实验三、四-离解平衡--沉淀溶解平衡
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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无机化学(三) 第四章 沉淀-溶解平衡
时，溶液中存在如下平衡：
溶解
AgCl(s) Ag+(aq)+Cl-(aq)
结晶
平衡常数：
KsӨ(AgCl) = {ceq(Ag+)/cӨ}·{ceq(Cl-)/cӨ}
不考虑量纲时: Ks(AgCl) = ceq(Ag+)·ceq(Cl-)
当温度一定时, Ks(AgCl) 恒定, 把此平衡常数称“溶度
初始浓度: [Fe3+]=0.10/2=0.050mol/L
[NH43+]=0.20/2=0.10mol/L
加入NH3/NH43+混合液前
[NH3·H2O]=0.20/2=0.10mol/L 平衡时，根据缓冲溶液计算公式可得：
[OH-]=(Ks/0.10 )1/3 =2.98×10-13mol/L
[OH-] = Kb×[NH3·H2O]/[NH4+]
加入NH3/NH43+混合液后，
≈ Kb = 1.7×10-5 溶解
[OH-]升高，Q{Fe(OH)3}增 大，且大于Ks{Fe(OH)3} ，
Fe(OH)3(s)
Fe3+(aq)+3OH-(aq) 发生沉淀。
结晶
NH3/NH43+混合液就
那么: Q = [Fe3+] ·[OH-] 3 = 2.5×10-16 > Ks 所以: 有Fe(OH)3沉淀生成
平衡浓度(mol/L):
结晶 ns
ms
溶度积：Ks(AnBm) = (ns)n·(ms)m = nn·mm·sn+m
则有： s nm Ks (nnmm )
<例1>
25℃时,Ks(AgCl) = 1.77×10-10, Ks(Ag2CrO4) = 1.12×10-12,
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
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
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］支试管中的物质。
⑶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。
⑷将(3)制得的Fe(NO3)3溶液分成三份，第一份保留作比较用；第二份中加入2mol ・L-1HNO31〜2滴，观察溶液颜色变化；第三份用小火加热，观察颜色的变化，解释上述现象。
⑸在⑶制得的BiOCI白色混浊物的试管中逐滴加入6mol •L'1HCI，并剧烈振荡，至溶液澄清(HCI不要太过量)，再加水稀释，有何现象？解释之，由此了解实验室应如何配制BiCI 3、SnCI2等易水解盐类的溶液。
⑹缓冲溶液的缓冲作用在100mL烧杯中加入LHAc和LNaAc 溶液各25mL，搅拌均匀，用pH试纸测定其pH 值。
加入去离子水50mL , 冲稀一倍，搅匀后再测定其pH值。
然后将此溶液分为两等份，一份加入LHCI溶液10滴，搅匀，用\ pH试纸测定其pH值，另一份中加入LNaOH溶液10滴，搅匀，再用pH试纸测定其pH值。
记录测定结果。
第二份现象：第三份现象：最初的pH=稀释后的pH=加酸后的pH=加碱后的pH=Ac- + H2O亠HAc + OH -Ac-的水解反应为吸热反应，温度升咼平衡向右移动，OH-浓度增大。
H+增大，Fe3+的水解反应向左移动，溶液颜色变浅。
Fe3+的水解反应为吸热反应，温度升咼平衡向右移动，Fe(OH) 3的量增大。
BiOCI+ HCI T Bi3+ + H2O + Cl-为了防止BiCI 3、SnCI2等盐类的水解，应加入适当的酸。
缓冲溶液能抵抗外加少量的酸、碱或水，溶液的pH不会发生太大变化。
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。
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。
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。
水溶液中的解离平衡实验原理
水溶液中的解离平衡实验原理水溶液中的解离平衡是指在水中溶解的物质能够解离成为离子，并且解离过程中生成的离子可以再次结合成为原来的物质。
这种解离和结合的平衡状态，被称为解离平衡。
解离平衡实验是通过实验方法来研究溶液中的解离平衡现象。
通常，我们使用酸碱指示剂来判断溶液的酸碱性质，通过测定溶液的pH 值来确定解离平衡的程度。
下面，我们将具体介绍几种常见的解离平衡实验原理。
第一种实验原理是电导实验原理。
电导是指溶液中离子的导电能力，而电导率则是衡量溶液中离子导电能力的指标。
在溶液中，当离子解离时，会增加溶液的电导率。
通过测量溶液的电导率变化，可以确定解离平衡的程度。
第二种实验原理是酸碱滴定实验原理。
滴定是一种定量分析方法，通过向溶液中滴加一种已知浓度的酸或碱，直到溶液中的酸碱中和反应达到终点。
滴定过程中，可以通过酸碱指示剂的颜色变化来判断酸碱中和反应的终点，进而确定解离平衡的程度。
第三种实验原理是溶解度平衡实验原理。
溶解度是指溶液中溶质溶解的最大量，溶解度平衡是指溶质在溶液中溶解和沉淀的平衡状态。
通过测定不同温度下溶液中溶质溶解的量，可以确定溶解度平衡的条件和溶质的溶解度。
第四种实验原理是pH指示剂实验原理。
pH指示剂是一种能够根据溶液的酸碱性质而发生颜色变化的物质。
通过添加不同种类的pH 指示剂到溶液中，可以根据颜色变化来判断溶液的酸碱性质，从而确定解离平衡的程度。
水溶液中的解离平衡实验原理可以通过电导实验、酸碱滴定实验、溶解度平衡实验和pH指示剂实验来研究。
这些实验方法可以帮助我们了解溶液中解离平衡的程度和条件，对于理解溶液的化学性质具有重要意义。
通过实验研究解离平衡，我们可以进一步探索和应用溶液中的化学反应和平衡原理，推动科学研究和技术发展的进步。
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。
配合物与沉淀溶解平衡实验报告
姓名：学号：班级：一、实验目的1.拿握配合物的生成和离解,以及配离子与简单离子的区别。
2.加深理解配合物的组成和稳定性,了解配合物形成时的特征。
3.加深理解沉淀溶解平衡和溶度积的概念,掌握溶度积规则及其应用4.学习利用沉淀反应和配位溶解的方法分离常见混合阳离子5.学习离心机的使用和固液分离的操作方法二、实验原理1.配位化合物与配位平衡配位化合物(简称配合物)的组成一般可分为内界和外界两个部分，中心离子与一定数目的配位体组成配合物的内界(一般为配离子或分子配合物除中心离子和配位体以外的部分为外界。
内界和外界以离子键结合，在水溶液中完全解离而配离子很稳定，在水溶液中像弱电解质一样分步解离，即配离子在溶液中存在着配合和解离平衡。
可用稳定常数K来描述配离子的稳定性。
对于相同类型的配离子，K数值愈大，配离子就愈稳定。
和所有化学平衡一样，当条件改变时，配位平衡会发生移动。
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、溶解性、酸性以及氧化还原性等。
在水溶液中，配合物的生成反应主要有配位体的取代反应和加合反应。
整合物又称内配合物，它是由中心离子和多基配位体配合而成的具有环状结构的配合物,它比一般的配合物稳定，很多金属整合物具有特征的颜色。
整合物的环上有几个原子，就称为几元环。
一般五元环和六元环的整合物比较稳定2.沉淀溶解平衡在含有难溶电解质(AB)晶体的饱和溶液中，难溶电解质与溶液中相应离子间的平衡称为沉淀溶解平衡。
在一定的温度下，沉淀的生成或溶解可以根据溶度积规则来判断。
当体系中离子浓度的幂的乘积大于溶度积数,即Q>K二时有沉淀生成,平衡向左移动：当<K时,无沉淀生成，或平衡向右移动，原来的沉淀溶解：当QK二时，处于平衡状态，溶液为饱和溶液。
设法降低难溶电解质溶液中某一相关离子的浓度可以将沉淀溶解，溶解沉淀的常见方法有酸、碱溶解法，氧化还原溶解法，配位溶解法，沉淀转化溶解法和多元溶解法等。
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。
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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
0.1mol/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。
NaCl的pH=
NaAc的pH=
NH4Cl的pH=
NH4Ac的pH=
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NH4 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+ + 3H2O Fe(OH)3 +3H+
Bi3+ + Cl- + H2O BiOCl↓+ 2H+
保留NaAc、Fe(NO3)3·9H2O、BiCl3三支试管中的物质。
(3)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。
(4)将(3)制得的Fe(NO3)3溶液分成三份，第一份保留作比较用；第二份中加
入2mol·L-1HNO31~2滴，观察溶液颜色变化；第三份用小火加热，观察颜色的变化，解释上述现象。
(5)在(3)制得的BiOCl白色混浊物的试管中逐滴加入6mol·L-1HCl，并剧烈振荡，至溶液澄清(HCl不要太过量)，再加水稀释，有何现象？解释之，由此了解实验室应如何配制BiCl3、SnCl2等易水解盐类的溶液。
(6)缓冲溶液的缓冲作用
在100mL烧杯中加入0.1mol/LHAc和0.1mol/LNaAc溶液各25mL，搅拌均匀，用pH试纸测定其pH值。
加入去离子水50mL，冲稀一倍，搅匀后再测定其pH值。
然后将此溶液分为两等份，一份加入0.1mol/LHCl溶液10滴，搅匀，用pH试纸测定其pH值，另一份中加入0.1mol/LNaOH溶液10滴，搅匀，再用pH试纸测定其pH值。
记录测定结果。
第二份现象：
第三份现象：
最初的pH=
稀释后的pH=
加酸后的pH=
加碱后的pH=
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。
H+增大，Fe3+的水解反应向左移动，
溶液颜色变浅。
Fe3+的水解反应为吸热反应，温度升
高平衡向右移动，Fe(OH)3的量增大。
BiOCl+ HCl→Bi3+ + H2O + Cl-
为了防止BiCl3、SnCl2等盐类的水解，
应加入适当的酸。
缓冲溶液能抵抗外加少量的酸、碱或
水，溶液的pH不会发生太大变化。
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。
二、沉淀-溶解平衡
1. 沉淀的生成
(1)在两支试管中各盛去离子水1mL，分别加入1滴0.1mol/LAgNO3，
0.1mol/LPb(NO3)2溶液，摇匀，然后各加入0.1mol/LK2CrO4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0.001mol/LPb(NO3)25滴，加入0.001mol/LKI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。
实验现象解释或反应方程式
2Ag++ CrO42- →Ag 2CrO4↓
Pb2++ CrO42- →PbCrO4↓
Pb2+ + 2I- →PbI2↓
离子浓度太小
Pb2+ + 2Cl- →PbCl2↓
2. 沉淀的溶解
(1) 取0.1mol/LMgCl2溶液10滴，加入Mg2++ 2NH3·H2O →Mg(OH)2↓+ 2NH4+
2mol/L氨水5~6滴，观察现象。
然后再逐滴加入1mol/LNH4Cl,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)2C2O4溶液5滴和0.1mol/LCaCl2溶液5滴，观察现象。
然后逐滴加入2mol/LHCl溶液，振荡，观察现象，解释并写出有关反应方程式。
(3) 试管中盛2mL去离子水，加入
0.1mol/LPb(NO3)2溶液1滴和
0.1mol/LKI溶液2滴，振荡试管，观察沉淀颜色和形状，然后再加入少量固体NaNO3，振荡，观察现象，解释之。
(4) 取1mL0.1mol/LAgNO3溶液，加入2mol/L氨水1滴，观察现象，再继续逐滴加入2mol/L氨水，观察现象，解释之。
(5) 取0.1mol/LZnCl2溶液10滴，逐滴加入2mol/LNaOH溶液，观察现象的变化，解释并写出反应方程式。
NH4+ + H2O →NH3·H2O + H+
Mg(OH)2+2 H+ →Mg2++ 2H2O
Ca2++ C2O42- →CaC2O4↓
CaC2O4 +2H+ →Ca2++ 2 CO2↑+ H2O
Pb2+ + 2I- →PbI2↓
盐效应
Ag++ NH3·H2O→AgOH↓+ NH4+ AgOH+ 2NH3·H2O →[Ag(NH3) 2]OH + 2 H2O
Zn2++ 2 OH- →Zn(OH)2↓
Zn(OH)2+ 2 OH- → [Zn(OH)4] 2-
3. 分步沉淀
（1）在试管中加入0.1 mol/L AgNO3溶液2滴和0.1 mol/L Pb(NO3)2溶液1滴，再加入5mL去离子水稀释，摇匀，然后逐滴加入0.1 mol/L KI溶液，振荡,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，判断哪种物质先沉淀。
（2）在试管中加入0.1 mol/LNa2S溶液2滴和0.1 mol/LNaF溶液2滴，稀释至
Ag+ + I- →Ag I↓Pb2+ + 2I- →PbI2↓
Ag I先沉淀
Pb2+ + S2- →PbS↓
4mL，加入0.1 mol/L Pb(NO3)2溶液2~3
滴，振荡试管，观察沉淀，观察沉淀的
颜色，待沉淀沉降后，再向清夜中逐滴
加入0.1 mol/L Pb(NO3)2溶液（此时不
要振荡试管，以免黑色沉淀泛起），观
察沉淀的颜色。
运用溶度积数据和溶度积规则说明
上述现象。
Pb2+ + 2F- →PbF2↓
4. 沉淀的转化
在两支试管中各加入0.5 mol/L
CaCl2溶液10滴和0.5 mol/L Na2SO4溶液10滴，剧烈振荡(或搅拌)以生成沉淀，离心分离，弃去清夜。
在一支含有沉淀的试管中加入2 mol/LHCl溶液10滴，观察沉淀是否溶解。
在另一支试管中加入1mL饱和Na2CO3溶液，振荡2~3min，使沉淀转化，离心分离，弃去清夜，沉淀用去离子水洗涤1~2次，然后在沉淀中加入2 mol/LHCl溶液10滴，观察现象，写出有关反应方程式。
Ca2++ SO42- →CaSO4↓
CaSO4+ CO32- →CaCO3↓+ SO42-CaCO3+2H+ →Ca2++ CO2↑+ H2O。