大学化学实验讲义.doc

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- Kspq(AmBn) = cm(An+)cn(Bm-)根据溶度积规则：cm(An+)cn(Bm-) Kspq，溶液过饱和，生成沉淀cm(An+)cn(Bm-) = Kspq，饱和溶液cm(An+)cn(Bm-) 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（-0.2 0.2），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0.5 mL 0.1 molL-1 KI溶液和23滴0.1 molL-1 FeCl3溶液,观察现象。再加入0.5 mL CCl4，充分振荡后观察CCl4层的颜色。写出离子反应方程式。2. 用0.1 molL-1 KBr溶液代替0.1 molL-1 KI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0.1 molL-1 KI溶液，微热，观察有无现象。然后加入少量3 molL-1 H2SO4，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0.01 molL-1KMnO4溶液，在第一支试管内加入5滴3 molL-1 H2SO4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0.5 molL-1 Na2SO3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0.1 molL-1 Pb(NO3)2溶液1 mL，滴加0.1 molL-1 Na2S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0.01 molL-1KMnO4溶液23滴，再加入3 molL-1 H2SO4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在此反应中起什么作用。3. 试用以下试剂：0.5 molL-1 Na2SO3溶液，3 molL-1 H2SO4溶液、Na2S溶液，0.01 molL-1KMnO4溶液。设计实验证明H2SO3及其盐的氧化还原性，写出有关离子反应方程式。五、氧化还原反应的次序在试管中加入0.1 molL-1 FeCl3溶液4滴和0.1 molL-1 KMnO4溶液2滴，摇匀后往试管中逐滴加入0.1 mo