基础无机化学实验讲义(湖南大学)

基础无机化学实验化学化工学院实验中心目录1 化学反应速度、反应级数和活化能的测定 (1)2 弱电解质电离常数的测定 (5)3 电解质溶液 (8)4 银氨配离子配位数的测定 (14)5 磺基水杨酸合铜配合物的组成及其稳定常数的测定 (18)6 硫酸亚铁铵的制备和性质 (22)7三草酸合铁酸钾的制备和性质 (26)8 硫代硫酸钠的制备 (30)9 水溶液中Na+、K+、NH4+、Mg2+、Ca2+、Ba2+等离子的分离和检出 (31)10 P区元素重要化合物的性质 (36)11 DS区重要元素化合物的性质 (46)12 水溶液中Ag+、Pb2+、Hg2+、Cu2+、Bi3+、Zn2+等离子的分离和检出 (52)13 D区元素重要化合物的性质 (61)14 水溶液中Fe3+、Co2+、Ni2+、Mn2+、Al3+、Cr3+、Zn2+等离子的分离和检出 6815 阴离子定性分析 (73)1 化学反应速度、反应级数和活化能的测定1.1 教学目的及要求1、了解浓度、温度和催化剂对反应速度的影响；2、测定过二硫酸铵与碘化钾反应的平均反应速度、反应级数、速度常数和活化能；3、练习依据实验数据作图，计算反应级数，反应速度常数。

1.2 预习与思考1. 预习化学反应速度理论以及浓度、温度和催化剂对反应速度的影响等有关内容。

2. 思考下列问题：1）在向KI 、淀粉和Na 2S 2O 3混合溶液中加入(NH 4)2S 2O 8时，为什么必须越快越好？2）在加入(NH 4)2S 2O 8时，先计时搅拌或者先搅拌后计时，对结果各有何影响？ 1.3 实验提要测反应速率在水溶液中，(NH 4)2S 2O 8与KI 发生如下反应：(NH 4)2 S 2O 8 + 3KI === (NH 4)2SO 4 + K 2SO 4 + KI 3离子反应方程式为：S 2O 82- + 3I - === 2 SO 42- + I 3- (1)ν =-tO S ∆∆-][282= k [S 2O 82-]m [I -]n式中，Δ[S 2O 82-] 为S 2O 82-在Δt 实践内物质的量浓度的改变值，[S 2O 82-]、[I -]分别为两种离子初始浓度（mol ·L -1），k 为反应速度常数，m 和n 为反应级数。

为了能够测定Na 2S 2O 3溶液和作为指示剂的淀粉溶液，这样在反应（1）进行的同时，也进行着如下的反应：2S 2O 32- + 3 I - === S 4O 62- + 3I - （2）反应（2）进行得非常快，几乎瞬间完成，而反应（1）却慢的多，所以由反应（1）生成的I 3-立刻与S 2O 32-作用生成无色的S 4O 62-和I -，因此在反应开始阶段，看不到碘与淀粉作用显示出来的特有蓝色。

但是一旦Na 2S 2O 3耗尽，反应（1）继续生成的微量I 3- 立即使淀粉溶液呈现特有的蓝色。

所以蓝色的出现就标志着反应（2）的完成。

从反应方程式（1）和（2）的计量关系可以看出，S 2O 82-浓度减少的量等于S 2O 32-减少量的一半，即Δ[S 2O 82-]=Δ[S 2O 32-]／2由于S 2O 32-在溶液显示蓝色时已全部耗尽，所以Δ[S 2O 32-]实际上就是反应开始时Na 2S 2O 3的初始浓度。

因此，只要记下从反应开始到溶液出现蓝色所需要的时间Δt ，就可以就算反应（1）的平均反应速度-tO S ∆∆-][282。

在固定[S 2O 32-]，改变[S 2O 82-]和[I -]的条件下进行一系列实验，测得不同条件下的反应速度，就能根据ν = k [S 2O 82-]m [I -]n 的关系推出反应的反应级数。

再由下式可进一步求出反应速度常数k228[][]mnk S O I v--=根据阿雷尼乌斯公式，反应速度常数k 与反应温度有如下关系： Lg k ＝－Ea/2.303RT + lgA式中，Ea 为反应的活化能，R 为气体常数，T 为绝对温度。

因此，只要测得不同温度时的k ，以lg k 对1/T 作图可得一直线，由直线的斜率可求得反应的活化能Ea ：斜率 = －Ea/2.303R 1.4 实验用品仪器：烧杯、大试管、量筒、秒表、温度计。

液体试剂：(NH 4)2S 2O 8(0.20mol ·L -1)、KI （0.20mol ·L -1）、Na 2S 2O 3（0.010mol ·L -1）、KNO 3(0.20mol ·L -1)、(NH 4)2SO 4(0.20mol ·L -1)、Cu(NO 3)2(0.02mol ·L -1)、淀粉溶液0.2%（m ）。

1.5 实验内容1 浓度对化学反应速度的影响。

室温下按下表各溶液用量进行实验。

先分别量取KI、淀粉、Na2S2O3溶液于150 mL烧杯中，用玻璃棒搅拌均匀。

再量取(NH4)2S2O8溶液，迅速加到烧杯中，同时按动秒表，立刻用玻璃棒将溶液搅拌均匀。

观察溶液，刚一出现蓝色，立即停止计时。

记录反应时间。

室温℃为了使溶液的离子强度和总体积保持不变，在实验编号2~5中所减少的KI 或(NH4)2S2O8的量分别用KNO3和(NH4)2SO4溶液补充。

2 温度对化学反应速度的影响：按上表实验Ⅳ的药品用量分别加入KI、淀粉、Na2S2O3和KNO3溶液于150 mL烧杯中，用玻璃棒搅拌均匀。

在一个大试管中加入(NH4)2S2O8溶液，将烧杯和试管中的溶液控制温度在283K的条件下，把试管中的(NH4)2S2O8迅速倒入烧杯中，搅拌，记录反应时间和温度。

分别在293K、303K和313K的条件重复上述实验，记录反应时间和温度。

在高于⑴室温；⑵高于室温10℃；⑶低于室温10℃的条件下进行实验。

3 催化剂对反应速度的影响。

按实验Ⅳ药品用量进行实验，在(NH4)2S2O8溶液加入KI混合液之前，先在KI混合液中加入2滴Cu(NO3)2(0.02mol/L)溶液，搅匀，迅速加入(NH4)2S2O8溶液，搅拌，记录反应时间。

记录和结果一、列表记录实验数据。

二、分别计算编号1~5号各个实验的平均反应速度，然后求反应级数和速度常数k。

三、分别计算四个不同温度实验的平均反应速度以及速度常数k，然后以lg k 为纵坐标，1/T为横坐标作图，求活化能。

四、根据实验结果讨论浓度、温度、催化剂对反应速度及速度常数的影响。

1.6 思考题1．实验中为什么可以由反应溶液出现蓝色时间的长短来计算反应速度？反应溶液出现蓝色后，S2O82-与I-的反应是否就终止了？2. 若不用S2O82-而用I-的浓度变化来表示反应速度，则反应速度常数是否一致？具体说明。

3. 下述情况对实验有何影响？（1）移液管混用。

（2）先加(NH4)2S2O8溶液，最后加KI溶液。

（3）往KI等混合液中加(NH4)2S2O8溶液时，不是迅速而是慢慢加入。

（4）做温度对反应速度的影响实验时，加入(NH4)2S2O8后将盛有反应溶液的容器移出恒温水浴反应。

2 弱电解质电离常数的测定2.1 实验目的1．测定醋酸的电离常数，加深对电离度和电离常数的理解2．学会酸度计的使用方法。

2.2 预习与思考1．查阅资料预习雷磁25型酸度计的使用说明2．思考下列问题：1）在醋酸溶液的平衡体系中，未电离的醋酸、醋酸根离子和氢离子的浓度是如何获得的？2) 在测定同一种电解质溶液的不同pH值时，测定的顺序为什么要由稀到浓？3) 用pH计测定溶液的pH值时，怎样正确使用玻璃电极？2.3 预备知识在水溶液中仅能部分电离的电解质称为弱电解质。

弱电解质的电离平衡时可逆过程，当正逆两过程速度相等，分子和离子之间就达到动态平衡，这种平衡称为电离平衡。

一般只有设法测定平衡时各物质的浓度（或分压）便可求得平衡常数。

通常测定平衡常数的方法有目测法，pH值法，电导率法，电化学法和分光光度法等，本实验通过pH值和电导率测定醋酸的电离电离常数。

pH值法测定醋酸的电离常数和电离度2.4 基本原理醋酸（HAc）是弱电解质，在水溶液中存在下列离解平衡：起始时 c 0 0平衡时 c －cααα根据化学平衡原理，生成物浓度乘积与反应物浓度乘积之比为一常数，即K i＝式中K i即为醋酸的离解常数。

将平衡时各物质的浓度代入上式，得K i＝Cα2/(1-α)式中c为HAc的起始浓度；α为醋酸的电离度。

根据离解度的定义，平衡时已离解的分子数占原有分子总数的百分数称作离解度α，即α= [H+]／c因此，如果由实验测出醋酸溶液的pH值，即可求出[H+]——pH=-lg[H+]，再由上式求出α，并由实验测出醋酸的离解常数Ki。

2.5 仪器和药品容量瓶（50 mL），移液管（25mL，10mL），碱式滴定管（50mL），锥形瓶（250mL），雷磁25型酸度计NaOH(0.2000 mol·L-1)，HAc(0.2 mol·L-1)2.6 实验步骤1．不同浓度的醋酸溶液配制用滴定管分别准确量取25.00 mL、5.00 mL、2.50 mL已标定过的HAc溶液于50mL容量瓶中，用蒸馏水稀释至刻度，摇匀，并分别计算出各溶液的准确浓度。

2. 不同浓度的醋酸溶液的pH值测定取四个干燥的小烧杯（50 mL），分别取约30mL上述三种浓度的HAc溶液及未经稀释的HAc溶液，由稀到浓分别用酸度计测其pH值。

记录和结果1.以表格形式列出实验数据，并计算电离常数Ki及电离度α。

2.根据实验结果讨论HAc电离度与其浓度的关系。

实验时的温度_____℃醋酸的电离常数K i=__________3. 注意事项1．pH计的电极每次使用均要用蒸馏水冲洗，小心擦拭。

2．pH计稳定以后再读数。

3．溶液由稀到浓进行测量。

2.7 思考题1．不同浓度的醋酸溶液的离解度是否相同？离解常数是否相同？2．使用酸度计应注意那些问题？3．测定pH时，为什么要按从稀到浓的次序进行？3 电解质溶液3.1 实验目的1.认识电解质溶液的酸碱性；2.了解弱电解质的电离平衡及其移动；3.配制缓冲溶液并认识其性质；4.了解难溶电解质的多相离子平衡及其移动；5.掌握指示剂及pH 试纸的使用，学习离心分离操作。

3.2 实验原理1. 弱电解质生溶液中的电离平衡及其移动弱酸或弱碱等一类弱电解质在溶液中存在着下列化学平衡：(aq)(aq)(aq)AB A B +-−−→+←−−按电离理论，电离平衡常数为：[]ABA B KAB +-Θ⎡⎤⎡⎤⎣⎦⎣⎦=浓度为c 的一元弱酸或一元弱碱的H +或OH -浓度可分别按下式近似计算。

H +⎡⎤≈⎣⎦OH -⎡⎤⎣⎦在上述弱电解质的电离平衡体系中，加入含有共同离子的弱电解质，可降低电解质的电离度，这个效应叫做同离子效应。