实验四-酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡

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《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

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

[H ] KaCa ( 5.7 1010 0.10)mol / l 7.5 106 mol / l
PH=5.12
对于很弱且很稀旳一元酸溶液，因为溶液中H+浓度很小，不能忽视水旳解离。因为酸旳[H解 ]离度K小ac，a [HKwA]=ca , 可得：
39
例：试计算1.0×10-4mol ·L-1 HCN溶液旳pH 值。
H+ (aq) + OH－ (aq) K w
当Kaca≥20Kw时, (Ka KwBiblioteka )忽视水旳电离。可用近似式。
37
例计算0.10 mol·L-1HAc 溶液旳PH值。解：已知 Ka(HAc)=1.75×10-5,ca=c(HAc)=0.10
mol·L-1,所以Kaca>>KW,且表白由水解离旳[H+] 相对于ca可忽视不计，故采用最简式计算。
比较后发觉：Kh1 >> Kh2 , 所以一级水解是主要旳，二级水解能够
近似忽视。
30
（4）、影响水解平衡旳原因
水解平衡是化学平衡之一，所以它旳影响原因为：
* 温度：已知水解反应为吸热反应（中和反应旳逆反应），升高温度，会使水解度增大。
* 浓度：根据水解度与浓度旳关系，水解度与盐旳浓度旳平反根成反比。所以，盐旳浓度越低，水解度也就越大。
第六章：溶液中旳化学平衡
6.1 酸碱平衡 6.2 配位平衡 6.3 沉淀溶解平衡
以上三种平衡和电化学平衡（氧化还原平
衡）——溶液中旳“四大化学平衡”
1
6.1.1 化学平衡中旳某些基本概念和理论
电解质旳概念
在水溶液中或熔融状态下能导电旳物质称为电解质。
强电解质

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

HB + H2O B- + H3O+ ceq(B-) ·ceq(H3O+) Ka (HB) = ceq(HB)
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。

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

离解平衡和沉淀-溶解平衡

2.盐类水解盐类水解（1）配制试剂及初步实验：）配制试剂及初步实验：配制100ml0.1mol/L的 NaCl 、 NaAc、 NH4Cl 、配制的、 NH4Ac溶液、用pH试纸和计测定其、一溶液、试纸和pH计测定其溶液试纸和计测定其pH、并测出蒸馏水的pH。并测出蒸馏水的。在两支试管中各加入3mL蒸馏水、然后分别加入少蒸馏水、在两支试管中各加入蒸馏水量固体Fe(NO3)•9H2O和BiCl3、振荡、观察现振荡、量固体和测其pH值解释之。象、测其值、解释之。溶液、（2）取上面制得的）取上面制得的NaAc溶液、加1滴酚酞指示溶液滴酚酞指示加热、观察溶液颜色变化、并解释之。剂、加热、观察溶液颜色变化、并解释之。
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）、饱和) 饱和）、、、饱和饱和 NaCl(饱和）、（饱和）、（饱和）饱和）、（NH4）2C2O4（饱和）指示剂：酚酞、指示剂：酚酞、甲基橙材料：试纸材料：pH试纸
6.分步沉淀分步沉淀溶液和2滴（1）在试管中加入滴0.1 mol/L Pb(NO3)2溶液和滴）在试管中加入1滴滴逐滴加入0.1 mol/L KI溶液，溶液， 0.1 mol/L AgNO3，再加入滴逐滴加入溶液，再加入1滴逐滴加入观察沉淀的颜色和形状、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？积规则，判断哪一种难溶物先沉淀？

酸碱平衡与沉淀溶解平衡

01
02
pH＜7.35 酸中毒用乳酸钠调节 pH＞7.45 碱中毒用NH4Cl调节例如血液的pH值总是维持在7.35～7.45之间，如果低于或高于这个数值，都会导致疾病发生。血浆： H－蛋白质～Na－蛋白质； H2CO3～ NaHCO3； NaH2PO4～Na2HPO4
[例] 计算298K时CuS的溶度积
对于同一类型的难溶电解质，由于溶解度与溶度积之间的关系相同，因此可以由溶度积的大小直接比较溶解度的大小，如Ksp,AgCl>Ksp,AgBr>Ksp,AgI，所以SAgCl>SAgBr>SAgI；
（二）溶度积与溶解度
不同类型的难溶电解质不能直接用溶度积来比较溶解度的大小，而必须通过计算说明。
例：在醋酸中加入NH4Cl 。在氨水溶液中加入NaAc。
03
（三）pH对溶质（药物等）存在状态的影响
大多数药物都是有机弱酸或弱碱，它们在生产制备，分析过程及体内吸收时，环境的pH对它们的存在状态都有很大的影响。
在溶液中进行的许多化学反应，特别是在生物体内的化学反应，往往需要在一定的pH值条件下才能正常进行。
03
BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO42-(aq)
02
[Ba2+]和[SO42-]为平衡的平衡浓度，即饱和 BaSO4溶液中的浓度， Ksp称为溶度积常数(solubility product constant)简称溶度积。
AaBb(s) aAn+(aq) + bBm-(aq)
第五章酸碱平衡与沉淀溶解平衡
第一节酸和碱
一、酸碱质子理论
（一）酸碱质子理论定义
酸是能给出质子的分子或离子，称为质子给体，碱是能与质子结合的分子或离子，称质子受体。

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

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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。

酸碱平衡和沉淀平衡

自人许怜高直材节老生更来刚瘦
酸碱平衡和沉淀平衡
2013.10.11
实验目的
1. 了解电解质的解离平衡及平衡移动原理。 2. 掌握缓冲溶液的配制方法，了解缓冲溶液的性质。
3. 了解难溶强电解质的多相离子平衡及溶度积规则的运用。
4. 学习并掌握酸度计的使用方法。
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
♪ 弱酸或弱碱等一类弱电解质在水溶液中是部分电离的，解离出来的离子与未解离的弱电解质分子之间处于平
7. 沉淀的转化

在离心试管中滴入5滴0.1mol· L-1 Pb(NO3)溶液和3滴 1mol· L-1 NaCl溶液，振荡离心试管，待沉淀完全后，离心分离，然后向 PbCl2 沉淀滴加 3 滴 0.1mol· L-1 KI 溶液，观察沉淀颜色的变化。
思考题
1. 为什么 H3PO4 溶液显酸性， NaH2PO4 溶液显弱酸性，Na2HPO4溶液显弱碱性，而Na3PO4溶液显碱性？ 2. 同离子效应对弱电解质的解离度及难溶强电解质的溶解度各有什么影响？
衡状态。HA + H2O H3O+ + A- (动态平衡)
θ a
♪ 达到解离平衡时：K
(HA)
[H 3 O+ ][A- ] [HA]
♪ 同离子效应：在HA的水溶液中，如果加入含有相同离
子的强电解质，增加A-或H+的浓度，都能使HA的解离平衡逆向移动，降低HA的解离度。
♪ 缓冲溶液具有抵抗少量强酸、强碱或稀释仍保持其pH
5. 沉淀的生成和溶解

在试管中加入1 mL 0.1 mol· L-1 Pb(NO3)溶液，再加入1 mL 0.1 mol· L-1 KI溶液，有无沉淀生成？

实验三、四-离解平衡--沉淀溶解平衡

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。
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。
NH4++H2O→NH3·H2O+ H+
Mg(OH)2+2 H+→Mg2++ 2H2O
Ca2++C2O42-→CaC2O4↓
CaC2O4+2H+→Ca2++ 2CO2↑+H2O
Pb2++ 2I-→PbI2↓
盐效应
Ag++NH3·H2O→AgOH↓+NH4+
AgOH+2NH3·H2O→[Ag(NH3)2]OH + 2H2O
(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。

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

酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡

解离平衡和沉淀-溶解平衡

酸碱解离和沉淀平衡

酸碱平衡和沉淀溶解平衡

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

第3章酸碱解离平衡和沉淀溶解平衡分解

实验三四离解平衡沉淀溶解平衡

酸碱平衡和沉淀-溶解平衡

离解平衡和沉淀-溶解平衡

酸碱平衡与沉淀溶解平衡

电离平衡及沉淀溶解平衡

解离平衡实验报告

实验四 酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡

解离沉淀平衡实验报告

酸碱平衡和沉淀平衡

实验三、四-离解平衡--沉淀溶解平衡

《无机化学》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

实验四酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡