电离平衡和沉淀反应
电离平衡、水解平衡和沉淀的溶解平衡
<1,故pH<7；若x=10y且a+b=14，则
水电离平衡的影响因素和溶液的pH计算 （1）向水中加入H+（酸）、OH-（碱）会抑制
水的电离，而且H+、OH-的浓度越大，对水的电离的
抑制作用越强；向水中加入能消耗H+或OH-的物质 （如：能水解的盐），会促进水的电离，而且生成 盐的弱酸、弱碱越弱，对水的电离的促进作用越强； 由于电离吸热，所以，升温能促进水的电离。但只 要温度不变，水溶液（稀溶液）中的c(H+)· c(OH-)就 不变，温度升高会使c(H+)· c(OH-)增大。
胶体可以吸附不溶性杂质
（2）用盐作杀菌剂： Na2FeO4、氯气和绿矾混合 等 +6的铁具有强氧化性，其还原产物水解生成Fe(OH)3 胶体具有吸附性。
+2Fe2+ Cl2 + H2O
Cl2
2Fe3+ + 2ClH+ + Cl- + HClO
（3）用盐作洗涤剂：Na2CO3、C17H35COONa 等 CO32 - + H2O C17H35COO - + H2O （4）肥料的混用 HCO3 - + OHC17H35COOH + OHNH3↑
碱性强
PH值大
①、不同弱酸对应的盐 碱 性 NaClO 对应的酸 HClO
> <
NaHCO3 H2CO3
②、不同弱碱对应的盐 酸 性
对应的碱
< MgCl2 < NH3 · 2O > Mg(OH)2 > H
NH4Cl
AlCl3 Al(OH)3
③、同一弱酸对应的盐
碱 性 Na2CO3 HCO3 -
电离平衡与沉淀反应的实验报告
电离平衡与沉淀反应的实验报告实验报告：电离平衡与沉淀反应引言：电离平衡是化学反应中重要的概念之一，它描述了离子化合物在溶液中的电离程度。
在本实验中，我们将探究电离平衡与沉淀反应之间的关系，以及如何通过控制反应条件来影响电离平衡和沉淀反应。
材料与方法：1. 实验材料：氯化银(AgCl)固体、稀盐酸(HCl)溶液、稀硝酸(HNO3)溶液、溴化钾(KBr)固体、溴水溶液、乙醇(C2H5OH)溶液、氢氧化钠(NaOH)溶液、硝酸钠溶液(NaNO3)、玻璃棒、试管、移液管等。
2. 实验步骤：a. 实验一：电离平衡实验1) 准备两个试管A和B，各加入一定量的氯化银固体。
2) 向试管中分别加入一定量的稀盐酸溶液。
3) 观察试管中溶液的颜色和混浊度变化，并记录观察结果。
b. 实验二：沉淀反应实验1) 准备两个试管C和D，向每个试管中加入适量的溴化钾固体。
2) 向试管C中加入溴水溶液，向试管D中加入乙醇溶液。
3) 观察两个试管内是否出现沉淀，并记录观察结果。
c. 实验三：影响沉淀反应的因素1) 准备两个试管E和F，向试管E中加入一定量的氯化银固体，向试管F中加入一定量的溴化钾固体。
2) 向试管E中加入适量的稀盐酸溶液。
3) 向试管F中加入适量的稀硝酸溶液。
4) 观察两个试管内是否出现沉淀，并记录观察结果。
结果与讨论：1. 实验一的结果显示，向含有氯化银固体的试管中加入稀盐酸溶液后，溶液的颜色变为白色，并出现浑浊度增加的现象。
这是因为氯化银在水中电离产生了银离子(Ag+)和氯离子(Cl-)，银离子与盐酸中的氯离子结合形成了白色的氯化银沉淀。
2. 实验二的结果显示，向含有溴化钾固体的试管中分别加入溴水溶液和乙醇溶液后，在溴水溶液中出现了橙黄色的溴水溶液，而在乙醇溶液中观察不到明显的颜色变化。
这是因为溴水溶液中的溴离子(Br-)与试管中的溴化钾固体中的钾离子(K+)结合，形成了橙黄色的溴化钾沉淀。
而乙醇溶液中溴离子溶解度较高，无法形成明显的沉淀。
第五‘六章 电离,沉淀溶解平衡习题及答案
第7章电离平衡和沉淀平衡习题参考答案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-24S2-HPO-24HSO-4NH3共轭酸HSO-4HS- H2PO-4H2SO4 NH+47.2 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-4NH+4H2S H2SO4H2PO-4HSO-4答：共轭碱NH3HS- HSO-4HPO-24SO-247.3 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-23NH3OH-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+4NH3既是酸，又是碱。
7.4 将下列酸按酸强度从大到小的顺序排列：H3O+；HClO4；HNO3；H2O；[Al(H2O)6]3+答：酸强度顺序：HClO4＞HNO3＞H3O+＞[Al（H2O）6]3+＞H2O7.5 将下列碱按碱的强度从大到小的顺序排列：S2-（K b约为为10-15）、OH-、NH3、PO-34、CO-23、Ac-、答：碱强度顺序：S2-＞OH-＞PO-34＞CO-23＞NH3＞AC-7.6 下列物质中那些能作为HCl、H2SO4、HClO4的区分溶剂？NH3、H2O、NaOH、甲醇、乙酸答：甲醇与乙酸可作为HCl、H2SO4及HClO4的区分溶剂。
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-17.8 写出下列离子水解反应的离子方程式：CO-23；HPO-24；F-；[Fe(H2O)6]3+解：CO-23+H2O HCO-3+ OH-HPO-24+ H2O H2PO-4+ OH-F-+ H2O HF+ OH-[Fe(H2O)6]3++H2O [Fe(H2O)5(OH)]2++H3O+HCO-3、HPO-24及[Fe(H2O)5(OH)]2+还可再水解（略）7.9 按其水溶液是酸性、中性还是碱性，将下列盐分类。
沉淀溶解平衡和电离平衡的关系
沉淀溶解平衡和电离平衡的关系嗨，大家好！今天我们要聊一聊沉淀溶解平衡和电离平衡的关系，这个话题可是化学界的热门话题哦！我们都知道，化学反应中有很多种平衡状态，而沉淀溶解平衡和电离平衡就是其中两种。
那么，这两种平衡状态之间有什么关系呢？别着急，我们一起来探讨一下吧！我们来了解一下沉淀溶解平衡。
在化学反应中，有些物质会形成固体沉淀物，这些沉淀物在溶液中的浓度是有限的。
当沉淀物的浓度达到一定程度时，它们就会从溶液中析出，形成固体颗粒。
而在这个过程中，溶液中的其他物质会继续发生反应，直到达到一个新的平衡状态。
这就是沉淀溶解平衡。
那么，什么是电离平衡呢？电离是指分子或原子在溶液中失去或获得电子而变成带电离子的过程。
在化学反应中，有些物质会发生电离反应，生成带电离子。
而带电离子在溶液中的浓度也是有限的。
当带电离子的浓度达到一定程度时，它们就会相互结合，形成稳定的化合物。
这就是电离平衡。
看到这里，你可能会想：这两个平衡状态之间有什么关系呢？其实，它们之间的关系非常密切。
在很多化学反应中，沉淀溶解平衡和电离平衡是同时发生的。
比如说，当我们向一个含有氢氧化钠和硫酸的溶液中加入盐酸时，会发生如下的反应：NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2OHCl + Na2SO4 → NaCl + H2SO4在这个过程中，氢氧化钠和硫酸会先发生沉淀溶解平衡，生成硫酸钠和水。
然后，硫酸钠会与盐酸发生电离反应，生成氯离子、钠离子和硫酸根离子。
氯离子、钠离子和硫酸根离子会相互结合，形成稳定的氯化钠和硫酸钡沉淀。
所以说，沉淀溶解平衡和电离平衡是相互关联、相互影响的。
在很多化学反应中，我们需要同时考虑这两个平衡状态，才能更好地理解反应过程和预测产物分布。
当然啦，这对于我们的日常生活并没有太大的帮助，但是对于科学家们来说，掌握这些知识是非常重要的哦！好了，今天的文章就到这里啦！希望大家对沉淀溶解平衡和电离平衡有了更深入的了解。
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。
单多相离子平衡实验报告格式参考模板
实验 电离平衡与沉淀平衡一、实验目的1．理解弱酸与弱碱的电离平衡移动，认识盐类水解反应及其水解平衡的移动。
2．学会缓冲溶液的配置方法和试验其性质。
3. 掌握沉淀生成、溶解及转化的条件及混合离子的分离方法。
4．掌握离心分离操作和离心机、pH 试制的使用。
5. 引导学生准确观察实验现象，善于思考分析，提高实验效果。
二．实验原理1. 弱电解质在溶液中的电离平衡及其移动 AB(aq) ⇔ A+(aq) + B-(aq)电离常数 2．同离子效应在已建立平衡的弱电解质中，加入与其含有相同离子的另一种强电解质时，会使弱电解质电离度降低的效应称为同离子效应。
3．缓冲溶液(1) 基本概念：在一定程度上能抵抗外加少量酸、碱或稀释，而保持溶液pH 值基本不变的作用称为缓冲作用。
具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液。
(2)缓冲溶液组成及计算公式：缓冲溶液一般是由共轭酸碱对组成的，例如弱酸和弱酸盐，或弱碱和弱碱盐。
缓冲溶液计算公式4．盐类的水解盐类的水解是酸碱中和的逆反应，水解后溶液的酸碱性决定于盐的类型。
5. 难溶电解质的沉淀生成和溶解根据溶度积规则可以判断沉淀的生成和溶解： 浓度积J > Ksp θ , 过饱和状态，将有沉淀生成 J = Ksp θ , 处于动态平衡J < Ksp θ , 不饱和状态，无沉淀析出()/()/()/c A c c B cK c AB c θθθθ+-⋅=a ()/pH=pK lg()/c c c c θθθ+弱酸盐弱酸三、实验内容·1．电离平衡（1）强电解质和弱电解质（2）同离子效应2．缓冲溶液的配制和性质（1）缓冲溶液的配制（2）缓冲溶液的性质3．盐类的水解（4）分步沉淀Ag+ + Cl-→AgCl ↓(白)Ag++ CrO42-→Ag2CrO4↓(砖红色)Ksp(AgCl) > Ksp(Ag2CrO4)S(AgCl) <S(Ag2CrO4)故：在和的混合溶液中滴加，先生成白色沉淀，后转化为砖红色沉淀。
水溶液中的离子反应与平衡
向左
加 NaOH(s)
向右
加入镁粉
向右
升高温度
向右
加 CH3COONa(s)
向左
CH3COO－＋H＋ ΔH>0
n(H＋)
c(H＋)
导电能力
增大 增大 增大 减小 减小 增大 减小
减小 增大 增大 减小 减小 增大 减小
减弱 增强 增强 增强 增强 增强 增强
Ka
不变 不变 不变 不变 不变 增大 不变
解析：选 BC。醋酸溶液加水稀释，促进电离，溶液中 c(H＋)减小，但 c(OH－)增大，A
错误；醋酸的电离平衡常数
Ka
＝
c（CH3COO－）·c（H＋） c（CH3COOH）
，
温
度
不
变
，
Ka
不变，
c（CcH（3CCOHO3C－O）O·cH（）H＋）不变，B 正确；醋酸溶液加水稀释，醋酸的电离程度增大，因
向右 向右
增大 增大
增大 减小
增大 减小
加 NaHCO3
向右
减小
增大
增大
现象
颜色变深 颜色变浅 颜色变浅 颜色变深 生成红褐色沉 淀，放出气体
4.外界条件对 AgCl 溶解平衡的影响 AgCl(s)
Ag＋(aq)＋Cl－(aq) ΔH>0
体系变化 条件
平衡移动方向
c(Ag＋)
c(Cl－)
升高温度
向右
常温下，任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的 pH 都不可能大于 7 或小于 7，只能无限
接近 7。
误区二：不能正确理解弱酸、弱碱的稀释规律
溶液
稀释前溶液 pH
强酸 酸
弱酸
pH＝a
实验二电离平衡与沉淀反应
2. 5mL缓冲溶液+1滴1 mol·L-1HCl，测其pH 值。
5mL缓冲溶液+1滴 1mol·L-1NaOH，测其 pH值。 3. 测蒸馏水的pH值;
5mL蒸馏水 +1滴 1mol·L-1HCl，测其pH 值；
5mL蒸馏水 +1滴 1mol·L-1NaOH，测其pH 值
第27页，共27页。
沉淀 生成
AgNO3+NaCl→AgCl CaCl2+(NH4)2C2O4→ CaC2O4 CuSO4+Na2S→CuS
(1)用生成弱电解质的
方法溶解CaC2O4沉淀
(2)生成配离子的方法 沉淀
溶解 AgCl沉淀
溶解
(3)用氧化还原的方法 溶解CuS
CaC2O4+2HCl=CaCl2+ H2C2O4 AgCl+2NH3·H2O= [Ag(NH3)2]Cl+2H2O
1. 8.5mL 1mol·L-1HAc +1.5mL 1mol·L-1 NaAc 组成缓冲溶液，用pH 试纸测其pH值。
pH=4
第27页，共27页。
4.0=4.74+lgVNaAc/VHAc VNaAc+V HAc=10mL 由上述两式得：
VHAc=8.5mL VNaAc=1.5mL
2. 5mL缓冲溶液+1滴
碱性 碱性 酸性
CO32-+H2O
HCO3-+OHNaCl=Na++ClAl3++3H2O Al(OH)3+3H+
PO43- +H2O HPO42- +OH– HPO42- +H2O H2PO4- +OH– H2PO4HPO42- +H+
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电离平衡和沉淀反应
一、实验目的和原理
实验目的：
1）、通过电解质强弱的比较，巩固PH概念，掌握酸碱指示剂和试纸的用法；
2)、了解盐类水解作用及水解平衡移动；
3）、了解沉淀的生成与转化，沉淀溶解的各种方法的实验，掌握溶度积规则及沉淀转化所必需条件并掌握离心分离操作。
实验原理：
1）、电解质有强弱之分，他们的电离度大小也有不同。
电解质在水溶液中的电离使水溶液呈相应的PH。
2)、弱电解质在水溶液中存在着离子化和分子化的可逆平衡。
在一平衡体系中加入含有
相同离子的强电解质，促使弱电解质的电离平衡向分子化的方向移动，电离度降低，这种效应为同离子效应。
3）、由弱酸（或弱碱）及其盐的混合溶液组成的缓冲溶液，对外加的少量酸、碱或水都有一定的缓冲作用，即加少量的酸、碱水后溶液的酸度基本不变。
4)、盐类的水解使溶液使溶液呈现相应的PH。
水解反应是中和反应的逆反应，温度升
高促使进水解反应的进行，加入酸或碱则使水解收到抑制或促进。
5）、在难溶电解质中，若相应的离子浓度幂的乘积大于该溶液电解质的溶度积时。
则该难容电解质会以沉淀析出。
反之，难容电解质的沉淀溶解。
二、实验注意事项
1）、酚酞为碱性指示剂，甲基橙为酸性指示剂2）、试剂取用时注意操作，
三、主要仪器与药品
仪器：试管、酒精灯、试管夹
药品：NaOH（0.1mol/L）、NH3·H2O(0.1mol/L)、HAC（0.1mol/L）、HCl(0.1mol/L)、NaCl(0.1mol/L) Na2S(0.1mol/L)、NaAc(0.1mol/L)
四、实验过程及原始数据记录
强电解质与弱电解质
用PH试纸测定溶液的PH：0.1mol/LNaOH,PH=14；0.1mol/LNH3·H2O,PH=9;；蒸馏水：PH=7；
0.1mol/LHAc,PH=3；0.1mol/LHCl.PH=1,按PH从小到大排序：0.1mol/LHCl<0.1mol/LHAc<蒸馏水<0.1mol/LNH3·H2O<0.1mol/LNaOH
盐类的水解
1）、用PH试纸测定浓度为0.1mol/L溶液PH：NaCl=8;PH =9;NaAc=10
2)、取少量NaAc固体于试管中，加水溶解，滴一滴酚酞溶液，溶液颜色变为浅红，加热溶液，溶液颜色加深。
沉淀生成与转化
1）、经试管中加入0.5mL0.1mol/L K2CrO4溶液，混合后一边振荡试管，一边逐滴加入0.1mol/L
AgNO3溶液，先生成白色沉淀，沉淀迅速变红。
2）、向试管中加入0.1mol/L NaCl 溶液和7-8滴0.1mol/LAgNO3溶液，振荡，出现白色沉淀，用胶头滴管吸去上层清液，在沉淀中加入数滴1mol/L Na2S溶液，沉淀变黑，先生成AgCl 白色沉淀，后生成AgS黑色沉淀，AgS溶解度小于AgCl.
Ag+ + Cl- = AgCl ↓2AgCl+Na2S=Ag2S+2NaCl
沉淀的溶解
1）、在试管中加入0.5mol/L AgNO3,加入0.1mol/L NH3·H2O 一滴，有白色沉淀生成，继续滴加氨水，沉淀溶解，先生成AgOH沉淀，后生成银氨离子。
2）、在试管中加入0.1mol/L CuSO4 5 滴，加入0.1mol/LK2CrO4至有沉淀出现，再加入2mol/L HCl至沉淀溶解。
在试管中加入0.1mol/LCuSO4 5滴，加入0.1mol/L Na2S 至有沉淀生成，再加入2mol/L HCl ，沉淀不溶解。
五、实验结果及分析
实验结果1：加热后，NaAc溶液中加入酚酞混合溶液颜色加深。
分析：加热使盐类水解平衡向正向移动，溶液碱性增加，所以颜色加深。
实验结果2：NaCl 与AgNO3溶液混合后生成沉淀，加入Na2S溶液后沉淀变黑。
分析：生成AgCl白色沉淀，后生成Ag2S黑色沉淀KSP(AgCl)>KSP(Ag2S)
实验结果3 ：CuSO4加入K2CrO4有沉淀生成，加入HCl后沉淀溶解，CuSO4加入Na2S有沉淀生成，加入HCl后沉淀不溶解。
分析：CuCr4能溶于盐酸，而CuS却不能。
课后思考题
1、为什么H3PO4溶液呈酸性，NaH2PO4溶液呈微酸性，Na2HPO4溶液呈微碱性，
Na3PO4溶液呈碱性？
答：H3PO4溶于水电离出H+，所以呈酸性，NaH2PO4水解显碱性，电离出H+,电离大于水解，所欲呈微酸性，NaHPO4水解呈碱性，水解大于电离，所以呈弱酸性，Na3PO4呈碱性。
2、如何将BaSO4转化为BaCO3?与Ag2CrO4转化为AgCl相比，那种转化比较容易？
为什么？
答：加入饱和Na2CO3溶液，后者，AgCrO4的溶液积与Ag Cl相差较大，反应容易。
实验日期；2011 -5 - 21 学生：庄永招。