实验九置换法测定摩尔气体常数

1、实验九 置换法测定摩尔气体常量R一、目的要求1. 了解理想气体状态方程式和气体分压定律的应用。2. 练习气体体积的测量操作和气压计的使用。3. 掌握摩尔气体常量的测定方法。二、实验原理活泼金属镁与稀硫酸反应，置换出氢气：Mg(s) + H2SO4(aq) = MgSO4(aq) + H2(g) 准确称取一定质量(mMg)的金属镁，使其与过量的稀硫酸作用，在一定温度T和压力p下测定被置换出来的氢气的体积()，由理想气体状态方程式即可算出摩尔气体常量R： 式中，为氢气的体积；为一定质量(mMg)的金属镁置换出的氢气的物质的量。由于氢气是采用排水集气法收集的，氢气中还混有水蒸汽，在实验温度下水的饱和

2、蒸气压可从数据表中查出，根据分压定律，氢气的分压为： 实验时的温度T和压力P可以分别由温度计和压力计测得。三、仪器和药品仪器：分析天平，量气管(50 mL，或50 mL碱式滴定管)，滴定管夹，液面调节管(或25 mm×180 mm规格的直型接管)，长颈普通漏斗，橡皮管，试管(25 mL)，烧瓶夹药品：金属镁条，H2SO4(3 mol·L-1)四、实验内容1. 准确称取两份已擦去表面氧化膜的镁条，每份质量为0.0300.035 g (准确至0.0001 g)。2. 所示装配好仪器，打开试管3的胶塞，由液面调节管2往量气管1内装水到略低于刻度“0”的位置。上下移动调节管2以赶尽

3、胶管和量气管内的气泡，然后将试管3的塞子塞紧。3. 检查装置的气密性。把调节管2下移一段距离，如果量气管内液面只在初始时稍有下降，以后维持不变 (观察35 min)，即表明装置不漏气。如液面不断下降，应重复检查各接口处是否严密，直至确定不漏气为止。4. 把液面调节管2上移回原来位置，取下试管3，用一长颈漏斗往试管3注入68 mL 3 mol·L-1的硫酸，取出漏斗时注意切勿使硫酸沾污管壁。将试管3按一定倾斜度固定好，把镁条用水稍微润湿后贴于管壁内，确保镁条不与酸接触。检查液面是否处于“0”刻度以下，再次检查装置气密性。5. 将调节管2靠近量气管右侧，使两管内液面保持同一水平，记下量气

4、管液面位置。将试管3底部略为提高，让酸与镁条接触，这时，反应产生的氢气进入量气管中，管中的水被压入调节管内。为避免量气管内压力过大，可适当下移调节管2，使两管液面大体保持同一水平。6. 反应完毕后，待试管3冷至室温，然后使调节管2与量气管1内液面处于同一水平，记录液面位置。12 min后，再记录液面位置，直至两次读数一致，即表明管内气体温度已与室温相同。用另一份已称量的镁条重复上述实验。7. 记录室温和大气压。8. 从附录3查出室温时水的饱和蒸气压p(H2O)。五、数据记录和处理列出所有测量及运算数据，算出摩尔气体常量R和百分误差。第一次实验：镁条的质量m(Mg)_g，镁条物质的量n(Mg)_

5、mol反应前量气管中的液面读数V1=_mL反应后量气管中的液面读数V2_mL氢气的体积V(H2)V2V1_mL室温t _ T_K大气压力p_Pa室温时水的饱和蒸气压p(H2O)_Pa氢气的分压p(H2)pp(H2O)_Pa氢气物质的量n(H2)_mol摩尔气体常量_Jmol-1K-1第二次实验的数据处理过程同上。摩尔气体常量= _Jmol-1K-1相对误差_%将所得的与一般通用的数值R通用8.314 Jmol-1K-1进行比较，讨论造成误差的主要原因。六、思考题1. 如何检测本实验体系是否漏气？其根据是什么？漏气将造成怎样的误差？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

6、保持在同一水平面？实验十 氯化铵生成焓的测定一、目的要求1. 学习利用量热计测定物质生成焓的简单方法。2. 加深对盖斯定律的理解。二、实验原理热力学标准状态下由稳定单质生成一摩尔化合物时的反应焓变称为该化合物的标准摩尔生成焓。标准摩尔生成焓一般可通过测定有关反应热而间接求得。本实验分别测定氨水和盐酸的中和反应热和氯化铵固体的溶解热，然后利用氨水和盐酸的标准生成焓，通过盖斯定律可计算求得氯化铵固体的标准生成焓。 NH3(aq) + HCl(aq) NH4Cl(aq) 中和 NH4Cl(s) NH4Cl(aq) 溶解中和反应热和溶解热可采用简易热计中进行时，反应放出或吸收的热量将使量热计系统温度升

7、高或降低。只要测定量热计系统温度的改变值以及量热计系统的比热容C，就可以利用式(41)计算出反应的热效应。 (n为被测物质的物质的量) (41)量热计系统的比热容C是指量热计系统温度升高1 K所需要的热量。本实验利用盐酸和氢氧化钠水溶液在量热计内反应，测定其系统温度改变值后，根据已知的中和反应热(= -57.3 kJ·mol-1)，可由式(42)求得量热计系统的比热容C。 (42)由于反应后的温度需要一段时间才能升到最高值，而实验所用的简易量热计不是严格的绝热系统，在这段时间，量热计不可避免地会与周围环境发生热交换。为了校正由此带来的温度偏差，需用图解法确定系统温度变化的最测得的温度

8、为纵坐标，时间为横坐标绘图，按虚线外推到开始混合的时间(t=0)，求出温度变化最大值(T)，这个外推的T值能较客观地反映出由反应热所引起的真实温度变化。三、仪器和药品仪器：量热计(由保温杯，一支1/10 K温度计和一支环状搅拌棒组成)，秒表，烧杯，量筒药品：NaOH(1.0 mol·L-1)，HCl(1.0 mol·L-1，1.5 mol·L-1)，NH3·H2O(1.5 mol·L-1)，NH4Cl(s)四、实验内容1. 量热计比热容的测定用量筒量取50 mL 1.0 mol·L-1 NaOH溶液于量热计中，盖好杯盖并搅拌，至温度变

9、化基本不变。量取50 mL 1.0 mol·L-1 HCl溶液于一个150 mL烧杯中，用一支校正过的温度计测量酸的温度，要求酸碱温度基本一致，若不一致，可用手温热或用水冷却。实验开始每隔30 s记录一次NaOH溶液的温度，并于第5 min 打开杯盖，把酸一次加入量热计中，立即盖好杯盖并搅拌，继续记录温度和时间，直到温度上升至最高点，再继续测定5 min。作出温度时间关系图，用外推法求出，并计算量热计系统的比热容。2. 氨水与盐酸中和热的测定洗净量热计，以1.5 mol·L-1 氨水代替1.0 mol·L-1 NaOH溶液，1.5 mol·L-1 HCl

10、溶液代替1.0 mol·L-1 HCl溶液重复上述实验。作图求得，并计算中和反应热中和。3. NH4Cl溶解热的测定在干净的量热计中加入100 mL蒸馏水，搅拌使体系温度趋于稳定后测量时间-温度数据(30 s记录一次)，于第5 min加入4.0 g NH4Cl固体，立即盖好杯盖并搅拌，促使固体溶解(可适当摇荡量热计)。继续记录时间-温度数据，直至温度下降到最低点，再继续测量5 min，作图求，计算NH4Cl溶解热溶解。五、数据记录和处理1. 分别列表记录有关实验的时间-温度数据。2. 作温度-时间关系图求。3. 计算量热计系统的比热容、氨水和盐酸的中和热、NH4Cl的溶解热。4. 利

11、用氨水和盐酸的标准生成焓，根据盖斯定律计算NH4Cl(s)的标准生成焓，并对照查得的数据计算百分误差。 六、思考题1. 为什么放热反应的温度-时间曲线的后半段逐渐下降，而吸热反应则相反？2. 如果实验中有少量HCl溶液或NH4Cl固体黏附在量热计器壁上，对实验结果有何影响？3. 氨水与盐酸反应的中和热和NH4Cl固体的溶解热之差，是哪一个反应的热效应？实验十一 I3- I- + I2 平衡常数的测定一、目的要求1. 掌握溶液量取容器(量筒、移液管、吸量管)的使用。2. 测定I3- I- + I2的平衡常数。加强对化学平衡、平衡常数的理解并了解平衡移动的原理。3. 巩固滴定操作。二、实验原理碘溶

12、于碘化钾溶液中主要形成I3-离子，并建立下列平衡：I3- I- + I2在一定温度条件下其平衡常数为 (43)式中 a 为活度，为活度系数，I- 、I2 、I3-为平衡浓度。在离子强度不大的溶液中所以(43)式可简化为 (44)为了测定平衡时的I- 、I2 、I3-，可用过量固体碘与已知浓度的碘化钾溶液一起摇荡，达到平衡后，取上层清液，用标准Na2S2O3溶液进行滴定：2Na2S2O3 + I2 = 2NaI + Na2S4O6由于溶液中存在I3- I- + I2 的平衡，所以用硫代硫酸钠溶液滴定，最终测到的是平衡时I2和I3-的总浓度。设这个总浓度为c，则 c = I2 + I3- (45)

13、I2 可通过在相同温度条件下，测定过量固体碘与水处于平衡时，溶液中碘的浓度来代替。设这个浓度为c，则I2 = c整理(45)式得 I3- = c - I2 = c c由于形成一个I3-就需要一个I-，所以平衡时I-为I- = c0 - I3-式中c0为碘化钾的起始浓度。将I2 、I3-和I-代入(44)式即可求得在此温度条件下的平衡常数。三、仪器和药品仪器：量筒(10 mL，100 mL)，吸量管(10 mL)，移液管(50 mL)，碱式滴定管，碘量瓶(100 mL，250 mL)，锥形瓶(250 mL)，洗耳球药品：I2(s)，KI标准溶液(0.0100 mol·L-1，0.020

14、0 mol·L-1)，Na2S2O3标准溶液(0.0050 mol·L-1)，淀粉溶液(0.2 %)四、实验内容1. 取两只干燥的100 mL碘量瓶和一只 250 mL碘量瓶，分别标上1、2、3号。用量筒分别量取80 mL 0.0100 mol·L-1 KI溶液注入1号瓶，80 mL 0.0200 mol·L-1 KI溶液注入2号瓶，200 mL蒸馏水注入3号瓶。然后在每个瓶内各加入0.5 g研细的碘，盖好瓶塞。2. 将3只碘量瓶在室温下振荡或者在磁力搅拌器上搅拌30 min，然后静置10 min，待过量固体碘完全沉于瓶底后，取上层清液进行滴定。3. 用

15、10 mL吸量管取1号瓶上层清液两份，分别注入250 mL锥形瓶中，再各注入40 mL蒸馏水，用0.0050 mol·L-1标准Na2S2O3溶液滴定其中一份至呈淡黄色时(注意不要滴过量)，注入4 mL 0.2 % 淀粉溶液，此时溶液应呈蓝色，继续滴定至蓝色刚好消失。记下所消耗的Na2S2O3溶液的体积。平行做第二份清液。同样方法滴定2号瓶上层的清液。4. 用50 mL 移液管取3号瓶上层清液两份，用0.0050 mol·L-1标准Na2S2O3溶液滴定，方法同上。将数据记。录与结果瓶 号123取样体积V/mL10.0010.0050.00Na2S2O3溶液的用量/mL平

16、均Na2S2O3溶液的浓度/mol·L-1I2 与I3-的总浓度/ mol·L-1/水溶液中碘的平衡浓度/ mol·L-1 / /I2 / mol·L-1/I3-/ mol·L-1/c0/ mol·L-1/I-/ mol·L-1/K/K平均/5. 数据处理 用Na2S2O3标准溶液滴定碘时，相应的碘的浓度计算方法如下：1号、2号瓶 3号瓶 本试验测定K值在1.0×10-3 2.0×10-3范围内合格 (文献值K=1.5×10-3)五、思考题1. 本试验中，碘的用量是否要准确称取？为什么？2. 为

17、什么本实验中量取标准溶液，有的用移液管，有的可用量筒？3. 实验过程中若出现下列情况，将会对本试验产生何种影响？(1) 所取碘的量不够；(2) 三只碘量瓶没有充分振荡；(3) 在吸取清液时，不小心将沉在溶液底部或悬浮在溶液表面的少量固体碘带入吸量管。实验十二 乙酸标准解离常数和解离度的测定一、目的要求1. 测定乙酸的标准解离常数和解离度，加深对标准解离常数和解离度的理解。2. 学习正确使用酸度计。3. 巩固移液管的基本操作，学习容量瓶的使用。二、实验原理乙酸(CH3COOH或简写成HAc)是弱电解质，在溶液中存在如下的解离平衡： HAc(aq) H+ (aq) + Ac- (aq)其标准解离常

18、数(46)式中c(H+)，c(Ac)，c(HAc)分别为H+，Ac，HAc的平衡浓度，c为标准浓度 (即1 mol·L-1)。对于单纯的乙酸溶液，若以c代表HAc的起始浓度，则平衡时c(HAc) = cc(H+)，而c(H+)c(Ac)，则 (47)HAc的解离度可表示为: (48)在一定温度下用酸度计测出已知浓度的HAc溶液的pH，根据式(47)和(48)，即可求得。三、仪器和药品HAc标准溶液(0.1 mol·L-1)，NaAc标准溶液(0.1 mol·L-1)，未知一元弱酸溶液(0.1 mol·L-1)，NaOH标准溶液(0.1 mol·

19、L-1)，酚酞指示剂(0.1 %)四、实验内容1. 乙酸标准解离常数和解离度的测定1) 配制不同浓度的乙酸溶液用滴定管分别放出5.00 mL，10.00 mL，25.00 mL已知浓度的HAc标准溶液于三只50 mL容量瓶中，用蒸馏水稀释至刻度，摇匀。连同未稀释的HAc标准溶液可得到四种浓度不同的溶液，由稀到浓依次编号为1、2、3、4。取另一干净的50 mL容量瓶，从滴定管中放出10.00 mL HAc标准溶液，再加0.1 mol·L-1 NaAc标准溶液10.00 mL，用蒸馏水稀释至刻度，摇匀，编号为5。2) HAc溶液pH的测定用五只干燥的50 mL烧杯，分别盛入上述五种溶液各

20、30 mL，按由稀到浓的次序在酸度计上测定它们的pH。将数据记 数据和计算 温度_编号c/mol·L-1pHc(H+)/mol·L-1c(Ac)/ mol·L-1123452. 未知弱酸标准解离常数的测定取10.00 mL未知一元弱酸溶液，用NaOH标准溶液滴定到终点。然后再加10.00 mL该弱酸溶液，混合均匀，测其pH。计算该弱酸的标准解离常数。五、思考题1. 如果改变所测HAc溶液的温度，则解离度和标准解离常数有无变化？2. 配制不同浓度的HAc溶液时，玻璃器皿是否要干燥，为什么？3. 测定不同浓度HAc溶液的pH时，测定顺序应由稀到浓，为什么？4. 下列情

21、况能否用近似公式 求标准解离常数。 (1) 所测HAc溶液浓度极稀；(2) 在HAc溶液中加入一定量的NaAc(s)；(3) 在HAc溶液中加入一定量的NaCl(s)。实验十三 化学反应速率和活化能的测定一、目的要求1. 了解浓度、温度和催化剂对反应速率的影响。2. 测定过二硫酸铵与碘化钾反应的反应速率，并计算反应级数、反应速率常数和活化能。二、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 (aq) + 3KI (aq) = (NH4)2SO4 (aq) + K2SO4 (aq) + KI3 (aq)反应的离子方程式为S2O82-(aq) + 3I-(aq) = 2S

22、O42-(aq) + I3-(aq) (4)其反应的速率方程式可表示为 条件下反应的瞬时速率。若 、为初始浓度，则表示反应的初速率(0)。k是反应速率常数， m 和 n是反应级数。实验能测定的速率是一段时间间隔(t)内反应的平均速率。如果在t时间内S2O82-浓度的改变为，则平均速率为近似地用平均速率代替初速率 为了能够测出反应的，需要在混合(NH4)2S2O8和KI溶液的同时，加入一定体积已知浓度的Na2S2O3溶液和淀粉溶液，这样在反应(4)进行的同时还进行着下面的反应：2S2O32- + I3- = S4O62- + 3I- (4)反应(4)进行得非常快，几乎瞬间完成，而反应(4)比反应

23、(4)慢得多。因此，由反应(4)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显示出来的特有蓝色。但是一旦Na2S2O3耗尽，反应(4)继续生成的I3-就与淀粉反应而呈现蓝色。由于从反应开始到蓝色出现标志着S2O32-全部耗尽，所以从反应开始到出现蓝色这段时间t里，S2O32-浓度的改变 实际上就是Na2S2O3的起始浓度c0 (S2O32-)，即c0 (S2O32-)再从反应式(4)和(4)可以看出，S2O82-减少的量为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实验中，通过改变反应物S2O82-和I

24、-的初始浓度，测定消耗等量的S2O82-的物质的量浓度所需要的不同的时间间隔(t)，计算得到反应物不同初始浓度的初速率，进而确定该反应的反应级数m和n，从而得到反应的速率方程和反应速率常数。 由Arrhenius方程得求出不同温度时的k值后，以lgk对作图，可得一直线，由直线的斜率可求得反应的活化能Ea。Cu2+可以加快反应(4)的速率，Cu2+的加入量不同，加快的反应速率也不同。三、仪器和药品仪器：烧杯(50 mL)，大试管，量筒(10 mL，50 mL)，秒表，温度计，恒温水浴槽药品：(NH4)2S2O8(0.20 mol·L-1)，KI(0.20 mol·L-1)，N

25、a2S2O3(0.010 mol·L-1)，KNO3(0.20 mol·L-1)，(NH4)2SO4(0.20 mol·L-1)，Cu(NO3)2(0.020 mol·L-1)，淀粉溶液(0.2 %)，冰四、实验内容1. 浓度对化学反应速率的影响，求反应速率方程在室温条件下进号I的实验。用量筒分别量取20.0 mL 0.20 mol·L-1 KI溶液、8.0 mL 0.010 mol·L-1 Na2S2O3 溶液和4.0 mL 0.2 %的淀粉溶液，全部加入烧杯中，混合均匀。然后用另一量筒取20.0 mL 0.20 mol·

26、L-1 (NH4)2S2O8溶液，迅速倒入上述混合液中，同时按动秒表，并不断搅动，仔细观察。当溶液刚出现蓝色时，立即停止计时，记录反应时间和室温。用同样方法按量进行编号、的实验，并计算每次实验的反应速率。 浓度对反应速率的影响 室温_实验编号试剂用量/mL0.20 mol·L-1 (NH4)2S2O820.010.05.020.020.00.20 mol·L-1 KI20.020.020.010.05.00.010 mol·L-1 Na2S2O38.08.08.08.08.00.2 % 淀粉溶液4.04.04.04.04.00.20 mol·L-1 KN

27、O300010.015.00.20 mol·L-1(NH4)2SO4010.015.000反应物的起始浓度/mol·L-1(NH4)2S2O8KINa2S2O3反应时间t/s /mol·L-1反应速率/molL-1s-1将反应速率方程式 两边取对数：当不变时(即实验、)，以对作图，可得一直线，斜率即为m；同理，当不变时(即实验、)，以对作图，可求得n；此反应的总级数则为(m + n)。将求得的m和n代入中，即可求得反应速率常数k。将数据填入下表。实验编号mn反应速率常数k2. 温度对化学反应速率的影响，求活化能中的试剂用量，将装有KI、Na2S2O3、KNO3和淀

28、粉混合溶液的烧杯和装有(NH4)2S2O8溶液的小烧杯，放入冰水浴中冷却。待它们温度冷却到低于室温10 时，将(NH4)2S2O8溶液迅速倒入装有KI等混合溶液的烧杯中，同时计时并不断搅动，当溶液刚出现蓝色时，记录反应时间。此实验编号记为。用同样方法在热水浴中进行高于室温10 的实验。此实验编号记为。将这两次实验数据和实验的数据速率的影响实验编号反应温度/K反应时间t/s反应速率/ molL-1s-1反应速率常数klgk反应活化能Ea化能测定值的误差不超过10 % (文献值：51.8 kJmol-1)。在做温度对化学反应速率影响的实验时，如室温低于10 ，可将温度条件改为室温、高于室温10 、

29、高于室温20 三种情况进行。3. 催化剂对化学反应速率的影响实验的反应速率定性地进行比较并得出结论。五、思考题1. 若不用S2O82-，而用I-或I3-的浓度变化来表示反应速率，则反应速率常数k和反应速率是否一样？2. 本实验Na2S2O3的用量过多或者过少，对实验结果有何影响？3. 下列操作情况对实验有何影响？(1) 取用试剂的量筒没有分开专用；(2) 先加(NH4)2S2O8溶液，最后加KI溶液；(3) 慢慢加入(NH4)2S2O8溶液。4. 为什么在实验、中，要分别加入KNO3或(NH4)2SO4溶液？实验十四 电离平衡和沉淀平衡一、目的要求 1. 了解同离子效应对弱电解质解离平衡移动的

30、影响。 2. 掌握缓冲溶液的配制并试验其性质。 3. 观察盐类的水解作用以及掌握抑制水解的方法。4. 试验沉淀的生成、溶解及转化的条件。二、实验原理在弱酸或弱碱溶液中，加入与这种酸或碱含有相同离子的易溶强电解质，使弱酸或弱碱的离解度降低，这种作用被称为同离子效应。由弱酸弱酸盐或弱碱弱碱盐组成的溶液中，加入少量的强酸或强碱时，溶液的pH改变很小。这样的溶液具有保持pH相对稳定的性能。这种具有保持pH相对稳定性能的溶液就是缓冲溶液。强酸强碱盐在水中不发生水解。除此之外，其他的各类盐在水中都会发生水解，而使大多数的盐溶液呈酸性或碱性。有些盐水解后只能改变溶液的pH，有些则既能改变溶液的pH又能产生沉

31、淀或气体。盐类的水解同样也受到同离子效应的影响。沉淀溶解平衡可用如下通式表示：AmBn (s) mAn+(aq) + nBm-(aq)其溶度积常数为：沉淀的生成和溶解可以根据溶度积规则来判断：，有沉淀析出，平衡向左移动；，处于平衡状态，溶液为饱和溶液；，无沉淀析出，或平衡向右移动，原来的沉淀溶解。三、仪器和药品 仪器：离心机，试管，离心试管，量筒(10 mL) 药品：HAc (0.1 mol·L-1，1 mol·L-1)，HCl (1 mol·L-1，6 mol·L-1)，HNO3 (6 mol·L-1)，NH3·H2O (2 mol

32、·L-1)，NaOH (1 mol·L-1)，MgCl2 (0.1 mol·L-1)，NH4Cl (饱和)，NaAc (1 mol·L-1)，Na2CO3 (1 mol·L-1)，NaCl (0.1 mol·L-1，1 mol·L-1)，Al2(SO4)3 (1 mol·L-1)，Na3PO4 (0.1mol·L-1)，Na2HPO4 (0.1 mol·L-1)，NaH2PO4 (0.1 mol·L-1)，Pb(NO3)2 (0.001 mol·L-1，0.1 mol

33、3;L-1)，KI (0.001 mol·L-1，0.1 mol·L-1)，(NH4)2C2O4 (饱和)，CaCl2 (0.1 mol·L-1)，AgNO3 (0.1 mol·L-1)，CuSO4 (0.1 mol·L-1)，Na2S (0.1 mol·L-1)，K2CrO4 (0.005 mol·L-1)，NaAc (s)，NH4Cl (s), SbCl3 (s)，甲基橙，酚酞，pH试纸四、实验内容1. 同离子效应1) 取两支小试管，各加入1 mL 0.1 mol·L-1 HAc溶液及1滴甲基橙，混合均匀，观察

34、溶液的颜色。在一试管中加入少量固体NaAc，观察溶液颜色的改变，并解释上述现象。2) 取一支小试管，加入1 mL 2 mol·L-1 NH3·H2O溶液及1滴酚酞，混合均匀，溶液呈现何种颜色？再加入少量固体氯化铵，观察溶液颜色的改变，说明原因。 3) 取两支小试管，各加入5滴0.1 mol·L-1 MgCl2溶液，在其中一支试管中再加入5滴饱和NH4Cl溶液，然后分别在这两支试管中加入5滴2 mol·L-1 NH3·H2O，观察两试管发生的现象有何不同？为什么？2. 缓冲溶液的配制和性质1) 用1 mol·L-1 HAc和1 mol&

35、#183;L-1 NaAc溶液配制pH = 4.0的缓冲溶液10 mL(应该如何配制？)。用精密pH试纸测定其pH。2) 将上述的缓冲溶液分二等份，在一份中加入1 mol·L-1 HCl 1滴，在另一份中加入1 mol·L-1 NaOH 1滴，分别测定其pH。3) 取两支试管，各加入5 mL蒸馏水，用pH试纸测定其pH。然后分别加入1 mol·L-1 HCl 1滴和1 mol·L-1 NaOH 1滴，再用pH试纸测定其pH。将以上结果填入下表中。分析表中的实验结果，说明缓冲溶液的缓冲性能。体系pH缓冲溶液(HAc-NaAc)5 mL缓冲溶液中加1滴纯水5

36、 mL纯水中加1滴1 mol·L-1 HCl1 mol·L-1 NaOH1 mol·L-1 HCl1 mol·L-1 NaOH实验测定值计算值3. 盐的水解1) 在三支小试管中分别加入1 mL 0.1 mol·L-1 的Na2CO3，NaCl及Al2(SO4)3溶液，用pH试纸测定它们的pH。解释原因，并写出有关反应方程式。2) 用pH试纸试验0.1 mol·L-1 Na3PO4，Na2HPO4，NaH2PO4溶液的酸碱性。酸式盐是否一定呈酸性?3) 取少量SbCl3固体，加入1 mL蒸馏水，有何现象产生？测定该溶液的pH。然后加入6

37、 mol·L-1 HCl，沉淀是否溶解？最后将所得溶液稀释，又有何变化？解释上述现象，并写出有关反应方程式。4. 溶度积原理的应用1) 沉淀的生成在一支试管中加入1 mL 0.1 mol·L-1 Pb(NO3)2溶液，然后加入等体积0.1 mol·L-1 KI溶液，观察有无沉淀生成？在另一支试管中用0.001mol·L-1 Pb(NO3)2溶液和0.001mol·L-1 KI溶液进行实验，有无沉淀生成？解释以上现象。2) 沉淀的溶解(自行设计实验)先制取CaC2O4，AgCl和CuS沉淀，然后按下述要求将它们分别溶解：(1) 用生成弱电解质的方

38、法溶解CaC2O4沉淀。(2) 用生成配离子的方法溶解AgCl沉淀。(3) 用氧化还原反应的方法溶解CuS沉淀。3) 分步沉淀在试管中加入0.1 mol·L-1 NaCl溶液和0.05 mol·L-1 K2CrO4溶液各1 mL，然后逐滴加入0.1 mol·L-1 AgNO3溶液，边加边振荡，观察沉淀的生成和颜色的变化，用溶度积原理解释实验现象。4) 沉淀的转化取5滴0.1 mol·L-1 AgNO3溶液，加入6滴0.1 mol·L-1 NaCl溶液，有何种颜色的沉淀生成？离心分离，弃去上层清液，沉淀中滴加0.1 mol·L-1 Na

39、2S溶液，有何现象？解释原因。五、思考题1. 以下两种体系是否均属缓冲溶液？为什么？(1) 10 mL 0.2 mol·L-1 HAc溶液与10 mL 0.1 mol·L-1 NaOH溶液混合。(2) 10 mL 0.2 mol·L-1 NaAc溶液与10 mL 0.2 mol·L-1 HCl溶液混合。2. 试解释为什么NaHCO3水溶液呈碱性，而NaHSO4水溶液呈酸性？3. 配制Sn2+，Sb3+，Fe3+等盐的水溶液，应如何正确操作？4. 利用平衡移动原理，判断下列难溶电解质是否可用HNO3来溶解？MgCO3，CaC2O4，BaSO4，Ag3PO4

40、，AgCl 实验十五 电位法测定卤化银的溶度积一、目的要求1. 了解电位法测定难溶化合物溶度积的原理及方法。2. 学习用图解法求卤化银的溶度积。二、实验原理用电位法可以测定难溶化合物的溶度积。例如，当测定某一卤化银的溶度积时，只需选用两支电极和相应的溶液组成如下原电池： )饱和甘汞电极 KX c (X) AgX(s)，Ag ( +通过测定该原电池的电动势，就可方便地求出该化合物的溶度积。 E(电动势)= (AgX/ Ag)(甘汞) (411)(AgX/ Ag)= (AgX/ Ag)lgc(X)/c(412)(AgX/ Ag)= (Ag+/ Ag)= (Ag+/ Ag) + lgKsp(413)

41、由式(411)、(412)、(413)可得E(电动势)=lgc(X)/clgKsp(Ag+/ Ag)(甘汞)(414)式(414)中(Ag+/ Ag)、(甘汞)(分别为0.7996V和0.2415V)均可从有关手册中查到，因此只要在一定的c (X)下测出原电池的E(电动势)，即可算出Ksp。为了减少实验误差，可通过改变所测体系的c (X)，测得相应的E(电动势)，然后以E(电动势)为纵坐标，lgc(X)/c作图，再从直线在纵坐标上的截距求得Ksp。三、仪器和药品仪器：pH计，双接界甘汞电极(外套管内装有0.1 mol·L-1 KNO3溶液)，银电极，分析天平，容量瓶(50 mL)，烧

42、杯(100 mL)药品：KCl(s，A R)，KBr(s，A R)，KI(s，A R)，KSCN(s，A R)，AgNO3(0.1 mol·L-1)四、实验内容1. 溶液配制用50 mL容量瓶分别精确配制0.2000 mol·L-1的KCl，KBr，KI，KSCN溶液(怎样配制？)。2. 银电极活化将银电极插入6 mol·L-1 HNO3溶液(含有0.1 mol·L-1 KNO3)中活化，当银电极表面有气泡产生且呈银白色时，将电极取出，洗净，用吸水纸擦干备用。也可用小块细砂纸将电极表面擦亮，水洗后擦干备用。3. 电动势(E)的测定1) 在电极架上安装银电

43、极和双接界甘汞电极，银电极接pH计的正极，甘汞电极接pH计的负极。将pHmV选择开关置于mV挡。2) 在100 mL干燥烧杯中准确加入50.00 mL蒸馏水，用吸量管移入1.00 mL 0.2000 mol·L-1 KCl溶液，然后滴入一滴0.1 mol·L-1 AgNO3溶液，并搅拌均匀。静置约20 s后，将电极插入该溶液中，测定电动势值(Ea)，再稍稍摇动溶液，静置约20 s后再测一次电动势值(Eb)。计算两次测定的平均值，记为E1。3) 再移取1.00 mL 0.2000 mol·L-1 KCl溶液于同一烧杯中，搅拌均匀后，按上述方法测定电动势，测定的平均值

44、记为E2。4) 如此反复，分别测得E3， E4， E5，并填据记录与处理测定次数12345加入KCl的累计体积/mLc(Cl)/ mol·L-1lgc(Cl)/c电动势E/VEaEbE平均4. 数据处理以E(电动势)为纵坐标，lgc(Cl)/c作图KspAgNO3AgCl消耗的Cl也很少，因此c(Cl)可用下式求得：c(Cl)=。5. 按上述相同方法，可分别测定AgBr，AgI，AgSCN的Ksp。注意：每次变换溶液时，应将两电极冲洗干净并轻轻擦干。五、思考题 1. 本实验测定电动势时，为什么待装溶液的烧杯应是干燥的？ 2. 每次加入KX后，若搅拌不均匀，对测定结果有无影响？ 3.

45、为何本实验中用双接界甘汞电极可以减少对测定体系中X的影响？实验十六 氧化还原反应一、目的要求1. 了解原电池的装置以及浓度对电极电势的影响。2. 了解浓度、酸度对氧化还原反应的影响。3. 加深理解电极电势与氧化还原反应的关系。二、实验原理原电池是利用氧化还原反应将化学能转变成电能的装置。用伏特计可以测定原电池的电动势。通过实验测量原电池的电动势，根据可以确定各电对的电极电势相对值。物质的氧化还原能力的大小可以根据相应电对电极电势的高低来判断。电极电势愈高，电对中的氧化型物质的氧化能力愈强；电极电势愈低，电对中的还原型物质的还原能力愈强。根据电极电势的高低可以判断氧化还原反应的方向。当氧化剂电对

46、的电极电势大于还原剂电对的电极电势时，反应能正向自发进行。由电极反应的能斯特(Nernst)方程式可以看出浓度对电极电势的影响。溶液的pH会影响某些电对的电极电势或氧化还原反应的方向，介质的酸碱性也会影响某些氧化还原反应的产物。三、仪器和药品仪器：伏特计，盐桥，电极(铜棒、锌棒、铁棒、炭棒)，导线，砂纸，试管，试管架，烧杯，表面皿药品：H2SO4(3 mol·L-1，1 mol·L-1)，HNO3(2 mol·L-1，浓)，NaOH(6 mol·L-1)，NH3·H2O(浓)，CuSO4(1 mol·L-1)，ZnSO4(1 mol&

47、#183;L-1)，K2Cr2O7(0.4 mol·L-1)，KBr(0.1 mol·L-1)，KMnO4(0.01 mol·L-1)，FeCl3(0.1 mol·L-1)，Na2SO3(0.1 mol·L-1)，KI(0.1 mol·L-1)，FeSO4(1 mol·L-1，0.1 mol·L-1)，KIO3 (0.1 mol·L-1)，KSCN(0.1 mol·L-1)，HAc(6 mol·L-1)，H2O2(3 %)，氯水，溴水，硫代乙酰胺(5 %)，CCl4，酚酞试纸，锌粒四、

48、实验内容1. 电极电势和氧化还原反应1) 在一支试管中加入1 mL 0.1 mol·L-1 KI溶液和5滴0.1 mol·L-1 FeCl3溶液，振荡后有何现象？再加入0.5 mL CCl4充分振荡，观察CCl4层颜色有何变化？反应的产物是什么？2) 用0.1 mol·L-1 KBr溶液代替KI溶液进行相同的实验，能否发生反应？3) 在一支试管中加入1 mL 0.1 mol·L-1 FeSO4溶液，然后滴加0.1 mol·L-1 KSCN溶液，溶液颜色有无变化？在另一支盛有1 mL 0.1 mol·L-1 FeSO4溶液的试管中，加数

49、滴溴水，振荡后再滴加0.1 mol·L-1 KSCN溶液，观察溶液颜色变化。与上一支试管对照，并解释原因。根据以上实验现象，比较Br2/Br，I2/I和Fe3+/Fe2+三个电对电极电势的高低。指出最强氧化剂和最强还原剂。2. 原电池电动势的测定1) 在2只50 mL小烧杯中，分别加入20mL 1 mol·L-1 CuSO4和 1 mol·L-1 ZnSO4溶液。然后，在CuSO4溶液中插入铜棒，在ZnSO4溶液中插入锌棒，中间用盐桥将它们连接。两极各连一导线，铜极导线与伏特计正极相接，锌极与伏特计的负极相接。测量其电动势在CuSO4溶液中滴加浓氨水，不断搅拌，直

50、至生成的沉淀完全溶解变成深蓝色的Cu(NH3)42+为止。测量其电动势。再在ZnSO4溶液中滴加浓氨水，使沉淀完全溶解变成Zn(NH3)42+。再测量其电动势。比较以上三次测量的结果，说明浓度对电极电势的影响。2) 在2只50 mL小烧杯中，分别加入1 mol·L-1 FeSO4和 0.4 mol·L-1 K2Cr2O7溶液。在FeSO4溶液中插入Fe棒，在K2Cr2O7溶液中插入炭棒。将铁棒和炭棒通过导线分别与伏特计的负极和正极相接，中间以盐桥相通，测量原电池的电动势。在K2Cr2O7溶液中，逐滴加入1 mol·L-1 H2SO4溶液，电动势有何变化？再在K2C

51、r2O7溶液中，逐滴加入6 mol·L-1 NaOH溶液，电动势又有何变化？3. 常见氧化剂和还原剂的反应1) H2O2的氧化性在试管中加入0.5 mL 0.1 mol·L-1 KI溶液，再加入几滴1 mol·L-1 H2SO4酸化，然后逐滴加入3 % 的H2O2溶液，并加入0.5 mL CCl4，振荡试管并观察所发生的现象。2) KMnO4的氧化性在试管中加入0.5 mL 0.01 mol·L-1 KMnO4溶液，再加入少量1 mol·L-1 H2SO4酸化，然后滴加3 % 的H2O2溶液，振荡后观察现象。3) H2S的还原性在试管中加入1

52、mL 0.1 mol·L-1 FeCl3 溶液，滴加10滴5 % 的硫代乙酰胺溶液，振荡并微热，有何现象发生？4) KI的还原性在试管中加入0.5 mL 0.1 mol·L-1 KI溶液，边振荡边逐滴加入Cl2水，注意观察溶液颜色的变化。继续滴入Cl2水，溶液的颜色又有何变化？分别写出以上反应的方程式。4. 影响氧化还原反应的因素1) 浓度对氧化还原反应的影响(1) 浓度对氧化还原反应产物的影响在2支各盛有一锌粒的试管中，分别加入1 mL浓HNO3和2 mol·L-1 HNO3溶液，观察所发生的现象。不同浓度的HNO3与Zn作用的反应产物有何不同？稀HNO3的还原

53、产物可用检验溶液中是否有NH4+的办法来确定(气室法检验NH4+)。(2) 浓度对氧化还原反应方向的影响在一支试管中加入1 mL水、1 mL CCl4和1 mL 0.1 mol·L-1 FeCl3溶液，在另一试管中加入1 mL 0.1 mol·L-1 FeSO4、1 mL CCl4和1 mL 0.1 mol·L-1 FeCl3溶液，然后在这2支试管中都加入1 mL 0.1 mol·L-1 KI溶液，振荡后观察2支试管CCl4层的颜色有何区别？2) 介质对氧化还原反应的影响(1) 介质对氧化还原反应方向的影响在盛有1 mL 0.1 mol·L-1

54、 KI溶液的试管中，加入数滴1 mol·L-1 H2SO4酸化，然后逐滴加入0.1 mol·L-1 KIO3溶液，并加入0.5 mL CCl4，振荡并观察现象。然后在该试管中再逐滴加入6 mol·L-1 NaOH溶液，振荡后又有何现象产生？写出反应式。(2) 介质对氧化还原反应产物的影响在3支各盛有5滴0.01 mol·L-1 KMnO4溶液的试管中，分别加入1 mol·L-1 H2SO4溶液，蒸馏水和6 mol·L-1 NaOH溶液各0.5 mL，然后逐滴加入0.1 mol·L-1 Na2SO3溶液。观察反应产物有何不同？

55、写出反应式。(3) 介质对氧化还原反应速率的影响在2支各盛1 mL 0.1 mol·L-1 KBr溶液的试管中，分别加3 mol·L-1 H2SO4和6 mol·L-1 HAc溶液0.5 mL，然后各加入2滴0.01 mol·L-1KMnO4溶液，观察并比较2支试管中紫红色褪色的快慢。五、思考题1. 在实验2中，如果导线与电极或伏特计间的接触不良，将对电动势测量产生什么影响？为什么？2. H2O2为什么既可作氧化剂又可作还原剂？写出有关电极反应，并说明H2O2在什么情况下可作氧化剂，在什么情况下可作还原剂？3. 通过本实验归纳出影响电极电势的因素，说明这些因素是如何影响的？4. 铜是较不活泼的金属，但能与FeCl3溶液反应，为什么？金属铁能否与CuSO4反应？实验十七 配合物的生成和性质一、目的要求1. 认识配离子的形成及其与简单离子的区别，比较并解释配离子的稳定性。3. 了解配位平衡与其他平衡之间的关系。4. 了解配合物在物质分离和鉴别上的一些应用。二、实验原理配合物的定义可全面概括为：由能给出电子对或离域电子的一定数目的离子(一般为阴离子)或分子作配体，与具有能接受配体提供的上述电子的适当空轨道的离子或原子(统称为中心原子，