酸碱平衡和沉淀平衡、配位平衡【参阅实验化学（上）的实验十三】用化学平衡的原理讨论实验中的现象。注意实验现象如何记录。
实验内容现象反应及其解释酸碱1、同离子效应：
0.1mol·dm-3HAc2cm3中加入甲基橙指示剂1~2滴摇匀，分盛在两只试管
中。
一支加少量NH4Ac(固) 一支不加NH4Ac 溶液由红色变橙色溶液保持红色
2、缓冲溶液及其性质（用pH试纸测定pH值）
在试管中加入0.1mol·dm-3HAc和0.1mol·dm-3NaAc各5cm3，配制成
HAc~NaAc缓冲溶液，加入百里酚蓝指示剂数滴，把溶液平均分装在三支试管
中
①一支加入0.1mol·dm-3HCl 5滴
②一支加入0.1mol·dm-3NaOH 5滴
一支加入H2O 5滴
再向上面的试管中，
①试管中0.1 mol·dm-3HCl大量过量
②试管中0.1 mol·dm-3NaOH大量过量
3、缓冲溶液的缓冲作用及缓冲容量的测定
(1)两个100ml小烧杯中各取40ml水，测定溶液的pH，分别向其中个滴
加1d 0.5mol/l HCl和0.5mol/l NaOH，测定pH
（2）配制pH=7的缓冲溶液，并测定缓冲容量
缓冲容量：改变一个单位pH所需要的酸或碱的量（mol）（需要配制总浓度
不同的缓冲溶液）
自己查阅资料，什么叫缓冲容量？
【两人一组】（一排四人数据共享）
A、选Na2HPO4——NaH2PO4体系，总浓度0.1mol/l（各组分浓度0.05mol/l）、0.5
mol/l（各组分浓度0.25mol/l），体积100ml。
B、分别取40ml溶液放在两个小烧杯中，用pH计测定pH值，记录数据，向烧杯
中分别滴加0.5mol/l HCl和0.5mol/l NaOH，使其pH变化1个单位
记录使用的体积，最后计算缓冲容量（mol/ml）【用小量筒减量法测定体积】
沉淀
4、沉淀的生成、溶解：
平衡
2mL1mol·dm-3MgCl2中加入2ml1 mol·dm-3NaOH（用氨水也可以）将沉
淀分盛在两个试管中，
一支中加入1mol·dm-3HCl 1ml
一支中加入1mol·dm-3NH4Cl 1ml
5、沉淀转化
2dK2CrO4溶液，滴加AgNO3溶液试管中滴加NaCl溶液
分步沉淀：
2dK2CrO4溶液和2dNaCl溶液混合，滴加AgNO3溶液
查阅资料，什么叫均相沉淀？
6、直接沉淀和均相沉淀
Zn2+ + NaOH = Zn(OH)2
Zn2+ + 尿素（s）= Zn(OH)2 (水浴加热)（时间很长，提前做上）
思考题
1、缓冲溶液的计算公式是怎样的？缓冲溶液的pH是由什么决定的？和什么有关系？
2、什么叫缓冲容量？什么叫缓冲溶液的缓冲范围？根据实验你得到了关于缓冲溶液的什么结论？
3、查阅资料，缓冲溶液有哪些用途，实验室中如何配置pH=9左右的缓冲溶液？
4、什么叫均相沉淀？和普通的生成沉淀的方法相比，有哪些注意事项，生成物有啥优点。
配合物及配位平衡移动，氧化还原和电化学【参阅实验化学（上）的实验十四、实
验十五】
实验现象解释
配位平衡1、配离子的生成
1cm3 0.1mol/dm3 CuSO4溶液中逐滴加入6mol/dm3氨水，继续加入氨水过量再加入氨水，将此溶液分成三份
a 加入0.1mol/dm3 BaCl2溶液
b 加入0.1mol/dm3 NaOH溶液
c 加入无水乙醇
2、配位平衡的移动：
（1）0.1mol/dm3 CuSO4溶液中滴加6 mol/dm3氨水至生成的沉淀恰好完全溶解为止，分成两份，
一份用水稀释
另一份Cu(NH3)42+配离子溶液中逐滴加入2mol/dm3 H2SO4
（2）3滴0.1mol/dm3 FeCl3溶液中加入3滴0.1mol/dm3 NH4SCN溶液，加水10cm3稀释后，分成三份
a 加入0.1mol/dm3 FeCl3溶液5滴
b 加入0.1mol/dm3 NH4SCN溶液5滴
c 留作比较
3、配合物的生成物质性质的改变
（1）酸碱性改变
硼酸（s）+H2O（水浴加热），分两份，
一份加甘油，一份对照，用pH试纸测定pH
（2）颜色的改变①在石棉网上加热几粒变色硅胶（无水硅胶：蓝色；有水硅胶：粉红色）
②[Fe（SCN）]3-n的生成（利用前面的实验结果说明即可）
（3）溶解度的改变
①[Cu(NH3)4]2+的生成；
②Ag+ + Cl- = AgCl（s）+NH3·H2O =
（4）氧化还原性的改变：（各两滴即可）
① F e3+溶液+ I-溶液+CCl4 = ？？
③K3[Fe(CN)6]溶液+ I-溶液+CCl4= ？？硼酸和多元醇反应式
在无机与分析化学P258
变色硅胶是粉红色和蓝色互相转化
氧化还原
1、介质酸度对氧化还原反应的影响
①在三支试管中各加入2滴0.01KMnO4溶液，然后分别加4滴 3 mol/l H2SO4溶液、4滴蒸馏水和4滴40％NaOH溶液，再各加数滴0.1 mol/l Na2SO3溶液，振荡，观察各试管中的现象，写出反应式。
2、浓度对电极电势的影响
(1)在两只50cm3烧杯中，分别加20cm30.1 mol/l ZnSO4和0.1 mol/l CuSO4溶液。在ZnSO4、CuSO4溶液中分别插入锌片和铜片作电极，用盐桥将它们连接起来[1]，通过导线将铜极接入伏特计的正极，把锌极接入伏特计的负极，记录原电池电动势，并用电池符号表示该原电池[2]。（注意用棉花保护盐桥）
(2)在上述原电池ZnSO4溶液的烧杯中逐滴加入6 mol/l NH3水，直至生成的白色沉淀完全溶解，测量电动势，有何变化?写出原电池符号并解释之。
装置用作电解实验电源。
3、电解
将上述的原电池两端铜线用砂纸抛光，插入盛有少量0.5mol/l Na2SO4溶液的小烧杯中（10-15ml即可），再加入1滴酚酞，摇匀，静置数分钟，观察现象并加以解释。实验完毕，将[Zn(NH3)4]SO4溶液分别倒入回收瓶中。
4、腐蚀与防护
（1）氧浓差腐蚀：
腐蚀液自配：NaCl+酚酞+K3[Fe(CN)6]溶液
打磨一块铁片，滴加1-2滴腐蚀液，放置，观察铁片变化情况
（2）析氢腐蚀及缓蚀剂法防护（四个同学，设计不同的实验，考察缓蚀剂的
作用）
三颗铁钉，打磨光滑除去铁锈，待用。
（1）三个小试管中加入K3[Fe(CN)6]溶液2滴，各投入一颗铁钉，再分别向其中的两个小试管中加入K2Cr2O7溶液和六次甲基四胺固体（摇匀，使
其溶解），加入2mol/l的盐酸溶液2-3ml，比较三支试管中的实验现象。
（2））如果先加K2Cr2O7溶液和六次甲基四胺固体（摇匀，使其溶解），最后加入打磨好的铁钉，实验现象会怎样呢？
思考题
1、什么叫电对？什么叫电对的电极电势？根据实验比较?（MnO4-/Mn2+）和?（SO42-/SO32-）的大小
2、什么叫盐桥？有什么作用？
3、KMnO4溶液的氧化还原能力随着溶液pH的不同而不同，为什么？用计算说明。
3、金属腐蚀防腐的机理是什么？K2Cr2O7溶液和六次甲基四胺固体又叫缓蚀剂，为什么可以减慢腐蚀？
酸碱平衡与沉淀平衡 一、选择题 （）1. 下列等体积混合的溶液中，具有缓冲作用的是 (A) HCl(1mol·dm－3 ) + NaAc(2mol·dm－3 ) (B) NaOH(1mol·dm－3 ) + NH3 (1mol·dm－3 ) (C) HCl(1mol·dm－3 ) + NaCl(1mol·dm－3 ) (D) NaOH(1mol·dm－3 ) + NaCl(1mol·dm－3 ) （）2. 已知: K sp AgCl = 1.8×10－10 ，K sp Ag2CrO4 = 2.0×10－12 。在含Cl－和CrO42－浓度均为0.3 mol·dm－3 的溶液中，加AgNO3应是 (A) Ag2CrO4先沉淀，Cl－和CrO42－能完全分离开 (B) AgCl 先沉淀，Cl－和CrO42－不能完全分离开 (C) AgCl 先沉淀，Cl－和CrO42－能完全分离开 (D) Ag2CrO4先沉淀，Cl－和CrO42－不能完全分离开 （）3. 下列离子中，碱性最强的是 (A) NH4＋(B) CN－(C) Ac－(D) NO2－ （）4. 20 cm3 0.10 mol·dm－3 HCl 和20 cm3 0.20 mol·dm－3 NH3.H2O混合，其pH 为(NH3: K b= 1.76×10－5 ) (A) 11.25 (B) 9.25 (C) 4.75 (D) 4.25 （）5. 欲配制pH=6.50的缓冲溶液，用下列何种酸最好 (A) (CH3)2AsO2H (K a=6.40×10-7) (B) ClCH2COOH (K a=1.40×10-3) (C) CH3COOH (K a=1.76×10--5) (D) HCOOH (K a=1.77×10--4) （）6. 配制SbCl3水溶液的正确方法应该是 （A）先把SbCl3固体加入水中，再加热溶解；（B）先把SbCl3加入水中，再加HCl溶解； （C）先在水中加入适量的HCl，再加入SbCl3固体搅拌，溶解； （D）先在水中加入足量HNO3，再加入SbCl3固体溶解。 （）7. 已知K b(NH3)=1.8×10－5，则其共轭酸的K a值为 （A）1.8×10－9(B) 1.8×10－10(C) 5.6×10－5(D) 5.6×10－10 （）8. Ag2CrO4的K sp= 9.0×10－12 ，其饱和溶液中Ag＋浓度为 (A) 1.3×10－4 mol·dm－3 (B) 2.6×10－4 mol·dm－3 (C) 2.1×10－4 mol·dm－3 (D) 4.2×10－4 mol·dm－3 （）9. 溶液的酸度是指 （A）酸溶液的浓度（B）酸溶液中酸根离子的浓度 （C）溶液中氢离子的浓度（D）弱酸溶液中未离解的酸浓度 （）10. 0.4 mol·dm－3 HAc溶液中H+浓度是0.1 mol·dm－3 HAc溶液中H+浓度的 （A）1倍(B) 2倍(C) 3倍(D) 4倍 （）11. Mg(OH)2在下列四种情况下，其溶解度最大的是 (A) 在纯水中(B) 在0.1 mol·dm－3的NH3·H2O溶液中 (C) 在0.1 mol·dm－3的HAc溶液中(D) 在0.1 mol·dm－3的MgCl2溶液中
3 氧化还原与电化学 一、实验目的 1.了解原电池的组成及其电动势的粗略测定； 2.认识浓度、介质的酸碱性对氧化还原的影响； 3．认识一些中间价态物质的氧化还原性； 4.了解电化学腐蚀的基本原理及其防止的方法。 二、实验原理 1.原电池组成和电动势 利用氧化还原反应产生电流的装置叫做原电池。 原电池负极氧化反应 正极还原反应 正负极间必须用盐桥连接。 原电池电动势应为 2.浓度、介质对电极电势和氧化还原反应的影响 （1）浓度对电极电势的影响 例如： （2）介质的酸碱性对电极电势的影响 例如： (a) 2Zn e -2Zn +=22Cu e Cu ++=E E ??=正 - 负 22Zn e Zn +-=2220.059 Zn /Zn Zn /Zn lgc(Zn )2+θ++?=?+ 32C 1O 6H 6e C 13H O -+- +++? 1.45V θ?=3 3 63 C1O /C1C1O /C1[c(C1O )/c ][c(H )/c ]0.0591g 6[c(C1)/c ] - - -- - +-=+θθθ ??
(b) (c) (d) 3．物质的氧化还原性 例如 4.电化学腐蚀及其防止 吸氧腐蚀阳极 阴极 差异充气腐蚀 表面处高大，为阴极； 深处低，小，为阳极。 防腐蚀可用牺牲阳极法、外加电流法、缓蚀剂法。乌洛托品（六次甲基四胺）可作钢铁在酸性介质中的缓蚀剂。 三、仪器和药品 1.仪器 直流伏特计（0~3 V ）（公用）盐桥（公用）① 242MnO 8H 5e Mn 4H O -++ +++?22448 42MnO /Mn MnO /Mn [c(MnO )/c ][c(H )/c ]0.0591g 5[c(Mn )/c ] -+-+ -θ+θθ +θ?=? +422MnO 2H O 3e MnO (s)4OH -- +++?MnO /MnO 4 2 4 2 44 MnO /MnO [c(MnO )/c ]0.0591g 3[c(OH )/c ]---θ θ -θ?=?+()244MnO e MnO --????→+←????强碱介质224 444 42MnO /MnO MnO /MnO 4[c(MnO )/c ]0.0591g [c(MnO )/c ] -----θ θ -θ?? +?2242PbS 4H O HAcPbSO ()4H O +↓+白色2422222MnO 6H 5H O 2Mn 5O 8H O -++ ++=++2Fe Fe 2e + =+22O 2H O 4e 4OH - ++=22 2O 4 O /OH O /OH p /p 0.059 1g 4[c(OH )/c ]- - θθ -θ?=? +2 O p 2 /O OH ?- 2 O p 2 /O OH ?-
酸碱和沉淀 一、判断题 1、在0.10 mol·L-1的HAc溶液中HAc的解离常数为1.76×10-5，所以在0.20 mol·L-1的HAc溶液中，HAc的解离常数为2×1.76×10-5。（） 2、弱电解质溶液的浓度越稀，解离度越大，而解离常数却不变。（） 3、在相同浓度的两种一元酸溶液中，它们的H3O+离子浓度是相同的。（） 4、解离度和解离常数都可以用来比较弱电解质的相对强弱程度，因此α和K a o（或K b o）同样都不受浓度影响。（） 5、将氨的水溶液稀释一倍，溶液中［HO－］就减少到原来的二分之一。（） 6、弱酸浓度越稀，α值越大，故pH值越低。（） 7、在H2S溶液中H3O+浓度是S2－离子浓度的两倍。（） 8、多元酸的逐级解离常数值总是K1o＞K2o＞K3o。（） 9、已知HAc的p K a o＝4.75，柠檬酸的p K a＝4.77，则同浓度醋酸的酸性强于柠檬酸。（） 10、强酸的共轭碱一定很弱。（） 11、强酸溶液中不存在OH－离子。（） 12、对酚酞不显颜色的溶液一定是酸性溶液。（） 13、酸性缓冲溶液（HAc－NaAc）可以抵抗少量外来的酸对pH的影响，而不能抵抗少量外来碱的影响。（） 14、将氨水和盐酸混合，不论两者比例如何，一定不可能组成缓冲溶液。（） 15、在Na2CO3溶液里通入CO2气，便可得到一种缓冲溶液。（） 16、pH值相等的缓冲溶液，未必具有相同的缓冲能力。（） 17、Na2CO3与NaHCO3可以构成缓冲剂起缓冲作用，单独NaHCO3不起缓冲作用。（） 18、缓冲溶液的缓冲能力是有限的，缓冲比相同的缓冲溶液浓度越大，缓冲能力越强，溶液浓度越小，缓冲能力越弱。（） 19、AgCl在水中溶解度很小，所以它的离子浓度也很小，说明AgCl是弱电解质。（） 20、严格说，一定温度下，难溶电解质的K sp o是溶液中它的离子活度幂的乘积。（） 21、严格说，一定温度下，难溶电解质的K sp o是溶液中它的离子浓度幂的乘积。（） 22、对于难溶电解质，它的离子积和溶度积物理意义相同。（） 23、难溶电解质溶液中，离子积是任意状态下各离子浓度幂的乘积。（） 24、所谓沉淀完全，就是用沉淀剂将溶液中某一离子的浓度降至实用要求达到微不足道的成度。（） 25、根据同离子效应，沉淀剂加得越多，沉淀越完全。（） 26、两难溶电解质，K sp o小的哪一种，它的溶解度一定小。（） 27、K sp o,AgCl＞K sp o,AgI，所以AgI的溶解度小于AgCl的溶解度。（） 28、K sp o,AgCl＞K sp o,Ag2CrO4，但AgCl的溶解度小于Ag2CrO4的溶解度。（） 29、在25℃时PbI2(s)的溶解度是1.51×10-3 mol·L-1，K sp o是1.38×10-8。（） 30、难溶电解质AB2的溶解度用s mol·L-1表示，其K sp o＝s3。（） 31、已知难溶电解质AB的K sp o＝a2，它在纯水中的溶解度是a1/2 mol·L-1。（） 32、往难溶电解质的饱和溶液中，加入含有共同离子的另一种强电解质，可使难溶电解质的溶解度降低。（） 33、BaSO4在BaCl2溶液中溶解度比纯水中的溶解度大。（） 34、将足够的Cl－加入0.10 mol·L-1 Pb2+溶液中，使Cl－的浓度为0.010 mol·L-1（K sp o (PbCl2)＝1.6×10-5）就生成沉淀。（） 35、溶液中难溶电解质的离子积大于它的溶度积时，就应产生沉淀。（） 36、溶液中有关物质的离子积小于其溶度积时，该物质就会溶解。（） 37、混合离子中，能形成溶度积小的沉淀者一定先沉淀。（）
实验七 氧化还原反应与电化学 一．实验目的 1. 了解测定电极电势的原理及方法 2. 掌握用酸度计测定原电池电动势的方法 3. 了解原电池、电解池的装置及作用原理 二．实验原理 1．电极电势的测定 E (Zn 2+/Zn)电极电位的测定 (-) Zn ?ZnSO 4(0.10mol·dm -3)??KCl(饱和)?Hg 2Cl 2,Hg (Pt) (+) 测测甘汞E E E E E E E E -=-=-=-=+++-+V 2415.0)/Zn Zn () /Zn Zn (V 2415.0)/Zn Zn ()(222 ()()() ++++ =22O 2Zn lg 216059.0Zn Zn Zn Zn c E E 理论 2.浓度对电极电势的影响 对于任意一个电极反应 氧化型物质 + z e - 还原型物质 )()(lg 05916.0)O/R ()O/R (还原态氧化态c c z E E += c (氧化态)增大或c (还原态)减小，E (O/R)变大；c (氧化态) 减小或c (还原态)增大，E (O/R) 减小。对比下面三个原电池 （1）(-) Zn ?ZnSO 4(0.10mol·dm -3) ║ CuSO 4(0.10mol·dm -3)?Cu (+) （2）(-) Zn ?ZnSO 4(0.10mol·dm -3) ║ [Cu(NH 3)4]2+, NH 3·H 2O ?Cu (+) （3）(-) Zn ?[Zn(NH 3)4]2+, NH 3·H 2O ║ CuSO 4(0.10mol·dm -3)?Cu (+) 电池（2）中正极的氧化态生成配离子使c (氧化态)变小，则正极的电极电势变小；（3）中负极的氧化态生成配离子使c (氧化态)变小，则负极的电极电势变小，故电动势 E 3 >E 1 >E 2。 3．酸度对电极电势的影响 含氧酸盐的氧化性随介质溶液的酸度的增加而增强，如 O H 7Cr 2 e 6H 14O Cr 23272+=+++-+- ) Cr ()H ()O Cr (lg 605916.0)/Cr O Cr ()/Cr O Cr (321427232723272++-+-+-?+=c c c E E
无机化学实验报告 姓名：黄文轩学号20160182310085 实验名称：氧化还原和电化学 一.实验目的 1.理解电极电势与氧化还原反应的关系 2.掌握介质酸碱性，浓度对电极电势及氧化还原反应的影响 3.了解还原性和氧化性的相对性 4.了解原电池的组成及工作原理学习原电池电动势的测量方法。 二.实验原理 1.氧化还原反应的实质是反应物之间发生了电子转移或偏移。氧化剂在反应中得到电子被还原，元素的氧化值减小，还原剂在反应中被氧化，元素的氧化值增大。物质的氧化还原能力的大小可以根据对应的电对的电极电势的大小来判断。电极电势越大，电对中的氧化型的氧化能力越强，电极电势越小，电对中还原型的还原能力越强。 根据电极电势的大小可以判断氧化还原反应的方向。当氧化剂电对的电极电势大于还原剂电对的电极电势时，即E MF=E(氧化剂）--E(还原剂）>0时，反应能正向自发进行。 由电极的能斯特方程式可以看出浓度对氧化还原反应的电极电势的影响，298.15K时 E=E?+0.0592V Z lg c（氧化型）c（还原型）
1.理解电极电势与氧化还原反应的关系 2.掌握介质酸碱性，浓度对电极电势及氧化还原反应的影响 3.了解还原性和氧化性的相对性 4.了解原电池的组成及工作原理学习原电池电动势的测量方法。 二.实验原理 1.氧化还原反应的实质是反应物之间发生了电子转移或偏移。氧化剂在反应中得到电子被还原，元素的氧化值减小，还原剂在反应中被氧化，元素的氧化值增大。物质的氧化还原能力的大小可以根据对应的电对的电极电势的大小来判断。电极电势越大，电对中的氧化型的氧化能力越强，电极电势越小，电对中还原型的还原能力越强。 根据电极电势的大小可以判断氧化还原反应的方向。当氧化剂电对的电极电势大于还原剂电对的电极电势时，即=E(氧化剂）--E(还原剂）>0时，反应能正向自发进行。 由电极的能斯特方程式可以看出浓度对氧化还原反应的电极 电势的影响，298.15K时 E=?+lg（氧化型） （还原型） 溶液的ph也会影响某些电对的电极电势或氧化还原反应的方向。介质的酸碱性也会影响某些氧化还原反应的产物，如MnO4-在酸性，中性，碱性介质中的还原产物分别为Mn2+,MnO2和MnO4(2-).
酸碱平衡和沉淀平衡、配位平衡【参阅实验化学（上）的实验十三】用化学平衡的原理讨论实验中的现象。注意实验现象如何记录。 实验内容现象反应及其解释酸碱1、同离子效应： 0.1mol·dm-3HAc2cm3中加入甲基橙指示剂1~2滴摇匀，分盛在两只试管 中。 一支加少量NH4Ac(固) 一支不加NH4Ac 溶液由红色变橙色溶液保持红色 2、缓冲溶液及其性质（用pH试纸测定pH值） 在试管中加入0.1mol·dm-3HAc和0.1mol·dm-3NaAc各5cm3，配制成 HAc~NaAc缓冲溶液，加入百里酚蓝指示剂数滴，把溶液平均分装在三支试管 中 ①一支加入0.1mol·dm-3HCl 5滴 ②一支加入0.1mol·dm-3NaOH 5滴 一支加入H2O 5滴 再向上面的试管中， ①试管中0.1 mol·dm-3HCl大量过量 ②试管中0.1 mol·dm-3NaOH大量过量 3、缓冲溶液的缓冲作用及缓冲容量的测定 (1)两个100ml小烧杯中各取40ml水，测定溶液的pH，分别向其中个滴 加1d 0.5mol/l HCl和0.5mol/l NaOH，测定pH （2）配制pH=7的缓冲溶液，并测定缓冲容量 缓冲容量：改变一个单位pH所需要的酸或碱的量（mol）（需要配制总浓度 不同的缓冲溶液） 自己查阅资料，什么叫缓冲容量？
【两人一组】（一排四人数据共享） A、选Na2HPO4——NaH2PO4体系，总浓度0.1mol/l（各组分浓度0.05mol/l）、0.5 mol/l（各组分浓度0.25mol/l），体积100ml。 B、分别取40ml溶液放在两个小烧杯中，用pH计测定pH值，记录数据，向烧杯 中分别滴加0.5mol/l HCl和0.5mol/l NaOH，使其pH变化1个单位 记录使用的体积，最后计算缓冲容量（mol/ml）【用小量筒减量法测定体积】 沉淀 4、沉淀的生成、溶解： 平衡 2mL1mol·dm-3MgCl2中加入2ml1 mol·dm-3NaOH（用氨水也可以）将沉 淀分盛在两个试管中， 一支中加入1mol·dm-3HCl 1ml 一支中加入1mol·dm-3NH4Cl 1ml 5、沉淀转化 2dK2CrO4溶液，滴加AgNO3溶液试管中滴加NaCl溶液 分步沉淀： 2dK2CrO4溶液和2dNaCl溶液混合，滴加AgNO3溶液 查阅资料，什么叫均相沉淀？ 6、直接沉淀和均相沉淀 Zn2+ + NaOH = Zn(OH)2 Zn2+ + 尿素（s）= Zn(OH)2 (水浴加热)（时间很长，提前做上）
第六章 氧化─还原反应和电化学 Chapt e r 6 Oxidation-Reduction Reactions & Electrochemistry 本章研究另一类化学反应──氧化─ 还原反应（有电子转移的反应） §6-1 氧化─ 还原反应 Oxidation —Reduction Reactions 一、氧化数（Oxidation Number ） 1．氧化数是一个经验值，是一个人为的概念。 2．引入此概念，有以下几方面的应用： (1) 判断是否发生氧化──氧化数升高、氧化反应、还原剂 reducing agent ( reductant )；氧化数降低、还原反应、氧化剂 oxidizing agent ( oxidant )。 (2) 计算氧化──还原当量 (3) 配平氧化──还原反应方程式 (4) 分类化合物，如Fe ( Ⅲ )、Fe (Ⅱ)；Cu (Ⅰ)、Cu (Ⅱ)。 引入氧化数，可以在不用详细研究化合物的结构和反应机理的情况下，实现上述四点。 3．怎样确定氧化数 (1) 在离子化合物中，元素的氧化数等于离子的正、负电荷数。 (2) 在共价化合物中，元素的氧化数为两个原子之间共用电子对的偏移数。 a ．在非极性键共价分子（单质）中，元素的氧化数为零，如P 4、S 8、Cl 2中P 、S 、Cl 的氧化数都为零； b ．在极性键共价分子中，元素的氧化数等于原子间共用电子对的偏移数，例如： 11H :F +-，1 1 11(-2) H :O :H +--+，11 0011(1) H :O :O:H +--+-，11 +11 (0) H ::F O +--。 (3) 具体规定： a ．单质的氧化数为零，例如P 4、S 8中P 、S 的氧化数都为零，因为P －P 和 S －S 键中共用电子对没有偏移； b ．除了在NaH 、CaH 2、NaBH 4、LiAlH 4中氢的氧化数为-1以外，氢的氧 化数为+1； c ．所有氟化物中，氟的氧化数为-1； d ．氧的氧化数一般为-2，但有许多例外，例如2O (1/2)--、22O (1)- -、3O (1/3)--、 21/2O ()++、2OF 2)(+等； 目前元素的最高氧化数达到+8，在OsO 4、RuO 4中，Os 和Ru 的氧化数均 为+8，其它元素的最高氧化数至多达到其主、副族数。例如：Na 2Cr 2O 12和CrO 5 中，Cr 的氧化数为+6，因为这些化合物中有22O - （O 的氧化数为-1）存在；
第7章氧化还原反应电化学基础 一、单选题 1. 下列电对中，Eθ值最小的是： A: Ag+/Ag；B: AgCl/Ag；C: AgBr/Ag；D: AgI/Ag 2. Eθ(Cu2+/Cu+)=0.158V，Eθ(Cu+/Cu)=0.522V，则反应2 Cu+Cu2+ + Cu的Kθ为： A: 6.93×10-7；B: 1.98×1012；C: 1.4×106； D: 4.8×10-13 3. 已知Eθ（Cl2/ Cl-）= +1.36V，在下列电极反应中标准电极电势为+1.36V 的电极反应是： A: Cl2+2e- = 2Cl- B: 2 Cl- - 2e- = Cl2 C: 1/2 Cl2+e- = Cl- D: 都是 4. 下列都是常见的氧化剂，其中氧化能力与溶液pH 值的大小无关的是： A: K2Cr2O7 B: PbO2 C: O2 D: FeCl3 5. 下列电极反应中，有关离子浓度减小时，电极电势增大的是： A: Sn4+ + 2e- = Sn2+B: Cl2+2e- = 2Cl-
C: Fe - 2e- = Fe2+ D: 2H+ + 2e- = H2 6. 为防止配制的SnCl2 溶液中Sn2+被完全氧化，最好的方法是： A: 加入Sn 粒B:. 加Fe 屑 C: 通入H2D: 均可 7. 反应Zn (s) + 2H+→Zn 2++ H2 (g)的平衡常数是多少？ A: 2×10-33 B: 1×10-13 C: 7×10-12 D: 5×10 26 二、是非题（判断下列各项叙述是否正确，对的在括号中填“√”，错的填“×”） 1. 在氧化还原反应中，如果两个电对的电极电势相差越大，反应就进行得越快2．由于Eθ（Cu+/Cu）= +0.52V , Eθ（I2/ I-）= +0.536V , 故Cu+ 和I2不能发生氧化还原反应。 3．氢的电极电势是零。 4．计算在非标准状态下进行氧化还原反应的平衡常数，必须先算出非标准电动势。 5．FeCl3，KMnO4和H2O2是常见的氧化剂，当溶液中[H+]增大时，它们的氧化能力 都增加。
第一章氧化—还原反应·电化学 1. 已知X的氧化数为+1; +2; +3; +4; +5; +3/4。试写出X在这些氧化数下的氧化物分子式。 2. 写出下列分子或离子中，硫的氧化数： S22－，HSO4－，S2O32－，SO3，H2S，S4O62－，SO2，S8。 3. 写出下列分子或离子中，锰的氧化数： MnF2，K4Mn(CN)6, K2MnO4, Mn2(CO)10, MnO4-, MnO2, Mn2O7, Mn(CO)5I。 4. 写出下列各分子或离子中，P的氧化数： H3PO4，P4O6，P4O10，P4，P2H4，H3PO3，HPO42－，HPO3，PH4+。 5. 用氧化数法配平下列反应方程式： (1) H2S + SO2→S + H2O (2) NH3 + NO →N2 + H2O (3) CuS + HNO3→Cu(NO3)2 + S + NO + H2O (4) CuFeS2 + SO2 + HCl →CuCl2 + FeCl2 + S + H2O (5) Zn + AgO + H2O →Zn(OH)2 + Ag2O (6) I2 + Cl2 + H2O →HIO3 + HCl (7) BaO2 + HCl →BaCl2 + H2O + Cl2 (8) K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4→Cr2(SO4)2 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O (9) KClO3→KClO4 + KCl
(10) As2S3 + HNO3 + H2O →H3AsO4 + H2SO4 + NO 6. 用氧化数法配平： (1) K2CrO4 + S →Cr2O3 + K2SO4 + K2O (2) KMnO4 + C12H22O11→CO2 + MnO2 + H2O + K2CO3 (3) HCNS + KClO3→CO2 + NO + SO2 + KCl + H2O (4) C3H8 + O2→CO2 + H2O (5) KMnO4 + H2C2O4→K2CO3 + MnO2 + H2O + CO2 7. 用离子?电子法配平如下反应方程式： (1) NO2- + Al →NH3 + Al(OH)4-(在OH－中) (2) Cu(NH3)42+ + CN－→Cu(CN)32－+ CNO－+ NH3(在OH－中） (3) HIO →IO3－+ I－+ H2O (在OH－中) (4) CN－+ O2→CO32－+ NH3(在OH－中) (5) MnO4－+ H2O2→Mn2+ + H2O + O2(在H+中） (6) Zn + CNS－→Zn2+ + H2S + HCN (在H+中）8. 用离子?电子法配平下列各反应方程式： (1) MnO4－+ Sn2+→Sn4+ + Mn2+(在H+中) (2) BrO3－+ Br－→Br2(在H+中) (3) Cr2O72－+ SO32－→SO42－+ Cr3+(在H+中) (4) Cr3+ + H2O2→CrO42－+ H2O (在OH－中) (5) Fe + NO2－→FeO22－+ NH3(在OH－中）
无机化学练习（二）酸碱平衡，沉淀溶解平衡（答案）学号姓名得分 一.判断题（每题1分，共15分） 1．强酸性水溶液中不含OH-，强碱性水溶液中不含H+。-------------------------------------------------------------（〤）2．将pH值等于5.0的盐酸溶液冲稀1000倍，溶液的pH值等于8.0----------------------------------------------（〤）3．使甲基橙显黄色的溶液一定是碱性的。------------------------------------------------------------------------------（〤）4．在一定温度下，改变溶液的pH值，水的离子积不变。---------------------------------------------------------（√）5．弱电解质的解离度随电解质浓度的降低而增大。-----------------------------------------------------------------（√）6．在0.001 mol?L-1的稀H3PO4溶液中,H+的浓度为0.003 mol?L-1。-------------------------------------------（〤）7．将HAc和HCl溶液各加水稀释一倍，则两种溶液中[H+]浓度均减小为原来的1/2。-----------------------（〤）8．在H3PO4溶液中，由于第一步解离出较多的H+，抑制了第二，第三步解离，使K o a2、K o a3较小。---（〤）9．AgCl水溶液导电性很弱，所以AgCl是弱电解质。--------------------------------------------------------------（〤）10．用水稀释含BaSO4固体的水溶液时，BaSO4的溶度积不变，浓度也不变。------------------------------（√）11．分别中和pH=3.0的HCl和HAc，所用NaOH的量是不同的。---------------------------------------------（√）12．在HAc溶液中加入HCl，由于同离子效应，HAc的解离度减小，使溶液的pH值增加。-------------（〤）13．将适量的NaHCO3和Na2CO3两种盐溶液混合后组成的溶液也具有缓冲作用。---------------------------（√）14．弱酸的酸性越弱，其共轭碱的碱性就越强。---------------- ----------------------------------------------------（√）15．两种难溶电解质，K○–sP较大者，其溶解度S也较大。-------------------------------------------------------------（〤）二．选择题（单选，每题1分，共20分） 1．pH=1的溶液是pH=4的溶液的[H+]的倍数是-----------------------------------------------------------------------（C ）A.3倍 B.4倍 C. 1000倍 D. 300倍 2．在Na2HPO4的水解常数K h为----------------------------------------------------------------------------------------（D ）A.K a2o.K w o B. K o w./ K o a1C.K o w/ K o a3 D. K o w/K o a2 3．决定HAc-NaAc缓冲体系pH值的主要因素是--------------------------------------------------------------------（B ）A.弱酸的浓度 B.弱酸的电离常数 C.弱酸及其盐的总浓度 D. 弱酸盐的浓度 4．将NaAc晶体加到1L0.1mol?L-1HAc溶液中，则-----------------------------------------------------------------（C ）A.K o HAc增大 B.K o HAC减小 C. pH值减小 D. pH值增大 5．缓冲溶液中加入少量的强酸、强碱时，溶液的pH值---------------------------------------------------------------（D）A.不会变化B少量增加 C.少量减小 D.基本不变 6．用电导实验测定强电解质的电离度总是达不到100%，原因是------------------------------------------------（B ）A.电解质本身不全部电离 B.正负离子互相吸引 C.电解质和溶剂作用 D.电解质不纯 7．下列盐的水溶液显中性的是--------------------------------------------------------------------------------------------（C ）A.FeCl3 B.Na2CO3 C.KNO3 D.NH4Cl 8．0.1mol.L-1下列溶液，pH值最大的是------------------------------------------------------------------------------（D ）A .H3PO4 B. H3PO4和NaH2PO4混合溶液 C. NaH2PO4和Na2HPO4混合溶液 D. Na2HPO4和Na3PO4混合溶液 9．在饱和的CaSO4溶液中,下列物质不存在的是----------------------------------------------------------------------（B ）A.Ca2+ B. H2SO4 C.HSO4- D. SO42- 10．Ca2(PO4)3的溶度积K SP o与溶解度S之间的关系为(不计水解)-------------------------------------------------（C ）A.K o SP=S2 B. K o SP =5S2 C.K o SP=108S5 D.K o SP=81S3 11．CaF2饱和溶液的浓度为2×10-4 mol?L-1，则K o SPCaF2为---------------------------------------------------------（C ）A.2.6×10-9 B. 4×10-8 C. 3.2×10-11 D.8×10-10 12．为了使NH3的离解度增大，应采用的方法中较显著的为------------------------------------------------------（B ）
实验十二氧化还原反应 一、实验目的 1．理解电极电势与氧化还原反应的关系和介质、浓度对氧化还原反应的影响。2．加深理解氧化态或还原态物质浓度变化对电极电势的影响。 3．进一步理解原电池、电解及电化学腐蚀等基本知识。 [教学重点] 电极电势和氧化还原反应的关系。 [教学难点] 原电池、电解及电化学腐蚀等知识。 [实验用品] 仪器：低压电源、盐桥、伏特计 药品： mol·L-1Pb(NO3)2、、1 mol·L-1)CuSO4、 mol·L-1 ZnSO4、 mol·L-1KI、 mol·L-1FeCl3、、 mol·L-1FeSO4、(1、3 mol·L-1) H2SO4、6 mol·L-1HAc、(2 mol·L-1、浓)HNO3、、 mol·L-1)KMnO4、6 mol·L-1NaOH、 mol·L-1K2Cr2O7、饱和KCl、浓NH3·H2O、饱和氯水、I2水、Br2水、CCl4、酚酞溶液、Na2S2O3、红石蕊试纸 材料：导线、砂纸、电极（铁钉、铜片、锌片、碳棒） 二、实验内容 （一）电极电势和氧化还原反应 1．2Fe3++ 2I-= 2Fe2++ I2 I2易溶于CCl4，CCl4层显紫红色 2．Fe3++ Br-不起反应，CCl4层无色 3．Cl2+ 2Br-= 2Cl-+ Br2 Br2溶于CCl4，CCl4层显橙黄色 （二）浓度和酸度对电极电势影响 1．浓度影响 在两只50m L烧杯中，分别注入30mL ·L-1 ZnSO4和·L-1 CuSO4，在ZnSO4中插入Zn片，CuSO4中插入Cu片，中间以盐桥相通，用导线将Zn片Cu片分别与伏特表的负极和正极相接。测量两电极之间的电压。 现象：伏特表指针偏到E=处解释：(-)：Zn2++2e-=Zn (+)：Cu2++2e-=Cu CuSO4溶液中加浓到沉淀溶解为止，形成深蓝色溶液； Cu2+ + 4NH3 = [Cu(NH3)4]2+ [Cu2+]下降, E变小，E= ZnSO4溶液中加浓至沉淀溶解为止; Zn2+ + 4NH3 = [Zn(NH3)4]2+ [Zn2+]下降, E变大，E= 最后达到平衡, E=接近初起值. 2*．酸度影响 在两只50mL烧杯中，分别注入FeSO4、K2Cr2O7溶液。FeSO4溶液中插入Fe片，在K2Cr2O7溶液中插入C棒，将Fe片、C棒通过导线分别与伏特表的负极和正极相接,中间用盐桥连接，测量两极电压。 文档冲亿季，好礼乐相随mini ipad移动硬盘拍立得百度书包 现象：测得E= 解释：(-) Cr2O72-+ 6e- + 14H+ = 2Cr3++ 7H2O (+) Fe2++ 2e- = Fe 在K2Cr2O7中，慢慢加入1mol·L-1H2SO4,再加入6mol·L-1NaOH。 加H+后E = 加OH-后E = （三）浓度、酸度对氧化还原产物的影响
第4章酸碱平衡及沉淀溶解平衡 一、单项选择题 .4.1 1 L 溶液中含有 0.l molHCl 和 0.l molHAc 则（ ）。 A ．c eq (H ＋)= c eq (Ac -) B ．c eq (H ＋)< c eq (Ac -) C ．c eq (H ＋)> c eq (Ac -) D. c eq (H ＋)= c eq (Cl -) 4.2 0.l mol·L -1 HAc l00mL ，pH 为2.87，将其稀释 1倍，pH 为（ ）。 A ．2.87 B ．2.87/2 C ．2×2.87 D ．3.02 4.3 下列混合溶液中不能组成缓冲溶液的是（ ）。 A. NH 3与NH 4Cl B ．NH 3水加过量 HCl C ．HCl 加过量NH 3水 D ．NH 3与NH 4HCO 3 4.4 假定Sb 2S 3(s)的溶解度为x mol·L -1，则sp K Θ应为（ ）。 A ．sp K Θ＝x 2·x 3= x 5 B ．sp K Θ＝2x ·3x =6x 2 C ．sp K Θ＝x 2 D ．sp K Θ＝(2x ) 2·(3x )3=108x 5 4.5 CaCO 3在下列溶液中溶解度较大的是（ ）。 A ．H 2O B ：Na 2CO 3溶液 C ．KNO 3溶液 D ．CaCl 2溶液 4.6 在含有0.01 mol·L -1S 2－溶液中加人Bi 3+，不致发生Bi 2S 3沉淀时Bi 3+的最大浓 度应为（ ）。(sp K Θ ＝1×10-70) A ．1×10-70 mol·L -1 B ．1×10-68 mol·L -1 C ．1×10-34 mol·L -1 D ．1×10-32 mol·L -1 4.7 10mL0.l mol·L -1MgCl 2和10mL 0.l mol·L -1NH 3水混合，则（ ）。 （sp K Θ＝1.2×10-11 θ b K ＝1.77×10-5 ） A ．Q ＜sp K Θ， B ．Q ＝sp K Θ， C. Q ＞sp K Θ，D ．Q≤sp K Θ 。 4.8下列缓冲溶液中缓冲能力最强的是（ ）。 A ．10 mL 0.1 mol·L -1HAc+10 mL 0.2 mol·L -1NaAc B ．10 mL 0.5 mol·L -1HAc+10 mL 0.5 mol·L -1NaAc C ．10 mL 0.4 mol·L -1HAc+10 mL 0.2 mol·L -1NaOH D. 10 mL 0.4 mol·L -1HAc+10 mL 0.3 mol·L -1NaOH
2006年化学竞赛讲义 氧化还原反应和电化学（初赛版） 化学竞赛大纲对氧化还原反应和电化学知识的要求： 电化学： 1、氧化态。氧化还原的基本概念和反应的书写和配平。 2、原电池。电极符号、电极反应、原电池符号、原电池反应。 3、标准电极电势。用标准电极电势判断反应的方向及氧化剂与还原剂的强弱。 4、元素电势图及其应用 5、电解池的电极符号与电极反应。 6、电解与电镀。 7、电化学腐蚀。 8、常见化学电源。 9、pH、络合剂、沉淀剂对氧化还原反应的影响的定性说明。 概述 电化学反应可分为两类： （1）利用自发氧化还原反应产生电流（原电池），反应△G＜0， 体系对外做功。 （2）利用电能促使非自发氧化还原反应发生（电解），反应△G＞0，环境对体系做功。 一、氧化还原反应的基本概念 （一）．氧化还原反应的实质 1．氧化还原反应 无机化学反应一般分为两大类，一类是在反应过程中，反应物之间没有电子的转移或得失，如酸碱反应、沉淀反应，它们只是离子或原子间的相互交换；另一类则是在反应过程中，反应物之间发生了电子的得失或转移，这类反应被称之为氧化还原反应。 氧化还原反应的实质是电子的得失和转移，元素氧化数的变化是电子得失的结果。元素氧化数的改变也是定义氧化剂、还原剂和配平氧化还原反应方程式的依据。 2．氧化数 1970年国际纯化学和应用化学学会（IUPAC）定义氧化数（oxidation number）的概念为：氧化数（又称氧化值）是某元素一个原子的荷电数，这种荷电数是将成键电子指定给电负性较大的原子而求得。 确定元素原子氧化数有下列原则： （1）单质的氧化数为零。因为同一元素的电负性相同，在形成化学键时不发生电子的转移或偏离。例如S8中的S，Cl2中的Cl，H2中的H，金属Cu、Al等，氧化数均为零。 （2）氢在化合物中的氧化数一般为I，但在活泼金属的氢化物中，氢的氧化数为－I，如NaH－I。 （3）氧在化合物中的氧化数一般为－Ⅱ，但在过氧化物中，氧的氧化数为－I，如H2O －I 、BaO－I 2；在超氧化物中，氧的氧化数为－I/2，如KO－I/22；在氟的氧化物中，氧的氧2 化数为Ⅱ，如OⅡF2。 （4）单原子离子元素的氧化数等于它所带的电荷数。如碱金属的氧化数为I，碱土金属的氧化数为Ⅱ。
第三章酸碱平衡与沉淀平衡 1．上一章我们学习了化学平衡的基本概念和基本规律，其中大多数都是以气体反应作为例子，本章将介绍在水溶液中发生的酸碱平衡和沉淀平衡。 3．酸和碱在日常生活中随处可见，大家都很熟悉，醋里面有醋酸，水果中含有果酸，我们的胃中含有胃酸；苏打粉属于碱类，洗衣粉，肥皂也属于碱类。例子大家都会举，但是酸碱到底是如何定义，如何区分的，估计很多同学还搞不清。人们对酸碱的认识和研究经历了很长的时间，最早是把酸味，能使蓝色石蕊变红的物质就叫做酸；有涩味，使红色石蕊变蓝的物质就叫做碱。到了1923年，酸碱质子理论被两位科学家分别提出，该理论认为：能给出质子（H+）的分子或离子叫做酸；能与质子结合的分子或离子叫做碱。下面来具体介绍一下这个理论。 4．根据酸碱质子理论：凡是能给出质子（H+）的叫做酸；能与质子结合的叫做碱。首先来看这三种物质，氨根可以给出氢离子变成氨分子，因此属于质子酸；醋酸可以给出氢离子生成醋酸根，因此也属于质子酸；盐酸可以给出氢离子生成氯离子，还是属于质子酸。然后看这三种物质，氰酸根能与质子结合生成氢氰酸，因此属于质子碱；碳酸根可以与质子结合，生成碳酸氢根，属于质子碱。中间三种比较特殊，（板书：水分子可以结合质子生成水和氢离子h3o+，也可以给出质子生成氢氧根离子；磷酸二氢根离子可以结合质子生成磷酸，也可以给出质子生成磷酸一氢根；氨可以结合质子生成氨根离子，也可以给出质子生成酰胺根离子nh2-。）它们既可以给出质子，也可以结合质子，因此这三种物质就被称为两性物质。这类物质比较常见，比如多元酸的一氢根和二氢根离子都属于两性物质。从举例可以看出质子酸和质子碱可以是分子，也可以是正离子和负离子5．酸碱质子理论不仅给出了酸碱的定义，它还进一步的认为酸和碱并不是孤立的，它们可以联系起来：酸是质子给予体，酸给出质子以后剩余的就是碱；碱是质子接受体，碱接受质子以后就变成了酸。看这三个方程式，统一起来就可以得到这个关系式，酸碱之间的这种关系就叫做酸碱共轭关系。 6．根据酸碱共轭关系，我们可以这样说：酸失去质子后形成的碱叫做该酸的共轭碱，碱结合质子后形成的酸叫做该碱的共轭酸。举个例子：NH3 和NH4+
酸碱平衡沉淀平衡练习题 7.1根据酸碱质子理论，写出下列分子或离子的共轭酸的化学式： SO-24；S2-；HPO-24；HSO-4；NH3 答：SO-2 4S2-HPO-2 4 HSO- 4 NH3 共轭酸HSO- 4HS- H2PO- 4 H2SO4 NH+ 4 7.2 写出下列各分子或离子的共轭碱的化学式： NH+4；H2S；H2SO4；H2PO-4；HSO-4 NH+ 4H2S H2SO4H2PO- 4 HSO- 4 答：共轭碱NH3HS- HSO- 4HPO-2 4 SO-2 4 7.3 根据质子理论，下列分子或离子哪些是酸？哪些是碱？哪些既是酸又是碱？ HS-；CO-23；H2PO-4；NH3；H2S；HAc;OH-；H2O；NO-2。 答：酸：H2S HAc 碱：CO-2 3NH3OH-NO- 2 （水溶液中） 既是酸又是碱:HS-、H2PO- 4 、H2O 在液氨中：2NH3（l）NH- 2+NH+ 4 NH3既是酸，又是碱。 7.7 计算下列溶液的[H+]和[OH-]： （1）25.00g NaOH溶解于400 mL水中； （2）50.0 mL 0.500 mol·L-1 HCl稀释至175mL; （3）30ml 2.5mol·L-1 KOH稀释至120 mL; （4）4.5×10-4mol·L-1 Ba(OH)2 解：（1）[OH-]= 25.00÷40.00÷0.400 = 1.56mol·l-1 [H+] = 1.00×10-14÷1.56 = 0.647×10-14 = 6.47×10-15(mol·l-1) （2）0.500×50.0 = 175x，x=[H+]= 0.143(mol·l-1) [OH-]= 1.00×10-14÷0.143 = 6.99×10-14(mol·l-1) （3）2.5×30= 120x，[OH-]= 0.625(mol·l-1) [H+] = 1.0×10-14÷[OH-] = 1.6×10-14(mol·l-1) （4）[OH-]= 4.5×10-4×2 = 9.0×10-4 mol·l-1 [OH-]=1.0×10-14/9.0×10-4 = 1.1×10-11 mol·l-1 7.10 计算下列溶液的pH值