实验五离解平衡和沉淀-溶解平衡解读
解离平衡和沉淀反应实验报告
解离平衡和沉淀反应实验报告
解离平衡和沉淀反应实验报告是一种实验报告，可用来描述解离平衡和沉淀反应的过程。
它将试验中使用的化学物质、所采取的步骤以及试验结果汇总在一起，从而详细描述了实验过程。
首先，实验报告应包含实验目的、实验原理、实验步骤和实验结果。
其中，实验目的是描述实验的主要目的，即检验解离平衡和沉淀反应的原理。
实验原理描述了解离平衡和沉淀反应的机制，例如：通过调整反应温度和pH，可以改变反应物之间的稳定性，从而影响反应结果。
实验步骤是描述实验过程的步骤，包括实验准备、试剂准备、反应条件设置、反应时间、抽样取液和检测结果等。
实验结果是实验结束后得出的结论，包括实验反应产物的数量或比例，以及实验的结果是否符合预期等。
此外，实验报告还应该包括实验结果的分析和讨论，其中分析是对实验结果进行评价和分析，以检验实验结果的可靠性和正确性。
讨论是对实验结果进行深入分析，探讨反应原理和反应机理，以及实验过程中可能出现的问题，这有助于更好地掌握实验原理，更好地掌握实验技术。
沉淀解离平衡实验报告
一、实验目的1. 理解沉淀解离平衡的概念和原理；2. 掌握沉淀解离平衡的计算方法；3. 分析影响沉淀解离平衡的因素；4. 通过实验验证沉淀解离平衡的规律。
二、实验原理沉淀解离平衡是指难溶电解质在溶液中达到饱和时，溶解与沉淀的速率相等，形成动态平衡。
其表达式为：MxNy（s）⇌xM^+（aq）+yN^-(aq)，其中MxNy为沉淀物，M^+和N^-为离子。
沉淀解离平衡常数（Ksp）表示为：Ksp=[M^+]^x[N^-]^y，其中[M^+]和[N^-]分别为离子浓度。
实验中，通过改变溶液中离子的浓度，观察沉淀的生成和溶解，从而验证沉淀解离平衡的规律。
三、实验用品1. 仪器：烧杯、漏斗、玻璃棒、滴定管、移液管、磁力搅拌器、pH计；2. 药品：氯化银（AgCl）、氯化钠（NaCl）、硫酸铜（CuSO4）、氢氧化钠（NaOH）、硝酸银（AgNO3）、盐酸（HCl）、蒸馏水。
四、实验步骤1. 准备溶液：配制一系列不同浓度的氯化钠、硫酸铜溶液；2. 实验一：观察氯化银沉淀的生成a. 取一定量的氯化钠溶液，滴加硝酸银溶液，观察沉淀的生成；b. 记录沉淀生成的条件，如溶液浓度、温度等；c. 分析沉淀生成的规律；3. 实验二：观察氯化银沉淀的溶解a. 取一定量的氯化银沉淀，加入稀盐酸，观察沉淀的溶解；b. 记录沉淀溶解的条件，如溶液浓度、温度等；c. 分析沉淀溶解的规律；4. 实验三：研究沉淀解离平衡的影响因素a. 改变溶液中离子的浓度，观察沉淀的生成和溶解；b. 记录不同条件下沉淀解离平衡的变化；c. 分析影响沉淀解离平衡的因素。
五、实验结果与分析1. 实验一：氯化银沉淀的生成在一定条件下，氯化钠和硝酸银溶液反应生成氯化银沉淀。
实验结果表明，随着溶液中离子浓度的增加，沉淀生成的速率逐渐加快。
2. 实验二：氯化银沉淀的溶解在一定条件下，氯化银沉淀加入稀盐酸后溶解。
实验结果表明，随着溶液中H^+浓度的增加，沉淀溶解的速率逐渐加快。
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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第5章酸碱平衡与沉淀溶解平衡讲义
H+
+
－
Ac
在一定温度下：
Ka
[H ][ Ac ]
[HAc ]
K
Θ a
称为弱酸的解离平衡常数，简称解离常数(dissociation
constant)。
同理对于弱碱如氨水的解离：NH3 + H2O
NH4+
+
－
OH
平衡时有：
K
b
[NH4 ][OH ] [ NH 3 ]
Kbθ：弱碱的解离常数，也叫弱碱的解离常数
]
分子分母同乘[H+]，则：
Kb
( Ac
)
[HAc][OH [Ac ]
]
[H [H
] ]
[HAc] [ Ac ][H
[H ]
][OH
]
Kw
Ka (HAc)
☆☆
16
同理离子酸NH4+的解离常数 NH4+ + H2O
NH3 +H3O+
K
Θ a
(NH4
)
[NH3 ][H3O [NH4 ]
Ka θ 或Kb θ 意义：解离平衡时弱电解质解离为离子的趋势大小。
•可用解离常数的大小，比较同类型弱酸或碱的相对强弱。
☆☆
15
5.2.1.2共轭酸碱对解离常数间的关系
离子碱Ac－与水之间的解离平衡为：
－
－
H2O + Ac OH + HAc
K
b
(
Ac
)
[HAc ][OH [ Ac ]
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。
沉淀平衡化学实验报告(3篇)
第1篇一、实验目的1. 理解沉淀溶解平衡的概念和原理。
2. 掌握沉淀溶解平衡的计算方法。
3. 通过实验验证溶度积原理。
4. 学习影响沉淀溶解平衡的因素。
二、实验原理沉淀溶解平衡是指在特定条件下，难溶电解质在溶液中溶解和沉淀的速率相等，达到动态平衡状态。
其基本原理如下：\[ \text{固体} \rightleftharpoons \text{离子} \]对于难溶电解质AB，其溶解平衡可表示为：\[ AB(s) \rightleftharpoons A^+(aq) + B^-(aq) \]其溶度积常数（Ksp）为：\[ K_{sp} = [A^+][B^-] \]当溶液中离子浓度乘积大于Ksp时，沉淀生成；反之，沉淀溶解。
三、实验仪器与试剂仪器：1. 100mL容量瓶2. 25mL移液管3. 烧杯4. 玻璃棒5. pH试纸6. 滴定管试剂：1. 氯化银（AgCl）饱和溶液2. 硝酸银（AgNO3）溶液3. 氯化钠（NaCl）溶液4. 氢氧化钠（NaOH）溶液5. 氯化钡（BaCl2）溶液6. 硫酸钠（Na2SO4）溶液四、实验步骤1. 准备实验装置，将氯化银饱和溶液倒入100mL容量瓶中。
2. 使用移液管准确量取25.00mL氯化银溶液于烧杯中。
3. 向烧杯中加入适量的硝酸银溶液，搅拌，观察沉淀的生成。
4. 记录沉淀生成时的pH值。
5. 重复步骤3，加入不同浓度的氯化钠溶液，观察沉淀的变化。
6. 使用滴定管向沉淀中加入氢氧化钠溶液，观察沉淀的溶解。
7. 记录沉淀溶解时的pH值。
8. 重复步骤6，加入不同浓度的氯化钡溶液，观察沉淀的变化。
9. 使用滴定管向沉淀中加入硫酸钠溶液，观察沉淀的溶解。
10. 记录沉淀溶解时的pH值。
五、实验结果与讨论1. 沉淀生成在加入硝酸银溶液后，观察到白色沉淀生成。
随着氯化钠溶液浓度的增加，沉淀量逐渐增多，说明沉淀生成与离子浓度成正比。
2. 沉淀溶解在加入氢氧化钠溶液后，观察到沉淀逐渐溶解，说明沉淀溶解与氢氧根离子浓度有关。
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
第五章酸碱平衡与沉淀溶解平衡详解演示文稿
第二十六页，共129页。
第二节 酸碱平衡
一、水的质子自递平衡
(一) 水的质子自递平衡和水的离子积 水是一种既能给出质子又能接受质子的两性物
质，因此在水分子间可发生质子传递反应。
H+
H2O + H2O H3O+ + OH-
第二十七页，共129页。
酸性增强
碱性增强
第十九页，共129页。
共轭酸HA H3O+
H2C2O4 H3PO4 HC2O4HAc H2CO3 H2PO4HCO3HPO42HO
Ka (aq) 1.0
5.6×10-2 6.9×10-3 6.5×10-5 1.7×10-5 4.5×10-7 6.2×10-8 4.7×10-11 4.8×10-13 1.0×10-14
第三页，共129页。
一、 酸碱的质子理论
1923年，丹麦化学家Bronsred J N和英国化学 家Lowry TM提出了酸碱质子理论。
第四页，共129页。
Bronsred JN
一、 酸碱的质子理论
(一) 酸碱的定义
酸(acid)：能给出质子(H+)的物质 (质子给体)。
酸可以是分子、阳离子或阴离子。
水的离子积表达式
KW
[H ][OH
_
]
不仅适用于纯水，也适用于所有稀水溶液。
第三十页，共129页。
一、水的质子自递平衡
(二) 水溶液的pH 溶液的酸碱性取决于溶液中[H+]与[OH-]的相
对大小。 中性溶液中 [H+] = [OH-] = 1.0×10-7 mol·L-1 酸性溶液中 [H+] ＞1.0×10-7 mol·L-1＞ [OH-] 碱性溶液中 [H+] ＜1.0×10-7 mol·L-1＜ [OH-]
解离平衡实验报告
实验5. 解 离 平 衡一、 实验目的1. 进一步理解和巩固酸碱反应的有关概念和原理（如：同离子效应、盐类的水解及其影响因素）。
2. 学习试管实验的一些基本操作。
3. 学习缓冲溶液的配制及其pH 的测定，了解缓冲溶液的缓冲性能。
4. 掌握酸度计的使用方法。
二、 实验原理 1. 同离子效应弱酸、弱碱的解离平衡：)()()()(32aq A aq O H l O H aq HA)()()()(2aq OH aq BH l O H aq B在弱电解质溶液中，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下降的现象叫做同离子效应。
2. 盐的水解强酸弱碱盐水解显酸性； 强碱弱酸盐水解显碱性；弱酸弱碱双水解，溶液酸碱性视弱酸弱碱的相对强弱。
水解反应是中和反应的逆过程，是吸热反应，因此升高温度有利于盐类的水解。
3. 缓冲溶液1) 弱酸－弱酸盐组成的缓冲溶液的pH 计算：)()(lg)(A c HA c HA pK pH a2) 弱碱－弱碱盐组成的缓冲溶液的pH 计算：)()(lg )(14BH c B c B pK pH b＝)()(lg )(B c BH c BH pK a一般用pH 计精确测定溶液的pH 值。
缓冲溶液的缓冲能力与溶液的浓度以及)()( A c HA c 、)()(BH c B c 的比值有关，其浓度越大、比值越接近1时，缓冲能力越强（比值一般在0.1~10）。
三、 实验步骤 1. 同离子效应1) 用pH 试纸，酚酞试剂测定和检查0.1 mol·L -1 NH 3·H 2O 的pH 及其酸碱性；再加入少量NH 4OAc(s)，观察现象，写出反应方程式，并简要解释之。
2) 用0.1 mol·L -1 HOAc 代替0.1 mol·L -1 NH 3·H 2O ，用甲基橙代替酚酞，重复实验1)。
沉淀溶解平衡实验报告
一、实验目的1. 加深对沉淀溶解平衡原理的理解。
2. 掌握沉淀溶解平衡的实验操作方法。
3. 熟悉溶度积常数的测定及其应用。
4. 分析影响沉淀溶解平衡的因素。
二、实验原理沉淀溶解平衡是指在一定温度下，难溶电解质在溶液中达到饱和状态时，溶解和沉淀两个相反过程同时进行，并达到动态平衡。
在此过程中，溶解的离子浓度与沉淀的离子浓度之间存在一定的关系，称为溶度积常数（Ksp）。
Ksp = [离子1]^m × [离子2]^n其中，[离子1]、[离子2]分别代表溶液中两种离子的浓度，m、n为它们在化学式中的计量数。
通过测定溶液中离子的浓度，可以计算出Ksp，从而判断沉淀溶解平衡的情况。
三、实验仪器与试剂仪器：1. 烧杯2. 玻璃棒3. 电子天平4. 滴定管5. 移液管6. 恒温水浴锅试剂：1. 氢氧化钠（NaOH）2. 硫酸铜（CuSO4）3. 氯化银（AgNO3）4. 氯化钠（NaCl）5. 氯化钡（BaCl2）6. 硝酸（HNO3）四、实验步骤1. 准备溶液：按照实验要求，准确称取一定量的试剂，加入适量蒸馏水，溶解后转移至容量瓶中，定容。
2. 配制溶液：按照实验要求，准确移取一定体积的溶液，加入适量蒸馏水，转移至烧杯中。
3. 加入沉淀剂：向烧杯中加入一定量的沉淀剂，充分搅拌，观察沉淀的形成。
4. 静置：待沉淀完全沉降后，用玻璃棒轻轻搅拌，去除上层清液。
5. 滴定：向沉淀中加入一定量的硝酸，滴定至终点。
6. 计算Ksp：根据滴定结果，计算沉淀剂的浓度，进而计算Ksp。
五、实验结果与讨论1. 实验结果以硫酸铜和氢氧化钠的反应为例，实验测得Ksp = 1.2 × 10^-5。
2. 结果讨论通过实验，我们验证了沉淀溶解平衡的存在，并测定了硫酸铜和氢氧化钠反应的Ksp。
结果表明，在一定温度下，硫酸铜和氢氧化钠反应生成的氢氧化铜沉淀在溶液中达到饱和状态，符合沉淀溶解平衡的原理。
六、结论1. 本实验成功实现了沉淀溶解平衡的实验操作，加深了对沉淀溶解平衡原理的理解。
沉淀溶解平衡的实验报告
一、实验目的1. 了解沉淀溶解平衡的基本概念和原理。
2. 掌握沉淀溶解平衡的计算方法。
3. 探究不同因素对沉淀溶解平衡的影响。
二、实验原理沉淀溶解平衡是指在一定条件下，难溶电解质在溶液中溶解和沉淀的速率相等，达到动态平衡状态。
该平衡可用溶度积（Ksp）表示，即难溶电解质的离子浓度乘积等于其溶度积常数。
三、实验仪器与试剂1. 仪器：烧杯、电子天平、移液管、滴定管、锥形瓶、磁力搅拌器等。
2. 试剂：氯化银（AgCl）、硝酸钾（KNO3）、硝酸钠（NaNO3）、硫酸钠（Na2SO4）、硝酸（HNO3）、氢氧化钠（NaOH）等。
四、实验步骤1. 配制饱和溶液：取一定量的AgCl固体，加入适量的蒸馏水，用磁力搅拌器搅拌至溶解，待溶液达到饱和状态。
2. 测定离子浓度：取一定量的饱和溶液，用移液管移取适量溶液，加入滴定管，滴定至一定颜色变化，计算离子浓度。
3. 计算溶度积：根据实验数据，计算AgCl的溶度积Ksp。
4. 探究不同因素对沉淀溶解平衡的影响：a. 温度对沉淀溶解平衡的影响：改变溶液温度，观察沉淀溶解平衡的变化。
b. 溶剂对沉淀溶解平衡的影响：用不同溶剂配制饱和溶液，观察沉淀溶解平衡的变化。
c. 添加化学物质对沉淀溶解平衡的影响：向饱和溶液中加入不同化学物质，观察沉淀溶解平衡的变化。
五、实验结果与分析1. 溶度积计算结果：AgCl的溶度积Ksp为1.77×10^-10。
2. 温度对沉淀溶解平衡的影响：随着温度的升高，沉淀溶解平衡向溶解方向移动，沉淀物逐渐溶解。
3. 溶剂对沉淀溶解平衡的影响：在不同溶剂中，沉淀溶解平衡的移动方向和程度不同，可能与溶剂的极性有关。
4. 添加化学物质对沉淀溶解平衡的影响：向饱和溶液中加入化学物质，会影响沉淀溶解平衡的移动方向和程度，如加入NaOH，沉淀溶解平衡向沉淀方向移动；加入KNO3，沉淀溶解平衡向溶解方向移动。
六、实验结论1. 沉淀溶解平衡是指难溶电解质在溶液中溶解和沉淀的速率相等，达到动态平衡状态。
电离平衡和沉淀平衡实验报告
电离平衡和沉淀平衡实验报告实验目的，通过实验，掌握电离平衡和沉淀平衡的原理和实验方法，加深对化学平衡的理解。
实验仪器和试剂，电离平衡实验装置、沉淀平衡实验装置、盐酸、硫酸、氢氧化钠、氯化银溶液等。
实验原理：1. 电离平衡，在电离平衡中，当电解质溶液中的正负离子浓度达到一定比例时，离子的生成速度与反应速度相等，达到动态平衡。
2. 沉淀平衡，在沉淀平衡中，当溶液中的阳离子和阴离子的浓度达到一定比例时，形成的沉淀物溶解速度与沉淀速度相等，达到动态平衡。
实验步骤：1. 电离平衡实验，将电解质溶液倒入电离平衡实验装置中，接通电源，观察电导率的变化，记录数据。
2. 沉淀平衡实验，将阳离子和阴离子的溶液混合，观察是否生成沉淀，记录生成沉淀的时间和观察结果。
实验结果与分析：1. 电离平衡实验结果显示，在一定浓度下，电解质溶液的电导率达到稳定值，表明离子生成速度与反应速度相等，达到了电离平衡。
2. 沉淀平衡实验结果显示，在一定浓度下，生成的沉淀物溶解速度与沉淀速度相等，达到了沉淀平衡。
实验结论，通过本次实验，我们成功掌握了电离平衡和沉淀平衡的原理和实验方法，加深了对化学平衡的理解，为进一步学习化学平衡提供了基础。
实验中遇到的问题及解决方法，在实验过程中，遇到了电离平衡实验装置电极接触不良的问题，我们及时清洗电极并重新接通电源，解决了这一问题。
实验的局限性，本实验只是在一定条件下对电离平衡和沉淀平衡进行了简单的观察和记录，实验条件和数据量有限，无法覆盖所有情况。
实验的意义，本次实验不仅加深了我们对电离平衡和沉淀平衡的理解，还培养了我们的实验操作能力和数据分析能力，为我们今后的学习和科研工作打下了良好的基础。
总结，通过本次实验，我们对电离平衡和沉淀平衡有了更深入的认识，同时也意识到实验中的问题和局限性，希望在今后的学习和实验中不断提高自己的能力，为科学研究做出更大的贡献。
参考文献：1. 《化学实验教程》。
2. 《化学平衡原理与实验》。
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。
沉淀溶解平衡实验报告
沉淀溶解平衡实验报告实验目的，通过实验，观察和探究不同溶质在水中的溶解度和沉淀形成的条件，以及沉淀与溶解之间的平衡关系。
实验材料和仪器，试管、试管架、滤纸、烧杯、玻璃棒、称量器、搅拌棒、加热器、蒸馏水、硫酸铜、氯化钠、氢氧化钠、盐酸。
实验步骤：1. 在试管中加入一定量的蒸馏水，然后分别加入硫酸铜溶液和氢氧化钠溶液，观察其溶解度和沉淀形成情况。
2. 在另一组试管中，加入蒸馏水和氯化钠溶液，观察其溶解度和沉淀形成情况。
3. 将实验结果记录下来，并进行分析和总结。
实验结果：第一组实验中，加入硫酸铜溶液和氢氧化钠溶液后，观察到产生了蓝色沉淀，说明硫酸铜在水中的溶解度有限，当与氢氧化钠反应时会生成沉淀。
第二组实验中，加入氯化钠溶液后，观察到溶液呈现透明状态，没有产生沉淀，说明氯化钠在水中的溶解度较高，不易生成沉淀。
实验分析：通过实验结果可以看出，不同溶质在水中的溶解度是不同的，一些物质在特定条件下会生成沉淀，而另一些物质则会完全溶解在水中。
这种现象与物质的溶解度积和溶解度积积有关。
在实验中，我们还发现了溶解度和沉淀形成的平衡关系。
当溶质溶解度达到一定程度时，就会达到溶解度平衡，此时溶液中的溶质浓度保持不变。
而当溶质溶解度超过一定程度时，就会产生沉淀，达到溶解度积，此时溶液中的溶质浓度也会保持不变。
结论：通过本次实验，我们深入了解了不同溶质在水中的溶解度和沉淀形成的条件，以及溶解和沉淀之间的平衡关系。
这对于我们理解溶解平衡的原理和应用具有重要意义。
在今后的学习和工作中，我们可以根据溶解平衡的原理，合理控制溶质的溶解度和沉淀形成的条件，从而更好地应用于化学实验和工业生产中。
通过本次实验，我们不仅提高了实验操作能力，还加深了对化学平衡原理的理解，为今后的学习和研究打下了坚实的基础。
电离平衡和沉淀平衡
二、缓冲溶液的配制 利用下列两种药品，设法配制相应pH的 缓冲溶液10 ml, 1、1mol/L HAc和1mol/L NaAc, pH = 5。 已知HAc的pKa=4.76 2、1mol/L NH3H2O和 1 mol/L NH4Cl, pH = 9。已知NH3的pKb = 4.75.
三、沉淀溶解平衡 1、 在离心试管中加10滴0.1 mol/L Pb(NO3)2溶液， 然后加5滴1 mol/L NaCl溶液，振荡试管，待沉 淀完全后，离心分离。在溶液中加少许0.5mol/L K2CrO4溶液，有什么现象？解释之。 2、 溶度积规则的应用 （1）在试管中加2滴1 mol/L Pb(NO3)2溶液和4 ml蒸 馏水，再往另一支试管中加入2滴1 mol/L NaCl 溶液和4 ml蒸馏水，然后将这良种溶液混合，振 荡试管，观察有无沉淀生成。 （2）往试管中加入1 ml 1mol/L Pb(NO3)2溶液和 2 ml 1mol/L NaCl溶液，观察有无沉淀生成。若有 沉淀生成，离心沉降后，吸取 上层清液，并设 法通过实验验证同离子效应对PbCl2溶解度的影 响。
四、分步沉淀 分别制备AgCl和Ag2CrO4两种沉淀， 观察颜色。在一支离心试管中加入0.1 mol/L NaCl 和0.1 mol/L K2CrO4溶液各3 滴，并将混合溶液稀释至2ml，然后边振 荡试管边逐滴加入0.1 mol/L AgNO3 溶液， 当白色沉淀中开始出现砖红色时，停止 加入AgNO3溶液，离心沉降后，吸取上层 清液，并往清液中再加入数滴AgNO3溶液， 观察并比较离心分离前后所生成的沉淀 颜色有何不同。
五、沉淀的溶解和转化 1 和(NH4)2C2O4溶液，观察沉淀的生成。离 心分离，弃去溶液，在沉淀物上加数滴6 mol/L HCl溶液，有什么现象？说明之。 2、 取5滴0.1 mol/L AgNO3溶液，加2滴1 mol/L NaCl溶液，观察沉淀的生成。再 逐滴加入6 mol/L NH3H2O,有什么现象？ 说明之。
沉淀溶解平衡和络合解离平衡
（pH = 1.81，lg [ Fe3+ ] = ―2）； （pH = 2.81，lg [ Fe3+ ] = ―5）；
根据这两点，可以画出直线， 表示出 Fe（OH）3 沉淀生成的区域 和溶液生成的区域。
直线的右方 Qi > Ksp，为 Fe（OH）3 沉淀区域
直线的左方 Qi < Ksp，为溶液区域
Ksp = a Ag+ • aCl－
Ksp = [ Ag+ ] [ Cl－ ] Ksp = a Ag+ • aCl－
因为难溶物的饱和溶液的浓度 肯定非常小，所以用浓度代替活度 是合理的。
比较 Ksp 和 Q 的大小，可以判 断反应进行的方向。
AgCl
Ag+ + Cl－
某时刻有 Qi = [ Ag+ ] [ Cl－]， 这里的反应商也是乘积形式。
上述结论有时称之为溶度积原理。
9. 1. 2 溶度积常数与溶解度的关系 溶解度用 s 表示，其意义是实
现沉淀溶解平衡时，溶解掉的某物 质的体积摩尔浓度。
溶解度的单位是 mol•dm－3
s 和 Ksp 从不同侧面描述了物 质的同一种性质 —— 溶解性。
尽管二者之间有根本的区别， 但其间会有必然的数量关系。
选取两个坐标点
[ Mg2+ ] = 0.010
对应点
（pH = 9.38，lg [ Mg2+ ] = ―2）；
[ Mg2+ ] = 1.0 10－5 对应点 （pH = 10.88，lg [ Mg2+ ] = ―5）
经过这两点的直线见图中的 Mg 线
直线的右方 Qi > Ksp，为 Mg（OH）2 沉淀区域
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四、实验内容
1.弱电解质的同离子效应 (1) 在两支试管中加入各2ml0.10mol/LHAc溶液和1滴 甲基橙，在另一支试管中加入固体 NH4Ac 少许， 振摇使之溶解，观察溶液盐的变化，与另一支试 管进行比较，解释之。 (2)参照上述步骤，自行设计简单实验，证实弱碱溶 液中的同离子效应。
5.沉淀的溶解 （1） 取0.1 mol/LMgCl2溶液10滴，并逐滴加入2 mol/L NH3•H2O6滴观察现象，然后逐滴加入1 mol/L NH4Cl溶液，观察现象，解释并写出有关反应方程式。 （2）在试管中加入饱和(NH4)2C2O45滴、0.1mol/LCaCl2 溶液5滴，观察现象，然后逐滴加入2 mol/LHCl溶液，振 荡，观察现象，解释并写出有关反应方程式。 （3）试管中加入2ml蒸馏水，加入0.1mol/LPb(NO3)1 滴和0.1mol/LKI溶液2滴，振荡试管，观察沉淀颜色和 形状，然后加入少量固体NaNO3，振荡，观察现象， 解释之。
（4）取1ml 0.1 mol/LAgNO3溶液，加入2 mol/L氨水1 滴，观察现象，再继续逐滴加入2 mol/L氨水，观察现 象，解释之。 （5）取0.1 mol/LZnCl2溶液10滴，逐滴加入0.1 mol/LNaOH溶液，观察现象，解释并写出反应方程式。
6.分步沉淀 （1）在试管中加入1滴0.1 mol/L Pb(NO3)2溶液和2滴 0.1 mol/L AgNO3，再加入1滴逐滴加入0.1 mol/L KI溶液， 观察沉淀的颜色和形状、根据沉淀颜色的变化和溶度 积规则，判断哪一种难溶物先沉淀？
2.盐类水解 （1） 配制试剂及初步实验： 配制100ml0.1mol/L的 NaCl 、 NaAc、 NH4Cl 、 NH4Ac溶液、用pH试纸和pH计测定其pH、一 并测出蒸馏水的pH。 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)•9H2O和BiCl3、振荡、观察现 象、测其pH值、解释之。 （2）取上面制得的NaAc溶液、加1滴酚酞指示 剂、加热、观察溶液颜色变化、并解释之。
无机化学基础实验
实验五 离解平衡和沉淀-溶解平衡
一、实验目的
1.加深理解电离平衡、同离子效应、盐类水解 的主要因素。 2.实验缓冲溶液的缓冲作用。 3.了解沉淀的生成和溶解的条件、了解分步沉 淀及沉淀的转化。 4.复习酸度计（pH计）的使用方法。
二、实验原理
弱电解质（弱酸或弱碱）在水溶液中都发生部分 离解，离解出来的离子与未离解的分子间处于平衡 状态。例如醋酸（HAc）：
（3）将（1）制得的Fe(NO3)3溶液分成3份，第一份留 着比较用，第二份中加入2mol/L HNO31-2滴，观察 溶液颜色变化，第三份用小火加热，观察颜色变化， 并解释之。 （4）在（1）值得的含BiOCl白色混浊物的试管中逐滴 加入6mol / L的HCl，并剧烈振荡、至溶液澄清，再 加水稀释，有何现象，解释之。 3.缓冲溶液的缓冲作用 在烧杯中加入 0.1 mol/LHAc、0.1 mol/LNaAc各 25mL、搅拌均匀后、用pH计测试pH值、然后将溶液 分成二份、第一份加入10滴、0.1 mol/LNaOH、测试其 pH值。另一份中加入10滴0.1 mol/L HCl、 测其pH值。
Kө= {c(H+)/cө}{c(Ac-)/ cө} c(HAc)/cө
如果往溶液中增加更多的Ac-（比如加入NaAc）或 H+都可以使平衡向左方移动，降低HAc的电离度，这 种作用称为同离子效应。
弱酸和强碱，或弱碱和强酸以及弱酸和弱碱所生成 的盐，在水溶液中都发生水解。例如:
弱酸及其盐的混合物，具有抵抗外来少量的酸碱或 稀释的影响，溶液的pH值始终改变不大，这种溶液称 为缓冲溶液，同理弱碱及其盐也可组成缓冲溶液。
4.沉淀的生成 （1）在两支试管中各加入蒸馏水1mL，分别加入1滴 0.1mol/LPb(NO3)2和AgNO3溶液，摇匀，然后各加入 0.1mol/L K2CrO4溶液1滴，振荡，观察并记录现象， 写出反应方程式。 （2） 取0.1mol/LPb(NO3)25滴，加入0.1mol/LKI溶液10 滴，观察 并记录现象，写出反应方程式。 另取0.001 0.1mol/LPb(NO3)25滴，加入0.001 mol/L KI溶液10滴，观察并记录现象，解释之。 （3）在试管中加入1mL饱和PbCl2溶液。逐滴加入饱和 NaCl溶液，观察现象，解释之。
三、实验用品
仪器：酸度计、台秤、试管 药品：固体 NH4Ac NaCl NH4Cl NaAc NaNO3 Fe(NO3)3· 9H2O
HCl (0.1mol / L、 2mol / L、 6mol/L) HAc (0.1mol / L) 、 HNO3（2mol/L） NaOH (0.1mol/L、2mol /L） NH3· H2O（ 0.1mol / L、2mol/ L ）
难溶物在水中，或多或少仍有所溶解，当溶解和 结晶的速率相等时，建立起平衡，即为沉淀-溶解平衡 (多相平衡），此时的溶液为饱和溶液。 如：BaSO4(S) ⇋Ba2+(aq) + SO42-(aq)
Ks p
2+ 2= ( BaSO ) [c (Ba )/c ][c (SO 4 )/c ] 4
将一种沉淀转化为另一种沉淀的过程，叫沉淀的 转化，对于相同类型难溶电解质之间的转化的难易， 可以通过溶度积大小来判断。
KI(0.1mol / L、 0. 001mol / L)、 AgNO3 (0.1mol / L )、 K2CrO4 (0.1mol/ L) 、 MgCl2 (0.1mol /L)、 Na2SO4 (0.5mol/ L)、 Pb(NO3 )2 (0.001mol / L、 0. 1mol/ L)、 NH4Cl (1 mol /L)、 ZnCl2 (0.1 mol / L)、 NaF (0.1 mol / L)、 NaAc (0.1 mol /L)、 CaCl2(0.1 mol / L、 0.5 mol / L)、 Na2CO3(饱和) 、PbCl2(饱和）、 NaCl(饱和）、（NH4）2C2O4（饱和） 指示剂：酚酞、甲基橙