第三章 试管实验与现象观察.doc

第三章 试管实验与现象观察物质的性质包括存在的状态和颜色、溶解性、酸碱性、配位性、热稳定性及氧化还原等，而这些性质常以化学反应表现出来，化学反应的发生与否通常以颜色的变化、气体的放出、沉淀的生成和冷热的变化等现象反映出来，而这些现象都要通过观察来判断，所以，观察是学习化学必不可少的手段，培养学生细致观察和记录实验现象的能力，是培养和提高学生提出问题、分析问题和解决问题能力的基础。产生现象的根本原因在于离子或分子之间发生了化学反应，因此，通过观察现象的变化可以判断生成物和反应物的种类和性质，从而加深对物质化学性质的理解和掌握。观察也是一种技能，只有通过不断的训练才能获得观察结果的准确性，实验便是一种训练途径和方法，通过已知物之间反应现象的观察和判断，理解和掌握物质之间的相互转化，同时通过推理，了解未知物之间的化学反应本质，提高学生自己的观察力和判断力。第一节 常见的化学反应现象各种物质都有自己的特有物理性态和颜色。大自然的五彩缤纷就是很好的证明。物质之间的化学反应常伴有冷、热的变化，气体的放出，沉淀的生成，颜色变化，通过这些现象可以推断反应物和生成物之间的变化。例1、氢气在氯气中燃烧：发出苍白色火焰，产生大量的热。上述现象发生的化学反应式是：H2+Cl22HCl例2、金属钠纯洁时应呈银白色，但在空气中燃烧时迅速变化，颜色加深。而发生这一现象的过程则是：钠在空气中燃烧，先生成无色氧化物，随着温度升高，则生成黄色过氧化物，前者遇到水蒸气转变为氢氧化物，呈无色透明溶液，但滴入无色的酚酞时呈红色，后者遇水时产生气泡，溶液中滴入酚酞时呈红色。它们的化学反应是： NaO(无色) NaOHNa+O2 Na2O2(黄色) NaOH+O2第二节 试管实验操作一、试管的振荡和搅拌1为使试管中的反应物（尤其都是液体和溶液时）充分接触，混合均匀，以便充分反应，常需将试管振荡。可用拇指和食指拿住试管的中上部，试管略微倾斜，手腕用力左右振荡或用中指轻轻敲击试管。这样试管中的液体就不会振荡出来。如用五个指头握住试管，则不便于振荡；如将试管上下振荡或用力甩动，则极易将试管中的反应液振荡出来。如手指堵住管口上下摇动，则手指不仅会沾上反应液，而且反应液也会受污染。这些都是错误的操作。2为了加快试管反应的速度，尤其对于液固反应或有沉淀生成的反应，常需搅拌试管中的反应物质。一手持试管，一手将玻璃棒插入反应液中，并用微力旋转，不要碰试管内壁，使反应液搅动。要注意，手持玻璃棒的部位不要太高，也不要来回上下搅动，更不要用力过猛，否则容易将试管击破。二、试管中液体的加热试管中的液体一般可直接在火焰上加热。试管中所盛液体体积不能超过试管高度的1/3.加热时，应用试管夹夹住试管的中上部（一般离管口1/4处）。试管应稍微倾斜，且管口朝上，管口不能对着别人或自己。加热时还要使各部分液体受热均匀，可先加热液体的中上部，再慢慢往下移动加热下部，并不时的移动或振荡。在火焰上加热试管时，应注意以下几点：1不要用手直接拿试管加热（即使是短暂加热也不能用手拿）。否则，常会因烫手而使试管脱落摔碎。2注意试管夹夹持部位不要离管口太远，试管不要直立。否则，加热时离火焰太近，会烧坏试管夹或烤痛手指。3不要将试管口对着别人或自己。以免液体溅出时把人烫伤，特别是盛有强腐蚀性的浓酸、浓碱或其他试液时，更要注意这点。4加热时不要集中加热某一部分。否则，会使液体局部受热骤然产生蒸汽，将液体冲出管外。三、试管中固体的加热加热试管中的固体时，所盛固体药品不能超过试管容量的1/3，块状或粒状固体一般应先研细，并要将所盛固体药品在管内铺平。加热时管口必须稍微向下倾斜，先要来回是整个试管预热，然后用氧化焰集中加热。一般随着反应的进行，灯焰从固体药物的前部慢慢往后部移动。试管可用试管夹夹持加热，也可用铁夹固定在铁架台上加热。如果将药物堆集与试管底部，则加热时外层药物容易形成硬壳而阻止内部药物反应。如果又生成气体，则气体容易将固体药物冲出管外，如果加热时管口向上，常因凝结在试管上的液珠流到灼热的底部，使试管炸破。四、试管中液体的倾倒进行试管实验，有时要将部分反应液取出，或将反应后的液体分做几次实验，就需将试管中的一部分液体倾倒在试管或烧杯中。倾倒时，试管口与试管口(或烧杯)要对齐，让液体沿管壁（或烧杯壁）流下。停倒时，应将上面试管往上提一下，并直立，免得管口液体流出壁外。第三节 离子的分离与鉴定一、离子的分离方法1沉淀分离法沉淀分离法是借助沉淀的形成、转化、溶解等过程，将各组分分离的方法。一般是在试液中加入适量的沉淀剂，使被鉴定组分或干扰组分沉淀析出，常用的沉淀剂有HCl、H2SO4、NaOH、NH3H2O、(NH4)2CO3及(NH4)2S等。2挥发和蒸馏分离法挥发和蒸馏分离法是利用化合物的挥发性差异来分离的方法。一般用于分离那些形成易挥发物质的离子，常见的有NH4+、CO32-和S2-等。在碱性溶液中，NH4+变成NH3H2O，NH3H2O受热逸出气体NH3。在酸性溶液中，CO32-和S2-形成CO2和H2S气体逸出。3萃取分离法萃取分离法是利用物质在互不相容的两种溶剂中的溶解度不同而分离的方法。例如卤素单质是非极性物质，它们易溶于非极性或弱极性有机物CCl4、CHCl3或C6H6中，难溶于极性较小的水中，故加入有机溶剂后，大部分从溶液中萃取到有机溶剂中。4离子交换分离法离子交换分离法是利用离子交换剂与溶液中的离子发生离子交换反应而实现分离的方法。离子交换剂种类很多，主要可分为无机离子交换剂和有机离子交换剂，后者又称为离子交换树脂，是具有可交换离子的有机高分子化合物，常分为阳离子型和阴离子型两类，分别能与阳离子和阴离子发生交换反应。如：RSO3-H可与阳离子交换H+R-NH3OH可与阴离子交换OH-RSO3-H+Na+=RSO3Na+H+R-NH3OH+Cl-=R-NH3Cl+OH-这种离子互换反应是可逆的，故可以“再生”利用。二、离子的鉴定原则1鉴定反应的选择鉴定反应大多都是在水溶液中进行的离子反应，为了便于观察，应选择那些反应迅速，变化明显的反应。同时还要考虑反应的灵敏性和选择性。所谓反应的选择性是指与一种试剂作用的离子种类而言的，能与加入试剂作用的离子越少，则这一反应的选择性越高。若只对一种离子起作用，则这一反应的选择性最高，该反应为此离子的特效反应。该试剂也就是鉴定该种离子的特效试剂。例如：在溶液中无CN-时，强碱与NH4+反应放出NH3（g）NH4+OH=NH3(g)+H2O是鉴定NH4+的特效反应。若有CN-则上述反应不能用于鉴定NH4+，因为提高反应选择性的方法有：（1）加入遮蔽剂消除其他离子的干扰；（2）控制溶液酸度消除其它离子的干扰；（3）分离干扰离子。2鉴定反应的条件（1）适当的酸度。不同的离子在不同的酸度条件下，反应结果差异很大。（2）适当的温度和催化剂。如PbCl2不溶于冷水，而溶于热水。常温无催化剂时Mn2+与S2O82-反应生成MnO(OH)2,但在AgNO3催化剂下加热反应迅速进行，且生成MnO4-2Mn2+5S2O82-=2MnO4-+10SO42-+16H+（3）离子的浓度。考虑“同离子效应”、“盐效应”、“浓度积规则”等。必要时浓缩溶液或加入有机溶剂等。3鉴定技能根据未知物的颜色、形态作初步判断，然后选择特效反应首先鉴别特征离子，再根据系统性原则分组检出应检的离子，一般先进行系统分析，再进行个别检出。为了正确判断分析的结论，通常要做空白试验和对照试验。（1）空白试验：用水代替试液，在同样条件下重复试验，称为空白试验。目的是检查试剂和蒸馏水中是否会含有被鉴定的离子。（2）对照试验：用已知溶液代替试液，在同样的条件下重复试验，称为对照试验。目的在于检查试剂是否失效或反应条件是否控制合适。（一）阳离子的化学反应与系统分析 阳离子种类较多，共28种，又没有足够的特效鉴定反应可利用，所以当多种离子共存时，阳离子的定性分析多采用系统分析法，首先利用它们的某些共性，按照一定顺序加入若干种试剂，将离子一组一组地分批沉淀出来，分成若干组，然后在各组内根据它们的差异性进一步的分离和鉴定。阳离子的系统分析方案应用比较广泛，比较成熟的是硫化氢系统分析法和两酸两碱系统分析法。硫化氢系统分组方案依据的主要是各离子硫化物以及它们的氯化物、碳酸盐和氢氧化物的溶解度不同，采用不同的组试剂将阳离子分成五个组，然后在各组内根据它们的差异性进一步分离和鉴定。硫化氢系统的优点是系统严谨，分离较完全，能较好地与离子特性及溶液中离子平衡等理论相结合，但不足之处是硫化氢会污染空气，污染环境。两酸两碱系统是以最普通的两酸（盐酸、硫酸）、两碱（氨水、氢氧化钠）作组试剂，根据各离子氯化物、硫酸盐、氢氧化物的溶解度不同，将阳离子分为五个组，然后在各组内根据它们的差异性进一步分离和鉴定。两酸两碱系统的优点是避免了有毒的硫化氢，应用的是最普通最常见的两酸两碱，但由于分离系统中用的较多的是氢氧化物沉淀，而氢氧化物沉淀不容易分离，并且由于两性及生成配合物的性质，以及共沉淀等原因，使组与组的分离条件不容易控制。硫化氢系统分析与两酸两碱系统分析各有利弊。阳离子未知液的分析1.初步试验（1）外表现象 观察未知液的颜色，判断可能存在的离子。（2）水解试验 用玻璃棒蘸取试液点在表面皿中pH试纸上。若pH2，则做水解试验。取试液2滴于离心管中，加少量NaAc固体，未加热前如有结晶，加热后结晶溶解，可能是AgAc；加热后出现红棕色沉淀，表示有Fe3+；白色沉淀表示可能有Al3+；黄色沉淀表示可能有Hg2+。（3）NaOH 试验 取34滴试液于离心管中，滴加1 molL-1（NaOH）至恰为碱性（用石蕊试纸检验），观察有无沉淀生成及沉淀颜色。如有沉淀，加入过量的6 molL-1（NaOH）34滴，搅拌，观察沉淀有无变化。（4）NH3H2O试验 取34滴试液于离心管中，滴加1 molL-1（NH3H2O）至恰为碱性，观察有无沉淀生成及沉淀颜色。如有沉淀，加入过量的6 molL-1（NH3H2O）34滴，搅拌，加热，观察沉淀有无变化。再加入固体NH4Cl，搅拌，加热，观察沉淀有无变化。（5）H2SO4试验 取34滴试液于离心管中，滴加3 molL-1（H2SO4）酸化，加热，观察是否有沉淀生成。（6）(NH4)2S试验 取34滴试液于离心管中，滴加1 molL-1（NH3H2O）至碱性，加入2滴(NH4)2S，加热并搅拌，观察是否产生沉淀。如产生沉淀，注意沉淀颜色。再加些(NH4)2S，并加热搅拌，使沉淀完全。冷却后离心分离。然后在沉淀上加5滴2 molL-1（HCl），加热搅拌，观察沉淀是否溶解。如有不溶沉淀物，再离心分离，沉淀用水洗1次后，在沉淀上加5滴6 molL-1（HNO3）和数颗NaNO3晶粒，加热，观察沉淀是否溶解。2.分析方案的设计整理初步试验结果，判断哪些离子不存在，哪些离子可能存在。根据判断结果设计分析方案。分析方案包括：待检离子；鉴定顺序；选择鉴定反应（预计可能有干扰时，应设计排除干扰的方法）。3.根据设计方案，鉴定未知阳离子，并报告鉴定结果。（二）阴离子的化学反应与系统分析常见阴离子有以下13种：SO42-、SiO32-、PO43-、CO32-、SO32-、S2O32-、S2-、Cl-、Br-、I-、NO3-、NO2-、Ac- 在阴离子中，有的遇酸易分解，有的彼此氧化还原而不能共存。故阴离子的分析有以下两个特点： （1） 阴离子在分析过程中容易起变化，不易于进行手续繁多的系统分析。 （2） 阴离子彼此共存的机会很少，且可利用的特效反应较多，有可能进行分别分析。 在阴离子的分析中，主要采用分别分析方法，只有在鉴定时，在某些阴离子发生相互干扰的情况下，才适当采取分离手段。但采用分别分析方法，并不是要针对所研究的全部离子逐一进行检验，而是先通过初步实验，用消去法排除肯定不存在的阴离子，然后对可能存在的阴离子逐个加以确定。 阴离子的初步实验 1 沉淀实验 （1） 与 BaCl2的反应 在13支离心试管中分别滴加SO42、SiO32、 PO43-、SO32-、 CO32-、 S2O32、S2-、Cl- 、Br-、I-、NO3-、NO2-、Ac-,各2滴，然后滴加一滴0.5M BaCl2。 反应方程式： 1) Ba2+ SO42-=BaSO4（白） BaSO4+HCl= 2) Ba2+ SiO32-=BaSiO3（白） BaSiO3+2HCl=H2SiO3(胶状)+BaCl2 3) 3 Ba2+2 PO43-=Ba3(PO4)2（白） Ba3(PO4)2+3 HCl= BaCl2+H3PO4 4) Ba2+ CO32-=BaCO3（白）BaCO3+2 HCl= BaCl2+H2O+CO2 5) Ba2+ SO32-=BaSO3（白） BaSO3+2HCl= BaCl2+H2O+SO2 6) Ba2+ S2O32-=BaS2O3 （白） BaS2O3+2 HCl= BaCl2+H2O+SO2+S 而S2-、Br-、I-、NO3-、NO2-、Ac-中加入BaCl2后无现象。(2) 与AgNO3的反应 反应方程式： 7) 2Ag+ SO42-=Ag2SO4 （白） Ag2SO4+HNO3= 8) 2Ag+ SiO32-=Ag2SiO3 （白） Ag2SiO3+2HNO3=H2SiO3+2AgNO3 9) 3 Ag+ PO43-=Ag3PO4 （黄） Ag3PO4+3 HNO3= AgNO3+ H3PO4 10）2Ag+ CO32-=AgCO3 （白） AgCO3+2HNO3=2AgNO3+H2O+CO2 11) 2Ag+ SO32-=Ag2SO3 （黄） Ag2SO3+2HNO3=2AgNO3+H2O+ SO2 12) 2Ag+ 2S2-=Ag2S（黑） 13）Ag+ Cl-=AgCl（白） AgCl+ HNO3= 14) Ag+ Br-=AgBr（黄） AgBr+ HNO3= 15) Ag+ I-=AgI （黄） AgI+ HNO3= 其它离子如NO3-、NO2-、Ac-无明显现象。 2 挥发性实验待检离子：SO32-、 CO32-、 S2O32、S2-、NO2-反应方程式： 16）2H+ CO32-= H2O+CO2 17) 2H+ SO32-= H2O+SO2 18) 2H+ S2O32-= H2O+SO2+S（黄） 19) 2H+ S2-= H2S 20) 2H+ NO2-=NO+ H2O 3 氧化还原性试验 （1） 氧化性试验 21） 2I-+ 4H+ 2NO2-= 2NO+ 2H2O+I2 其余离子无明显现象。 （2） 还原性试验 KMnO4试验 22）2MnO4-+ 5SO32- + 6H+ =2Mn2+ 5SO42- +3H2O 23) 4MnO4-+ 5S24O32-+ 9H+= 10SO42-+4Mn2+18H2O 24) 2MnO4-+ 10Br-+ 16H+ =2Br2+2Mn2+8H2O 25) 2MnO4-+ 10 I-+ 16H+ =2I2+2Mn2+8H2O 26) 2MnO4-+ 5NO2-+ 16H+= 5NO3-+2Mn2+8H2O 27) 2MnO4-+ 10Cl-+ 16H+=5Cl2+2Mn2+8H2O 28) 2 MnO4-+ 5S2-+ 16H+ = 5S（黄）+2Mn2+8H2O 其余离子无明显现象 I2-淀粉试验 I2 + S2- = 2I- + S I2 + 2S2O32- = 2I- + S4O62H2O + I2 + 2SO32- = 2H+ + 2I- + SO42注意事项 1在观察BaS2O3沉淀时，如果没有沉淀， 应用玻璃棒摩擦试管壁， 加速沉淀生成。 2注意观察Ag2S2O3在空气中氧化分解的颜色变化。 3在还原性试验时一定要注意， 加的氧化剂KMnO4和I2-淀粉的量一定要少， 因为阴离子的浓度很低。如果氧化剂的用量较大时，氧化剂的颜色变化是不容易看到的。第四节 试管实验注意事项1. 关于试剂加入顺序问题。试剂的加入顺序对于反应现象的观察影响很大，且不可等闲视之，如只能将浓硫酸倒入水中或其它密度小于H2SO4的溶剂；在Fe3+溶液中先加入KSCN溶液变为红色，再加入NH4F，颜色消失，但若将顺序加反，将无现象出现。2. 关于试剂的加入量与现象观察。一般而言，少量试剂的反应有利于现象观察。3. 应逐滴滴加试剂否则会出现观察不到中间现象的问题。如CuSO4溶液中逐滴加入氨水，中间会有天蓝色的沉淀生成后又溶解呈深蓝色溶液，但若一次加入过量的氨水只能看到溶液颜色加深。4. 观察试管反应现象应从不同的角度、不同的光线下对照观察，以获得可靠结果。5. 若出现异常现象应认真思考，寻求原因，决不能放过任何一个“发现”的机会，必要时可以通过空白试验，对照试验手段给予验证。6. 记录实验现象必须实事求是，决不能通过书本主观臆断。因为书本上的现象往往时理想条件，与实验室的环境条件可能不一致，所以你观察到的现象可能与书本上有微弱的差异。7. 能通过实验现象推断反应产物，并能写出正确的化学方程式。8. 试剂的取用和滴加应严格遵守一下原则： 试剂只能保持在规定的试剂瓶中，并应保持清洁。 取用试剂时，只能使用试剂瓶上原有的滴管，严禁使用其他滴管，以免污染试剂。 滴加试剂时，滴管口必须离开管口23mm，将试剂直接滴入试管，切不可使滴管口碰试管，以免污染滴管而“传染”给试剂。 滴管只能放在原来的试剂瓶中，如连续使用，可拿在手中，切不可放在实验桌上，以免污染。 放回滴管时，必须看清标签，以免放错弄脏试剂。9. 在使用电动离心机进行沉降分离时应注意： 保持平衡：几个离心管要置于相互对称的套管中，并使各管所液体基本相等，若只有一个试液要离心分离，则应另取装有等量水的离心管与之对称。 缓慢开转，逐渐加速。停止前，缓慢减速至原始位置，任其自动停止，取出离心试管。实验一 氧化还原反应与电化学一、实验目的1、进一步了解氧化还原反应的实质以及氧化剂、还原剂的相对性。2、了解氧化还原反应与浓度、介质酸的关系。3、通过测定原电池电动势观察浓度和介质酸度对电极电位的影响。二、实验原理氧化还原反应是电子转移的反应。物质得失电子能力的大小，可用电子电位（E）相对大小来衡量。E代数值愈大，其氧化态的氧化能力愈强，还原态的还原能力愈弱。反之亦然。氧化还原反应是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方向进行。物质的还原性和氧化性强弱是相对的，中间价态化合物一般既作氧化剂，又可作还原剂，例如：H2O2作氧化剂而被还原为H2O（酸性介质），但遇到更强的氧化剂KMnO4（在酸性介质）时，H2O2又作为还原剂被氧化放出O2.介质的酸碱性对含氧酸盐的氧化性影响很大。例如，在酸性介质中：MnO4-+8H+5eMn2+4H2O E0=+1.51V在中性或弱碱性介质中：MnO4-+2H2O+3eMnO2(s)+4OH E0=+0.588V在强碱性介质中：MnO4-+eMnO4 E0=+0.564V 电极电势代数值越大，其氧化态的氧化能力越强，还原态的还原能力越弱；反之，代数值越小，其氧化还原能力越弱，还原态的还原能力越强。 根据氧化剂和还原剂所对应电极电势的相对大小，可以判断氧化还原反应进行的方向。当氧化剂所对应电对的电极电势与还原剂所对应的电极电势的差值：（1）大于0时，反应能自发进行；（2） 等于0 时，反应处于平衡状态（3）小于0时，反应不能进行。 通常用标准电极电势进行比较，当差值小于0.2时，则考虑反应物浓度，介质酸碱性的影响，用能斯特方程计算： E（氧化型/还原型）= E（氧化型/还原型） （0.059/n）（还原型）b/(氧化型)a 原电池是通过氧化还原反应将化学能转化为电能的装置，负极发生氧化反应，给出电子，正极发生还原反应，得到电子，电子通过导线由负极流向正极 E =E正E负 测定某电对的电极电势时，可用待测电极与参比电极组成原电池进行测定，长用的参比电极是甘汞电极，由Hg, Hg2Cl2(固体)及KCl溶液组成，其电极电位主要取决于Cl- 的浓度，当KCl为饱和溶液时，称为饱和甘汞电极。25时 EHg2Cl2/Hg = 0.2415V，温度为t 时：E = 0.2415-0.00065（t-25）。 三、仪器和药品1. 仪器：酸度计、烧杯、（100ml）、试管、饱和甘汞电极、铂电极、盐桥、移液管、洗瓶、酒精灯、量筒、滤纸片、砂纸、试管夹、锌片、铜片等。2. 药品：0.5molL-1KI、3molL-1H2SO4、饱和KBrO3、0.2molL-1K2CrO4、6molL-1HNO3、1molL-1CuSO4、1molL-1ZnSO4、0.0010molL-1KMnO4、0.0010molL-1MnSO4、4.0molL-1H2SO4、0.5molL-1NaAsO3、1molL-1I2、6molL-1NaOH、NaSO4固体、K3Fe(CN)6、FeCl3、0.1molL-1 KBr、CCl4、KSCN、3%H2O2、0.1molL-1Pb(NO3)2、Na2SKIO3、NaBiO3、(NH4)2S2O8、0.1molL-1 NaNO2、0.1molL-1 HCl四、实验内容1. 氧化剂、还原剂及氧化还原反应在三支试管中各加入0.5molL-1 KI溶液10滴，3molL-1 H2SO4溶液5滴。编号后在1号试管中加入饱和KBrO3溶液1滴，在2号试管中加入0.2molL-1 K2CrO4溶液1滴，在3号试管中加入6molL-1 HNO3溶液10滴。摇荡并观察反应前后发生的变化。写出离子反应的反应式，并指出氧化剂与还原剂。 2. 浓度和酸度对电极电势的影响 （1）浓度的影响 a）取两个100ml烧杯，其中一个中加入1molL-1 CuSO4溶液30ml，另一个加入1molL-1ZnSO4溶液30ml。然后在CuSO4溶液内放入一铜片，在ZnSO4溶液内放入一锌片，组成两个半电池。用盐桥将两者连接起来，通过导线将铜电极接入酸度计mV档的正极，把锌电极通过“接线头”插入酸度计的负极插孔，测量其电动势。b）取下盛有CuSO4溶液的烧杯，在其中滴加浓氨水，并不断搅拌，使生成的沉淀完全溶解，形成深蓝色的溶液后，测量电动势，其值有何变化？并解释。c）再在ZnSO4溶液中滴加浓氨水，使生成的沉淀完全溶解。测量电动势，其值又有什么变化？并解释。（2）酸度的影响a）取一个100ml的干燥、洁净的烧杯，分别用移液管量取0.0010molL-1 KMnO4 10.00ml、4.0molL-1 H2SO4 5.00ml、0.0010molL-1MnSO4 10.00ml和蒸馏水15.00ml，将Pt电极（+）和饱和甘汞电极（）插入溶液中，用酸度计测量其电动势。b）取一个100ml的干燥、洁净的烧杯，分别用移液管量取0.0010molL-1 KMnO4 10.00ml、4.0molL-1 H2SO4 10.00ml、0.0010molL-1 MnSO4 10.00ml和蒸馏水10.00ml，将在a）使用的Pt电极（+）和饱和甘汞电极（）用蒸馏水冲洗，并用滤纸片吸干后再插入溶液中，用酸度计测量其电动势。c）用同样的方法取一个100ml的干燥、洁净的烧杯，分别用移液管量取0.0010molL-1 KMnO4 10.00ml、4.0molL-1H2SO4 20.00ml和0.0010molL-1MnSO4 10.00ml，将在b）使用的Pt电极（+）和饱和甘汞电极（）用蒸馏水冲洗，并用滤纸片吸干后再插入溶液中，用酸度计测量其电动势。分别计算出EMnO4-/Mn2+,说明酸度对电极电势的影响。3. 浓度和酸碱度对氧化还原反应产物的影响（1）.浓度的影响在两支分别装有3molL-1 H2SO4 3ml和3ml浓H2SO4的试管中，各加入一片擦去表面氧化膜的铜片，稍微加热，观察所发生的现象。在盛有浓H2SO4的试管管口，用溶湿的蓝色石蕊试纸检测。写出有关的反应方程式，并解释。（2）酸碱度的影响a）在试管中加入0.5molL-1 NaAsO3 5滴和1mol/L I2 10滴，摇匀，观察变化，然后加入3molL-1 H2SO4 10滴，观察变化，写出反应方程式，并解释。b）取三支试管各加入NaSO4固体少许（约黄豆大小）编号，在第一支中加入3molL-1 H2SO4 5滴、0.1molL-1 KMnO4 2滴，在第二支中加入H2O 5滴和0.1molL-1 KMnO4 2滴,在第三支中加入6molL-1 NaOH溶液5滴、0.1molL-1 KMnO4溶液2滴，分别观察变化，写出有关的离子反应方程式。4. 重要无机物的氧化还原性（1）金属及其离子的氧化还原性：a) 向CuSO4溶液中加入锌粒，观察现象；b) 向FeCl3溶液中加入细铜丝，观察现象，再加入K3Fe(CN)6溶液，会有什么变化？（2）卤素及其离子的氧化还原性：a）向FeCl3溶液中加入0.1molL-1 KBr再加入K3Fe(CN)6，观察发生的实验现象。b）向FeCl3溶液中加入0.1molL-1 KI，再加入CCl4振荡，再加入K3Fe(CN)6，观察发生的实验现象。c）向FeSO4溶液中加入几滴溴水，再加入K3Fe(CN)6或KSCN，观察发生的实验现象，并做空白试验和对照试验证明。d）向KI溶液中加入溴水，再加入CCl4并振荡，观察发生的实验现象。（3）H2O2的氧化还原性：a）向有0.1molL-1 Pb(NO3)2溶液的试管中滴加Na2S溶液，再逐滴加入3% H2O2溶液，观察发生的实验现象。b）在有0.01molL-1 KMnO4溶液的试管中滴加H2SO4酸化，再滴入3% H2O2溶液，观察发生的实验现象。c）在试管中滴加10滴3% H2O2溶液，加入1滴0.1molL-1 MnSO4，然后再滴入1滴3molL-1 NaOH溶液；最后再加入1molL-1的H2SO4酸化，观察发生的实验现象。d）H2O2与KIO3的反应：取10ml试液倒入50ml烧杯中，然后加入试液和试液搅拌均匀，观察溶液颜色的反复变化。（4）KMnO4和Mn2+的氧化还原性：向有KMnO4溶液的试管中加入H2SO4酸化，再加入Na2SO3；再加入HNO3，最后向其中加入固体NaBiO3，加热，观察现象。（5）(NH4)2S2O8的氧化性：向MnSO4溶液的试管中加入HNO3，再加入(NH4)2S2O8。并加热观察现象，再滴加2滴0.1molL-1 AgNO3，振摇，观察现象。（6）NaNO2的氧化还原性：取10滴0.1molL-1 NaNO2，加入5滴0.1mol/L KI，然后加入5滴0.1mol/L HCl酸化，观察记录现象。用0.1molL-1的KMnO4代替KI，重复上述操作。五、总结讨论题1.怎样判断氧化还原反应方向？2.比较S2O82-、MnO4、NO2-、Br2和I2的氧化性强弱。3.为何H2O2既可作为氧化剂，又可作为还原剂？在何种情况下作为氧化剂？在何种情况下作为还原剂？实验二 配合物的生成与性质一、实验目的1、了解配离子与简单离子的区别。2、训练化学反应现象的观察记录和现象。3、了解配位平衡与酸碱平衡、沉淀溶解平衡、氧化还原平衡之间的关系。二、实验原理生成配合物的反应叫配位反应。一种金属离子形成配合物后，一系列性质都会发生变化，例如氧化性、还原性、颜色、溶解度等。配合物一般由内界和外界两部分组成，中心离子和配离子组成配合物内界，其它离子为外界，如：Co(NH3)6Cl3、Co3+和NH3组成内界，三个Cl处于外界，在水溶液中主要是Co(NH3)63+和Cl两种离子的存在，因配离子的形成，在一定程度上失去Co3+和NH3各自独立存在时的化学性质，因而用一般方法检查不出Co3+和NH3来，而复盐在水溶液中是离解为简单离子的。每种配离子在溶液中同时存在着配离子的生成和离解过程，即存在着配位离解平衡，如：Ag+ + 2NH3 Ag(NH3)2+ 此平衡常数称为配离子稳定常数，也叫配离子生成常数。它具有平衡常数的一般特点，利用它可判断配位反应进行的方向，一个体系中首先生成最稳定的配合物，稳定性小的配合物可转化为稳定性大的配合物。在溶液中形成配合物时，常引起颜色、溶解度、电极电势及溶液pH值的变化，如难溶于水的AgCl将溶于氨水中。AgCl(s) + 2NH3 Ag(NH3)2+ + Cl 实际上，上述溶液中存在两个平衡。AgCl(s) Ag+ + ClAg+ + 2NH3 Ag(NH3)2+总：AgCl(s) + 2NH3 Ag(NH3)2+ + Cl 即: 所以，在有配合物生成时，相应的K稳越大，Ksp越大，就越不易生成沉淀，反之亦然。浅绿色的Fe(H2O) 22+与邻菲罗啉在微酸性条件下反应，生成桔红色离子，由此可检出溶液中的Fe2+，在含有Hg2+的溶液中加入CN，由于形成Hg(CN)42而减少了Hg2+浓度，E下降。Hg2+ + 2e Hg E0=0.85v Hg(CN)42 + 2e Hg + 4CN E0=0.37v 同理Co3+ + e Co2+ E0=1.042v Co(NH3)63+ + e Co(NH3)62+ E0=0.1v 三、仪器与药品1. 仪器：试管、白瓷板、滴管、离心机、试纸2. 药品：0.2molL-1 K3Fe(CN)6、0.2molL-1 NH4Fe(SO4)2、0.2molL-1 FeCl3、molL-1 NH4SCN、molL-1CuSO4、6molL-1NH3H2O、0.2molL-1 NiSO4、丁二酮污、0.2molL-1 FeCl3、0.1molL-1 AgNO3、0.5molL-1FeCl3、2molL-1 NH4F、饱和(NH4)2C2O4、1molL-1 H2SO4、2molL-1 NaOH、0.5molL-1 Na3Co(NO2)6、0.1molL-1 NaCl、2molL-1 NH3H2O、0.1molL-1 KBr、0.5molL-1 Na2S2O3、CCl4、0.1molL-1 HgCl2、0.1molL-1SnCl2、0.1molL-1 KI、邻菲罗啉、饱和NH4SCN、饱和NH4F、乙醇、2 molL-1氨水四、实验内容1. 配离子与简单离子、复盐的区别分别将0.2molL-1的K3Fe(CN)6、0.2molL-1的NH4Fe(SO4)2以及0.2molL-1的FeCl3各1mL加入到三支试管中，再分别滴加0.5molL-1的NH4SCN溶液，比较实验结果，并讨论。2. 配离子的生成与离解（1）简单配合物的生成在试管中加0.5molL-1 CuSO4溶液0.5mL，逐滴加入6molL-1的NH3H2O至生成的沉淀消失，然后向溶液中加少量95%乙醇，摇匀，静置。倾斜除去上层溶液，晶体用95%的乙醇洗涤。（2）螯合物的生成往试管中加入几滴0.2molL-1 NiSO4溶液和2倍体积的2molL-1氨水，混合均匀后再滴加几滴丁二酮污酒精溶液，观察生成的沉淀，此反应可以用来鉴定Ni2+。 3. 配合物的稳定性（1）中心离子的影响分别试验0.2molL-1的FeCl3、0.1molL-1的AgNO3（先将转化为AgCl）与6molL-1氨水的作用，比较结果有何不同。（2）配体的影响在含有0.3mL 0.5molL-1的FeCl3溶液中，依次加入0.5molL-1 NH4SCN、2molL-1的NH4F和饱和(NH4)2C2O4溶液，观察一系列试验现象，比较这三种Fe()配离子的稳定性，说明这些配离子间的转化关系。4. 配位平衡（1）a）配体过量小试管中加入2滴0.2molL-1的FeCl3和15滴0.2molL-1的(NH4)2C2O4溶液，检查溶液中是否有Fe3+存在（如何检查），在检查液中加入6molL-1的HCl溶液，有何现象，解释之。 b）中心离子过量小试管中加入3滴0.2molL-1的FeCl3和3滴0.2molL-1的(NH4)2C2O4溶液，检验溶液中有无C2O42存在（如何检验），在检查液中逐滴加入10% EDTA有何现象，解释并写出有关方程式。（2）酸碱平衡与配位平衡a）在装有0.5mL 0.2molL-1的CuSO4溶液中逐滴加入2molL-1的氨水，振荡试管，直到沉淀全部溶解为止，观察现象，写出反应式，逐滴加入1molL-1的H2SO4，有什么变化，继续滴加1molL-1 H2SO4至溶液显酸性，有何变化，写出反应方程式。b）在试管中加入1mL 0.5molL-1的FeCl3溶液，逐滴加入10% NH4F至溶液无色，将此溶液分为两份，分别滴加2molL-1的NaOH和6molL-1的H2SO4，观察现象，写出有关反应式并解释之。c）利用0.5molL-1 Na3Co(NO2)6和6molL-1的NaOH溶液设计试验，观察碱对Na3Co(NO2)6稳定性的影响。由上述实验，综合说明酸碱平衡对配位平衡的影响。（3）沉淀平衡与配位平衡在试管中加入0.5mL 0.1molL-1的AgNO3和0.5mL 0.1molL-1的NaCl溶液，离心分离，弃去清液，用蒸馏水洗涤沉淀两次后，加入2molL-1 NH3H2O使沉淀刚好溶解，在上述溶液中加1滴0.1molL-1的NaCl溶液，观察是否有沉淀生成，再加1滴0.1molL-1的KBr，有何现象，继续滴加KBr至不再产生AgBr沉淀为止，离心分离，洗涤，再加0.5molL-1 Na2S2O3溶液使沉淀刚好溶解为至。在上述溶液中加1滴KBr，有无沉淀，再滴加1滴0.1molL-1的KI溶液，有无沉淀？根据实验现象，写出离子方程，并讨论沉淀平衡和配位平衡间的相互影响。（4）氧化还原平衡与配位平衡a）往5滴0.1molL-1的KI溶液中加入5滴0.1molL-1的FeCl3溶液和0.5mL CCl4溶液，振荡试管，观察CCl4层及溶液的颜色变化，然后再往溶液中逐滴加入饱和(NH4)2C2O4溶液，振荡，观察CCl4层和溶液中又有何变化，分别写出反应方程式。b）当Hg2+转变为HgI42时，其电极电势EHg2+/Hg有何变化，以实验证实之。给定试剂：0.1molL-1 HgCl2、0.1molL-1 SnCl2、0.1molL-1 KI。（HgI42自己制备）详细写出反应步骤，记录现象。提示： 2HgCl2 + SnCl2 Hg2Cl2 + SnCl4 白 Hg2Cl2 + SnCl2 2Hg + SnCl4 黑根据上述实验，讨论配位平衡对氧化还原平衡的影响。5. 配合物在分析中的应用（1）利用形成有色配合物鉴定金属离子a）试验Fe2+与0.25%的邻菲罗啉溶液的作用 b）在点滴板上，用2molL-1 HAc酸化后，试验K4Fe(CN)6与Cu2+溶液的作用。（2）利用配合物掩蔽干扰离子取Fe3+和Co2+的混合液12滴，依次加入过量的饱和NH4SCN，观察现象后再加饱和NH4F溶液，正丁醇56滴，观察现象，说明F作用。五、总结讨论题1. KSCN溶液检查不出K3Fe(CN)6溶液中的Fe3+，是否表明溶液中无游离的Fe3+存在？为什么Na2S溶液不能使K4Fe(CN)6溶液产生FeS沉淀，但饱和H2S溶液就能使Cu(NH3)4SO4溶液产生CuS沉淀？2. 氧化剂（还原剂）生成配离子时，氧化还原性如何改变？3. 总结实验中的现象，说明哪些因素影响配位平衡。实验三 水溶液中的离子平衡一、实验目的1、了解同离子效应对电离平衡的影响；2、学习缓冲溶液的配制并了解其缓冲原理及应用；3、了解盐的水解及其影响因素；4、理解沉淀的生成及溶解的条件；二、实验原理1. 同离子效应：弱酸在水溶液中存在着解离平衡，且当加入与弱酸解离相同的离子时，解离平衡将移动。如在醋酸溶液中加入一定量的醋酸钠，由于醋酸钠为强电解质，因而它的解离将增加溶液中醋酸根离子浓度，一定数目醋酸根离子同溶液中氢离子结合，生成醋酸分子，使醋酸解离平衡向着醋酸分子方向移动：HAcH+Ac-同离子效应能使弱电解质的电离度降低，从而改变弱电解质溶液的pH值。pH值的变化可借助指示剂变色来确定。2. 缓冲溶液：能抵抗外加少量强酸、强碱或水的稀释而保持溶液pH基本不变。 3. 盐的水解：Ac-H2OHAcOH-NH4+H2ONH3H2OH+盐类水解程度的大小，主要由盐类的本性决定。此外还受温度、盐的浓度和酸度等因素的影响。根据同离子效应，向溶液中加入H+或OH-离子就可以防止它们的水解。另外，由于水解反应是吸热反应，加热可促使盐类水解。4. 沉淀溶解平衡：AB(s) A+(aq)B-(aq)利用沉淀的生成可以将有关离子从溶液中除去，但不可能完全除去。在沉淀平衡中，同样存在同离子效应，若增加A+或B-的浓度，平衡向生成沉淀的方向移动，有沉淀析出。根据溶度积规则可判断沉淀的生成或溶解，当Qi 时，则有沉淀析出；Qi时，溶液达到饱和，但仍无沉淀析出；Qi 时，溶液未饱和，没有沉淀析出。如果在溶液中有两种或两种以上的离子都可以与同一种沉淀剂反应生成难溶盐，沉淀的先后次序是根据所需沉淀剂离子浓度的大小而定。所需沉淀剂离子浓度小的先沉淀出来，所需沉淀剂离子浓度大的后沉淀出来，这种先后沉淀的现象，称为分步沉淀。使一种难溶电解质转化为另一种难溶电解质的过程称为沉淀的转化，一般说来，溶解度大的难溶电解质容易转化为溶解度小的难溶电解质。三、仪器与药品1. 仪器：试管、滴管、移液管、量筒、烧杯、玻璃棒、离心机2. 药品：0.1molL-1HAc、溴甲酚绿-甲基橙、NH4Ac、0.1molL-1NH3H2O、酚酞、1molL-1NH3H2O、0.1molL-1NH4Cl、0.1molL-1HCl、0.1molL-1NaOH、0.5 molL-1NaAc、Bi(NO3)3、6molL-1HCl、0.1molL-1 Al2(SO4)3、0.5 molL-1 NaHCO3、0.01molL-1Pb(NO3)2、0.001molL-1KI、0.1molL-1KI、0.1molL-1KCl、0.1molL-1K2CrO4、0.1molL-1AgNO3、0.1molL-1KCl、0.5molL-1K2CrO4、0.5molL-1NaCl四、实验内容（一）同离子效应1在试管中加入5滴0.1molL-1 HAc溶液和1滴溴甲酚绿-甲基橙混合指示剂，摇匀，观察溶液颜色。再加入少许固体NH4Ac，振摇使之溶解，观察溶液颜色的变化，解释之。2在试管中加入5滴0.1molL-1 NH3H2O溶液和1滴酚酞指示剂，摇匀，观察溶液颜色。再加入少许固体NH4Ac，振摇使之溶解，溶液颜色有何变化，解释发生的现象。（二）缓冲溶液1缓冲溶液的配制及其pH的测定用移液管吸取1molL-1 NH3H2O和0.1molL-1 NH4Cl溶液各25.00mL，置于100mL干燥洁净的小烧杯中，混合搅拌均匀后，用精密pH试纸测定该缓冲溶液的pH，并与计算值比较。2缓冲溶液的缓冲作用在上面配制的缓冲溶液中，用量筒量取1mL 0.1molL-1 HCl溶液加入摇匀，用精密pH试纸测定pH值；再加入2mL 0.1molL-1 NaOH溶液并摇匀，测定pH值。3缓冲溶液的应用用1molL-1 NH3H2O和0.1molL-1 NH4Cl溶液配制成pH=9的缓冲溶液10mL（应取1molL-1 NH3H2O mL和0.1molL-1 NH4Cl mL，然后一分为二，在1支试管中加入10滴0.1 molL-1 MgCl2，另1支试管中加入10滴0.1molL-1 FeCl3溶液，观察现象，试说明能否用此缓冲溶液分离Mg2+和Fe3+。（三）盐类的水解及其影响因素1温度对水解平衡的影响在两支试管中分别加入1mL 0.5 molL-1 NaAc溶液，先将其中一支试管加热，然后同时向两支试管中加入1滴酚酞指示剂，观察溶液颜色的变化，并解释。2溶液酸度对水解平衡的影响在试管中加米粒大Bi(NO3)3固体，再加少