& 弱电解质在水溶液中的电离平衡知识点 & “某研究小组对一元有机弱酸HA在溶剂苯和水...”习题详情
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某研究小组对一元有机弱酸HA在溶剂苯和水的混合体系中的溶解程度进行研究．在25℃时，弱酸HA在水中部分电离，当HA浓度为3.0×10-3moloL-1时，其电离度为0.20（电离度=已电离的HA分子数/起始HA的总分子数）；在苯中部分发生双聚，生成（HA）2．该平衡体系中，一元有机弱酸HA在溶剂苯（B）和水（W）中的分配系数为K，K=C（HA）B/C（HA）W=1.0，即达到平衡后，以分子形式存在的HA在苯和水两种溶剂中的比例为1：1；其他信息如下：25℃平衡体系（苯、水HA）&平衡常数&焓变&起始总浓度&在水中，HA?H++A-&K1&△H1&3.0×10-3moloL-1&在苯中，2HA?（HA）2&K2&△H2&4.0×10-3moloL-1&回答下列问题：（1）计算25℃时水溶液中HA的电离平衡常数K1=1.5×10-4&．（2）25℃，该水溶液的pH为3.2&，（已知：1g2=0.3，lg3=0.5）在苯体系中HA的转化率为40%&．（3）在苯中，HA发生二聚：2HA?（HA）2，反应在较低温度下自发进行，则△H2＜&0．（4）25℃混合体系中，HA在苯中发生二聚，若测得某时刻溶液中微粒浓度满足c[(HA)2]c2(HA)=130，则反应向正&方向进行．（5）在25℃时，用0.1000mol/L氢氧化钠溶液滴定20.00mL&0.1000mol/L&HA水溶液的大致滴定曲线示意图正确的是A&．（6）根据你所选定的滴定曲线图，在滴定过程中下列说法正确的是A．当加入氢氧化钠溶液10.00mL的溶液中：c（A-）+c（OH-）=c（HA）+c（H+）B．在pH=7的溶液中：c（Na+）=c（HA）+c（A-）C．在恰好完全反应的溶液中：c（Na+）＞c（A-）＞c（OH-）＞c（H+）D．滴定过程中可能出现：c（HA）＞c（A-）＞c（H+）＞c（Na+）＞c（OH-）
本题难度：一般
题型：填空题&|&来源：网络
分析与解答
习题“某研究小组对一元有机弱酸HA在溶剂苯和水的混合体系中的溶解程度进行研究．在25℃时，弱酸HA在水中部分电离，当HA浓度为3.0×10-3moloL-1时，其电离度为0.20（电离度=已电离的HA分子数/起始HA...”的分析与解答如下所示：
（1）在25℃时，弱酸HA在水中部分电离，当HA浓度为3.0×10-3moloL-1时，其电离度为0.20，则溶液中c（A-）=c（H+）=6.0×10-4moloL-1，溶液中C（HA）=2.4×10-3moloL-1，根据电离平衡常数公式计算电离平衡常数K；（2）根据溶液中氢离子浓度计算出溶液的pH；根据K=c（HA）B/c（HA）W=1.0及HA在水溶液中的物质的量浓度计算出苯体系中HA的转化率；（3）由反应来分析△S＜0，再利用△H-T△S＜0来分析有利于该反应自发进行判断反应的焓变；（4）计算出该温度下苯条件下中的平衡常数，然后c[(HA)2]c2(HA)=130与平衡常数进行比较，若大小平衡常数，说明平衡向着逆反应方向移动，否则向着正反应方向移动；（5）加入氢氧化钠溶液体积为0时，0.1000mol/L&HA的溶液中氢离子浓度为0.02mol/L，计算出此时的pH；当加入氢氧化钠溶液体积为20mL时二者恰好反应，图象中出现突变区间；（6）根据电荷守恒和物料守恒分析求解．
解：（1）在25℃时，弱酸HA在水中部分电离，当HA浓度为3.0×10-3moloL-1时，其电离度为0.20，则溶液中c（A-）=c（H+）=6.0×10-4moloL-1，溶液中C（HA）=2.4×10-3moloL-1，电离平衡常数K=6×10-4×6×10-42.4×10-3=1.5×10-4，故答案为：1.5×10-4；（2）由（1）可知，溶液中氢离子浓度为：c（H+）=6.0×10-4&moloL-1，该溶液的pH=-lgc（H+）=-lg6.0×10-4=4-lg6=4-lg2-lg3=4-0.3-0.5=3.2；水中HA的物质的量浓度为：3.0×10-3moloL-1×0.8=2.4×10-3moloL-1，由于以分子形式存在的HA在苯和水两种溶剂中的比例为1：1，所以苯体系中HA的浓度为2.4×10-3moloL-1，发生转化的HA的物质的量浓度为：（4.0×10-3-2.4×10-3）mol/L=1.6×10-3moloL-1，在苯体系中HA的转化率为：1.6×10-3mol/L4.0×10-3mol/L×100%=40%，故答案为：3.2；40%；（3）由反应2HA?（HA）2可知，2mol反应物参加反应时生成1mol生成物，则△S＜0，再由△H-T△S＜0有利于该反应自发进行，且该反应在较低温度下自发进行，所以△H＜0；故答案为：＜；（4）在苯中反应2HA?（HA）2的平衡常数为：K=1.6×10-3×12(2.4×10-3)2≈138.9，由于c[(HA)2]c2(HA)=130＜K，平衡向着正反应方向移动，故答案为：正；（5）滴定前溶液中氢离子浓度为：0.1mol/L×0.2=0.02mol/L，溶液的pH为：-lg0.02=2-lg2=1.7，即氢氧化钠溶液体积为0时，图象中的pH大于1.7；二者浓度相同，当滴入氢氧化钠溶液体积在20mL时，图象中会出现pH突变区间，故选A；（6）A．当加入氢氧化钠溶液10.00mL的溶液，是HA和NaA，根据电荷和物料守恒，可知：c（A-）+2c（OH-）=c（HA）+2c（H+），故错误；B．在pH=7的溶液中，由电荷守恒得：c（Na+）=c（A-），故错误；C．在恰好完全反应的溶液，得到单一的NaA，强碱弱酸盐，离子浓度关系为：c（Na+）＞c（A-）＞c（OH-）＞c（H+），故正确；D．当滴入非少的氢氧化钠，滴定过程中出现了c（HA）＞c（A-）＞c（H+）＞c（Na+）＞c（OH-），故正确；故答案为：CD．
本题考查了化学平衡的计算、反应热和焓变、中和滴定及滴定曲线等知识，题目难度较大，注意掌握根据化学平衡进行的计算方法，明确自发反应条件与焓变和熵变的关系，能够根据题中滴定数据画出滴定曲线．
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某研究小组对一元有机弱酸HA在溶剂苯和水的混合体系中的溶解程度进行研究．在25℃时，弱酸HA在水中部分电离，当HA浓度为3.0×10-3moloL-1时，其电离度为0.20（电离度=已电离的HA分子数...
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与“某研究小组对一元有机弱酸HA在溶剂苯和水的混合体系中的溶解程度进行研究．在25℃时，弱酸HA在水中部分电离，当HA浓度为3.0×10-3moloL-1时，其电离度为0.20（电离度=已电离的HA分子数/起始HA...”相似的题目：
已知25℃时草酸的电离常数为K1=5.0×10-2，K2=5.4×10-5，草酸钙的Ksp=4.0×10-8，碳酸钙的Ksp=2.5×10-9．不同温度下水的离子积常数见下表：t/℃&0&10&20&25&40&50&90&100&Kw/10-14&0.134&0.292&0.681&1.00&2.92&5.57&38.0&55.0&（1）常温下将0.2mol/L的KOH溶液20mL与0.2mol/L的草酸溶液20mL混合后溶液显酸性，则混合后溶液中各离子浓度的大小顺序为&&&&；（2）已知草酸能使酸性高锰酸钾溶液（稀硫酸酸化）褪色，试写出反应的离子方程式：&&&&；若在锥形瓶中放入20.00mL未知浓度的草酸，用0.1mol/L高锰酸钾溶液滴定，当到达滴定终点时，溶液颜色的变化是&&&&；若共消耗VmL高锰酸钾溶液，则草酸的物质的量浓度为&&&&mol/L．（2）90℃时，将0.005mol/L的氢氧化钙溶液20mL与0.0012mol/L的草酸溶液20mL混合，则混合后溶液中各离子浓度的大小顺序为&&&&；（3）25℃时向氢氧化钙溶液中加入0.1mol/L碳酸钠溶液充分搅拌，有白色的碳酸钙沉淀生成，当溶液的pH=11时，c（CO32-）=&&&&mol/L；若向20mL草酸钙的饱和溶液中逐滴加入8.0×10-4mol/L的碳酸钾溶液10mL，能否产生沉淀，&&&&（填“能”或“否”）．
（2014o潮州二模）磷酸（H3PO4）在水溶液中各种存在形式物质的量分数δ随pH的变化曲线如图：（1）在Na3PO4溶液中，c(Na+)c(PO43-)&&&&&3（填“＞”“=”“＜”），向Na3PO4溶液中滴入稀盐酸后，pH从10降低到5的过程中发生的主要反应的离子方程式为&&&&．（2）从图中推断NaH2PO4溶液中各种微粒浓度大小关系正确的是&&&&．（填选项字母）A、C（Na+）＞C（H2PO4-）＞C（H+）＞C（HPO42-）＞C（H3PO4）B、C（Na+）＞C（H2PO4-）＞C（OH-）＞C（H3PO4）＞C（HPO42-）C、C（H+）+C（Na+）=C（OH-）+C（H2PO4-）+2C（HPO42-）+3C（PO43-）+C（H3PO4）D、C（Na+）=C（H2PO4-）+C（HPO42-）+C（PO43-）+C（H3PO4）（3）假设25℃条件下测得0.1moloL-1的Na3PO4溶液的pH=12，近似计算出Na3PO4的第一步水解的水解常数Kh（写出计算过程，忽略Na3PO4的第二、第三步水解，结果保留两位有效数字）．
下表是几种常见弱酸的电离平衡常数Ka（25℃）．
酸&电离方程式&电离平衡常数Ka&CH3COOH&CH3COOH?CH3COO-+H+&1.76×10-5&H2S&H2S?H++HS-HS-?H++S2-&Ka1=9.1×10-8Ka2=1.1×10-12&H3PO4&H3PO4?H++H2PO4-H2PO4-?H++HPO42-HPO42-?H++PO43-&Ka1=7.52×10-3Ka2=6.23×10-8Ka3=2.20×10-13&回答下列问题：（1）一般情况下，当温度升高时，Ka&&&&&（填“增大”、“减小”或“不变”）．（2）同一温度下，各弱酸Ka的大小与酸性的相对强弱关系为&&&&．（3）若把CH3COOH、H2S、HS-、H3PO4、H2PO4-、HPO42-都看作是酸，其中酸性最强的是&&&&，最弱的是&&&&．（4）多元弱酸是分步电离的，每一步都有相应的电离平衡常数，对于同一种多元弱酸，Ka1、Ka2、Ka3在数值上相差甚大，如磷酸：Ka1：Ka2：Ka3≈1：10-5：10-10，造成这种差异的原因可能是&&&&．
“某研究小组对一元有机弱酸HA在溶剂苯和水...”的最新评论
该知识点好题
1（2010o浙江）已知：①25℃时弱电解质电离平衡常数：Ka（CH3COOH）=1.8×10-5，Ka（HSCN）=0.13；难溶电解质的溶度积常数：Ksp（CaF2）=1.5×10-10②25℃时，2.0×10-3moloL-1氢氟酸水溶液中，调节溶液pH（忽略体积变化），得到c（HF）、c（F-）与溶液pH的变化关系，如图所示：请根据以下信息回答下旬问题：（1）25℃时，将20mL&0.10moloL-1CH3COOH溶液和20mL&0.10moloL-1HSCN溶液分别与20mL&0.10moloL-1NaHCO3溶液混合，实验测得产生的气体体积（V）随时间（t）变化的示意图为：反应初始阶段，两种溶液产生CO2气体的速率存在明显差异的原因是&&&&，反应结束后所得两溶液中，c（CH3COO-）&&&&c（SCN-）（填“＞”、“＜”或“=”）（2）25℃时，HF电离平衡常数的数值Ka≈&&&&，列式并说明得出该常数的理由&&&&．（3）4.0×10-3moloL-1HF溶液与4.0×10-4&moloL-1&CaCl2溶液等体积混合，调节混合液pH为4.0（忽略调节混合液体积的变化），通过列式计算说明是否有沉淀产生．
2现有pH=2的盐酸甲和pH=2的醋酸溶液乙（均为常温）请根据下列操作回答问题：（1）取10mL的乙溶液，加入等体积的水，醋酸的电离平衡&&&&（填“向左”、“向右”或“不”）移动；另取10mL的乙溶液，加入少量无水醋酸钠固体（假设加入固体前后，溶液体积保持不变），待固体溶解后，溶液中c(H+)c(CH3COOH)的比值将&&&&（填“增大”、“减小”或“无法确定”）．（2）相同条件下，取等体积的甲、乙两溶液，各稀释100倍．稀释后的溶液，其pH大小关系为：pH（甲）&&&&pH（乙）（填“＞”、“＜”或“=”）．（3）各取25mL的甲、乙两溶液，分别用等浓度的NaOH稀溶液中和至pH=7，则消耗的NaOH溶液的体积大小关系为：V（甲）&&&&V（乙）（填“＞”、“＜”或“=”）．（4）取25mL的乙溶液，加入等体积pH=12的NaOH溶液，反应后溶液中c（Na+）、c（CH3COO-）的大小关系为：c（Na+）&&&&c（CH3COO-）（填“＞”、“＜”或“=”）．
3pC类似于pH，是指极稀溶液中的溶质浓度的常用对数的负值．如某溶液中某溶质的浓度为1×10-3&moloL-1，则该溶液中该溶质的pC=-lg（1×10-3）=3．如图为25℃时H2CO3溶液的pC-pH图．请回答下列问题（若离子浓度小于10-5&moloL-1，可认为该离子不存在）：（1）在同一溶液中，H2CO3、HCO3-、CO3 2-&&&&（填“能”或“不能”）大量共存．（2）当pH=7时，溶液中含碳元素的主要微粒的物质的量浓度的大小关系为&&&&．（3）H2CO3一级电离平衡常数的数值Ka1≈&&&&．（4）解释pH＜5的溶液中H2CO3的pC总是约等于3的原因是&&&&．（5）人体血液里主要通过碳酸氢盐缓冲体系（H2CO3/HCO3-）可以抵消少量酸或碱，维持pH≈7.4．当过量的酸进入血液中时，血液缓冲体系中的c（H+）/c（H2CO3）最终将&&&&．A．变大&&B．变小C．基本不变&&D．无法判断．
该知识点易错题
1用水稀释0.1mol/L氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是（　　）
2A、B、C、D、E五种溶液分别是NaOH、NH3oH2O、CH3COOH、HCl、NH4HSO4中一种．常温下进行下列实验：①将1L&pH=3的A溶液分别与0.001moloL-1x&LB溶液、0.001moloL-1y&L&D溶液充分反应后溶液呈中性，x、y大小关系为：y＜x；②浓度均为0.1moloL-1A和E溶液，pH：A＜E；③浓度均为0.1moloL-1C与D溶液等体积混合，溶液呈酸性．回答下列问题：（1）D是&&&&溶液（2）用水稀释0.1moloL-1B时，溶液中随着水量的增加而减小的是&&&&（填写序号）①c(B)c(OH-)；&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&②c(OH-)c(H+)；③c（H+）和c（OH-）的乘积&&&&&&&&&&&&&④OH-的物质的量（3）将等体积、等物质的量浓度B和C混合后溶液，升高温度（溶质不会分解）溶液pH随温度变化如图中的&&&&曲线（填写序号）．（4）OH-浓度相同的等体积的两份溶液A和E，分别和锌粉反应，若最后仅有一份溶液中存在锌，放出氢气的质量相同，则下列说法正确的是&&&&（填写序号）①反应所需要的时间E＞A②开始反应时的速率A＞E③参加反应的锌的物质的量A=E④反应过程的平均速率&E＞A⑤A溶液里有锌剩余⑥E溶液里有锌剩余（5）室温下，向0.01moloL-1C溶液中滴加0.01moloL-1D溶液至中性得到的溶液中所有离子的物质的量浓度大小关系为&&&&．
3H2O2在工业、农业、医药上都有广泛的用途．（1）H2O2是二元弱酸，写出第一步的电离方程式&&&&，第二步的电离平衡常数表达式Ka2=&&&&．（2）许多物质都可以做H2O2分解的催化剂．一种观点认为：在反应过程中催化剂先被H2O2氧化（或还原），后又被H2O2还原（或氧化）．下列物质都可做H2O2分解的催化剂，在反应过程中先被氧化，后被还原的是&&&&．①I-&&&&&&&&&&&&&②Fe3+&&&&&&&&&&&&&&③Cu2+&&&&&&&&&&&&④Fe2+（3）用碱性氢氧燃料电池合成H2O2，具有效率高，无污染等特点．电池总反应为：H2+O2+OH-=H2O+HO2-．写出正极反应式：&&&&．（4）H2O2是一种环境友好的强氧化剂．电镀废水（主要含Cu2+、Ni2+，还含少量Fe3+、Fe2+、Cr3+等）制备硫酸镍的一种流程如下：①第（ⅰ）步，加入H2O2反应的离子方程式&&&&．②第（ⅱ）步，滤渣中的主要成分在医疗上的用途是&&&&．③为测定NiSO4onH2O的组成，进行如下实验：称取2.627g样品，配制成250.00mL溶液．准确量取配制的溶液25.00mL，用0.04000moloL-1的EDTA（Na2H2Y）标准溶液滴定Ni2+（离子方程式为Ni2++H2Y2-=NiY2-+2H+），消耗EDTA标准溶液25.00mL．则硫酸镍晶体的化学式为&&&&．
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第五章 酸碱平衡
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c(HCl)=2m(Na2CO3)23式中 m(Na2CO3)为称取 Na2CO3固体的质量；M(Na2CO3)为Na2CO3的摩尔质量；V(HCl)为标定所消耗HCl溶液的体积。标定NaOH溶液常用邻苯二甲酸氢钾(KHC8H4O4)，标定反应如下：
c(NaOH)=m(KHC8H4O4)844
化学计量点的pH约为9.1，可用酚酞为指示剂。NaOH标准溶液的浓度可用下式计算：式中 m(KHC8H4O4)为邻苯二甲酸氢钾的质量；M(KHC8H4O4)为邻苯二甲酸氢钾的摩尔质量；V(NaOH)为标定消耗NaOH溶液的体积。【实验用品】
器材：电子天平(AL104)，称量瓶，烧杯(50mL)，洗瓶，酸式滴定管(50mL)，碱式滴定管(50mL)，滴定台，锥形瓶(250mL)，洗耳球。试剂：0.1mol?L-1HCl标准溶液，0.1mol?L-1NaOH 标准溶液，Na2CO3(s, A.R.), KHC8H4O4(s, A.R.), 酚酞(2g?L-1乙醇溶液)，甲基橙(2g?L-1)。【实验步骤】1. 天平检查
查看水平仪，如不水平，通过水平调节脚调至水平。2. 预热
接通电源，预热(2min)，待天平显示屏出现稳定的0.0000g，即可进行称量。若天平显示不在零状态，可按“→0/T←”键，使天平显示回零。然后用软毛刷清洁天平内部。3. 直接称量(1) 将洁净、干燥的小烧杯(或称量纸)轻轻放在称量盘中央，关上天平门，待显示平衡后，按“→0/T←”键，使天平显示回零点。(2) 打开天平门，用药勺将试样缓缓加入烧杯(或称量纸)中，直至显示屏出现所需质量数，停止加样并关上天平门，此时显示屏显示的数据即是实际所称的质量。(3) 精密称取约0.4~0.5g邻苯二甲酸氢钾固体三份，并记录称量结果。4. 递减称量(1) 取一洁净、干燥的称量瓶，装入Na2CO3固体，至称量瓶的2/3左右。(2) 将装有试样的称量瓶放在天平盘中央，准确称出称量瓶加试样的质量为m1(g)；取下称量瓶，敲出一些试样与接受容器中，再称其质量，若敲出的试样质量少于要求的质量范围，则需再敲出一些后称其质量，记为m2(g)，敲出的试样质量为m1－m2(g)。重复以上操作，可连续称取多份试样。(3) 精密称取约0.10~0.20Na2CO3固体三份，并记录称量结果，整理天平。5. 酸碱标准溶液浓度的标定(1) HCl标准溶液浓度的标定：将准确称取质量的Na2CO3固体三份，分别置于250mL锥形瓶中，加入20~30mL蒸馏水溶解后，各加入2滴甲基橙指示剂，分别用HCl溶液滴定至溶液颜色由黄色变为橙色，即为终点。根据所称取Na2CO3固体质量和滴定时所消耗HCl溶液的体积，利用HCl标准溶液的浓度公式计算准确浓度。(2) NaOH标准溶液浓度的标定：将准确称取质量的邻苯二甲酸氢钾固体三份，分别置于250mL锥形瓶中，加入20~30mL蒸馏水溶解后，各加入2滴酚酞指示剂，用NaOH溶液滴定至微红色，且30s内不褪色，即为终点。根据所称取邻苯二甲酸氢钾固体质量和滴定时所消耗NaOH溶液的体积，利用NaOH标准溶液的浓度公式计算准确浓度。【注意事项】1. 实验前应认真提前预习本节电子天平与称量的相关内容，实验时严格遵守电子天平的使用规则。2. 取放烧杯、称量瓶或其他被称物时，不得直接用手接触，应将被称物用一干净的纸条套住，也可戴专用手套进行操作。3. 称量物不得超过天平的量程。4. 递减称量时，若敲出的试样量不够时，可重复上述操作；如敲出的试样多于要求的
质量范围，则只能弃去重做。5. 递减称量时，要在接受容器的上方打开称量瓶盖或盖上瓶盖，以免可能粘附在瓶盖上的试样失落它处。6. 称量结束后，取出被称物，用软毛刷清洁天平内部，关闭天平侧门，在天平使用登记本上登记。7. 滴定管在装入溶液前需用少量待装溶液润洗2~3次。8. 滴定管是带有刻度的精密玻璃量器，不能用直火加热或放入干燥箱烘干，也不能装热溶液，以免影响测量的准确度。9. 滴定仪器使用完毕，应立即洗涤干净，并放在规定的位置。
【实验结果】
保留小数位HCl1 2 3NaOH1 2 3 实验次序
m/g 4V/mL 2
c/mol?L-14
c(平均)/ mol?L-14
【思考题】1. 固定质量称量法和递减称量法各有何优缺点？在什么情况下选用这两种方法？ 2. 滴定中试样的锥形瓶是否也要用标准溶液润洗，为什么？ 3. 溶解试样或稀释试样溶液时，所加的体积为何不需要很准确？4. 以酚酞为指示剂标定NaOH溶液时，终点为微红色，30s不褪色。如果经较长时间后微红色会慢慢褪去，为什么？
第二实验室
药用氯化钠的制备、性质及杂质限度检查【实验目的】通过制备药用氯化钠，掌握其提纯原理和方法，着重练习称量、加热溶解、蒸发浓缩、常压过滤和减压过滤等基本操作，并了解药品的鉴别及检查方法。【实验原理】1. 药用氯化钠是由粗食盐经过提纯得到的，而粗盐所含的杂质很多，杂质的性质也不同，消除其中所含的杂质的方法有：(1) 机械杂质如泥沙等不溶性杂质，可以通过氯化钠溶于水后用过滤的方法除去。(2) 能溶解的杂质可根据其性质借助化学方法除去，如加入BaCl2溶液可使SO42生成－BaSO4沉淀，加入Na2CO3溶液可使Ca2、Mg2、Fe3、Ba2等离子生成难溶性沉淀，然后＋＋＋＋滤去。(3) 少量可溶性杂质如Br、I、K等离子，可根据溶解度的不同，在重结晶时，使其残留在母液中而除去。2. 鉴别实验是被检药品组成离子的特征试验（如氯化钠的组成离子Na、Cl）。3. 钡盐、硫酸盐、钾盐、钙镁盐的限度检查，是根据沉淀反应原理，样品管和标准管在相同条件下进行比浊试验，样品的浊度不得比标准管的浊度更深。4. 重金属系指Pb、Bi、Cu、Hg、Sb、Sn、Co、Zn等金属的离子，它们在同一条件下能与H2S或Na2S作用而显色。重金属检查是在相同的条件下进行比浊试验。中国药典规定是在弱酸性条件下进行，用稀醋酸调节。实验证明，在pH=3时，PbS沉淀最完全。反应式为:Pb2+＋S2- ＋－－－＋【实验仪器与药品】滤瓶，水泵，纳氏比色管，试管等。
PbS↓ 器材：台天平，烧杯(50mL、250mL)，蒸发皿，石棉网，电炉，漏斗，布氏漏斗，吸L-1)，NaOH(2mol?L-1)， AgNO3(0.1mol?L-1）药品：粗食盐，25%氯化钡溶液，HCl(6mol?，氨试液(40%氨水)，饱和碳酸钠溶液等。【实验内容】1. 粗氯化钠提纯用托盘天平称取5.0g粗食盐，倒入100mL烧杯中，加约40mL蒸馏水，加热搅拌使粗食盐溶解。加热溶液至近沸腾，边搅拌边滴加5ml25%氯化钡溶液，继续加热5min，使沉淀颗粒长大易于沉淀。将烧杯从石棉网上取下，待沉淀沉降后，在上清液中加2滴25%氯化钡溶液。如果出现浑浊，表明SO4尚未除尽，需继续滴加氯化钡溶液以除去剩余的SO4。2-如果不出现浑浊，表明SO4已除去。常压过滤，弃去沉淀。 2-2-将所得滤液加热近沸，边搅拌边滴加NaOH-Na2CO3混合溶液至溶液的pH约为11(用pH试纸检查)。常压过滤，弃去沉淀。L-1HCl溶液，直至溶液的pH约为2～3。 在滤液中逐滴加入6mol?把溶液蒸发浓缩到原体积的1/4，冷却结晶，减压抽滤，抽干。把NaCl晶体转移到蒸发皿上，在石棉网上小火烘干。冷却后称重，计算产率。
2. 鉴别反应(1) 钡盐取本品2.0g，用10mL蒸馏水溶解，过滤，滤液分为两等份。一份中加稀硫酸1mL，另一份加1mL蒸馏水，静置15min两溶液应同样澄清。(2) 钙盐和镁盐取本品2.0g，用10mL蒸馏水溶解后，加氨试液1mL，摇匀，分为两等份。一份加草酸铵试液0.5mL，另一份加磷酸氢二钠试液0.5mL，5min内均不得发生混浊。【思考题】1. 如何检查沉淀是否完全？2. 重结晶的目的是什么？3. 加盐酸溶液的目的是什么？
第三实验室
酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡【实验目的】了解弱酸、弱碱的解离平衡及平衡移动的原理。掌握缓冲溶液的性质及缓冲溶液的配制方法。了解难溶电解质的多相离子平衡及溶度积规则的运用。学习液体及固体的分离以及pH试纸的使用等基本操作。【实验原理】弱酸或弱碱在水溶液中是部分解离的，解离出来的离子与未分离的弱电解质分子之间处于平衡状态。例如，一元弱酸HA在水溶液中存在下列平衡：HA＋H2O
标准解离常数表达式为
H3O＋＋A－ ??ceq(H3O+)/c?ceq(A?)/c?????
??ceq(HA)/c??一元弱酸溶液的H3O＋相对浓度和一元弱碱溶液的OH－相对浓度，可分别利用下列公式近似计算：
ceq(H3O+)/c?
?+－在HA溶液中，如果加入含有相同离子的强电解质，增加了A或H的浓度，都能使HA 的解离平衡逆向移动，从而降低了HA 的解离度，这种作用称为同离子效应。缓冲溶液具有抵抗少量强酸、强碱或稀释保持其pH基本不变的能力。缓冲溶液一般由弱酸HA和其共轭碱A组成。缓冲溶液pH可用下式计算：
－上式表明，缓冲溶液的pH取决于弱酸的标准解离常数及溶液中弱酸与其共轭碱的浓度比。配制缓冲溶液时，若使用相同浓度的弱酸和其共轭碱，则可使体积比代替浓度比。上式可改写为
c(A?)pH?Ka(HA)+lgc(HA) c(A?)pH?pKa(HA)+lgc(HA)由于上式所得的pH为近似值。要准确计算所配制溶液的pH，必须考虑离子强度、温度等因素的影响。在含有难溶电解质Mv+ Av-沉淀的饱和溶液中，未溶解的固体与溶解后产生的离子之间存在着许多相离子平衡：Mν+ Aν-
ν+Mz++ν-Az-难溶强电解质Mv+ Av-的标准溶液积常数表达式为(Mν+ Aν) = [ceq(Mz+)/ c? ]ν+ ?[ceq(Az-)/ c?] ν-利用溶液积规则，可以判断 沉淀的生成或溶解：当[c(Mz+)/ c? ]ν+?[c(Az-)/ c?]ν-&当[c(Mz+)/ c? ]ν+?[c(Az-)/ c?]ν-= （Mν+ Aν-）时，沉淀溶解； （Mν+ Aν-）时，处于沉淀-溶解平衡；
当[c(Mz+)/ c? ]ν+?[c(Az-)/ c?] ν-&
（Mν+ Aν）时，有沉淀析出。如果向难溶强电解质溶液中加入含有相同离子的易溶强电解质，将会使难溶电解质的溶解度降低，这种作用也称为同离子效应。若溶液中含有两种或两种以上的离子，都能与加入的某种试剂生成难溶强电解质，则生成沉淀的先后次序决定于所需试剂浓度的大小，小浓度的先沉淀，较大浓度的后沉淀。这种先后沉淀的现象称为分步沉淀。使一种难溶强电解质转化为另一种更难溶的强电解质，即把一种沉淀转化为另一种沉淀的过程称为沉淀的转化。对于相同类型的难溶强电解质，标准溶度积常数较大的沉淀比较容易转化为标准溶度积常数较小的沉淀。【实验用品】器材：离心机（公用），离心试管，试管，烧杯 (50mL，250mL)，玻璃棒，量筒 (10 mL,100 mL)，试管架，滴管，药勺。试剂：NaAc (s, 0.1 mol?L-1, 2 mol?L-1)，NH4Cl (s, 饱和)，HCl 溶液 (0.1 mol?L-1，2 mol?L-1)，HNO3 (6 mol?L-1)，HAc (0.1 mol?L-1，2 mol?L-1)，NaOH (0.1 mol?L-1，2 mol?L-1)，NH3 (0.1 mol?L-1，2 mol?L-1)，Pb(NO3)2 (0.1 mol?L-1，0.001 mol?L-1)，KI (0.1 mol?L-1，0.001 mol?L-1)，MgCl2 (0.1 mol?L-1)，AgNO3 (0.1 mol?L-1)，Na2S (0.1 mol?L-1)，K2CrO4 (0.1 mol?L-1)，NaCl (0.1 mol?L-1，1 mol?L-1)，CuSO4 (0.1 mol?L-1)，Na2HPO4 (0.2 mol?L-1)，KH2PO4 (0.2 mol?L-1，2 mol?L-1)，BaCl2 (0.1 mol?L-1)，(NH4)2C2O2 (饱和)，甲基橙指示剂 (1 mg?L-1)，酚酞指示剂 (1 mg?L-1)，广泛pH试纸，精密pH试纸 (pH=3.8~5.4，pH=5.5~9.0)。【实验步骤】1. 测定溶液pH用pH 试纸测试0.1 mol?L-1HCl溶液，0.1 mol?L-1 HAc溶液，0.1 mol?L-1NaOH溶液，0.1 mol?L-1NH3溶液的pH，并与计算值进行比较。2. 同离子效应(1) 取两支试管，分别加2 mL 0.1 mol?L-1 HAc溶液和1滴甲基橙指示剂，摇匀，观察溶液的颜色。然后在一支试管中加少量的NaAc固体，摇匀，与另一支试管比较。溶液的颜色有何变化？解释上述现象。(2) 取两支试管，分别加2 mL 0.1 mol?L-1 NH3溶液和1滴酚酞指示剂，观察溶液的颜色。然后在一支试管中加少量的NH4Cl 固体，摇匀。与另一支试管比较溶液的颜色有何不同？解释上述现象。(3) 取两支试管，分别加 1 mL 0.1 mol?L-1MgCl2溶液，其中一支试管再加1 mL NH4Cl饱和溶液，然后分别向这两支试管中加1 mL 2mol?L-1 NH3溶液，观察两支试管中发生的现象有何不同？试解释上述现象。3. 缓冲溶液的配制与性质(1) 计算配制20 mL pH为4.60的缓冲溶液所需0.1 mol?L-1HAc（p= 4.74）溶液和②①0.1 mol?L-1NaAc 溶液的体积。根据计算结果，用量筒量取HAc溶液和NaAc溶液于50mL烧杯中，混匀。用精密pH试纸测量溶液pH，并用2 mol?L-1NaOH或2 mol?L-1 HAc溶液调节pH为4.60。
(2) 计算配制100 mL pH为7.40的缓冲溶液所需0.2 mol?L-1Na2HPO4溶液和 0.2 mol?L-1KH2PO4 [p（H3PO4）= 6.86] 溶液的体积。用量筒分别量取Na2HPO4溶液和KH2PO4溶液于250 mL烧杯中，混匀，并用2 mol?L-1NaOH溶液或2 mol?L-1 KH2PO4溶液调节pH为7.40保留备用。(3) 缓冲溶液的性质：按表6-1的体积用量筒量取各种溶液，用精密pH试纸测量其pH。根据加入酸、碱或纯水前后pH的变化，说明缓冲溶液的性质。表5-1缓冲溶液中加入酸、碱或纯水后对pH的影响编号
加入酸、碱或纯水的体积1
20 mL Na2HPO4- KH2PO4
2 mL 0.1 mol?L-1HCl2
20 mL Na2HPO4- KH2PO4
2 mL 0.1 mol?L-1NaOH3
20 mL Na2HPO4- KH2PO4
20 mL 纯净水4
20 mL 0.1 g?L-1NaCl
2 mL 0.1 mol?L-1HCl5
20 mL 0.1 g?L-1NaCl
2 mL 0.1 mol?L-1NaOH ?pH
注： ①甲基橙：0.1%水溶液；变色范围pH 3.1~4.4（红→黄）。②酚酞指示液：1%乙醇溶液；变色范围pH 8.0~10.0（无色→红）。4. 沉淀的生成(1) 加1 mL 0.1 mol?L-1 Pb(NO3)2溶液于试管中，再加1mL 0.1 mol?L-1 KI溶液，有无沉淀生成？试用溶度积规则进行解释。(2) 用0.001 mol?L-1 Pb(NO3)2溶液和0.001 mol?L-1 KI溶液进行上面的实验，有无沉淀生成？试用溶度积规则进行解释。5. 分步沉淀与沉淀的转化(1) 加1 mL 0.1 mol?L-1 NaCl溶液和1 mL 0.1 mol?L-1 K2CrO4溶液于试管中，摇匀，然后滴加0.1 mol?L-1AgNO3溶液，边滴加边振荡，观察沉淀的颜色变化。试解释上述现象。(2) 加5滴0.1 mol?L-1 Pb(NO3)2溶液和3滴1 mol?L-1NaCl溶液于离心试管中，振荡离心试管，待沉淀完全后，离心分离，弃去溶液，在沉淀上滴加3滴0.1 mol?L-1KI溶液，观察沉淀颜色的变化。说明原因，并写出有关反应方程式。6. 沉淀的溶解(1) 生成弱电解质：加5滴0.1 mol?L-1 BaCl2溶液于试管中，再加3滴(NH4)2C2O4饱和溶液，有何现象产生？离心分离，弃去溶液，在沉淀上滴加6 mol?L-1HCl溶液，有什么现象产生？写出反应方程式。(2) 生成配位个体：加10滴0.1 mol?L-1AgNO3溶液于试管中，再加10滴0.1 mol?L-1NaCl溶液，有何现象产生？离心分离，弃去溶液，在沉淀上滴加2 mol?L-1NH3溶液，有什么现象产生？写出反应方程式。【思考题】1．为什么H3PO4溶液显酸性，NaH2PO4溶液显弱酸性，Na2HPO4溶液显弱碱性，而
Na3PO4溶液显碱性？2．同离子效应于缓冲溶液的原理有何异同？3.
如何抑制或促进水解？举例说明。4．沉淀的生成、溶解和转化的条件各有哪些？
第四实验室 HAc 的解离度和标准解离常数的测量【实验目的】掌握弱酸的解离度和标准解离常数的测量方法。了解电位法测量溶液pH 的原理。学会酸度计的使用方法。【实验原理】在HAc 溶液中，存在下列解离平衡：HAc＋H2O
HAc的标准解离常数表达式为
Ac＋H3O＋Ka(HAc)=
+???ceq(H3O)/c????ceq(Ac)/c
????ceq(HAc)/c??＋－
＋式中－(HAc)为HAc的标准解离常数；ceq(H3O)，ceq(Ac)，ceq(HAc)，分别为H3O，Ac，HAc的平衡浓度。HAc溶液的解离度为在达到解离平衡时，已经解离的HAc浓度占未解离前HAc浓度的百分数，即α(HAc) =ceq(H3O＋) c(HAc)＋× 100%，HAc溶液的浓度可用NaOH标准溶液进行测定，H3O浓度可利用酸度计测定HAc溶液的pH而得到，这样就可求出不同浓度的HAc溶液中HAc解离度。将ceq(H3O)= ceq(Ac) 和ceq(HAc)= c(HAc)- ceq(H3O)代入上式，或利用下式可计算出该温度下HAc的标准解离常数
式中 c(HAc)为HAc溶液的浓度；α(HAc)为HAc的解离度。(HAc)：
＋－＋?2(HAc)?c(HAc)/cKa(HAc)?1-?(HAc)【实验用品】器材：酸度计，碱式滴定管(50 mL)，容量瓶(50 mL)，锥形瓶(250 mL)，吸量管(5 mL，10 mL)，移液管(25 mL)，烧杯(50 mL)，洗耳球，量筒(25 mL)，洗瓶。试剂：NaOH(约0.1 mol?L-1，已标定)，HAc(0.1 mol?L-1)，酚酞指示剂(1g?L-1)，标准缓冲溶液(pH = 4.00)。【实验步骤】1．测定HAc溶液的准确浓度准确移取 25.00 mL HAc溶液于250 mL锥形瓶中，加2滴酚酞指示剂，用NaOH标准溶液滴定至溶液呈微红色，30s不褪色即为终点。记录消耗NaOH标准溶液的体积。平行测定三次，计算HAc溶液的准确浓度，把结果填入数据表(4-1)。
2．配制不同浓度的HAc溶液分别取25.00 mL，10.00 mL，5.00 mL HAc 溶液于三个50 mL容量瓶中，用蒸馏水稀释
至刻度，摇匀，配制不同浓度的HAc溶液。3．测定HAc溶液的pH，计算HAc的解离度和标准解离常数分别取25 mL上述三种稀释后不同浓度的HAc溶液和未稀释的HAc溶液于四个小烧杯中，按由稀到浓的顺序分别用酸度计测定溶液pH（酸度计要用pH = 4.00标准缓冲溶液进行校正），并记录溶液的温度。利用+2c(HOeq3公式
，代入测定的实验数据，计算ac(HAc)1-?出不同浓度的HAc溶液的
均值。(HAc)，最后计算出在测定温度下HAc的标准解离常数的平【数据处理】表4-1
HAc溶液的准确浓度
表4-2 HAc溶液的pH，HAc的解离度和标准解离常数（溶液温度
【思考题】1．对于不同浓度的HAc溶液，HAc的标准解离常数数是否相同？HAc的解离度是否相同？2．当温度发生变化时，HAc的解离度和标准解离常数有何变化？ 3．测定HAc溶液pH时，为什么要按从稀到浓的顺序进行测定？
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