实验九_电离平衡与沉淀溶解平衡.ppt

* * * * * * * 实验九 电离平衡与沉淀溶解平衡 本实验每人一组单独操作 回去后带着实验现象的问题，参照无机及分析化学理论课课本寻找答案和解释，理论联系实际；本实验中的各种公式暂时不做过多解释，在理论课上寻找答案和推导过程。 二、实验原理 1. 不同酸、碱溶液 pH 的测定 0.1 mol · L-1 HCl, 是强电解质，理论 pH = 1, 0.1 mol · L-1 HAc, 是弱电解质，理论 pH = 4, 0.1 mol · L-1 NH3·H2O 是弱碱, 理论 pH = 10, 0.1mol · L-1 NaOH 是强碱，理论 pH = 13。 一、实验目的 1.理解弱电解质的电离平衡规律及影响电离平衡的因素。 2.掌握缓冲溶液的做用原理、组成、性质和配制方法。 3.掌握溶度积的规则，学习固液分离的原理和方法。 2. 同离子效应 （1）0.1 mol · L-1 HAc 的 pH = 4。 甲基橙在 pH ＜ 3.1 显红色, pH 3.1 ~ 4.4 显 橙色，pH ＞ 4.4 显黄色。所以，此时甲基 橙显橙色。加 NaAc 后使 pH 变大, 所以甲 基橙变黄色。 （2）0.1 mol ·L-1 NH3·H2O 的 pH = 10。 酚酞在 pH ＜ 8.0 无色，pH 8.0 ~ 9.6 粉红色, pH ＞ 9.6 为红色。所以, 此时酚酞为红色。 加 NH4Cl 后使酸性增强，pH 变小，所以红 色变浅、甚至消失。 3. 缓冲溶液 弱酸及其共轭碱（如 HAc - NaAc）, 弱碱及其共轭酸（如 NH3·H2O - NH4Cl）具有抵抗外加酸碱而保持 pH 基本不变的作用，即缓冲作用。此溶液称为缓冲溶液。缓冲溶液之所以具有缓冲作用，是由于外加少量酸碱时，质子在共轭酸碱之间发生转移以维持质子浓度基本不变而造成的。配制缓冲溶液和计算缓冲溶液的 pH 时，根据下式计算 由此算得本实验中加 0.1 mol · L-1 HAc 8.5 mL、0.1 mol · L-1 NaAc 1.5 mL 可配得 pH = 4.0 的缓冲溶液 10 mL。非缓冲溶液（如稀 HCl）无缓冲作用。 4. 盐类的水解 （1）强酸强碱盐（如 NaCl）、弱酸弱碱盐 （如 NH4Ac）的溶液呈中性； 强酸弱碱盐(如 NH4Cl)水解呈酸性，强碱弱 酸盐(如 NaAc, Na2CO3等)水解呈碱性。 （2）Sb3+ 水解式： SbCl3 + H2O SbOCl↓+ 2HCl 加 HCl 使以上平衡左移，沉淀消失； 加水稀释使以上平衡右移，沉淀重新生成。 一氯一氧化锑 (3) Fe3+ 的水解： [Fe(H2O)6]3+ + H2O [Fe(OH)(H2O)5]2+ + H3O+ 黄色 加酸使以上平衡左移，故黄色变浅。 加热促进水解，使以上平衡右移，故颜色加深。 5. 沉淀的生成和溶解 （1）Cl- + Ag+ = AgCl↓(白色) 滴加 NH3·H2O 时， AgCl + 2NH3 致使沉淀溶解。 [Ag(NH3)2]+ + Cl- （2） Mg2+ + 2OH- Mg(OH)2 ↓(白色) 加 HCl 与 OH- 生成水，使以上平衡左移，沉淀 溶解。 加 NH4Cl 后 + H2O NH3 + H3O+ H3O+ + OH- 2H2O 使生成 Mg(OH)2↓的平衡左移，致使 Mg(OH)2 溶解。 6. 分步沉淀和沉淀转化 （1）Cl- 和 但 AgCl 沉淀所 需的 Ag+ 浓度小，Ag2CrO4↓(砖红色)所需的 Ag+ 浓度大，所以先生成白色 AgCl ，后生成砖红色的Ag2CrO4 显然，最后得到的沉淀中仍有 AgCl 沉淀。这可以通过向沉淀混合物中加 HNO3 后 Ag2CrO4 溶解而氯化银不溶（留下白的沉淀）得以证实。 （2）Pb2+ + 2Cl- = PbCl2↓(白色) +