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。

HA c　＝　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 ＝ Mg^2＋ ＋ 2Cl^－

　　　　　　　　　Mg^2＋ ＋ 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Mg^2＋的浓度，因而在入5滴饱和NH₄Cl溶液，然后在这支试管中加入5滴2mol/LNH₃·H₂O无白色沉淀生成。

（二）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 + lgC_Ac-/C_HAc

4 = 4.75 + lgC_Ac-/C_HAc

lgC_Ac-/C_HAc = -0.75

C_Ac-/C_HAc =0.178

V _Ac-/10-V_HAc =0.178

V _Ac- = 1.51 mL

V_HAc =8.59mL

２、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。

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实验六 电导法测定乙酸电离平衡常数

报告人：曾辉  实验时间20##年03月07日

一．实验目的：

1．掌握电导、电导率、摩尔电导率的概念以及它们之间的相互关系。

3．掌握电导法测定弱电解质电离平衡常数的原理。

二．实验原理：

1．电离平衡常数K_c的测定原理

在弱电解质溶液中，只有已经电离的部分才能承担传递电量的任务。在无限稀释的溶液中可以认为弱电解质已全部电离，此时溶液的摩尔电导率为，可以用离子的极限摩尔电导率相加而得。而一定浓度下电解质的摩尔电导率∧_m与无限稀释的溶液的摩尔电导率是有区别的，这由两个因素造成，一是电解质的不完全离解，二是离子间存在相互作用力。二者之间有如下近似关系：

                                 （1）

式中为弱电解质的电离度。

对AB型弱电解质，如乙酸（即醋酸），在溶液中电离达到平衡时，其电离平衡常数K_c与浓度c和电离度α的关系推导如下：

                    CH₃COOH →CH₃COO^－ + H^＋

  起始浓度              c            0          0

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第一部分：实验预习报告

1. 实验目的（要求）

测定弱电解质电离平衡常数

了解指示剂变色反应原理

学习使用721型（或VIS-7220型）分光光度计及pHS-3C酸度计

2. 实验原理（概要）

甲基红是一种酸碱指示剂。它是一种弱酸，在一定pH值条件下，可发生电离，在乙醇水溶液中点力度很小。甲基红（HMR）醌式分子显红色，电离后的偶氮式阴离子( MR¯ )显黄色。

甲基红的电离平衡常数为：

    

根据朗伯-比尔定律，溶液对单色光的吸收遵守下列关系式：

A为吸光度，为透光率，为摩尔吸光系数，l为被测溶液厚度，c为浓度。令      即被测溶液的吸光度与其浓度成正比。

a.  若两种溶质的特征波长相差较大，被测溶质的吸收光谱图不重叠

b.  若两种被测溶质的吸收光谱图重叠，而且遵守朗伯-比尔定律，则用线性组合的关系式可求出两种被测组分的浓度。

  

3. 实验操作过程概述：

1溶液制备。

甲基红标准液：80mg甲基红晶体分次以600mL乙醇溶解移入1000mL容量瓶中

A液：10mL甲基红标准液+10HCl加水定容于100mL容量瓶。(HMR醌式分子溶液，红色)

B液：10mL甲基红标准液+25mLNaAc溶液加水定容于100mL容量瓶。（甲基红偶氮式阴离子溶液，黄色）

2吸收光谱图的标绘

(1)调节VIS-7220型分光光度计

(2)测定溶液A和溶液B的吸收光谱图

3验证朗伯-比尔定律

测定,，,:取6个干燥的锥形瓶（50mL），分别编号。摇匀各瓶溶液。在波长，下测定6个锥形瓶中各溶液的吸光度A。若在处HMR及的溶液均符合朗伯-比尔定律，则以溶液A,B及上述6种溶液的吸光度与甲基红的浓度，可以作HMR和分别在波长，下的4条A-c直线。它们的斜率分别为,，,:。

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实验十一 电离平衡和沉淀反应

一、实验目的

1．了解同离子效应对弱电解质电离平衡的影响； 2．学习缓冲溶液的配制并了解其缓冲作用； 3．加深理解盐类的水解规律和容度积规则的应用； 4．练习离心机的使用。 [教学重点]

同离子效应，缓冲溶液的缓冲作用 [教学难点]

容度积规则的应用 [实验用品]

仪器：试管、离心试管、离心机、表面皿、温度计

药品：SbCl3(s)、NH4Ac(s)、Fe(NO3)3(s)、HNO3(6 mol·L-1)、HCl(0.2、6 mol·L-1)、0.2 mol·L-1HAc、

NaOH(0.2、2 mol·L-1)、NH3.H2O(0.2、6 mol·L-1)、PbI2(饱和)、KI(0.01、0.1 mol·L-1)、Pb(NO3)2(0.01、0.1 mol·L-1)、NaAc(0.2 mol·L-1)、NH4Cl(0.1 mol·L-1)、NH4Ac(0.1 mol·L-1)、NaCl(0.1、1.0 mol·L-1)、NaH2PO4(0.1 mol·L-1)、NaH2PO4(0.1 mol·L-1)、Na2HPO4(0.1 mol·L-1)、Na3PO4(0.1 mol·L-1)、K2CrO4(0.05、0.5 mol·L-1)、AgNO3(0.1 mol·L-1)、BaCl2(0.5 mol·L-1)、(NH4)2C2O4(饱和)、Na2S(0.1 mol·L-1)、Na2SO4(饱和)

材料：pH试纸 二、实验内容 （一）同离子效应

1．同离子效应和电离平衡 a：0.1 mol·L-1 NH3·H2O，pH=10

b：1 mL0.1 mol·L-1 NH3·H2O加1d酚酞，颜色粉红；加NH4Ac，颜色变淡。 2．同离子效应和沉淀平衡

1 mL PbI2(饱和)加0.1 mol·L-1 KI 4～5 d 现象：PbI2(黄)↓，平衡左移

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采用分光光度法测定弱电解质的电离常数实验报告

一、       实验目的

1、  了解一种测定弱电解质电离常数的方法。

2、  掌握分光光度计的测试原理和使用方法。

3、  进一步熟练掌握pH的原理和使用方法。

二、       实验原理

根据朗伯-比耳定律，溶液对单色光的吸收，遵守下列关系式：

                                        ①  

    式中，A为吸光度； I/I0为透光率T；k为摩尔吸光系数它是溶液的特性常数；C为溶液浓度；l为溶液的厚度。

在分光光度分析中，将每一种单色光，分别依次地通过某一溶液，测定溶液对每一种光波的吸光度，以吸光度A对波长λ作图，由图可以看出，对应于某一波长有一个最大的吸收峰用这一波长的入射光通过该溶液就有最佳的灵敏度。

     从①式可以看出，对于固定长度吸收槽，在对应的最大吸收峰的波长λ)下测定不同浓度c的吸光度，就可以做出线性的A~C，就是光度法的定量分析的基础。

     以上讨论是对于单组份溶液的情况，对于含有两种以上组分的溶液，情况就要复杂一些。

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物理化学实验

实验一(2)、弱电解质溶液电离平衡常数的测定

说明：

1、本实验竞赛时间为 180 分钟（以选手在实验报告首页确认编号和监考教师签名为准），其中实验操作120分钟，数据处理60分钟。 每超时10分钟扣5分，最多不得超过20分钟；

2、实验设计要求从实验开始起20分钟内完成并交监考教师审阅。如果实验设计需监考老师部分指导，可提出申请，但需扣除相应的分数；

3、如果无法完成实验设计，可以由监考老师提供，但实验设计部分分数将被扣去；

4、请注意合理运筹时间。如在等待过程中，可进行后续实验准备或思考问答题等；

5、提供给每位选手的试剂已足够，请注意用量。不必要的过量使用将被扣分；

6、请认真阅读仪器使用说明并仔细操作。损坏仪器、打破玻璃器皿将被扣分。

7、实验完成后，请将所有玻璃仪器清洗干净，仪器设备归零、关闭电源。保持台面干净整洁，恢复原状。否则将被扣分；

8、本实验提供计算机及绘图软件（Origin, Excel）、毫米方格纸、直尺、铅笔、签字笔，供选用。

实验试题：

氨水溶液电离平衡常数的测定

实验原理：

AB型弱电解质在溶液中电离达到平衡时，电离平衡常数K_C与原始浓度C和电离度α有以下关系：

                       (1)

在一定温度下K_C是常数，因此可以通过测定AB型弱电解质在不同浓度时的α代入(1)式求出K_C。

将电解质溶液注入电导池内，溶液电导(G)的大小与两电极之间的距离l成反比，与电极的面积A成正比：

G＝κA/l                      (2)

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实验六 电导法测定乙酸电离平衡常数

一、  实验目的

1、    掌握电导、电导率、摩尔电导率的概念以及他们之间的联系。

2、    掌握由电导法测定弱电解质电离平衡常熟的原理。

二．实验原理：

1．电离平衡常数K_c的测定原理

在弱电解质溶液中，只有已经电离的部分才能承担传递电量的任务。在无限稀释的溶液中可以认为弱电解质已全部电离，此时溶液的摩尔电导率为，可以用离子的极限摩尔电导率相加而得。而一定浓度下电解质的摩尔电导率∧_m与无限稀释的溶液的摩尔电导率是有区别的，这由两个因素造成，一是电解质的不完全离解，二是离子间存在相互作用力。二者之间有如下近似关系：

                                 （1）

式中为弱电解质的电离度。

对AB型弱电解质，如乙酸（即醋酸），在溶液中电离达到平衡时，其电离平衡常数K_c与浓度c和电离度α的关系推导如下：

                    CH₃COOH →CH₃COO^－ + H^＋

  起始浓度              c       0     0         

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