大改变氧化态或还原态浓度：2.对有H或OH参加的电极反应，不但氧化态或还原态的浓度对电极电势有很大影响，而且H或OH浓度对电极电势也有很大影响。因为氧化还原反应是由两个或两个以上氧化还原电对共同作用的结果。所以，自发进行的氧化还原反应的方向都可由电对电极电势数值的相对大小加以判断：即从较强的氧化剂和较强的还原剂向着生成较弱的还原剂和较弱的氧化剂的方向进行。此时，E(氧化剂电对)>E(还原剂电对)通过氧化还原反应产生电流的装置叫原电池。原电池的电动势：10
6.2 取数滴 0.1 mol• L－1 AgNO3溶液，加入 2 滴 0.1 mol• L－1 K2CrO4溶液，观察沉淀的颜色。 将沉淀离心分离，洗涤沉淀 2－3 次。然后往沉淀中加入 0.1 mol• L－1 NaCl溶液，观察沉淀 颜色的变化，写出反应方程式并根据溶度积原理进行解释。 五、预习内容 1．解离平衡、同离子效应、盐类水解等理论的理解。 2．试管操作的规则。 3．计算实验内容 2 中各溶液的 pH 值。 六、思考题 1．加热对水解有何影响？ 2．将 10mL0.2 mol• L－1 HAc与 10mL0.1 mol• L－1 的NaOH混合，问所得的溶液是否具有缓 冲作用？这个溶液的pH值在什么范围之内？ 3．沉淀的溶解和转化条件有哪些？ 实验五十五 氧化还原反应和电化学 一、实验目的 1．了解氧化还原反应和电极电势的关系。 2．验证浓度变化对电极电势的影响。 二、实验原理 氧化还原反应就是氧化剂得到电子，还原剂失去电子的电子转移过程。氧化剂或还原剂 的相对强弱，可用其氧化态－还原态组成的共轭电对的电极电势的相对高低来衡量。若以还 原电势为准，即： 氧化态 ＋ z e － ⇔ 还原态 则一个氧化还原电对的标准电极电势Eθ 越大，表明氧化还原电对的氧化态越易得到电 子，即氧化态就是越强的氧化剂，而还原态的还原能力越弱；若一个氧化还原电对的标准电 极电势Eθ 越小，表明氧化还原电对的还原态越易给出电子，即该还原态就是越强的还原剂， 而氧化态的氧化能力越弱。 通常情况下，可用标准电极电势判断反应进行的方向。 即： Eθ (氧化剂电对) >Eθ (还原剂电对) 实际上，许多反应是在非标准状态下进行的，这时浓度对电极电势的影响可用 Nernst 方程式表示： （还原态） （氧化态） a a zF RT EE += ln θ 其中：Eθ 为该电对的标准电极电势；Z为电极反应得失电子数；R为摩尔气体常数；F为法拉 第常数（96487 C·mol—1 ）； a（氧化态）、a（还原态）分别表示电极反应中氧化态物质和 还原态物质的活度。 浓度对电极电势的影响表现在以下几个方面：1.对有沉淀生成的电极反应或有配合物生 成的电极反应，沉淀或配合物的生成都会大大改变氧化态或还原态浓度；2.对有H+ 或OH－ 参 加的电极反应，不但氧化态或还原态的浓度对电极电势有很大影响，而且H＋ 或OH－ 浓度对 电极电势也有很大影响。 因为氧化还原反应是由两个或两个以上氧化还原电对共同作用的结果。所以，自发进行 的氧化还原反应的方向都可由电对电极电势数值的相对大小加以判断：即从较强的氧化剂和 较强的还原剂向着生成较弱的还原剂和较弱的氧化剂的方向进行。 此时， E (氧化剂电对)>E (还原剂电对) 通过氧化还原反应产生电流的装置叫原电池。原电池的电动势： 10