｝
｝
POINT TChemApp∷trans（intcx，intcy，POINTpoint）｛ POINT pt；
pt，x=point.x*DX＋cx； pt，y=cy—point.y*DY； return pt；
｝
void TChemApp∷sp（XYPxp，intnum，float*x，float*y）
/*在点（x，y）处画十字*/
｛
POINT pt；
inti；

setcolor（LIGHTGREEN）；
for（i=0；i＜num；i＋＋）
｛ pt.x=x[i]； pt.y=y[i]；
pt=trans（xp.cx，xp.cy，pt）；
line（pt，x—3，pt.y，pt.x＋3，pt.y）；
line（pt.x，pt.y—3，pt.x，pt.y＋3）；
｝
setcolor（WHITE）；
｝
void TChemApp∷dline（XYPct，floata，floatb）
｛
POINT p1，p2； P1.x=ct.X1； p2.x=ct.x2； p1.y＝a*p1.x＋b； p2.y＝a*p2.x＋b；
p1＝trans（ct.cx，ct.cy，p1）；
p2＝trans（ct.cx，ct，cy，p2）；
line（p1.x，p1.y，p2.x，p2.y）；
｝
void TChemApp∷darrow（intflag）
｛
int x，y；


x=getx（）； x=gety（）； if（flag）
｛










｝
else
｛









｝
｝

lineto（X—7，y—2）； lineto（x—5，y—1）； lineto（x，y）； lineto（x—7，y＋2）； lineto（x—5，y＋1）； lineto（x，y）；





lineto（x—2，y＋7）； lineto（x—1，y＋5）； lineto（x，y）； lineto（x＋2，y＋7）； lineto（x＋1，y＋5）； lineto（x，y）；

void TChemApp∷draw_x_y（XYPpl）/*绘制一个坐标系*/
｛
POINT pt=｛0，0｝；
char str[5]；
int i；


moveto（pl.cx＋pl.xl*DX—5，pl.cy）；
lineto（pl.cx＋pl.x2*DX—5，pl.cy）； darrow（1）； for（i=pl.xl；i＜pl.x2；i++）
｛
pt.x=i；
pt.y=0； pt＝trans（pl.cx，pl.cy，pt）； line（pt.x，pt.y，pt.x，pt.y—3）； itoa（i，str，10）； outtextxy（pt.x，pt.y＋3，str）；
｝


moveto（pl.cx，pl.cy—pl.yl*DY）；
lineto（pl.cx，pl.cy—pl.y2*DY）； darrow（0）； for（i=pl.y1＋1；i＜pl.y2；i＋＋）；
｛
if（！i）
continue；
pt.x＝0；

pt.y=i； pt=trans（pl.cx，pl.cy，pt）； line（pt.x，pt.y，pt.x＋3，pt.y）； itoa（i，str，10）； outtextxy（pt.x—20，pt.y，str）；
｝
｝
void gtext（int x，int y，char*str）
｛
gotoxy（x，y）；
printf（″％s″，str）；
｝
void TChemApp∷mydraw（void）
/*根据实验结果作图/*
｛
XYP pl=｛100，200，-2，3，-7，3｝，p2=｛270，200，-2，3，-7，3｝； XYP p3＝｛420，200，-1，5，-7，3｝；
float T_tmp[4]；
int i；
char str[30]；
if（！（flags[1]&&flags[2]&&flags[3]））；
｛
messageBox（″请先输入全部三组数据！″，mfInformation）；
return；
｝ suspend（）； init_g（）；
draw_x_y（pl）；
sp（pl，3，lgso，lgsj）；
dline（pl，a，tmpl）；
sprintf（str，″斜率 K（a）=％4.2f″，a）；
gtext（5，22，str）； draw_x_y（p2）； sp（p2，3，lgia，lgij）； dline（p2，b，tmp2）；
sprintf（str，″斜率 K（b）=％4.2f″，b）；
gtext（25，22，str）； draw_x_y（p3）； outtextxy（550，200，″*10″）； outtextxy（568，193，″—3″）； for（i=0；i＜4；i＋＋） T_tmp[i]＝Tt[i]*1000；
ps.x1+=2；
sp（p3，4，T_tmp，lgk）；

dline（p3，kEa/1000，tmp3）； sprintf（str，″斜率 K=％6，2f″，kEa）； gtext（48，22，str）； sprintf（str，″活化能 EA=％6.2f″，EA）； gtext（48，23，str）； gtext（22，24，″按任意键继续??″）； getch（）；
closegraph（）； resume（）； redraw（）；
｝void TChemApp∷save_score（void）/*存放实验数据*/
｛
int i，j=0；
char f_name[20]；
ofstream os；
char buf[1024]；
j+=sprintf（buf，″学号：％s＼n″，s_no），
j＋=sprintf（buf＋j，″1.过硫酸根离子浓度不变=％.4f（M）＼n″，
c_s2o8）；
for（i=0；i＜3；i＋＋）
j＋=sprintf（buf＋j，″碘化钾溶液体积：％ .2f（ml）反应时间：％ .3f
（秒）＼n″，ia[i]，ij[i]； j+=sprintf（buf＋j，″2.碘离子浓度不变=％.4f（M）＼n″，c_ia）； for（i＝0，i＜3；i＋＋） j＋=sprintf（buf＋j，″过硫酸铵溶液体积：％.2f（ml）反应时间：
％.3f（秒）＼n″，s2o8[i]，sj[i]）；
j+=sprintf（buf＋j，″结果：a=％.3fb=％.3f 常数 k=％.4e＼n″，a，
b，k）； j+=sprintf（buf+j，″3.求反应活化能\n″）； for（i=0；i＜4；i＋＋）
j+=sprintf（buf＋j，″温度：％.2f（摄氏度）反应时间：％.3f（秒）
＼n″，T[i]，K[i]）； j＋=sprintf（buf＋j，″结果：EA=％.2f″，EA）； strcpy（f_name，s_no）； strcat（f_name，″.scr″）； os.open（f_name，ios∷out）；
if（！os.good（））
｛
messageBox（″数据文件打开错误！″，mfOKButton）；
return；
｝
i=0；
while（i＋＋＜j）
os＜＜（buf[i]^KEY）；

｝
/*主程序*/
int main（）
｛
TChemApp chemApp： chemApp.run（）； return0；
｝

实验 13 反应热效应的测定

1.概述


　　化学反应中常伴随有能量的变化。一个恒温化学反应所吸收或放出的热 量称为该反应的热效应。一般把恒温恒压下的热效应又称为焓变（△H）。同 一个化学反应，若反应温度或压力不同，则热效应也不一样。
　　热效应通常可由实验测得。先使反应物在量热器中绝热变化，根据量热 计温度的改变和体系的热容，便可算出热效应。现以锌粉和硫酸铜溶液反应 为例，说明热效应的测定过程：
Zn＋CuSO4→ZnSO4＋Cu
该反应是一个放热反应。测定时，先在一个绝热良好的量热器中放入稍微过 量的锌粉及已知浓度和体积的硫酸铜溶液。随着反应进行，不时地记录溶液 温度的变化。当温度不再升高，并且开始下降时，说明反应完毕。然后根据 下列计算公式，求出该反应的热效应：
△H=-△TCVρ/n
式中，△T 为溶液的温升（K），c 为溶液的比热容[kJ（kg·K）-1]，V 为 CuSO4 溶液的体积（L），ρ为溶液的密度（kg·L-1），n 为体积为 V 的溶液中 CuSO4 的物质的量（mol）。

2.实验目的

（1）掌握反应热效应测定原理、方法。
（2）熟练掌握减量法称量及配制标准溶液的操作。

3.实验内容

（1）用台秤称取 3g 锌粉。
　　（2）用减量法在天平上称取欲配制 250mL 0.2mol·L-1CuSO4 溶液所需的 CuSO4·5H2O 晶体，用 250mL 容量瓶配制成溶液。
　　（3）用移液管准确移取 50mL 所配制的 CuSO4 溶液于保温杯中，盖好盖， 并插入温度计和搅棒（见图 3－1）。
　　（4）不断搅动溶液，每隔 30s 记录一次温度。2min 后，迅速添加已称 好的锌粉，并不断搅动溶液，继续每隔 30s 记录一次温度。当温度升到最高
　　
点后，再延续测定 2min。

4.数据处理


（1）按图 3－2 所示，以温度（T）对时间（τ）作图，求得溶液温升△
T。
（2）根据实验数据，计算△H。计算时保温杯的热容量忽略不计。已知
溶液的比热容为 4.18kJ（kg·K）-1；溶液的密度约为 1kg·L-1。

5.思考题

（1）本实验所用的锌粉为什么不必用天平称量？
（2）为什么要不断搅拌溶液及注意温度变化？
（3）若称量或移液操作不准确，对热效应测定有何影响？

实验 14 弱酸弱碱解离平衡

1.概述


（1）弱酸解离和同离子效应 弱酸在水溶液中存在着解离平衡，且当加入与弱酸解离相同的离子时，
解离平衡将移动。如在醋酸溶液中加入一定量的醋酸钠，由于醋酸钠为强电
解质，因而它的解离将增加溶液中醋酸根离子浓度，一定数目醋酸根离子同 溶液中氢离子结合，生成醋酸分子，使醋酸解离平衡向着醋酸分子方向移动：
HAc H++Ac-
即 HAc 的解高度降低，溶液中氢离子浓度减少。这种由于加入相同离子而使 弱电解质（弱酸、弱碱等）解离度降低的现象，称为同离子效应。在化学反
应中常常要用到同离子效应这一概念，如：MnS 是难溶于水的，如在 Mn2+离 子的中性溶液中通入 H2S 气可得到 MnS 沉淀。但在 Mn2+离子的酸性溶液中不
能产生 MnS 沉淀。这可用同离子效应解释：由于在酸性溶液中 H+离子对氢硫 酸的解离产生同离子效应，使氢硫酸解离降低，S2-离子浓度很小，所以不能 产生 MnS 沉淀。
弱碱在水溶液中也存在解离平衡和同离子效应。
（2）缓冲溶液
1）缓冲溶液作用原理和 pH 值 当往某些溶液中加入一定量的酸和碱时，有阻碍溶液 pH 变化的作用，称
为缓冲作用，这样的溶液叫做缓冲溶液。弱酸及其盐的混合溶液（如 HAc 与
NaAc），弱碱及其盐的混合溶液（如 NH3·H2O 与 NH4Cl）等都是缓冲溶液。
　　由弱酸 HA 及其盐 NaA 所组成的缓冲溶液对酸的缓冲作用，是由于溶液中 存在足够量的碱 A-的缘故。当向这种溶液中加入一定量的强酸时，H+离子基 本上被 A-离子消耗：
A-+H+ HA
所以溶液的 pH 值几乎不变；当加入一定量强碱时，溶液中存在的弱酸 HA 消

耗 OH-离子而阻碍 pH 的变化：
HA+OH- A-+H2O
缓冲溶液中 H+浓度可通过下面方程计算：

c(H ? )

φ c(HA)
? K

c φ a

c(A ? )

式中 c（A-）表示弱酸 HA 和盐 NaA 解离产生的 A-离子的总浓度。由于弱酸 HA 生成的 A-离子的量与强电解质 NaA 所生成的 A-离子相比，可以忽略不计，所 以，
c（A-）=完全解离的盐的浓度=c（盐）
因为弱酸 HA 在 NaA 解离的 A-离子所产生的同离子效应下，未解离弱酸的浓 度可近似地表示如下：
　　c（HA）=弱酸的总浓度=c（酸） 所以
　　



等式两边取负对数得：

c( H ? )
cφ


? K φ

c(酸)
c(盐)

c( 盐)

pH ? pK φ ? lg

c( 酸)



2）缓冲溶液的缓冲能力
　　在缓冲溶液中加入少量强酸或强碱，其溶液 pH 值变化不大，但若加入 酸，碱的量多时，缓冲溶液就失去了它的缓冲作用。这说明它的缓冲能力是 有一定限度的。
缓冲溶液的缓冲能力与组成缓冲溶液的组分浓度有关。0.1mol·L-1HAc
和 0.1mol·L-1NaAc 组成的缓冲溶液，比 0.01mol·L-1HAc 和 0.01mol·L-1NaAc 的缓冲溶液缓冲能力大。关于这一点通过计算便可证实。但缓冲溶液组分的 浓度不能太大，否则，不能忽视离子间的作用。
组成缓冲溶液的两组分的比值不为 1∶1 时，缓冲作用减小，缓冲能力降
低，这可从表 3-3 看出，当 c（盐）/c（酸）为 1∶1 时△pH 最小，缓冲能力 大。不论对于酸或碱都有较大的缓冲作用。缓冲溶液的 pH 值可用下式计算：
c( 盐)

pH ? pK φ ? lg

c( 酸)

c(盐)
当
c(酸)


? 1，pH ? pK φ

即当配制的缓冲溶液的pH值接近于pK φ 时，缓冲组分的比值近似1∶1，
此时缓冲能力大。缓冲组分的比值离 1∶1 愈远，缓冲能力愈小，甚至不能起 缓冲作用。对于任何缓冲体系，存在有效缓冲范围，这个范围大致在 pKaφ（或 pKbφ）两侧各一个 pH 单位之内。
表 3-3 1L 总浓度为 0.20mol·L-1 HAc-NaAc 缓冲 溶液的缓冲能力和 c（盐）/c（酸）的关系

c （酸）
mol · L-1 c （盐）
mol · L-1 c（盐）/c（酸 溶液的
pH 加入
0.01molHCl
后的 pH pH 的改
变值
△ pH 加入 0.01
molNaOH
后的 pH pH 的
改变值
△ pH 0.10 0.10 1 ： 1 4.75 4.66 -0.09 4.84 +0.09 0.18 0.02 1 ： 9 3.80 3.46 -0.34 4.00 +0.20 0.02 0.18 9 ： 1 5.70 5.50 -0.20 6.04 +0.34



弱酸及其盐（弱酸及其共轭碱）体系 pH=pKaφ±1
弱碱及其盐（弱碱及其共轭酸）体系 pOH=pKbφ±1
例如 HAc 的 pKaφ为 4.76，所以用 HAc 和 NaAc 适宜于配制 pH 为 3.76～
5.76 的缓冲溶液，在这个范围内有较大的缓冲作用。配制 pH=4.76 的缓冲溶 液时缓冲能力最大，此时（c（HAc）/c（NaAc）=1。
3）缓冲溶液的配制和应用
为了配制一定 pH 的缓冲溶液，首先选定一个弱酸，它的 pKaφ尽可能接
近所需配制的缓冲溶液的 pH 值，然后计算酸与碱的浓度比，根据此浓度比便 可配制所需缓冲溶液。
以上主要以弱酸及其盐组成的缓冲溶液为例说明它的作用原理、pH 计算
和配制方法。对于弱碱及其盐组成的缓冲溶液可采用相同的方法。 缓冲溶液在物质分离和成分分析等方面应用广泛，如鉴定 Mg2+离子时，
可用下面的反应：

Mg2+ + HPO2- + NH

3 →MgNH 4 PO4 ↓

白色磷酸铵镁沉淀溶于酸，故反应需在碱性溶液中进行，但碱性太强，可能 生成白色 Mg（OH）2 沉淀，所以反应的 pH 值需控制在一定范围内，因此利用
NH3·H2O 和 NH4Cl 组成的缓冲溶液，保持溶液的 pH 值条件下，进行上述反应。
（3）盐的水解 某些盐溶解于作为溶剂的水时，盐解离的离子与水发生反应，即水与离
子发生质子转移，这种水对盐的作用称为水解。发生水解的盐有强酸与弱碱
生成的盐（如 NH4Cl）、弱酸与强碱生成的盐（如 NaAc）、弱酸与弱碱生成
的盐（如 NH4Ac）。
盐的水解程度取决于水解常数。水解的程度用水解度表示。
1）弱酸与强碱生成的盐
设弱酸与强碱生成的盐为 NaA，其水解用下式表示：
A-+H2O HA+OH-
A-在水溶液中发生质子转移反应，其平衡常数：
c( HA) / c φ c(OH ? ) / cφ

K φ ( A ? ) ?


c( A ? ) / cφ

　　Kφ（A-）是质子碱 A-的解离常数，也是 A-的水解常数。A-是 HA 的共轭 碱，
　　
K φ （A - ）K φ （HA） = K φ


K φ ( A ? ) ?

φ
w φ
K φ ( HA) h

一般水解常数用 Khφ表示 水解度是溶液中已水解的盐与盐的总量之比值，如果用 h 表示水解度，
盐的浓度用 c（盐）表示，则：
A- + H2O HA + OH-
起始浓度 c（盐） 0 0 平衡浓度 c（盐）（1-h） c（盐）h c（盐）h




若 h 很小，1-h≈1，则

K φ ?

(c(盐)h) 2
c φ (1 ? h)

φ = （c（盐）h）2

K φ

/ c φ

K φ

h ? h ?
c(盐) / c φ

W
K φ (HA)c(盐) / cφ

从上式可知，水解度 h 与 c（盐）和 Kφ（HA）有关，盐的浓度愈小，酸愈弱， 水解程度愈大。
可如下述，求解溶液的 c（H+）：
c(OH ? ) ? c( 盐)h

? φ φ φ

c( H ) Kw
?

? Kw K

( HA)

cφ c(盐)h / c φ

c(盐) / c φ


1 φ


1 φ 1 φ

pH ? pK ?
2 w

pK ( HA) ? lg c(盐) / c
2

2）弱碱强酸生成的盐这类盐的 Kh，h 和 pH 的计算如下：


K φ ? Kw

φ
，h = w

h K φ ( BOH )

K φ (BOH)c() / c φ

pH = 1

pK φ - 1


pK φ


（BOH） -

1 φ
lgc（盐） / c

2 w 2 2
3）弱酸弱碱生成的盐 在这种情况下，水与盐解离的两种离子均发生质子转移：



产生的 H+离子和 OH-离子会部分重新结合形成水：
H++OH- H2O （3）
将上述（1），（2），（3）方程相加，可得总的水解方程： B++A-+H2O BOH+HA


φ
Kh ?

{c( BOH ) / cφ }{c( HA) / c φ }
?
{c( B ? ) / c φ }{c( A ? ) / cφ }

φ
w
K φ ( HA) K φ (BOH)

上式分母中是两个小数的乘积，所以由弱酸弱碱所形成的盐的 Khφ较大。这 类盐溶液的酸碱性有 3 种情况：
　　①Kφ（HA）＞Kφ（BOH）（酸比碱相对强），c（H+）＞c（OH-），溶液 呈酸性；
②Kφ（HA）＜Kφ（BOH）（碱比酸相对强），溶液呈碱性；
③Kφ（HA）≈Kφ（BOH），溶液呈中性。
　　这类盐溶液 c（H+）的计算需考虑上述（1），（2），（3）3 个方程所 示的平衡，它们的平衡
常数分别为：

φ {c( B? ) / c

}{c(OH

? ) / cφ }

K ( BOH ) ?

c( BOH ) / c φ

(3 ? 3)


K φ ( HA) ?

{c( A?) / cφ}{c(H ?) / cφ}
c(HA) / C φ

3 个方程式中有 6 个未知浓度，欲求出 c（H+）值，还需 3 个方程。 首先根据电荷平衡，因为溶液是电中性的，所以溶液中阴离子和阳离子
所带电荷是相等的：
　　　　　　c（H+）+c（B+）=c（OH-）+c（A-） （3-6） 根据质量平衡得：
c（盐）=c（A-）+c（HA） （3-7）
c（盐）=c（B+）+c（BOH） （3-8）
利用（3-3）～（3-8）6 个方程式可计算盐溶液的 c（H+）。显然计算较复杂。 通常进行近似计算：当 c（盐）较大（溶液不是很稀）时，水解所生成的弱 酸和弱碱的浓度在数值上比相应的 c（H+）和 c（OH-）大。可假设 c（HA）≈ c（BOH），将下式
　　　　　　　　　　　　c（HA）=c（BOH） （3-9） 代入（3-7）、（3-8）式得：
c（A-）=c（B+） （3-10）
又
B++A-+H2O BOH+HA
φ φ φ

{c( BOH ) / c

}{c( HA) / c } K
? w

{c( B ? ) / c φ }{c( A ? ) / cφ }
将（3-9），（3-10）式代入上式得：

K φ ( HA) K φ (BOH)

{c( HA) / c φ }2
{c( A ? )cφ }2

K φ
? w
K φ ( HA) K φ ( BOH )


(3 ? 11)

将（3-4）式代入（3-11）式得：

{c( H

? ) / c

φ }2 {c( A?

) / c

φ }2 φ
? w

{K φ ( HA)}2 {c( A ? ) / cφ }2

K φ ( HA) K φ (BOH)

? φ φ

c( H )
?

K w K

( HA)


水解度 h 的计算：

c φ K φ ( BOH )

A-+ B++H2O HA + BOH

起始浓度 c（盐） c（盐） 0 0
平衡浓度 c（盐）-c（盐）h c（盐）-c（盐）h c（盐）h c（盐）h

{c(盐)h / c

φ }{c( 盐)h / cφ } φ
? w

c( 盐) ? c( 盐)h

c(盐) ? c(盐)h

K φ ( HA) K φ ( BOH )

{ c φ

}{ cφ }
h φ
? w

1 ? h

K φ (HA)K φ ( BOH )

从上式可看到弱酸弱碱盐的水解度 h 与盐的浓度无关。 通过上面的讨论可了解到浓度对盐的水解的影响。除了浓度以外，温度
也是影响因素之一，水解反应是中和反应的逆反应，中和反应是放热反应， 所以水解反应便是吸热反应，因此升高温度有利于水解反应的进行。

2.实验目的

（1）了解弱酸、弱碱解离平衡的存在及同离子效应。
（2）掌握缓冲溶液的作用原理及其配制方法。
（3）试验盐的水解反应及影响水解的因素。
（4）学习使用酸度计。

3.实验内容

（1）弱酸弱碱解离平衡存在的确证
　　实验室备有常用指示剂和 pH 试纸，如何通过简单试验说明 HCl、HAc、 NaOH 和 NH3·H2O 在水溶液中解离的差异。
（2）同离子效应
用 0.1mol·L-1HAc 和 NH3·H2O、固体 NaAc 和固体 NH4Cl，酚酞指示剂和
甲基橙指示剂，设计两个能说明同离子效应的实验。
（3）缓冲溶液的性质
　　1）用移液管吸取 0.2mol·L-1HAc 和 0.2mol·L-1NaAc 各 25mL 放入 50mL 烧杯中，混匀后，用酸度计测定溶液的 pH 值（并与计算值比较）。然后分成 两份放于两个 50mL 的烧杯中。在 A 烧杯中加入 1mL0.01mol·L-1HCl 溶液，
在 B 烧杯中加入 1mL0.01mol·L-1NaOH 溶液，用酸度计测定它们的 pH 值。然 后在 A 烧杯或 B 烧杯中加入 10mL 去离子水，再测其 pH 值，将有关数据填入 下表：
表 3-4
缓冲溶液 pH （测定值） 0.2mol · L-1HAc 和 0.2mol · L-1NaAc 等体积混合 A 烧杯中加入 1mL0.01mol · -1HCl 溶液
L B 烧杯中加入 1mL0.01mol · -1NaOH 溶液
L A （或） B 烧杯中加入 10mL 去离子水

2）用移液管吸取 0.2mol·L-1HAc 和 0.2mol·L-1NaAc 各 25mL 放于 50mL

烧杯中，混匀后，等分成两份放入 50mL 烧杯中，一个烧杯中加入 1mol·L-1HCl 溶液 1.5mL，另一个烧杯中加入 1mol·L-1NaOH 溶液 1.5mL，测定两个烧杯中 溶液的 pH 值，填入下表：
缓冲溶液 pH （测定值） 0.2mol · -1HAc 和 0.2mol · -1 aAc 等体积混合
L L N 加入 1mol · L-1HCl 溶液 1.5mL 加入 1mol · -1 aOH 溶液 1.5mL
L N

通过上述实验总结缓冲溶液的性质。
3）缓冲溶液的应用
用 0.1mol·L-1NH3·H2O 和 0.1mol·L-1NH4Cl 配制 pH 为 9 的 NH3·H2O-
NH4Cl 缓冲溶液约 10mL。用配制的缓冲溶液，将 Fe3+和 Mg2+离子混合溶液中 的两种离子分离（混合溶液由实验室提供），并设法证明两种离子已分离。
（4）盐类水解
1）用 pH 试纸测定下列溶液的 pH 值：
0.1mol·L-1NaAc，NH4Cl、NaCl、NaHSO4NaH2PO4 和 Na2HPO4 溶液的 pH 值，
并说明它们 pH 值不同的原因。
2）Zn 粒放在 ZnCl2 溶液中加热有何现象？解释原因。
3）把几滴 FeCl3 溶液分别放在含有冷水和热水的试管中，观察溶液颜
色，说明原因。
　　4）取 0.5mol·L-1NaAc 溶液 4mL 放入试管中，加 2 滴酚酞溶液，分成两 份，一份留作比较，一份加热到沸腾，观察两试管中溶液颜色的差别，解释 原因。
5）将少量 BiCl3 固体放于试管中，加入少量水，有什么现象？测定溶液
的 pH 值。然后往试管中滴加 6mol·L-1HCl 溶液，发生什么变化？解释上面 的现象。

4.思考题

（1）制备缓冲溶液时，将 100mL23mol·L-1 甲酸溶液与 3mL15mol·L-
1NH3·H2O 溶液混合。该溶液的 pH 值为多少？
（2）将 Na2CO3 溶液与 AlCl3 溶液作用，产物是什么？写出反应方程式。
（3）将 BiCl3，FeCl3 或 SnCl2 固体溶于水中发现溶液混浊时，能否用加
热的方法使它们溶解？为什么？
（4）在分离混合金属离子时，为何要在缓冲溶液中进行？能否用 pH 为
9 的 NaOH 溶液代替 NH3·H2O-NH4Cl 溶液以分离 Fe3+和 Mg2+？
（5）如何正确使用酸度计？
（6）如何操作移液管？

实验 15 氧化还原与电极电位的测定（部分微型实验）

1.概述


（1）电极电位的测定 某电极的电极电位是与标准氢电极构成原电池时所测出的电动势。由于
作参比电极的标准氢电极使用不方便，因此经常改用电位较稳定的甘汞电极
Pt，Hg（l），Hg2Cl2（s）|KCl（aq）作为参比电极。当甘汞电极中的
φ

KCl饱和溶液温度在25℃时，其电极电位?
欲测锌电极的电极电位，则构成下列电池：

（Hg 2 Cl 2 / Hg） = 0.2438V。若

Zn|ZnSO4（c）||KCl（饱和）|Hg2Cl2，Hg，Pt
2 +

由该电池的电动势E可以确定锌电极的电极电位? zn

/ zn。因为

E ? ? φ

? ? 2 ?

Hg2cl 2 / Hg Zn /Zn

则 ? 2?

? ? φ

? E ? 0.2438 ? E

Zn/ Zn Hg2Cl2 / Hg
若锌电极为标准锌电极，且在标准态下进行测定，则测定的电位为其标准电
极电位? φ 。
Zn2? / Zn
在电极电位测定中，概括起来共有 4 类电极：
1）金属电极（如锌电极），它们的电极反应为： Men++ne Me
[Ox] [Red]
氧化型[Ox]和还原型[Red]称为电对，电极电位是指某一电对而言。
2）气体电极（如氢气电极），它的电极反应为：
2H++2e H2
这类电极在测定时需要一种惰性电极（如铂电极、石墨电极等）组成闭合电 路。
3）简单的氧化还原体系 Ox+neRed
如 Fe3++e Fe2+
这类电极的氧化型和还原型都存在于溶液中，需要用惰性电极连于电路。在
c(Ox)

测定标准电极电位时，应保持

? 1
c(Re d )

4）与酸、碱结合的氧化还原体系
Ox ? mH ? ? ne ? Re d ? m H O
2 2
- + 2+
如 MnO4 + 8H + 5e = Mn + 4H 2O
这类电极在测定标准电极电位时需保持各离子浓度为 1mol·L-1，也同样需借 助于惰性电极。
（2）氧化还原反应速率 氧化还原反应与酸碱反应不同，有些反应速率较慢，如：
5H2C2O4+2MnO-4+6H+ 2Mn2++10CO2+8H2O
从氧化剂和还原剂的标准电极电位可知，若把上述反应组成原电池，电动势 较大，说明反应能够进行，但反应速率较慢。发现反应时加入少量 Mn2+离子 反应速率加快，Mn2+离子对此反应有催化作用。也有不外加 Mn2+离子，利用 反应产生的 Mn2+离子催化反应。随着反应自身产生 Mn2+离子，反应变快，如

果加入 F-离子，它与 Mn2+离子形成难解离的配离子，发现反应仍进行较慢。 除了利用催化剂加快反应速率外，还可利用诱导反应加快反应速率，如：
MnO-4+5Fe2++8H+=Mn2++5Fe3++4H2O （1）
　　　　　　　　2MnO-4+10Cl-+16H+=2Mn2++5Cl2+8H2O （2） 在常温，稀溶液中反应（2）速率很慢，实际上看不出什么变化，但有反应（1） 存在时，诱导反应（2）使它的反应速率加快。

2.实验目的

（1）了解电极电位的测定方法和浓度、酸度对其影响；
（2）实验影响氧化还原反应的因素。

3.实验内容

（1）Zn2+/Zn 电极电位的测定
1）Zn2+/Zn 电极的组成
将锌极板插入盛有准确配制的 0.01mol·L-1ZnSO4 溶液的半电池管中，如
图 3-3 所示。注意使 ZnSO4 溶液的液面超过弯管顶部，弯管内不得有气泡（为
什么？），橡皮管塞和支管处都不得漏气（为什么？）。
2）原电池的组成
　　按图 3-3 所示，将 Zn2+/Zn 电极和甘汞电极插入饱和 KCl 溶液中，然后 将甘汞电极和 Zn2+/Zn 电极分别与酸度计上标“+”号的接线柱和标“-”号 的接触器相连：
（一）Zn|ZnSO4（0.01mol·L-1）‖KCl（饱和）|Hg2Cl2，Hg，Pt（+）
3）测量电动势
4）计算
由测得的电动势先求出锌电极在 0.01mol·L-1ZnSO4 溶液中的电极电位，
然后再根据Nernst方程计算出标准电极电位? φ 。
Zn /zn
（2）浓度对电极电位的影响
1）如图 3-4 所示，在两个小烧杯中，分别倒入 25mL0.1mol·L-1CuSO4
和 25mL0.1mol·L-1ZnSO4 溶液。将铜极和锌极分别插入 CuSO4 和 ZnSO4 溶液中， 放入盐桥组成原电池。用导线将铜极和锌极分别与电位计的“+”和“-”极 相连，测原电池电动势。
　　2）取出盐桥，在 CuSO4 溶液中缓慢倒入 6mol·L-1NH3·H2O，不断搅拌， 直到生成的沉淀又溶解为止。然后放入盐桥，测此时的电动势（倒入氨水前， 暂时取走盐桥是为了避免开始生成的 Cu2（OH）2SO4 沉淀堵塞盐桥）；
3）再取出盐桥，同样在 ZnSO4 溶液中缓慢倒入与上述 2）中同体积的
6mol·L-1NH3·H2O，不断搅拌至生成的沉淀又溶解为止。然后放入盐桥，测 电动势。
比较这 3 次电动势的测定结果，说明浓度对电极电位的影响。
（3）酸度对电极电位的影响

将上面两个烧杯洗净，分别放入 25mL0.2mol·L-1FeSO4 和 0.2mol·L-
1K2Cr2O7 溶液。在 FeSO4 溶液中插入铁片，K2Cr2O7 溶液中插入炭棒组成两个 电极。将铁片和炭棒分别与电位计的负极和正极相连，用盐桥接通线路，测 两极的电位差。在 K2Cr2O7 溶液中加入 1mol·L-1H2SO4 溶液，观察电压的变化。 再在 K2Cr2O7 溶液中加入 6mol·L-1NaOH 溶液，观察电压变化。
*微型实验
　　在井穴板两个井穴中分别加入 2mL0.2mol·L-1FeSO4 和 0.2mol·L-1K2Cr2O7 溶液。在 FeSO4 溶液中插入铁钉，K2Cr2O7 溶液中插入炭棒组成两个电极。将 电极与电位计相连，用浸有饱和 KCl 溶液的滤纸条作盐桥接通线路，测量两 极的电位差。在 K2Cr2O7 溶液中加入 1mol·L-1H2SO4 溶液，观察电压的变化。
再在 K2Cr2O7 溶液中加入 6mol·L-1NaOH 溶液，观察电压变化。
（4）影响氧化还原反应的因素
　　1）往试管中加入 5 滴 0.1mol·L-1KI 溶液和两滴 0.1mol·L-1FeCl3 溶液， 混合后，再加入 5 滴 CCl4。充分振荡，观察 CCl4 层的颜色有无变化？再往试
管中加入几滴 0.1mol·L-1K3[Fe（CN）6]溶液，有何现象发生？写出反应式。 如用 0.1mol·L-1KBr 溶液代替 0.1mol·L-1KI 溶液进行相同的实验，能
否发生反应？
2）用溴水与 0.1mol·L-1FeCl2 溶液作用，有何现象？用碘水代替溴水，
有何现象？
3）往离心试管中加入 0.5mL0.2mol·L-1（NH4）2Fe（SO4）2 溶液和几滴
碘水，观察碘水的颜色是否褪去？然后往离心试管中滴加 0.1mol·L-1AgNO3 溶液，注意碘的棕黄色是否裉去。离心沉降，向上层清液中加几滴 10％的 NH4SCN 溶液，是否有颜色变化，写出反应式。
　　4）①取 5 滴 0.1mol·L-1NH4Fe（SO4）2 溶液，加入 5 滴 0.1mol·L-1KI 溶液，再加入 CCl4 振荡。观察 CCl4 液层的颜色；
　　②取 5 滴 0.1mol·L-1NH4Fe（SO4）2 溶液，加入 5 滴 2mol·L-1NH4F 溶液， 再加入 5 滴 0.1mol·L-1KI 溶液和 CCl4 振荡，观察 CCl4 液层的颜色，并与实 验①进行比较，说明为什么？
5）试管中加入 5 滴 0.1mol·L-1KI 溶液和 1 滴 0.1mol·L-1K2Cr2O7 溶液，
混匀后，有什么变化？再加入几滴 2mol·L-1H2SO4 溶液，观察有什么变化？ 解释原因。
6）取两支试管，分别放入 10 滴 2mol·L-1H2C2O4 溶液和数滴 1mol·L-
1H2SO4，然后在一个试管中滴加 3 滴 0.1mol·L-1MnSO4 溶液，另一个试管中
滴加 3 滴去离子水，再向两个试管中分别加入 2 滴 0.01mol·L-1KMnO4 溶液， 混匀溶液，观察两个试管中红色褪去的快慢。

4.思考题

（1）举例说明电极电位的应用。
（2）根据实验结果，比较 Br2/2Br-，I2/2I-，Fe3+/Fe2+3 个电对的电极
电位，并指出最强的氧化剂和最强的还原剂？
（3）提高高锰酸钾溶液的酸度，其氧化能力增加还是降低？

实验 16 沉淀的生成与溶解平衡

1.概述


　　利用生成沉淀的反应进行离子鉴定或定量分析，或者从溶液中把某种成 分以沉淀的形式加以分离等，在化学实验中经常遇到。下面就生成沉淀的条 件及沉淀与溶液中离子的关系等问题作一简介。
（1）溶度积与沉淀的生成
难溶盐 BA 与其饱和溶液共存时，存在下列平衡： BA（s） B+（aq）+A-（aq）
其标准平衡常数表达式为：

K φ （BA） = ｛c（B +

） / cφ

｝｛c（A - ） / c φ ｝

Kspφ称为标准溶度积常数，简称溶度积。若向难溶盐 BA 中加水，当 B+，A- 离子的浓度之积小于溶度积 Kspφ时，沉淀溶解；等于溶度积时达到饱和。若 将含 B+离子与 A-离子的溶液混合，其离子浓度的乘积大于溶度积时，超过的 部分就变成难溶性盐 BA 沉淀出来。综上所述归纳如下：
1）{c（B+）/cφ}{c（A-）/cφ}＜{Kspφ（BA）}不饱和溶液，无沉淀；
2）{c（B+）/cφ}{c（A-）/cφ}={Kspφ（BA）}饱和溶液；
3）{c（B+ ）/cφ}{c（A-）/cφ}＞{Kspφ（BA）}沉淀从溶液中析出。以
上 3 点就是溶度积规则，用来判断沉淀的生成与溶解能否发生。
若在难溶盐 BA 的饱和溶液中，加入同种离子（例如 B+或 A-），则｛c（B+）
/cφ｝｛c（A-）/cφ｝＞{Kspφ（BA），剩余离子形成 BA 沉淀下来。难溶盐
的溶解度由于共同离子的存在而减少，称为同离子效应，即由于同离子效应 使溶解平衡向左（生成固体方向）移动：
BA（s） B+（aq）+A-（aq）
若在难溶盐 BA 的饱和溶液中，加入易溶盐如 KNO3，BA 的溶解度增大，
这种效应叫做盐效应。 假如加入的盐能产生同离子效应，又能产生盐效应的话，同离子效应大
于盐效应，关于这个结论，可从图 3-5 看出。
难溶盐以通式 BxAy 表示，则
BxAy（s） xB+（aq）+yA-（aq）
Kspφ（BxAy）=｛c（B+）/cφ｝x｛c（A-）/cφ｝y
（2）分部沉淀 有时往溶液中加入一种沉淀剂能与溶液中几种离子都生成沉淀，而且形
成的沉淀的溶解度相差较大。在这种情况下向溶液中缓缓加入沉淀剂，溶解
度最小的先沉淀，当它沉淀完全（c＜10-5mol·L-1），另一种沉淀开始生成，

这种先后沉淀的过程，叫做分步沉淀。在实验中常利用分步沉淀进行分析和 分离。例如，Cu2+ 离子与 Zn2+ 离子的分离，若溶液中 c（Cu2+）=c（Zn2+ ）
=0.1mol·L-1，通入 H2S，控制 S2-离子浓度，使 Cu2+离子实际上沉淀完全，
而 Zn2+离子不发生沉淀，达到分离的目的。可根据 CuS 和 ZnS 的溶度积计算 出理论上应控制的 S2-离子浓度范围。
CuS 的 Kspφ为 6.3×10-36，使 Cu2+离子实际上沉淀完全所需最小的 S2-
离子浓度为：
c（S2-）/cφ=6.3×10-36/10-5
c（S2-）=6.3×10-31mol·L-1
ZnS 的 Kspφ为 1.6×10-24，使 Zn2+离子不发生沉淀所允许的最大 S2-离子
浓度为：
e（S2-）/cφ=-1.6×10-24/0.1
c（S2-）=1.6×10-23mol·L-1
从上面计算可知，为使 Cu2+离子和 Zn2+离子分离，应控制 S2-离子范围为：
6.3×10-31mol·L-1＜c（S2-）=＜1.6×10-23mol·L-1
（如何控制硫离子浓度在此范围内？）。
（3）共沉淀
Zn2+离子存在在酸度较大的溶液中，当通入 H2S 气时不产生沉淀。若 Zn2+
与 Cu2+离子共存，有极少量的 ZnS 与 CuS 一起沉淀。这种在达不到溶度积， 不能单独沉淀的条件下，而与其他沉淀共存时能一同沉淀的现象称为共沉 淀。不仅难溶性盐能产生共沉淀，易溶性盐也能产生。产生共沉淀现象可从 下面原因分析：
1）被吸附在沉淀颗粒的表面；
2）被包藏在沉淀内部；
　　3）主要沉淀物沉淀完成后，由于沉淀剂过量而慢慢发生第二种共沉淀产 生的后沉淀等。
溶液中异号电荷的离子能被晶体表面的正、负离子所吸附。与主沉淀有
相同离子的盐在溶液中共存时首先被吸附，其中溶解度小的盐最容易被吸 附。这个关系称为 Paneth-Fajans-Hahn 规则。例如：若 BaCl2，Ba（NO3）2
与 BaSO4 沉淀在溶液中共存时，溶解度小的 Ba（NO3）2 与 BaSO4 沉淀产生共
沉淀。当草酸根离子以草酸钙形式沉淀时，若有镁离子存在，便有后沉淀草 酸镁生成。表 3-4 汇集了某些沉淀与容易生成共沉淀的物质。
表 3-4 沉淀与共沉淀物质

沉淀 共沉淀物质 HgS CuS ， CdS CuS CdS ， ZnS ， FeS CdS ZnS ZnS MnS ， CoS ， NiS ， FeS Fe （ OH ）
3 Cu （ OH ）
2 Cr （ OH ） 3 Zn （ OH ） 2 ， MR （ OH ） 2 SiO · nH O
2 2 Al （ OH ） 3 · Fe （（ OH ） 3 BaSO
4 CaSU ， K SO ， Ca （ NO ） ， BS （ NO ）
4 2 4 3 2 3 2 Al （ OH ） 3 Al （ SO ）
2 4 3

（4）沉淀的溶解
使沉淀溶解的方法概括起来有下面 3 种：
1）利用生成弱电解质
Mg（OH）2+2H+ Mg2++2H2O（生成难解离的水）
ZnS+2H+ Zn2++H2S（生成弱酸）
Mg（OH）2+2NH+4 Mg2++2NH3·H2O 生成弱碱
AgCl+2NH3·H2O [Ag（NH3）2]++Cl-+2H2O（生成难解离的配离子）上
面 4 个反应都是由于生成弱电解质（水、弱酸、弱碱、配离子），而使难溶 电解质饱和溶液中阴离子或阳离子浓度降低，使离子积小于它的 Kspφ，沉淀
-溶解平衡将向沉淀溶解方向移动，如：
Mg(OH)2 Mg2++2OH-+2H+ 2H2O
c（OH-）/cφ由于 H2O 的生成而下降，结果：
{c（Mg2+）/cφ｝{c（OH-）/cφ｝2＜Kspφ（Mg（OH）2）
使 Mg（OH）2 不断溶解。
2）利用氧化还原反应 例如：CuS 溶于 HNO3 中
　　　　　　3CuS+8H++2NO-3=3Cu2++3S↓+2NO↑+4H2O 在上面氧化还原反应中 S2-离子被氧化为单质 S 析出，降低了溶液中 S2-
离子的浓度，而使沉淀溶解。
3）利用沉淀转化
难溶强酸的盐如 BaSO4，不能采取加酸的办法使它溶解（为什么？）。
但可把它转化为难溶弱酸盐使其溶解。可将 BaSO4 用 Na2CO3 处理，把它转化
为 BaCO3。根据溶度积规则，BaCO3 沉淀条件为：
｛c（Ba2+）/cφ｝｛c（CO2-3）/cφ｝＞Kspφ（BaCO3）
在 BaSO4 饱和溶液中 Ba2+离子浓度为


c( Ba 2? ) / cφ ?

K φ (BaSO )

c(SO 2?

) / cφ

此式与上不等式比较，可知 BaSO4 转化为 BaCO3 的条件是：

K φ (BaSO )
c(SO 2? ) / cφ
即

K φ ( BaCO )
＞
c(CO2 ? ) / c φ

c(CO 2- ) / c φ

K φ ( BaCO )
＞ sp 3

c(SO 2? ) / cφ

K φ ( BaSO )

将溶度积数值代入得：
c(CO 2? ) / cφ
3 ＞



5.1×10?9




? 46.4

c(SO 2?

) / cφ

1.1×10

?10

2- 2-

为了把BaSO4 转化为BaCO3 ，必须使溶液中CO 3 离子浓度超过SO 4 离子浓
度46.4倍以上。因BaSO 饱和溶液中SO2 - 离子浓度很小，此条件易达到，但
2- 2- 2-
随着反应的进行CO 3 离子浓度降低，而SO4 离子浓度增加，当c（CO3 ） / c
（SO2- ） = 46.4时达到平衡，转化停止。如果把沉淀与溶液分离，再加入
再加入 Na2CO3 溶液，转化又继续进行。重复操作几次，BaSO4 完全转化为 BaCO3。BaCO3 可溶于盐酸中。

2.实验目的

（1）试验沉淀的生成、溶解和相互转化。
（2）利用溶解度的差异进行分离。
（3）学习离心分离等试管操作。

3.实验内容

（1）沉淀的生成
1）往 5 滴 0.002mol·L-1Na2SO4 溶液中加入 5 滴 0.01mol·L-1CaCl2 溶液，
观察有无沉淀产生？
往 5 滴 0.002mol·L-1Na2SO4 溶液中加入 5 滴 0.01mol·L-1BaCl2 溶液，
有无沉淀产生？
2）在试管中加 5 滴 0.1mol·L-1NaCl 溶液和 2 滴 0.1mol·L-1K2CrO4 溶
液，混匀后，边振荡试管，边滴加 0.1mol·L-1AgNO3 溶液，观察沉淀颜色， 说明原因。
3）往离心试管中加入 5 滴 0.1mol · L-1NaCl 溶液，逐滴滴入
0.1mol·L-1AgNO3 溶液，待反应完全后，将沉淀离心分离，用热去离子水洗
涤沉淀两次，在沉淀上加数滴 0.1mol·L-1Na2S 溶液，观察沉淀颜色的变化， 解释实验现象（所得沉淀留用）。
（2）沉淀溶解
1）取 0.1mol·L-1AgNO3 溶液 5 滴放入离心试管中，在水浴中加热后滴入
0.1mol·L-1NaCl 溶液，观察沉淀生成，离心分离后，在沉淀上加入
2mol·L-1NH3·H2O，观察现象。

　　2）在（1）3）所得沉淀上加入几滴 6mol·L-1HNO3，观察现象，写出方 程式。
3）取两支离心试管，分别加入 10 滴 0.1mol·L-1Na2CO3 溶液和
0.1mol·L-1K2CrO4 溶液，再各加入 10 滴 0.1mol·L-1BaCl2 溶液分别生成 BaCO3，BaCrO4 沉淀。离心分离，将沉淀分成两部分，并用去离子水洗涤沉淀， 然后试验这两种沉淀在 2mol·L-1HAc 和 2mol·L-1HCl 中是否溶解，写出反应 方程式。
（3）利用沉淀进行离子分离
　　溶液中含有 Zn2+和 Cu2+离子，如何利用它们硫化物的溶解度的不同进行 分离，并进一步证实两种离子确实分开。

4.思考题

　　（1）BaSO4 转化为 BaCO3 与 BaCO3 转化为 BaSO4，哪一种转化容易进行？ AgI 能否转化为 AgCl？总结难溶化合物转化条件。
（2）使用离心机应注意些什么？
（3）CaSO4 的溶解度等于 2g/L。将硫酸钙的饱和溶液与等体积草酸铵
（NH4）2C2O4 溶液（0.0248g/L）混合，是否生成 CaC2O4 沉淀？

实验 17 配位化合物

1.概述


（1）配位化合物基本知识 配位化合物是由一定数目的离子或分子和原子或离子（中心原子）以配
位键相结合，按一定的组成和空间构型所形成的化合物，如 [Cu（NH3）4]SO4。
与中心原子直接相连的原子叫配位原子。配体的个数称为配位数。在[Cu
（NH3）4]SO4 中氮原子为配位原子，配位数是 4。
　　含有一个配位原子的配体叫单齿配体。配体可能配位的原子数目用单 齿、二齿、三齿等表示。一个多齿配体通过两个或两个以上的配位原子与一 个中心原子形成的配合物称为螯合物，如： 在碱性溶液中形成的丁二肟镍是一螯合物，每一个丁二肟配体提供两个配位 原子（氮原子）。
　　F，Cl，Br，I，O，S，N，C 等非金属元素原子都可作为配位原子。下面 为由这些配位原子形成的常见配体：
配位原子 配体举例
卤素 F-，Cl-，Br-，I-
氧 H2O，ONO-（亚硝酸根），C2O2-4
氮 NH3，NCS-（异硫氰根），-NO2（硝基）
碳 CO，CN-
硫 SCN-，S2O2-3

　　在元素周期表中几乎所有的金属元素都可以作为配合物的中心原子，但 生成配合物的能力不同。一般在周期表中，两端的元素表现得较弱，尤其是 碱金属、碱土金属，一般只能形成少数稳定螯合物，位于中部的元素能力最 强，特别是第Ⅷ族元素以及与其相邻的 Cu，Mn，Cr 等副族元素。
（2）简单配合物的命名方法 对配位个体命名时，配体名称列在中心原子之前，不同配体名称之前以
中圆点（·）分开，在最后一个配体名称之后缀以“合”字。若配合物为配
阳离子（如[Cu（NH3）4]2+）化合物，则命名时阴离子在前，阳离子在后，这
与无机盐的命名一样；若为配阴离子，化合物（如[Ag（CN）2]-），则在配 阴离子与外界阳离子之前用“酸”字连接。若外界为氢离子，则在配阴离子 之后缀以“酸”字。
例如：
1）K[PtCl3NH3]，三氯·氨合铂酸（1-）钾或三氯·氨合铂（Ⅱ）酸钾。
2）[Co（NH3）5H2O]Cl3，三氯化五氨·水合钴（3+）或三氯化五氨·水
合钴（Ⅲ）。 配体个数用倍数词头二、三、四等数字表示。用罗马数字表示中心原子
的氧化数。用阿拉伯数字表示配离子的电荷数。配体中要先列出阴离子的名
称，后列中性分子的名称。同类配体的名称，按配位原子元素符号的英文字 母顺序排列，如在例 2）中，两个配体都为中性分子，配位原子为 N 和 O，所
以 NH3 排在前面。
（3）配位反应的某些特征 当配离子形成时，常伴随溶液颜色改变，例如：
Cu2++4NH3→[Cu（NH3）4]2+
蓝 深蓝 Fe2++6CN-→[Fe（CN）6]4-
淡绿 黄 Ni2++6NH3→[Ni（NH3）6]2+ 绿 蓝
Fe3++6F-→[FeF6]3-
黄 无


　　另一个重要现象为配位反应发生时，产生沉淀或沉淀溶解，如，丁二肟 与镍离子反应，生成螯合物为难溶红色沉淀。另一方面许多沉淀由于配离子 的形成而溶解，例如：
AgCl（s）+2NH3→[Ag（NH3）2]t++Cl-
AgI（s）+2S2O2-3→[Ag（S2O3）2]3-+I-
沉淀溶于过量试剂：
AgCN（s）+CN-→[Ag（CN）2]-
BiI3（s）+I-→[BiI4］-
利用上述现象可以进行物质的分析、分离。
（4）配合物的稳定性

　　在 AgNO3 溶液中加入过量氨水，生成配合物[Ag（NH3）2]NO3 的溶液，将 此溶液与 KCl 作用，虽不生成 AgCl 沉淀，但与 KBr，KI 作用，则生成淡黄色
的 AgBr 和黄色 AgI 沉淀。
以上实验事实说明，在[Ag（NH3）2]NO3 溶液中，除了配离子以外，也有
阳离子 Ag+存在，但是 Ag+离子的浓度很小，以致只能达到生成某些难溶盐的 溶度积值，如 AgBr，AgI，但不能达到 AgCl 等溶度积较大的难溶盐的溶度积。 实际上[Ag（NH3）2]NO3 的解离分下列两种情况进行：
[Ag（NH3）2]NO3→[Ag（NH3）2]++NO-3 （1）
[Ag（NH3）2]+ Ag++2NH3 （2）
（1）式解离表现为强电解质的解离方式——完全解离。从（2）式可看到配 离子的解离表现为弱电解质的性质，部分解离为离子，也有固定的平衡常数， 即：

{c( Ag ? ) / cφ }·{c( NH

) / c φ }2

K φ ? 3

不 c[ Ag ( NH

) ? ] / cφ

K 不称为配离子解离常数或称为不稳定常数。K 不愈大表示配离子愈不稳定。
当溶液处于标准状态时，称为标准离解常数，记为K φ 。

配离子的解离是分步进行的，如：
[Ag（NH3）2]+ [Ag（NH3）]++NH3
{c( AgNH ? ) / cφ }·{c( NH





) / c φ }

K φ ? 3 3

1 c([ Ag( NH
? ?

) ]? ) / c φ

[ Ag( NH 3 )]

? Ag

? NH3


K φ ?

{c( Ag ? ) / c φ }·{c( NH ) / c φ }

2 c([ Ag( NH

)]? ) / cφ

K1，K2 称为逐级不稳定常数



φ φ φ

K 不 ? K1 K2
除了用K φ 表示配离子的不稳定性外，还可用配离子的生成反应的平衡
常数来表示。如：
Ag++2NH3 [Ag（NH3）2]+

c([ Ag ( NH

) ]? ) / cφ

K φ ? 3 2

稳 {c( Ag ? ) / cφ }{c( NH

) / cφ } 2

K 稳称为配离子稳定常数，K 稳值愈大，配离子的稳定性愈高。K 稳也常用β表 示。同样，相应有逐级稳定常数β1，β2。
β=β1β2
　　许多螯合物比较稳定，例如：乙二胺四乙酸（EDTA，ethylene diamine tetraace ticacid）用 H4Y 表示。由于它在水中的溶解度较小，通常使用的 是其二钠盐，EDTA·2Na，也简称 EDTA，它的结构式为：
■
它有 6 个配位原子（2 个氮原子，4 个氧原子），所以能与金属形成配合比为
1∶1 的螯合物。它与许多金属离子能形成稳定的螯合物，如与 Fe3+形成的螯

合物见图 3-6。 各种螯合物在无机制备、物质分析、分离中应用广泛。
■
（5）配位平衡移动
若金属离子 Mm+和配体 L-形成配离子 MLn（m-n）+，在水溶液中产生如下解
离平衡：

ML(m? n ? )

? M m? ? nL?

根据平衡移动原理，改变 Mm+或 L-的浓度，会使上述平衡发生移动。假若加 入一种试剂能与 Mm+（或 L-）生成难溶物质、生成更稳定的配离子或使其氧 化态改变等，都能使平衡向右移动，如：
■
2.实验目的

（1）了解配离子的性质，它与简单离子的不同点。
（2）比较配离子的稳定性。
（3）了解使配位平衡移动的方法。

3.实验内容

（1）配离子的形成
1）取两支试管分别放入 5 滴 0.1mol·L-1Cu（NO3）2 溶液，一支试管中
加入 0.1mol·L-1NaOH 溶液，观察现象。另一支试管中加入过量 2mol·L-
1NH3·H2O，观察溶液的颜色，然后再加入 0.1mol·L-1NaOH 溶液，有何现象？
解释原因。
2）将 5 滴 0.5mol·L-1Na2S2O3 溶液放入试管中，滴入 2 滴 0.1mol·L-1AgNO3
溶液，发生什么反应？然后在所得溶液中加入 2 滴 0.1mol·L-1NaCl，有什么 变化？另取一支试管将 2 滴 0.1mol·L-1AgNO3 和 2 滴 0.1mol·L-1NaCl 混合 有何现象？解释原因。
3）取两支试管，分别放入 0.1mol·L-1Fe（NO3）3 溶液，在一支试管中
加入 2mol·L-1NH4F，然后再在两个试管中加入 0.1mol·L-1KI 溶液和 CCl4， 观察现象。
4）取一支试管放入 0.1mol·L-1Ni（NO3）2 溶液，加入 0.1mol·L-1EDTA
溶液观察颜色变化，在此溶液中加入 0.1mol·L-1NaOH 溶液，有无 Ni（OH）2
沉淀生成？
（2）配离子稳定性的比较
取 10 滴 0.5mol·L-1Fe2（SO4）3 溶液，逐滴加入 6mol·L-1HCl 溶液，观
察现象，加入 2 滴 0.1mol·L-1NH4SCN 溶液，观察溶液颜色的变化，再往溶
液中滴加 2mol·L-1NH4F 溶液，有何现象？再加入饱和（NH4）2C2O4 溶液，溶 液颜色又有何变化？从溶液颜色变化，比较生成的各配离子的稳定性。
（3）配位平衡的移动

　　1）在离心试管中加入 5 滴 0.1mol·L-1AgNO3 溶液和 5 滴 0.1mol·L-1NaCl 溶液，离心分离，弃去清液，用少量去离子水洗涤，每次洗涤需加热，离心 分离，弃去洗涤液，在沉淀上加入 2mol·L-1NH3·H2O 使沉淀溶解。往所得溶 液中加一滴 0.1mol·L-1NaCl 溶液，观察现象，再加入一滴 0.1mol·L-1KBr 溶液有何现象？若有 AgBr 沉淀生成，使 AgBr 沉淀完全，离心分离，洗涤沉 淀两次，然后加入 0.5mol·L-1Na2S2O3 溶液，使沉淀溶解。往所得溶液中加 一滴 0.1mol·L-1KBr 溶液，是否有 AgBr 沉淀产生？再加入一滴 0.1mol·L-
1KI 溶液，有何现象？
通过上述实验比较 AgCl，AgBr，AgI 的 Kspφ大小和[Ag（NH3）2]+，[Ag
（S2O3）2]3-的稳定性。
2）取 2 滴 0.1mol·L-1Fe2（SO4）3 溶液，加入 8 滴饱和（NH4）2C2O4 溶
液，溶液颜色有何变化？加入一滴 0.1mol·L-1NH4SCN 溶液，溶液颜色有无
变化？若向溶液中逐滴加入 6mol·L-1HCl 溶液，颜色有何变化？解释观察到 的现象。
3）取 5 滴 0.1mol·L-1Fe（NO3）3 溶液加入 0.1mol·L-1NH4SCN 溶液，滴
加 0.1mol·L-1EDTA 溶液，有何现象发生？
4.思考题

（1）有哪些方法可证明[Ag（NH3）2]+配离子溶液中含有 Ag+离子
（2）下述两支试管中发生的反应有何不同？
1）试管：Fe3+离子溶液+I-离子溶液
2）试管：Fe3+离子溶液+饱和（NH4）2C2O4 溶液+I-离子溶液

第 4 章 某些元素性质

前 言


　　研究元素性质是无机化学的重要内容，进行元素性质实验，在无机化学 教学实验中占有较大比重，为了完成此部分实验内容，学生进行实验前后， 应认真阅读本章末所附参考文献中的 1—2 本教科书中的相关内容。

实验 18 s 区元素

1.实验目的

（1）试验钾、钠、镁、钙、钡单质、氧化物和氢氧化物性质。
（2）了解钾、钠、镁、钙、钡的盐的溶解性。
（3）掌握 K+，Na+，Mg2+，Ca2+，Ba2+离子的鉴定反应。

2.实验内容


（1）金属钠与氧气、水的作用 金属钠存放在煤油里，用镊子取一小块，放于滤纸上，迅速用滤纸吸干
表面的煤油，用小刀切取两块约米粒大小的金属。观察新鲜表面的颜色及变
化，并完成下面的实验：
　　1）将一块金属钠放入盛有水的 250ml 烧杯中，观察反应情况，检验水 溶液的酸碱性。
2）将另一块钠置于坩埚中，微热至燃烧开始，立即停止加热，观察产物
的颜色和状态。冷却后，将产物放入试管，加少量水，检验管口有无氧气放 出，并检验溶液的酸碱性和氧化还原性。
（2）金属镁与氧气、水的作用
　　1）取一段镁条，用砂纸除去表面氧化层，点燃，观察燃烧情况、产物的 颜色和状态。
2）另取一小段擦净的镁条，放在试管中与冷水作用，观察反应情况，检
验溶液反应后的酸碱性。加热后反应情况如何？
（3）氢氧化物的性质
1）碱土金属氢氧化物溶解度。
①取 5 滴 0.1mol· L-1MgCl2，0.1mol· L-1CaCl2，0.1mol· L-1BaCl2
与等体积的 2mol·L-1NaOH 混合，放置，观察形成沉淀的情况。
②用 2mol·L-1NH3H·H2O.代替 2mol·L-1NaOH 进行实验。
由实验结果总结碱土金属氢氧化物溶解度变化情况。
2）氢氧化镁的性质
在试管中加入 10 滴 0.1mol· L-1MgCl2，再加入 1ml 2mol· L-1NH3·H2O，
将得到的产物分装在 3 支试管中，分别与 2mol· L-1HCl， 2mol· L-1NaOH 及饱和 NH4Cl 溶液作用，观察现象。
（4）盐的溶解性

1）钠、钾难溶盐
①钠难溶盐生成（Na+离子的鉴定反应）
　　取 1 滴钠盐溶液，加 8 滴醋酸铀酰锌溶液，用玻棒摩擦管壁，观察现象。 此反应可用作钠的鉴定反应。（醋酸铀酰锌与 Na+的反应产物，参见附录 12）。
②钾难溶盐生成（K+离子的鉴定反应）
钴亚硝酸钠 Na3[CO（NO2）6］与钾盐生成黄色 K2Na［CO（NO2）6]沉淀。
该反应可在点滴板上进行。加一滴钾盐溶液在点滴板上，然后加 1—2 滴钴亚 硝酸钠试剂，观察现象。此反应可用作钾的鉴定反应。黄色 K2Na［CO（NO2）
6］沉淀的出现，表示 K+离子存在。
2）碱土金属硫酸盐的溶解性（Ba2+离子鉴定反应）
于 3 支试管中分别加入 5 滴 0.1mol· L-1 MgCl2， 0.1mol· L-1CaCl2，
0. 1mol· L-1BaCl2，然后各加 5 滴 0.1mol· L-1Na2SO4，观察沉淀的颜色，
试验沉淀是否溶于 2mol·L-1HNO3？解释原因。Ba2+离子与 SO42-离子的反应生
成不溶于强酸的白色 BaSO4 沉淀，可作为 Ba2+的鉴定反应。
3）碱土金属碳酸盐的溶解性
①于 3 支试管中各加 5 滴 0.1mol·L-1 MgCl2 ，0.1mol·L-1CaCl2 和
0.1mol· L-1BaCl2，然后各加 5 滴 0.1mol· L-1Na2CO3，观察生成沉淀的颜
色，分别试验沉淀对 2mol·L-1HAc 和 2mol·L-1HCl 的作用。
②取 3 支试管各加 3 滴 0.1mol· L-1 MgCl2， 0.1mol· L-1CaCl2 和
0.1mol· L-1BaCl2，然后各加 1 滴 2mol· L-1NH3· H2O 和 2mol· L-1NH4Cl，
再各加 2 滴 0.5mol·L-1（NH4）2CO3，观察现象。
4）碱土金属草酸盐的溶解性（Ca2+离子的鉴定反应）
于 3 支试管中分别加 3 滴 0.1mol· L-1 MgCl2， CaCl2 和 BaCl2，再各
加 3 滴饱和（NH4）2C2O4，观察现象。白色 CaC2O4 沉淀的生成，可表示 Ca2+
存在，此反应可作为 Ca2+离子的鉴定反应。试验沉淀对 2mol·L-1HAc 和 HCl
的作用。
5）铬酸盐的溶解性
分别取 3 滴 0.1mol·L-1MgCl2， CaCl2 和 BaCl2，各加入 0.1mol· L-
1K2CrO4，观察现象。分别试验沉淀对 2mol· L-1HAc 和 HCI 的作用。
6）Mg（NH4）PO4 的生成（Mg2+的鉴定反应）
在盛有 3 滴 0.1mol· L-1MgCl2 的试管中，加 1 滴 2mol· L-1HCl 和 3 滴
0.2mol·L-1Na2HPO4，再滴加 2mol·L-1NH3·H2O，观察 Mg（NH4）PO4 白色沉
淀生成。此反应可作为 Mg2+离子的鉴定反应。
（5）焰色反应
　　首先清洗镍丝。将镍丝浸入 2mol.L-1HCl 中，取出后放在氧化焰中灼绕， 再浸入 HCl 中，再灼烧。若镍丝在氧化焰中燃烧不呈任何颜色，说明清洗干 净。用镍丝蘸以 0.5mol.L-1KCl 溶液，放在氧化焰中灼烧，观察火焰颜色。
同法观察钠、钙、钡盐溶液的焰色。
（6）离子的分离与鉴定

　　混合溶液中含有 Na+，K+，NH+4，Mg2+，Ca2+，Ba2+离子。设计分离和鉴定 方案，取 10 滴溶液进行试验。
提示：
　　1）利用碳酸盐溶解性不同，将 Ca2+， Ba2+两种离子与其余四种离子分 开。 Ca2+，Ba2+的分离则利用其铬酸盐溶解度的差异。
2） NH+4 直接由原始溶液中鉴定。
3） NH+4 与 Na3［Co（NO2）6]反应，对 K+鉴定有妨碍，故用灼烧法除去
铵盐（取 0.5mL 试液放入小烧杯中，加入 1mL6 mol· L-1HCl，蒸干并灼烧至 不出现白烟为止，然后将残渣溶于水中作 K+鉴定）。

3.思考题


　　（1）列表对比金属钠和镁的性质（硬度、密度、与氧和水的作用情况以 及产物性质）。
（2）在实验基础上完成下表：

试 剂

-1
0.1mol · L Na2CO3 2+
Mg 2+ 2+
Ca Ba 有无沉淀 溶于何种酸 有无沉淀 溶于何种酸 有无沉淀 溶于何种酸 -1
0 .1mol · L K2CrO4 -1
0 .1mol · L Na2 SO4



（3）解释碱土金属氢氧化物溶解度的变化。
（4）Na3［Co（NO2）6］与钾盐反应时，若溶液碱性较强，有什么影响？
（5）用（NH4）2CO3 作沉淀剂，沉淀 Ba2+等离子，为何要加入氨水？

实验 19 p 区常见金属元素

1.实验目的

（1）掌握 p 区常见金属元素氢氧化物溶解度、酸碱性
（2）了解 p 区常见金属元素的变价性及其硫化物性质。
（3）了解难溶铅盐的性质。
（4）试验 Al3+，Sn2+，Bi3+，Pb2+的鉴定反应。

2.实验内容

（1）铝、锡、铅、锑、铋氢氧化物的性质
取 10 滴 0.1mol· L-1AlCl3，加入 2mol· L-1 NaOH，得到 Al（OH）3
沉淀，观察沉淀颜色。将沉淀分为 3 份，分别试验沉淀与 2mol· L-1NaOH，
6mol· L-1 NaOH 和 2 mol· L-1 HCl 的作用。

　　分别用 0.1mol· L-1SnCl4， SnCl2， Pb（NO3）2， SbCl3 和 BiCl3 代替 AlCl3，重复上述操作，记录有关现象。（试验 Pb（OH）2 与酸的作用，应选 用什么酸？是否可用 2mol·L-1HCl？）
（2）铝、锡、铅、锑、铋的氧化还原性质
1）Al（O）的还原性
　　在试管中加入 5 滴 0.5 mol·L-1NaNO3 和 5 滴 40％NaOH 溶液，再加入少 量铝屑，用湿润 pH 试纸检验管口的 NH3
2）Sn（O）的还原性，Sb（Ⅲ）的氧化性 在光亮的锡片上加 1 滴 0.1mol· L-1SbCl3，观察现象。
　　3） Sn（Ⅱ）的还原性，Bi（Ⅱ）的氧化性（Bi3+， Sn2+（或 Hg2+）的 鉴定反应）
①取 5 滴 0.1mol· L-1SnCl2，加入 2 滴 0.1mol· L-1BiCl3，有何现象？
再加入过量的 2mol· L-1NaOH，又有何现象？
　　②取 3 滴 0.1mol· L-1HgCl2，逐滴加入 0.1mol· L-1SnCl2 溶液，观察 沉淀颜色。当加入过量 SnCl2 且放置一段时间，沉淀颜色有无变化？
4）Pb（Ⅳ）的氧化性
在试管中加 1 滴 Mn2+溶液和 1mL 6 mol· L-1HNO3，再加少量 PbO2 固体，
加热反应物，观察溶液颜色变化。
5）Bi（Ⅴ）氧化性
在试管中加 1 滴 Mn2+溶液和 10 滴 6mol· L-1HNO3，再加少量 NaBiO3 固
体，观察现象。
（3）铝、锡、锑、铅、铋硫化物性质
1）取两支试管各加入 5 滴 0.1mol·L-1AICl3，逐滴加入 0.5mol·L-1Na2S
溶液，观察沉淀颜色。离心分离、弃去溶液，再分别试验沉淀与浓 HCl 和 0.5
mol· L-1Na2S 的作用。
分别用 0.1mol·L-1SnCl4， SnCl2， SbCl3 代替 AlCl3，重复上述实验。
2）取两支试管各加入 5 滴 0.1mol· L-1pb（NO3 ）2，逐滴加入 0.5
mol· L-1Na2S，观察沉淀颜色。离心分离，弃去溶液，再分别试验沉淀与
6mol· L-1HNO3 和 0.5 mol·L-1Na2S 的作用。用 0.1mol· L-1BiCl3 代替 Pb
（NO3）2 重复实验。
（4）铅的难溶化合物
1） PbCl2
　　于试管中加入 5 滴 0.1mol·L-1Pb（NO3）2，再滴入 2mol·L-1HCl，观察 生成沉淀的颜色。微热试管，沉淀是否溶解？静置冷却后，沉淀是否又出现？ 弃去溶液，于沉淀上加浓 HCl，沉淀是否溶解？
2） PbSO4
取 3 支试管，各加入 3 滴 0.1mol·L-1Pb（NO3）2 ，再各加入 3 滴
0.1mol·L-1K2SO4，观察生成沉淀的颜色。离心，弃去溶液，分别试验沉淀与
浓硫酸，6mol·L-1NaOH 及饱和 NH4Ac 的作用。

3）PbCrO4 和 Pb2+的鉴定
①在试管中加入 3 滴 0.1mol· L-1Pb（NO3）2 和 K2CrO4，生成黄色 PbCrO4
沉淀，表示有 Pb2+。离心，弃去溶液，在沉淀上滴加 6mol· L-1NaOH，至沉 淀刚好溶解（沉淀为什么溶解？）。再加 6mol·L-1HAc 酸化，重又析出黄色 沉淀，确证有 Pb2+。
②用 0.1mol·L-1Pb（NO3）2 和 K2CrO4 反应得到 PbCrO4 沉淀，试验沉淀
是否溶于 6mol·L-1HNO3 及饱和 NH4Ac。
（5）Al3+的鉴定反应
取 2 滴 0.1mol·L-1AlCl3 溶液，加入 3 滴 6mol·L-1HAc，再滴加 0.1％
铝试剂，微热。再加氨水至有氨味，产生鲜红色絮状沉淀，证明 Al3+存在。 Al3+与铝试剂反应：

3.思考题

（1）总结 p 区常见金属氢氧化物溶解度、酸碱性。
（2）总结 p 区常见金属硫化物的颜色、溶解度以及与硫化钠的作用。
（3）SnS，SnS2，Sb2S3，PbS，Bi2S3。难溶物，可用何种酸使其溶解？
（4） Sn2+， Pb2+， Al3+， Bi3+离子如何鉴定？
　　（5）比较 Sn（Ⅱ），Pb（Ⅱ）的还原性和 Sn（Ⅳ），Pb（Ⅳ）的氧化 性。
（6）用 Pb（NO3）2 和 HCl 溶液制取 PbCl2 沉淀，是否 HCl 溶液加得愈多，
PbCl2 沉淀愈完全？