实验四酸碱解离平衡和沉淀溶解平衡
《无机化学》第四章 酸碱平衡和沉淀-溶解平衡
x
C盐+x
K
θ a
[H ][A [HA]
]
则[H
]
Kθa[HA] [A ]
由于同离子效应，HA解离度降低。
c酸– x ≈ c酸
c盐+ x ≈ c盐
[H ] KθaC酸 C盐
pH
pK
θ a
lg
c酸 c盐
结论： a.弱酸~弱酸盐组成（例HAc～NaAc）：
pH
pKa
lg C酸 C盐
b.弱碱~弱碱盐组成（例 NH3·H2O～NH4Cl）：
b
0
②近似公式： C
Kb
500时
C - [OH ] C
[OH ]
K
θ b
(Kθb
)2
4CK
θ b
2
[OH ] CKb
例：已知25℃时， KθHAc 1.75105 计算该温度下
0.10mol·L-1的HAc溶液中[H+]、[Ac-]及溶液pH，并计算该 温度下HAc的解离度。
解：设解离平衡时，[ H+ ]= x mol·L-1
解：
pH
pKa
lg CHAc C NaAc
lg(1.75105 ) lg 0.1 0.1
4.76
(1) 加 HCl 溶液后，HAc和 Ac- 的浓度分别为：
C HAc
0.10 90 0.01010 100
0.091(mol /
L)
C NaAc
0.10 90 0.01010 100
0.089(mol /
第四章 酸碱平衡和沉淀-溶解平衡
4.1 近代酸碱理论简介 4.2 强电解质溶液 4.3 弱酸、弱碱的解离平衡 4.4 缓冲溶液 4.5 盐类的水解 4.6 难溶强电解质的沉淀-溶解平衡
第四章 酸碱平衡和沉淀-溶解平衡
pH = 14.0 － pOH = 14.0 －2.85 = 11.15
多元弱酸的解离平衡
• 第一步：H2CO3 HCO3－＋H＋
•
Ka1(H2CO3) c(H
第二步：HCO3－
) / c c(HCO3 ) /
c(CHO2C3O2－3)＋/ cH ＋
c
4.2 107
• K反a应1K/a，2K(Hac2(2HC>1+O)0的33)，计溶算c(液H可中以)c/的(c按HHC一＋Oc元主3(C)弱要O/ c3酸来2)的自/ c解第 离一平步4.7衡解做离1011 近似处理。
例题
计算 0.010mol·L-1H2CO3溶液中的H+, H2CO3, HCO3-, 和CO32-的浓度以及溶液的pH值。
酸碱指示剂
酚酞是有机弱酸(HIn) HIn 无色
H+ + In– 紫红色
Kቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
a
[H ][I－ n ] [HIn ]
[HIn ] [I－ n ]
[H ]
K
a
溶液中[H+]增大至大于 10Ka 时，指示剂90％以 HIn 存在， 溶液无色
[H+]=0.1Ka 时，指示剂90％以 In– 存在，呈紫红色 [H+]=Ka 时， HIn 和In– 各半，呈浅红色 Ka 是确定指示剂变色范围的依据，pKa1 称为指示剂的
Kw 称为水的离子积常数，是水的解离平衡常数。 Kw 具有一般平衡常数的特性，无量纲。 Kw 随温度的增加，略有增加。
pH和pOH
规定 pH=-lg[c(H+)/c]
简化为 pH=-lgc(H+)
酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡
01
沉淀的生成或溶解会改变溶液 中离子的浓度，进而影响酸碱 解离平衡。
02
在沉淀-溶解平衡过程中，沉淀 的生成或溶解会消耗或释放氢 离子或氢氧根离子，从而影响 酸碱解离平衡。
离平衡的移动，例如某些 难溶性盐的溶解度与溶液的pH 值有关。
酸碱解离平衡与沉淀-溶解平衡的相互影响
01
02
03
酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡 是相互依存的，它们之间存在动 态的相互作用。
在一定条件下，酸碱解离平衡和 沉淀-溶解平衡可以相互转化， 例如某些弱酸或弱碱在水溶液中 可以形成离子对或共轭酸碱对。
在实际应用中，了解酸碱解离平 衡与沉淀-溶解平衡的相互影响 对于化学反应的调控和分离提纯 等方面具有重要意义。
4. 用分光光度计测定上清液中待测离 子的吸光度，分析酸碱解离平衡和沉 淀-溶解平衡之间的相互影响。
05 酸碱解离平衡和沉淀-溶 解平衡的实际应用
在化学工业中的应用
01 02
酸碱反应控制
酸碱解离平衡在化学工业中用于控制反应条件，例如中和反应、酸洗、 碱洗等过程。通过调节酸碱度，可以实现对反应速度、产物纯度和产率 的优化。
02
沉淀-溶解平衡是化学平衡的一种 ，也是热力学平衡的一种表现。
影响沉淀-溶解平衡的因素
01
02
03
温度
温度对沉淀-溶解平衡有显 著影响，一般来说，温度 升高，溶解度增大，反之 亦然。
浓度
溶液中溶质的浓度对沉淀溶解平衡也有影响，一般 来说，浓度越高，沉淀的 量越多。
溶液的离子强度
溶液的离子强度对沉淀-溶 解平衡也有影响，一般来 说，离子强度越高，溶解 度越低。
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解离平衡和沉淀-溶解平衡
解离平衡和沉淀-溶解平衡一、实验目的1.加深对解离平衡、同离子效应及盐类水解原理的理解。
2.了解难溶电解质的多相离子平衡及溶度积规则。
3.学习快速测量溶液pH的方法和操作技术。
二、实验原理1．弱电解质的解离平衡及其移动弱电解质在水溶液中发生部分解离，在一定温度下，弱电解质（例如Hac）存在下列解离平衡：如果在平衡体系中，加入与弱电解质含有相同离子的强电解质，解离平衡向生成弱电解质的方向移动，使弱电解质的解离度降低，这种现象称为同离子效应。
2．缓冲溶液弱酸及其盐(如HAc和NaAc)或弱碱及其盐(如NH3·H20和NH4Cl)所组成的溶液，在一定程度上可以对外来少量酸或碱起缓冲作用。
即当加入少量的酸、碱或对其稀释时，溶液的pH基本不变，这种溶液叫做缓冲溶液。
3．盐类的水解强酸强碱盐在水溶液中不水解。
强碱弱酸盐、强酸弱碱盐和弱酸弱碱盐，在水溶液中都发生水解。
因为组成盐的离子和水电离出来的H+或0H-离子作用，生成弱酸或弱碱，往往使水溶液显酸性或碱性。
根据同离子效应，往溶液中加入H+或0H-可以抑制水解。
水解反应是吸热反应，因此，升高温度有利于盐类的水解。
4．难溶电解质的多相解离平衡及其移动在一定温度下，难溶电解质与其饱和溶液中的相应离子处于平衡状态。
根据溶度积规则可以判断沉淀的生成和溶解，利用溶度积规则，可以使沉淀溶解或转化。
降低饱和溶液中某种离子的浓度，使两种离子浓度的乘积小于其溶度积，沉淀便溶解。
对于相同类型的难溶电解质，可以根据其K sp的相对大小判断沉淀生成的先后顺序。
根据平衡移动原理，可以将一种难溶电解质转化为另一种难溶电解质，这种过程叫做沉淀的转化。
沉淀的转化一般是溶度积较大的难溶电解质可以转化为溶度积较小的难溶电解质。
三、试剂0.1mol·L-1的HCl，HAc，NaOH 和NH3·H2O；甲基橙；NH4Ac固体；酚酞；O.1mol·L-1NaAc；0.1mol·L-1的NaCl，NH4Cl，Na2C03，NH4Ac，NaAc，NaH2P04，Na2HP04，Na3P04溶液；固体Fe(N03)3·9H2O；6mol·L-1HNO3溶液；饱和Al2(SO4)3溶液；饱和Na2C03溶液；0.1mol·L-1AgNO3溶液； 0.1mol·L-1K2Cr04溶液；饱和(NH4)2C2O4溶液；0.1 mol·L-1CaCl2溶液；2 mol·L-1HCl溶液；2 mol·L-1HAc。
酸碱解离和沉淀平衡
酸：凡能给出质子（H+）的物质；质子的给予体 。(proton donor) 碱：凡能接受质子（H+）的物质；质子的接受体 。(proton acceptor)
酸
如： HCl
质子 + 碱
H+ + Cl-
HAc
H+ + Ac-
酸碱半反应
NH4+ H2CO3 HCO3H3O + H2O
H+ + H+ + H+ + H+ + H+ +
在一元弱酸 HB 溶液中，存在 HB 与 H2O
之间的质子转移反应：
HB + H2O B H3O+
达到平衡时：
Ka
(HB) [ceq (B ) / c ][ceq (H3O ) / c ceq (HB) / c
]
一元弱酸的标准解离常数越大，它的酸性
就越强。
二、弱酸、弱碱的解离平衡
（二）一元弱碱的解离平衡
一元弱酸 HB 和其共轭碱 B- 在水溶液中存在 如下质子转移反应：
HB + H2O B + H3O+
B + H2O
HB + OH
达到平衡时：
Ka
(HB) [ceq (B ) / c ][ceq (H3O ) / c ceq (HB) / c
]
Kb
(B
)
[ceq
(HB)
/c ceq
][ceq (OH (B ) / c
)
/
c
]
以上两式相乘得：
Ka (HB) Kb (B ) Kw
第三节 弱酸弱碱溶液H3O+和OH-浓度的计算
酸碱平衡和沉淀溶解平衡
通常把Ka>1的酸称为强酸; Ka在 1~10-3的酸称为中强酸; Ka在10-4~10-7的酸称为弱酸; Ka<10-7的酸称为极弱酸， 弱碱亦可按Kb大小进行分类。
共轭酸碱对的解离常数之间的关系：
HB B-+H+
Ka=[B-][H+]/[HB]
其共轭碱的电离为：
B-+H2O HB+OH-
部分电离)。
HAc + H2O H3O++Ac- 酸1 碱2 酸2 碱1
氨和水的反应，H2O给出质子，由于H2O是弱 酸所以反应程度也很小，是可逆反应(相当于NH3在 水中的电离过程)。
H2O + NH3 NH4+ +OH- 酸1 碱2 酸2 碱1
二、溶液的酸度 水溶液中氢离子的浓度称为溶液的酸度。 水溶液中H+离子的浓度变化幅度往往很大， 浓的可大于10mol·L-1，在[H+]<1的情况下， 用pH(负对数法)表示溶液的酸度更为方便， pH的定义是： 溶液中氢离子浓度的负对数叫做pH值。
pH=-lg[H+]
弱酸弱碱的电离平衡
一、一元弱酸弱碱的电离 1、电离常数
HAc+H2O H3O++Ac- or HAc H++Ac 在一定温度下，其平衡关系为：
Ka=[H+][Ac-]/[HAc] Ka称为弱酸的电离平衡常数，简称为酸常数。
H2O+NH3 NH4++OHKb=[NH4+][OH-]/[NH3] Ka和Kb是化学平衡常数的一种形式，利 用电离常数数值的大小，可以估计弱电解质 电离的趋势。K值越大，电离常数越大。
第四章 酸碱平衡和沉淀溶解平衡
第四章酸碱平衡和沉淀溶解平衡根据酸碱质子理论，酸碱反应的实质是质子的传递。
根据酸碱质子理论，在水溶液中，弱酸及其共轭碱的关系：KΘa·KΘb=KΘw解离常数KΘa或KΘb：温度不变，解离常数不变。
已知弱酸的浓度和解离度，求弱酸的PH和解离常数？解：因为α=√KΘa·CΘ/C。
C（H+）=√Ka·C。
/CΘ 得出C（H+）=α·C。
/CΘ就可以求出PH，也可以求出解离常数。
酸碱平衡：已知酸的解离常数，求已知浓度C的含酸根的盐的PH？解：由酸的解离常数，根据Ka·Kb=Kw可得其共轭碱的解离常数Kb，代入得C（OH-）=√Kb·C/CΘ，所以C（H+）=Kw/C（OH-），PH=-lg（H+）缓冲溶液：配制缓冲溶液如何选择电解质及其对应的盐？解：解离常数K所对应的p H或POH尽可能地接近缓冲溶液的p H或POH缓冲方程PH=PKΘa（弱酸）-lgC弱酸/C共轭碱当缓冲比C弱酸/C共轭碱=1时，缓冲溶液的缓冲能力最大。
此时PH=PKΘa（弱酸）求缓冲溶液的PH值？解：由弱酸（碱）及其共轭碱（酸）组成。
以弱酸及其共轭碱构成的缓冲溶液（强酸与过量弱碱反应）为例：弱酸的（解离程度很小）浓度近似为强酸的浓度，共轭碱（没有考虑弱酸中所含有的碱根）的浓度=（弱碱的物质的量-强酸的物质的量）/混合后的总体积，则根据缓冲方程PH=PKΘa（弱酸）-lgC弱酸/C共轭碱即得。
如果再向混合液中加入酸或碱，再求弱酸和其共轭碱的浓度，代入缓冲方程即可。
溶度积与溶解度的关系：知溶解度求溶度积Ksp（生成的离子的乘积）？解：在不考虑离子水解的情况下，AB型Ksp＝s²AB2或A2B型Ksp＝4s³AB3型Ksp＝27s4A2B3型Ksp＝108s5 s是溶解度知溶度积kΘsp求溶解度s？⚠️AB型或AB2型方程不同。
例如：AgCl在0.1mol·L-1的NaCl溶液中溶解度为1.77×10-9mol·L-1。
第3章酸碱解离平衡和沉淀溶解平衡分解
Ka (HB) —弱酸HB的标准解离常数， Ka ↑，酸性↑ ceq(B-) , ceq(H3O+) , ceq(HB) — B-, H3O＋, HB的平衡浓度
HSO4- + H2O
HAc + H2O NH4+ + H2O
解： HS－ + H2O H2S+OH－
查表得：H2S 的 Ka1= 5.1×10-8
KW 1.001014 7 K b2 2 . 0 10 K a1 5.1108
三、弱酸、弱碱溶液 pH 的计算
氢离子浓度和 pH
纯水：ceq(H3O+) = ceq(OH-) = K c = 1.0×10-7 mol· L-1
Kb (Ac-) = 5.6×10-10 Kb (NH3) = 1.8×10-5
碱性：NH3 > Ac- > SO42-
多元弱酸解离平衡 多元弱酸：能给出2个或2个以上质子的弱酸
第一步解离：H3PO4 + H2O H3PO4的一级标准解离常数
Ka1 (H3PO4) = H2PO4- + H3O+
ceq(H2PO4-) ·ceq(H3O+) ceq(H3PO4)
Kb1 (CO32-) >> Kb2 (CO32- ) 2.1×10-4 2.4×10-8 溶液中的OH-主要来自CO32- 的第一步质子转移反应
多元弱碱的相对强弱取决于一级标准解离常数Kb1 Kb1越大,溶液中OH- 浓度越大,多元弱碱的碱性越强
3. Ka(HB) 与 Kb(B-) 的关系
第三章 酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡
得质子产物
零水准
失质子产物
2 H3PO4 H2PO4-
H3O+
HPO42H2O
PO43-
忘了什O么H-吗？
比如说系数？
例2 c mol/mL的NH4 H2PO4的质子条件式
零水准——NH4+，H2PO4-，H2O [H3PO4]+ [H+] = [NH3]+ [HPO42-]+ 2[PO43-]+ [OH-]
按得失质子 相等列式子
溶液中大量存在
参与质子转移
质子条件式书写方法
等式左边——得质子后产物 等式右边——失质子 后产物根据质子得失相等原则列出质子条件式
40
例1： cmol/ml的Na2HPO4的质子条件式 零水准——HPO42-，H2O
[H2PO4-] + 2[H3PO4] + [H +] = [PO43-]+ [OH-]
水溶液的pH值
• 定义： pH= -lg［H+］ • 关系：pH+pOH=14 • 酸性pH<7 碱性pH >7 • 中性pH=7
二、弱酸、弱碱的解离平衡
• 根据酸碱质子理论，酸和碱的强度取决于物 质给出质子或接受质子能力的大小。
• 水溶剂系统中，酸或者碱给出接受质子能力 的的大小可用酸或碱的解离平衡常数Ka或Kb 来衡量。
1
强弱电解质
2
酸碱理论
3
水溶液中的酸碱平衡
4
酸碱溶液pH值的计算
5
缓冲溶液
第一节 强弱电解质
一、电解质溶液的定义及分类:
电解质 (electrolyte) 熔融或溶液状态下
强电解质
实验四酸碱解离平衡和沉淀溶解平衡
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的溶液和1滴甲基橙溶液，摇匀后观察溶液颜色为橙红色。
然后向A管中加入少量固体，摇匀后观察，与B管溶液颜色比较，发现A管中液体颜色变黄。
解释：在A管原溶液中达到解离平衡显酸性使甲基橙为橙红色，加入固体后，溶液中增多，发生同离子效应，反应逆向移动，使水中氢离子浓度减小，pH上升，甲基橙显黄色。
（2）取两支试管A、B，各加入等量0.1mol/L的溶液和1滴酚酞指示剂，摇匀观察溶液颜色为红色。
向A管中加入少量固体，摇匀观察颜色，A管中红色褪去。
解释：在A管原溶液中达到解离平衡显碱性使酚酞为红色，加入固体后，溶液中增多，发生同离子效应，反应逆向移动，使水中氢氧根离子浓度减小，pH下降，酚酞红色褪去。
（3）取两支试管A、B，各加入等量0.1mol/L的溶液，再向A管中加入适量饱和溶液，再向两支试管中各加入适量2mol/L的溶液，摇匀观察，A管无明显变化，B管中出现白色浑浊。
酸碱平衡和沉淀-溶解平衡
酸碱平衡和沉淀-溶解平衡
二、原理
➢ 在难溶强电解质的饱和溶液中，未溶解的固体与溶 解后产生的离子之间存在着多相离子平衡。利用溶 度积规则，可以判断沉淀的生成或溶解。
➢ 向难溶强电解质溶液中溶液中加入含有共同离子的 易溶强电解质，使该难溶电解质的溶解度降低，这 种作用称为同离子效应。
➢ 溶液中加入沉淀剂，混合离子先后生成沉淀的现象 叫分步（分级）沉淀。
Pb2+ +CrO42- PbCrO4 (黄）
三、实验步骤
7.沉淀的转化 Pb2+ +2Cl- PbCl2 (白）
PbCl2 (白）+2I- PbI2 (黄）
注意事项
1.了解笔式酸度计的使用；
2. 使用离心机注意：
1 离心机要放在平坦和结实的地面或实验台上，不允许倾斜； 2 通常离心机 都会有登记表，请在使用前确实登记使用者、转头、转速、时间； 3 离心管 一定要用天平平衡重量（重量平衡），盖上离心管盖子并旋紧； 4 把平衡好 的离心管对称地放入离心陀中（位置平衡），盖上离心陀的盖子，注意有无 旋紧； 5 完成离心时，要等待离心机自动停止，不允许用手或其他物件迫使 离心机停转，待转头完全静止后，才能打开舱门，请尽快取出离心管，先观 察离心管是否完全，以及沉淀的位置，尽速把上清倒出，小心不要把沉淀弄 混浊。
➢ 一种沉淀转化为另一种沉淀的过程称为沉淀的转化 。 对于同一类型难溶强电解质Ksp大的沉淀转化为更难 溶的沉淀（Ksp小）是容易实现的。
酸碱平衡和沉淀-溶解平衡
二、原理
AaBb
aAn++bBm-
J
ca An
c b Bm-
J
Ksp Ksp
溶液未饱和，固体继续溶解 溶液饱和，达沉淀-溶解平衡
电离平衡及沉淀溶解平衡
Al(H2O)63++H2O
④非水溶剂中的酸碱反应是质子传递反应. H+
HCl（g）+NH3 （g）=====NH4Cl（s）
H+ CH3CH2OH2+ + HSO4H2SO4 + CH3CH2OH 1923年，美国化学家Lewis提出 ,用来 解释配合物的形成, 1-3、Lewis酸碱电子对理论 大部分阳离子，Mn2+、Al3+、Fe3+、 H+还有一些缺电子化合物（BF3） 一. 含义 酸是电子对的接受体，碱是电子对的 给予体，酸碱反应的实质就是形成配位 由于在配合物中，配位键普遍存在， lewis 酸：凡是可以接受电子对的分子、 键——形成无机化学上的另一类物质，酸 Lewis酸碱电子对理论的范围很广，凡是 碱化合物 金属阳离子皆为Lewis酸，与金属离子结 离子或原子，如Fe3+ , Fe2+, Ag+, BF3等 合的不管是阴离子或中性分子，均为碱.
配位平衡 Kf°
§4-1 酸碱理论概述
1、 1884年，瑞典化学家Arrhenius电离理论
2、1923年，丹麦化学家 Bronsted-Lowry 酸碱质子理论 3、1923年，美国化学家 Lewis 酸碱电子对理论 4、1963年，美国化学家Pearson 软硬酸碱理论（HSABT）
1-1、Arrhenius酸碱电离理论
四. 酸碱反应的实质 ——两个酸碱共轭对之间的质子传递
如HF在水溶液中的 ① 酸碱电离反应是质子传递反应 电离反应是由给出质 子的半反应和接受质 子的半反应组成的 HF(aq) H+ + F－(aq)
H+ + H2O(l) HF(aq) + H2O(l)
解离平衡实验报告
竭诚为您提供优质文档/双击可除解离平衡实验报告篇一：《水溶液中的解离平衡》实验报告二、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。
hAc＝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（二）在这支试管中加入5滴2mol/Lnh3·h2o无白色沉淀生成。
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-/chAc4=4.75+lgcAc-/chAclgcAc-/chAc=-0. 75cAc-/chAc=0.178VAc-/10-VhAc=0.178VAc-=1.51mLVhAc= 8.59mL２、将上述缓冲溶液分成两等份，在一分中加入1mol/Lhcl溶液1滴，在另一分中加入1mol/Lnaoh溶液，分别测定其ph值。
３、取两只试管，各加入5毫升蒸馏水，用ph试纸测定其ph值。
然后分别加入1mol/Lhcl1滴和1mol/Lnaoh1滴，再用ph试纸测定其ph值。
与“２”进行比较。
（三）盐的水解１、在三只小试管中分别加入1毫升0.1mol/Lna2co3，nacl，及Al2(so4)3溶液，用ph试纸测定它们的酸碱性。
解释其原因，并写出有关反应程式。
实验四 酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡
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的溶液和1滴甲基橙溶液，摇匀后观察溶液颜色为橙红色。
然后向A管中加入少量固体，摇匀后观察，与B管溶液颜色比较，发现A管中液体颜色变黄。
解释：在A管原溶液中达到解离平衡显酸性使甲基橙为橙红色，加入固体后,溶液中增多，发生同离子效应,反应逆向移动，使水中氢离子浓度减小,pH上升，甲基橙显黄色.(2)取两支试管A、B,各加入等量0。
1mol/L的溶液和1滴酚酞指示剂，摇匀观察溶液颜色为红色.向A管中加入少量固体,摇匀观察颜色，A管中红色褪去。
解释：在A管原溶液中达到解离平衡显碱性使酚酞为红色，加入固体后，溶液中增多,发生同离子效应，反应逆向移动，使水中氢氧根离子浓度减小，pH下降，酚酞红色褪去。
（3）取两支试管A、B，各加入等量0。
1mol/L的溶液，再向A管中加入适量饱和溶液，再向两支试管中各加入适量2mol/L的溶液，摇匀观察，A管无明显变化，B管中出现白色浑浊.解释：在两管原溶液中达到解离平衡，A管加入饱和溶液后，溶液中较多,再加入溶液则发生同离子效应，溶液解离逆向移动，使水中氢氧根离子浓度减小,使得因此不产生沉淀，没有明显变化；反之，B管中溶液解离后氢氧根离子浓度上升,使得,产生沉淀,显现白色浑浊。
解离平衡实验报告
竭诚为您提供优质文档/双击可除解离平衡实验报告篇一：《水溶液中的解离平衡》实验报告二、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。
hAc＝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（二）在这支试管中加入5滴2mol/Lnh3·h2o无白色沉淀生成。
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-/chAc4=4.75+lgcAc-/chAclgcAc-/chAc=-0. 75cAc-/chAc=0.178VAc-/10-VhAc=0.178VAc-=1.51mLVhAc= 8.59mL２、将上述缓冲溶液分成两等份，在一分中加入1mol/Lhcl溶液1滴，在另一分中加入1mol/Lnaoh溶液，分别测定其ph值。
３、取两只试管，各加入5毫升蒸馏水，用ph试纸测定其ph值。
然后分别加入1mol/Lhcl1滴和1mol/Lnaoh1滴，再用ph试纸测定其ph值。
与“２”进行比较。
（三）盐的水解１、在三只小试管中分别加入1毫升0.1mol/Lna2co3，nacl，及Al2(so4)3溶液，用ph试纸测定它们的酸碱性。
解释其原因，并写出有关反应程式。
酸碱平衡和沉淀平衡 配位平衡
酸碱平衡和沉淀平衡、配位平衡实验目的1.了解缓冲溶液的缓冲作用原理及配制。
2.掌握难溶电解质的多相离子平衡及沉淀的生成和溶解的条件。
3.了解配位平衡和沉淀反应、氧化还原反应、溶液的酸度的关系及平衡的移动。
实验原理溶液中的离子平衡包括弱电解质的解离平衡和难溶电解质的沉淀溶解平衡及配合物的配位平衡等。
在弱电解质及其共轭酸（或共轭碱）的解离平衡或难溶电解质的沉淀溶解平衡体系中，加入具有相同离子的易溶强电解质，则平衡向左移动，产生使弱电解质的解离度或难溶电解质的溶解度降低的同离子效应。
由弱酸(或弱碱)及其盐等共轭酸碱对所组成的溶液(例如HAc —NaAc ，NH 3—NH 4C1，H 2PO 4-—HPO 42-等)，其pH 值不会因加入少量酸、碱或少量水稀释而发生显著变化，具有这种性质的溶液称为缓冲溶液。
根据溶度积规则可以判断沉淀的生成或溶解。
当体系中离子浓度的幂的乘积大于溶度积常数，即Q>K sp 有沉淀生成；Q<K sp 时，无沉淀生成或沉淀溶解；Q ＝K sp 时，则为饱和溶液。
配合物的组成一般可分为内界和外界两个部分。
中心离子和配位体组成配合物的内界(一般为配离子或分子)；配合物中除中心离子和配位体以外的部分为外界。
当简单离子(或化合物)形成配离子(或配合物)后，其某些性质会发生改变，如颜色，溶解度，氧化还原性质等。
例如Fe 3+能使I -氧化为I 2，但当形成配离子(如FeF 64-)后，却能把I 2还原为I -。
配离子在溶液中同时存在着配合过程和离解过程，即存在着配位平衡，如：Ag + + 2NH 3[Ag(NH 3)2]+2323]][[])([NH Ag NH Ag K ++=稳 K 稳称为稳定常数，不同的配离子具有不同的稳定常数，对于同种类型的配离子，K 稳值愈大，表示配离子愈稳定。
实验内容1. 同离子效应和缓冲溶液（1）同离子效应：在试管中加入0.1mol ·dm -3HAc2cm 3，再加入甲基橙指示剂1~2滴，摇匀，观察溶液的颜色，然后分盛两支试管，在其中一支试管中加入少量NH 4Ac(固)，摇动试管以促进溶解，观察溶液颜色的变化。
解离沉淀平衡实验报告
一、实验目的1. 理解并掌握解离平衡和沉淀平衡的基本概念。
2. 通过实验观察和数据分析，验证沉淀溶解平衡的存在。
3. 学习并运用溶度积规则进行沉淀反应的预测。
二、实验原理1. 解离平衡：弱电解质在水溶液中存在电离平衡，其离子浓度与未电离分子浓度之间存在一定的平衡关系。
2. 沉淀平衡：难溶电解质在水中存在沉淀溶解平衡，当离子浓度乘积超过其溶度积时，会形成沉淀。
3. 溶度积规则：在一定温度下，难溶电解质的溶解度积（Ksp）为常数，可用于预测沉淀的生成和溶解。
三、实验仪器与药品1. 仪器：试管、烧杯、电子天平、滴定管、移液管、玻璃棒、漏斗、滤纸等。
2. 药品：硫酸铜（CuSO4）、氢氧化钠（NaOH）、氯化银（AgNO3）、硝酸钠（NaNO3）、氯化钠（NaCl）等。
四、实验步骤1. 沉淀反应：取两只试管，分别加入2 mL 0.1 mol/L CuSO4溶液和2 mL 0.1 mol/L AgNO3溶液，观察溶液颜色变化。
向其中一只试管中加入2滴0.1 mol/L NaOH溶液，观察沉淀生成情况。
2. 溶解平衡：取两只试管，分别加入2 mL 0.1 mol/L AgNO3溶液和2 mL 0.1 mol/L NaCl溶液，观察溶液颜色变化。
向其中一只试管中加入2滴0.1 mol/L NaNO3溶液，观察沉淀溶解情况。
3. 溶度积计算：根据实验数据，计算沉淀反应和溶解平衡的溶度积，并与已知溶度积数据进行比较。
五、实验数据与结果1. 沉淀反应：向CuSO4溶液中加入NaOH溶液后，观察到蓝色沉淀生成。
2. 溶解平衡：向AgNO3溶液中加入NaCl溶液后，观察到白色沉淀生成。
加入NaNO3溶液后，沉淀逐渐溶解。
3. 溶度积计算：（1）沉淀反应：Ksp(Cu(OH)2) = [Cu2+][OH-]^2 = 0.01 mol/L × (0.01mol/L)^2 = 1×10^-8（2）溶解平衡：Ksp(AgCl) = [Ag+][Cl-] = 0.01 mol/L × 0.01 mol/L =1×10^-4六、实验讨论1. 通过实验观察，验证了沉淀溶解平衡的存在，并了解了沉淀反应和溶解平衡的规律。
实验三、四离解平衡沉淀溶解平衡
实验三、四-离解平衡--沉淀溶解平衡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]实验步骤现象记录解释或结论、反应式一、电离平衡1. 弱电解质的同离子效应(1)在两支试管中各加入0.1mol/LHAc溶液2mL,再分别加1滴甲基橙，然后在一支试管中，加少量固体NH4Ac,振荡使其溶解，观察溶液颜色变化，与另一支试管进行比较，并解释之。
(2)在两支试管中各加入NaCl的HAc H+ + Ac-醋酸部分解离产生H+溶液呈酸性；加入固体NH4Ac后，HAc的解离平衡向左移动，H+减小。
NH3·H2O NH4+ + OH-NH3·H2O部分解离产生OH-溶液呈碱性；加入固体NH40.1mol/LNH3·H2O 溶液2mL,再分别加1滴酚酞，然后在一支试管中，加少量固体NH4Cl,振荡使其溶解，观察溶液颜色变化，与另一支试管进行比较，并解释之。
2. 盐类水解(1)用pH试纸测定NaCl、NaAc、NH4Cl、NH4Ac溶液的pH值。
(2)在两支试管中各加入3mL蒸馏水，然后分别加入少量固体Fe(NO3)3·9H2O 及BiCl3(BiCl3只需绿豆大小)，振荡，观察现象。
用pH试纸分别测定其pH。
解释之。
保留NaAc、pH=NaAc的pH=NH4Cl的pH=NH4Ac的pH=第二份现象：第三份现象：Cl后，NH3·H2O的解离平衡向左移动，OH-减小。
盐类水解规律：强酸弱碱盐溶液呈酸性；强碱弱酸盐溶液呈碱性；强酸强碱盐溶液呈中性。
Fe3+ + 3H2OFe(OH)3 +3H+Bi3+ + Cl- + H2OBiOCl↓+ 2H+Ac- + H2O HAc+ OH-Ac-的水解反应为吸热反应，温度升高平衡向右移动，OH-浓度增大。
无机化学 酸碱平衡与沉淀溶解平衡
由前面提到的电离度，可得 HA+H2O==A-+H3O+ c-[H+] [H+] [H+] c(1-α) cα c α
c c c Ka= c(1 ) 1
2
当α不太小时，1-α≈1，Ka=cα2 α=
Ka / c
2.多元酸碱 多元酸在水溶液中是分步电离的 如H3PO4在水中有三级解离，25℃时
体液中的缓冲系主要有H2CO3—HCO3-、 H2PO4—HPO42-、HHb—Hb-（血红蛋白） 等。在血液中起主要作用的缓冲系为 H2CO3—HCO3-，红细胞中起主要作用的是 H2PO4—HPO42-。 H2CO3—HCO3-在血液中存在平衡 CO2+H2O H2CO3 HCO3-+H3O+ 上述平衡中，第一步向右进行得程度很小（在 碳酸酐酶的作用下速度会大大加快），而一 旦生成了H2CO3，则会迅速电离，因而，上 述缓冲体系中，H2CO3的量其实很少，更多 的共轭酸是以CO2溶解形式存在，所以有的 书上表示为CO2溶解—HCO3-。
三、同离子效应和盐效应 HAc为弱酸，在溶液中存在电离平衡…，属 于化学平衡的一种，遵循化学平衡移动的 规律：…。 若加入NaAc，则可使HAc的电离度减小。 这种在弱电解质溶液中加入含有与此弱电解 质相同离子的易溶强电解质，使得弱电解 质电离度减小的现象称为同离子效应。 如果在上述溶液中加入不含相同离子的强电 解质如NaCl，又会怎样呢？ 实际上，在发生同离子效应的同时，也存在 着盐效应，只不过二者大小不同。
碱：能接受质子的物质 (质子受体)
碱可以是分子、正离子或负离子。
酸释放一个质子形成其共轭碱；碱结合 一个质子形成其共轭酸。共轭关系。 酸、碱得失质子的反应式是酸碱半反应 式。 酸碱半反应两边是共轭酸碱对。 酸 质子 + 碱
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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=~；pH=~）
实验过程：
（一）测定溶液pH
用广泛pH试纸测量L的溶液，L的溶液和的L溶液的pH。
测得分别为pH=;
pH=13; pH=。
通过计算，易知理论值分别为pH=; pH=; pH=。
（二）同离子效应
（1）取两支试管A、B，各加入等量L的溶液和1滴甲基橙溶液，摇匀后观察溶液颜色为橙红色。
然后向A管中加入少量固体，摇匀后观察，与B管溶液颜色比较，发现A 管中液体颜色变黄。
解释：在A管原溶液中达到解离平衡显酸性使甲基橙为橙红色，加入固体后，溶液中增多，发生同离子效应，反应逆向移动，使水中氢离子浓度减小，pH上升，甲基橙显黄色。
（2）取两支试管A、B，各加入等量L的溶液和1滴酚酞指示剂，摇匀观察溶液颜色为红色。
向A管中加入少量固体，摇匀观察颜色，A管中红色褪去。
解释：在A管原溶液中达到解离平衡显碱性使酚酞为红色，加入固体后，溶液中增多，发生同离子效应，反应逆向移动，使水中氢氧根离子浓度减小，pH下降，酚
酞红色褪去。
（3）取两支试管A、B，各加入等量L的溶液，再向A管中加入适量饱和溶液，再向两支试管中各加入适量2mol/L的溶液，摇匀观察，A管无明显变化，B管中出现白
色浑浊。
解释：在两管原溶液中达到解离平衡，A管加入饱和溶液后，溶液中较多，再加入溶液则发生同离子效应，溶液解离逆向移动，使水中氢氧根离子浓度减小，使得因此不产生沉淀，没有明显变化；反之，B管中溶液解离后氢氧根离子浓度上升，使得，产生沉淀，显现白
色浑浊。
（三）缓冲溶液的配置与性质
（1）计算得需要L的溶液，需要L的溶液。
用10ml量筒量取溶液，用100ml 量筒量取溶液，加入烧杯中混合搅拌均匀。
取精密pH试纸（pH=~），用洁净的玻璃棒蘸取溶液涂在试纸上，与比色卡对照，并用2mol/L的溶液和2mol/L的溶液调节溶液pH值到pH=。
（2）计算得需要L的溶液，需要L的溶液。
用100ml量筒量取溶液和溶液，加入烧杯中混合搅拌均匀。
取精密pH试纸（pH=~），用洁净的玻璃棒蘸取溶液涂在试纸上，与比色卡对照，并用2mol/L的溶液和2mol/L的溶液调节溶液pH值到pH=
（3）以下各缓冲溶液用量皆为20ml
缓冲溶液pH（前）加入物质pH（后）
2ml L HCl
2ml L NaOH +
20ml纯水
L NaCl 2ml L HCl
L NaCl 2ml L NaOH
说明：缓冲溶液能有效地阻碍溶液pH值的变化。
（四）沉淀的生成
（1）取试管A，加1ml L的溶液和1ml L的溶液，混合后观察到生成黄色沉淀。
解释：有，而溶液中有
=，所以形成沉淀。
（2）取试管B，加1ml L的溶液和1ml L的溶液，混合后观察，无明显现象。
解释：有，而溶液中有
=，所以不形成沉淀。
（五）沉淀的溶解
（1）生成弱电解质：取离心试管，加入5滴L的溶液和3滴饱和溶液，
摇匀观察，生成白色沉淀。
离心分离，弃去溶液，在沉淀上滴加6mol/L的溶液，沉淀溶解。
（2）生成配离子：取离心试管，加入10滴L溶液，再加10滴L的溶液，摇
匀观察，生成白色沉淀。
离心分离，弃去溶液，在沉淀上滴加2mol/L的溶液，
沉淀溶解。
（3）发生氧化还原反应：取离心试管，加5滴L的溶液和3滴L的溶液，摇匀观察，生成黑色沉淀。
离心分离，弃去溶液，在沉淀上滴加6mol/L的溶液，
60水浴加热，有气体产生，大部分沉淀溶解，溶液显蓝色，小部分带有黄色的沉淀没有溶解。
实验结论：见实验过程。