大学化学实验讲义

溶液中的离子平衡实验目的1．加深对单相、多项离子平衡及其移动的基本原理和规律的理解。2．学会缓冲溶液的配制并验证其性质。3．熟悉pHS-3B型酸度计测定溶液的pH值。4．掌握试剂的取用和试管的使用等基本操作。实验原理在工农业生产、科学研究及日常生活中，许多化学反应都是在水溶液中进行的。参与这些反应的物质主要是酸、碱和盐，它们都是电解质，因而了解电解质在水溶液中的反应规律是很有意义的。一、弱电解质的同离子效应和缓冲溶液在弱电解质的溶液中，存在着弱电解质的解离平衡，如在该平衡体系中，加入含有与弱电解质相同离子的易溶强电解质（如NaAc），则解离平衡向生成弱电解质（HAc）的方向移动，使弱电解质的解离度降低，这种现象称为同离子效应。弱酸及其盐（如HAc和NaAc）或弱碱及其盐（如氨水和NH4Cl）的混合溶液，能在一定程度上对外来的的酸或碱起到缓冲作用，即外加少量酸、碱或稀释时，此混合溶液的pH值基本不变，这种溶液叫做缓冲溶液。若缓冲溶液由弱酸及其盐组成，则其pH值可用下式计算：pH=pKa-lgc(酸)/c(盐)若所配制的缓冲溶液是由相同浓度的的弱酸及其盐按不同体积直接混合而成时，则可按下式计算其酸和盐的体积比：pH=pKa-lgV(酸)/V(盐)二、难溶电解质的多相离子平衡及其移动在难溶电解质的饱和溶液中，存在着未溶解的固体和它的溶液中相应离子的平衡：AmBnmAn++nBm-Ksp(AmBn)=cm(An+)cn(Bm-)根据溶度积规则：cm(An+)cn(Bm-)>Ksp，溶液过饱和，生成沉淀cm(An+)cn(Bm-)=Ksp，饱和溶液cm(An+)cn(Bm-)<Ksp，溶液未饱和，无沉淀生成可以判断沉淀生成和溶解。如果溶液中同时含有数种离子，当逐步加入某种沉淀剂可能与溶液中的几种离子发生反应而产生几种沉淀时，首先达到溶度积的难溶盐便先沉淀出来，这种现象称为分步沉淀。把一种沉淀转化为另一种沉淀的过程叫做沉淀转化。一般来说，溶解度较大的难溶电解质容易转化为溶解度较小的难溶电解质。实验内容一、弱酸、弱碱的解离平衡及其移动1.在一试管中加入0.1molL-1HAcmL,加入甲基橙指示剂①2滴。摇匀，观察溶液的颜色。然后把该溶液分盛两支试管里，在其中一支试管中加入少量NH4Ac固体，摇动试管促使NH42.试以0.1molL-1NH3H2O为例，自己设计一个实验，以验证同离子效应使NH3H2O的解离度降低（应选用哪种指示剂？）。二、缓冲溶液的配制及其pH值的测定1.缓冲溶液的配制。分别取0.1molL-1HAc溶液10.0mL和0.1molL-1NaAc溶液10.0mL，置于小烧杯中，混合均匀后用酸度计测其pH值。2.缓冲溶液的性质（两人一组合作）。在甲同学配制的缓冲溶液中加入1mL0.1molL-1HCl溶液,用酸度计测其pH值；然后再加入8mL0.1molL-1HCl溶液,测定其pH值。在乙同学配制的溶液中加入1mL0.1molL-1NaOH溶液,用酸度计测定其pH值；然后再加入8mL0.1molL-1NaOH溶液，测定其pH值。记录数据并总结缓冲溶液的性质。缓冲溶液（甲）缓冲溶液（乙）pH计算值pH测定值加1mLHCl后pH值再加8mLHCl后pH值加1mLNaOH后pH值再加8mLNaOH后pH值3.在一试管中加入5mL0.1molL-1HAc溶液和5mL0.1molL-1NaAc溶液，配成10mL缓冲溶液，加入百里酚蓝指示剂56滴，观察溶液的颜色。然后，将其均分在4支试管中，在其中3支试管中分别加入5滴0.1molL-1HCl、0.1molL-1NaOH和水，观察溶液颜色是否改变。然后，再向加入0.1molL-1HCl和0.1molL-1NaOH溶液的两支试管中分别加入过量的0.1molL-1HCl和0.1molL-1NaOH溶液。观察溶液颜色的变化，根据实验现象作出结论。三、多相离子平衡（一）沉淀的生成和溶解1.取两支试管各分别加入5滴0.1molL-1Pb(NO3)2溶液，然后在一支试管中加入5滴1molL-1KCl溶液，在另一支试管中加入5滴0.01molL-1KCl溶液，观察有无PbCl2白色沉淀生成（不产生沉淀的那一试管溶液留作下一实验用）。写出有关的离子反应方程式。用溶度积原理解释实验现象。在此实验中未产生沉淀的试管里滴加0.01molL-1KI溶液,观察有无PbI2沉淀生成,写出有关的离子反应方程式。2.向两支试管中分别加入2mL0.1molL-1MgCl2溶液，均再加入数滴2molL-1NH3H2O溶液,观察沉淀的生成。然后向其中一试管里加入少量NH4Ac晶体，向另一试管中加入少量2molL-13.今有失去标签的两瓶无色溶液AlCl3和MgCl2，试用2molL-1NH3H2O溶液和NH4Ac（二）分步沉淀取1滴0.1molL-1AgNO3溶液和1滴0.1molL-1Pb(NO3)2溶液于一试管中，加入2mL蒸馏水稀释，振荡均匀后逐滴加入0.01molL-1K2CrO4溶液,并不断振荡试管，观察沉淀的颜色。继续滴加0.1molL-1K2CrO4溶液，再观察沉淀的颜色。根据生成沉淀颜色的先后顺序，判断哪一种难溶物先沉淀？（三）沉淀的转化在试管中加入45滴0.1molL-1K2CrO4溶液，再加入45滴0.1molL-1AgNO3溶液，观察沉淀的颜色。然后加入0.5molL-1NaCl溶液数滴，观察沉淀颜色的变化。写出离子反应方程式。碘酸铜溶度积常数的测定――分光光度法实验目的1．进一步掌握难溶电解质沉淀溶解平衡原理，加深对溶度积常数的理解。2．了解分光光度法测定光密度的原理，学习分光光度计的使用。3．学习工作曲线的制作，学会用工作曲线法测定溶液浓度的方法。实验原理1.溶度积常数碘酸铜是难溶强电解质。在其水溶液中，已溶解的Cu2+和[]与未溶解的Cu(IO3)2固体之间，在一定温度下可达到动态平衡：Cu(IO3)2Cu2+＋2[](1)平衡时的溶液是饱和溶液，在一定温度下，碘酸铜的饱和溶液中Cu2+和浓度平方的乘积是一个常数。Ks=[Cu2+][]2(2)在碘酸铜的饱和溶液中[]＝2[Cu2+]，代入式(2)，则Ks=[Cu2+][]2＝4[Cu2+]3(3)Ks就是溶度积常数，[Cu2+]、[]分别为平衡时Cu2+和的浓度（molL－1），在温度恒定时Ks数值不随Cu2+或浓度的改变而改变，如果在一定温度下将Cu(IO3)2饱和溶液中的Cu2+浓度测定出来，便可由(3)式计算出Cu(IO3)2的Ks值。2.分光光度法测定原理当一束波长一定的单色光通过有色溶液时，光的一部分被溶液吸收，一部分透过溶液。对光的吸收和透过程度，通常有两种表示方法：一种是用透光率T表示。即透过光的强度It与入射光I0之比：另一种是用吸光度A(又称吸光度，光密度)。它是取透光率的负对数。A值大，表示光被有色溶液吸收的程度大；反之，A值小，表示光被有色物质吸收的程度小。实验结果证明：有色溶液对光的吸光度A与溶液的浓度C和光穿过的液层厚度的乘积成正比。这一定律称朗伯－比耳(Lambert-Beer)定律。式中――－消光系数（或吸光系数）。当波长一定时，它是有色物质的一个特征常数。比色皿的大小一定时液层厚度l也是一定的，所以A值只与浓度C成正比。仪器试剂容量瓶5个，刻度移液管(5mL、10mL各一只)，烧杯(50mL)2只，721型分光光度计；NH3H2O(1molL-1)，标准CuSO4溶液（0.1001molL-1），玻璃三角漏斗一个，蒸馏水滴瓶一个。实验内容(1)用标准CuSO4溶液作工作曲线：用吸量管分别量取0.00mL（空白值）、0.500mL、1.25mL、2.50mL和3.75mL标准CuSO4溶液分别置于标号为0，1，2，3，4的五个50mL的容量瓶中，各加入25.00mL1molL-1氨水溶液，并用蒸馏水稀释至刻度，混合均匀后，用2cm比色皿在为610nm（最大吸收波长）的条件下，用721型分光光度计测吸光度。作吸光度A－Cu2+图（工作曲线）。（注意：稀释后Cu2+浓度为多少？）(2)Cu(IO3)2饱和溶液中Cu2+浓度的测定：从过滤好的Cu(IO3)2饱和溶液中，吸取滤液10.00mL共两份，各加入10.00mL1molL-1氨水溶液，混合均匀后，再与作工作曲线相同的条件下（为610nm），测定溶液吸光度。取两次测得的吸光度的平均值。(3)根据求得的平均吸光度值，在工作曲线上找出相应的Cu2+浓度（注意：实际浓度应为多少？）；根据Cu2+浓度计算Ks的数值。数据处理及要求1．标准工作曲线的制作：溶液标号01234加入的CuSO4标准溶液的体积(mL)稀释后溶液中的Cu2+浓度(mol/L)吸光度A2．Cu(IO3)2饱和溶液中Cu2+浓度的测定：溶液标号Cu(IO3)2溶液1Cu(IO3)2溶液2Cu(IO3)2溶液的吸光度ACu(IO3)2溶液吸光度的平均值Cu(IO3)2溶液中的Cu2+浓度（mol/L）Cu(IO3)2饱和溶液中的Cu2+浓度（mol/L）3．求出Cu(IO3)2的Ks：氧化还原反应实验目的1.了解氧化态、还原态物质浓度的变化，介质的酸碱性对电极电势和氧化还原反应的影响。2.掌握离心分离、沉淀洗涤和用试纸检验气体等基本操作。课前准备内容1.复习电极电势的概念，明确物质的本性及浓度、酸度对电极电势的影响，以及电极电势对氧化还原反应方向、次序的影响。2.预习离心分离、洗涤沉淀等基本操作（见34页）。实验原理电极电势的相对大小可以定量地衡量氧化态或还原态物质在水溶液中的氧化或还原能力的相对大小。电对的电极电势代数值越大，氧化态物质的氧化能力越强，还原态物质的还原能力越弱；相反，电对的电极电势代数值越小，氧化态物质的氧化能力越弱，还原态物质的还原能力越强。水溶液中自发进行的氧化还原反应的方向、次序和程度可比较电极电势的数值加以判断。自发进行的氧化还原反应中，氧化剂电对的电极电势代数值应大于还原态电对的电极电势代数值。即： 或电池电动势E>0当氧化剂和还原剂所对应电对的电极电势相差较大时，通常直接用标准电极电势来判断。当氧化剂电对与还原剂电对的标准电极电势相差较小（0.20.2），应考虑溶液中离子浓度对电极电势的影响。对有H+或OH-参加电极反应的电对，还必须考虑pH值对电极电势和氧化还原反应的影响。介质对氧化还原反应有很大的影响，某些反应必须在一定介质中进行。例如，氯酸钾在酸性介质中表现出强氧化性，能被还原为Cl-，然后在中兴溶液中就不易表现出强氧化性。某些反应则随介质（酸碱性）不同而产物不同。例如，KMnO4与Na2SO3的反应，在酸性、中性、碱性介质中分别生成不同的产物Mn2+、MnO2、MnO42-。实验内容一、电极电势与氧化还原反应的关系1.在试管中加入0.5mL0.1molL-1KI溶液和23滴0.1molL-1FeCl3溶液,观察现象。再加入0.5mLCCl4，充分振荡后观察CCl4层的颜色。写出离子反应方程式。2.用0.1molL-1KBr溶液代替0.1molL-1KI溶液，进行同样的实验，观察现象。根据1、2实验结果，定性地比较三个电对Br2/Br-、I2/I-、Fe3+/Fe2+的电极电势相对大小，并指出哪个电对的氧化态物质是最强氧化剂，哪个电对的还原态物质是最强还原剂。二、酸度对含氧酸盐氧化性的影响取少量饱和KClO3溶液，加入23滴0.1molL-1KI溶液，微热，观察有无现象。然后加入少量3molL-1H2SO4，并不断振荡试管，微热，观察现象。写出离子反应方程式，做出结论。三、介质对氧化还原产物的影响取3支试管，各加入4滴0.01molL-1KMnO4溶液，在第一支试管内加入5滴3molL-1H2SO4溶液，在第二支试管内加5滴水，在第三支试管内加入5滴6molL-1NaOH溶液，然后分别在3支试管内加入5滴0.5molL-1Na2SO3溶液。观察溶液颜色变化，写出离子反应方程式。四、氧化性、还原性的相对性1.在离心试管中加入0.1molL-1Pb(NO3)2溶液1mL，滴加0.1molL-1Na2S溶液数滴，观察PbS沉淀的颜色。离心分离，弃去清液，在沉淀中滴加3%H2O2溶液，观察沉淀颜色的变化。写出离子反应方程式，说明H2O2在此反应中起什么作用。2.在试管中加入0.01molL-1KMnO4溶液23滴，再加入3molL-1H2SO4溶液2滴，摇匀后滴加3%H2O2溶液，观察溶液颜色的变化。写出离子反应方程式，说明H2O2在此反