电离平衡和沉淀反应

一、 实验目的和原理

实验目的：

1）、通过电解质强弱的比较，巩固PH概念，掌握酸碱指示剂和试纸的用法；

2)、了解盐类水解作用及水解平衡移动；

3）、了解沉淀的生成与转化，沉淀溶解的各种方法的实验，掌握溶度积规则及沉淀转化所必需条件并掌握离心分离操作。

实验原理：

1）、电解质有强弱之分，他们的电离度大小也有不同。电解质在水溶液中的电离使水溶液呈相应的PH。

2)、弱电解质在水溶液中存在着离子化和分子化的可逆平衡。在一平衡体系中加入含有相同离子的强电解质，促使弱电解质的电离平衡向分子化的方向移动，电离度降低，这种效应为同离子效应。

3）、由弱酸（或弱碱）及其盐的混合溶液组成的缓冲溶液，对外加的少量酸、碱或水都有一定的缓冲作用，即加少量的酸、碱水后溶液的酸度基本不变。

4)、盐类的水解使溶液使溶液呈现相应的PH。水解反应是中和反应的逆反应，温度升高促使进水解反应的进行，加入酸或碱则使水解收到抑制或促进。

5）、在难溶电解质中，若相应的离子浓度幂的乘积大于该溶液电解质的溶度积时。则该难容电解质会以沉淀析出。反之，难容电解质的沉淀溶解。

二、 实验注意事项

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实验十一 电离平衡和沉淀反应

一、实验目的

1．了解同离子效应对弱电解质电离平衡的影响； 2．学习缓冲溶液的配制并了解其缓冲作用； 3．加深理解盐类的水解规律和容度积规则的应用； 4．练习离心机的使用。 [教学重点]

同离子效应，缓冲溶液的缓冲作用 [教学难点]

容度积规则的应用 [实验用品]

仪器：试管、离心试管、离心机、表面皿、温度计

药品：SbCl3(s)、NH4Ac(s)、Fe(NO3)3(s)、HNO3(6 mol·L-1)、HCl(0.2、6 mol·L-1)、0.2 mol·L-1HAc、

NaOH(0.2、2 mol·L-1)、NH3.H2O(0.2、6 mol·L-1)、PbI2(饱和)、KI(0.01、0.1 mol·L-1)、Pb(NO3)2(0.01、0.1 mol·L-1)、NaAc(0.2 mol·L-1)、NH4Cl(0.1 mol·L-1)、NH4Ac(0.1 mol·L-1)、NaCl(0.1、1.0 mol·L-1)、NaH2PO4(0.1 mol·L-1)、NaH2PO4(0.1 mol·L-1)、Na2HPO4(0.1 mol·L-1)、Na3PO4(0.1 mol·L-1)、K2CrO4(0.05、0.5 mol·L-1)、AgNO3(0.1 mol·L-1)、BaCl2(0.5 mol·L-1)、(NH4)2C2O4(饱和)、Na2S(0.1 mol·L-1)、Na2SO4(饱和)

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二、 实验步骤

（一）同离子效应

１、取两只小试管，0.1mol/LHAc溶液及１滴甲基橙，混合均匀，溶液呈红色。在一试管中加入少量NaAc(s)，观察指示剂颜色变化 指示剂变黄。

HA c ＝ H＋ ＋ Ac－

NaAc ＝ Na＋ ＋ Ac—

２、取两只小试管，各加入５滴0.1mol/LMgCl2溶液，在其中以支试

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

2mol/LNH3·H2O，观察两试管发生的现象有何不同？何故？

MgCl2 ＝ Mg2＋ ＋ 2Cl－

Mg2＋ ＋ 2OH— ＝ Mg(OH)2↓

NH4Cl解离出的Cl－使 MgCl2解离平衡向左移动减小了溶液中Mg2＋的

浓度，因而在入5滴饱和NH4Cl溶液，然后在这支试管中加入5滴

2mol/LNH3·H2O无白色沉淀生成。

（二）缓冲溶液的配制

１、用1mol/LHAc溶液和1mol/LNaAc溶液配置pH＝4.0的缓冲溶液10mL．应该如何配制？配好后，用pH试纸测定其pH值，检验其是否符合要求．

PH = pKa + lgCAc-/CHAc

4 = 4.75 + lgCAc-/CHAc

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山东大学西校区实验报告

姓名 危诚 年级班级 公共卫生1班

实验四 酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡

实验目的： 了解弱酸与弱碱的解离平衡及其平衡移动原理；掌握缓冲溶液恶性质及缓冲溶液的配置方法；掌握难溶点解释的沉淀-溶解平衡及溶度积规则的运用；学习液体及固体的分离以及pH试纸的使用等基本操作。

实验原理： 一元弱酸中的浓度： 一元弱碱中的浓度： 缓冲溶液的pH值： ； 难溶强电解质的标准溶度积常数：

实验器材：离心机，离心试管，试管，烧杯，玻璃棒，量筒，试管架，滴管，药匙 实验药品：

甲基橙,酚酞,广泛pH试纸,精密pH试纸

（pH=3.8~5.4；pH=5.5~9.0）

实验过程：

（一） 测定溶液pH

用广泛pH试纸测量0.1mol/L的溶液，0.1mol/L的溶液和的0.1mol/L溶液的pH。测得分别为pH=1.0; pH=13; pH=8.0。通过计算，易知理论值分别为pH=1.0; pH=13.0; pH=8.2552。

（二） 同离子效应

（1）取两支试管A、B，各加入等量0.1mol/L的

液颜色为橙红色。然后向A管中加入少量

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实验 电离平衡与沉淀平衡

一、实验目的

1．理解弱酸与弱碱的电离平衡移动，认识盐类水解反应及其水解平衡的移动。 2．学会缓冲溶液的配置方法和试验其性质。

3. 掌握沉淀生成、溶解及转化的条件及混合离子的分离方法。

4．掌握离心分离操作和离心机、pH试制的使用。

5. 引导学生准确观察实验现象，善于思考分析，提高实验效果。

二．实验原理

1. 弱电解质在溶液中的电离平衡及其移动

AB(aq) ? A+(aq) + B-(aq)

????c(A)/c?c(B)/c电离常数 K?c(AB)/c?

2．同离子效应 ?

在已建立平衡的弱电解质中，加入与其含有相同离子的另一种强电解质时，会使弱电解质电离度降低的效应称为同离子效应。

3．缓冲溶液

(1) 基本概念：在一定程度上能抵抗外加少量酸、碱或稀释，而保持溶液pH值基本不变的作用称为缓冲作用。具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液。

(2)缓冲溶液组成及计算公式：缓冲溶液一般是由共轭酸碱对组成的，例如弱酸和弱酸盐，或弱碱和弱碱盐。

缓冲溶液计算公式

4．盐类的水解

盐类的水解是酸碱中和的逆反应，水解后溶液的酸碱性决定于盐的类型。

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物理化学实验报告 姓名：何思思

班级：工艺五班

学号：

教师：李慎新

学院：材料化学与工程学院

10031010526

电导法测定乙酸电离平衡常数

一、 实验目的

1、 掌握电导、电导率、摩尔电导率的概念以及他们之间的联系。

2、 掌握由电导法测定弱电解质电离平衡常熟的原理。

二、 实验原理

1、 电离平衡常数Kc的测定原理：

α=∧m/∧m∞

CH3COOH —→ CH3COO- + H

开始 C 0 0

平衡 C(1-α) Cα Cα

Kc= Cα?/（1-α）=C∧m?/∧m∞(∧m∞-∧m) 则：C·∧m=(∧m∞·Kc/∧m)- （∧m∞·Kc）

2、 摩尔电导率 的测定原理:

∧m=κ/C G=κA/l κ=l/A·G=Kcell·G G:电阻的倒数 κ：电阻率的倒数

2-13、不同温度下醋酸的?? (S·m·mol)

m

三、 实验器材

DDBJ-350便携式电导率仪，电导电极，恒温槽，烧杯、锥型瓶，移液管（25mL）；

0.0200 mol·L-1 KCl标准溶液，0.1779 mol·L-1 HAc标准溶液

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实验六 电导法测定乙酸电离平衡常数

报告人：曾辉 实验时间20xx年03月07日

一．实验目的：

1．掌握电导、电导率、摩尔电导率的概念以及它们之间的相互关系。

3．掌握电导法测定弱电解质电离平衡常数的原理。

二．实验原理：

1．电离平衡常数Kc的测定原理

在弱电解质溶液中，只有已经电离的部分才能承担传递电量的任务。在无限稀释的溶液中可以认为弱电解质已全部电离，此时溶液的摩尔电导率为??

m，可以用离子的极限摩尔电

导率相加而得。而一定浓度下电解质的摩尔电导率∧m与无限稀释的溶液的摩尔电导率??

m是

有区别的，这由两个因素造成，一是电解质的不完全离解，二是离子间存在相互作用力。二者之间有如下近似关系：

???m

??

m （1）

式中为弱电解质的电离度。

对AB型弱电解质，如乙酸（即醋酸），在溶液中电离达到平衡时，其电离平衡常数Kc与浓度c和电离度α的关系推导如下：

－ ＋ CH3COOH →CH3COO+ H

起始浓度 c 0 0

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实验三 解离 平衡

实验日期：＿＿年＿＿月＿＿日 星期：＿＿＿

班级： ＿＿＿ 姓名：＿＿＿

[实验目的]

1.掌握弱酸、弱碱的解离平衡； 2.掌握盐类水解溶液酸碱性的规律； 3.掌握缓冲溶液的配制和使用原则。 [实验操作]

实验四 沉淀-溶解平衡

实验日期：＿＿年＿＿月＿＿日 星期：＿＿＿

班级： ＿＿＿ 姓名：＿＿＿

[实验目的]

1.掌握沉淀溶解平衡的规律； 2.掌握溶度积规则的应用； 3.掌握沉淀生成和溶解的方法。

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