文档介绍：实验九 电离平衡与沉淀溶解平衡
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二、实验原理
1. 不同酸、碱溶液 pH 的测定
mol · L-1 HCl, 是强电解质，理论 pH = 1,
mol · L-1 HAc, 是弱电解质，理论 pH = 4,
mol · L-1 NH3·H2O 是弱碱, 理论 pH = 10,
· L-1 NaOH 是强碱，理论 pH = 13。
一、实验目的
。
、组成、性质和配制方法。
，学****固液分离的原理和方法。
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2. 同离子效应
（1） mol · L-1 HAc 的 pH = 4。
***橙在 pH ＜ 显红色, pH ~ 显
橙色，pH ＞ 显黄色。所以，此时***
橙显橙色。加 NaAc 后使 pH 变大, 所以甲
基橙变黄色。
（2） mol ·L-1 NH3·H2O 的 pH = 10。
酚酞在 pH ＜ 无色，pH ~ 粉红色,
pH ＞ 为红色。所以, 此时酚酞为红色。
加 NH4Cl 后使酸性增强，pH 变小，所以红
色变浅、甚至消失。
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3. 缓冲溶液
弱酸及其共轭碱（如 HAc - NaAc）, 弱碱及其共轭酸（如 NH3·H2O - NH4Cl）具有抵抗外加酸碱而保持 pH 基本不变的作用，即缓冲作用。此溶液称为缓冲溶液。缓冲溶液之所以具有缓冲作用，是由于外加少量酸碱时，质子在共轭酸碱之间发生转移以维持质子浓度基本不变而造成的。配制缓冲溶液和计算缓冲溶液的 pH 时，根据下式计算
由此算得本实验中加 mol · L-1 HAc mL、 mol · L-1 NaAc mL 可配得 pH = 的缓冲溶液 10 mL。非缓冲溶液（如稀 HCl）无缓冲作用。
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4. 盐类的水解
（1）强酸强碱盐（如 NaCl）、弱酸弱碱盐
（如 NH4Ac）的溶液呈中性；
强酸弱碱盐(如 NH4Cl)水解呈酸性，强碱弱
酸盐(如 NaAc, Na2CO3等)水解呈碱性。
（2）Sb3+ 水解式：
SbCl3 + H2O SbOCl↓+ 2HCl
加 HCl 使以上平衡左移，沉淀消失；
加水稀释使以上平衡右移，沉淀重新生成。
一***一氧化锑
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(3) Fe3+ 的水解：
[Fe(H2O)6]3+ + H2O [Fe(OH)(H2O)5]2+ + H3O+
黄色
加酸使以上平衡左移，故黄色变浅。
加热促进水解，使以上平衡右移，故颜色加深。
5. 沉淀的生成和溶解
（1）Cl- + Ag+ = AgCl↓(白色)
滴加 NH3·H2O 时，
AgCl + 2NH3
致使沉淀溶解。
[Ag(NH3)2]+ + Cl-
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（2） Mg2+ + 2OH- Mg(OH)2 ↓(白色)
加 HCl 与 OH- 生成水，使以上平衡左移，沉淀
溶解。
加 NH4Cl 后
+ H2O NH3 + H3O+
H3O+ + OH- 2H2O
使生成 Mg(OH)2↓的平衡左移，致使 Mg(OH)2
溶解。
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6. 分步沉淀和沉淀转化
（1）Cl- 和 但 AgCl 沉淀所
需的 Ag+ 浓度小，Ag2CrO4↓(砖红色)所需的 Ag+ 浓度大，所以先生成白色 AgCl ，后生成砖红色的Ag2CrO4
显然，最后得到的沉淀中仍有 AgCl 沉淀。这可以通过向沉淀混合物中加 HNO3 后 Ag2CrO4 溶解而***化银不溶（留下白的沉淀）得以证实。
（2）Pb2+ + 2Cl- = PbCl2↓(白色)
+
S2-