實驗五　酸堿反應與緩沖溶液

【實驗目的】

1.進一步理解和鞏固酸堿反應的有關概念和原理（如同離子效應和鹽類的水解及其影響因素）。

2.學習緩沖溶液的配制及其pH的測定，了解緩沖溶液的緩沖性能。

3.學習酸度計的使用方法。

【預習與思考】

1.如何配制SnCl2溶液、SbCl3溶液和Bi（NO3）3溶液？寫出它們水解反應的離子方程式。

2.緩沖溶液的pH由哪些因素決定？其主要的決定因素是什么？

3.NaHCO3溶液是否具有緩沖作用，為什么？

4.影響鹽類水解的因素有哪些？

【基本原理】

1.同離子效應

在一定溫度下，弱電解質在水中部分解離，其解離平衡如下：

向弱電解質溶液中加入與弱電解質含有相同離子的易溶強電解質，解離平衡向生成弱電解質的方向移動，使弱電解質的解離度下降。這種現象稱為同離子效應。

2.緩沖溶液

能抵抗外來少量強酸、強堿或適當稀釋而保持pH基本不變的溶液叫做緩沖溶液。緩沖溶液一般是由弱酸及其鹽、弱堿及其鹽、多元弱酸的酸式鹽及其次級鹽組成的（如HAc-NaAc、NH3·H2O-NH4Cl、H3PO4-NaH2PO4、NaH2PO4-Na2HPO4、Na2HPO4-Na3PO4等）。

由弱酸-弱酸鹽組成的緩沖溶液的pH可由下列公式來計算：

由弱堿-弱堿鹽組成的緩沖溶液的pH可用下式來計算：

緩沖溶液的pH可以用pH試紙或酸度計來測定。緩沖溶液的緩沖能力與組成緩沖溶液的弱酸（或弱堿）及其鹽的濃度有關，當弱酸（或弱堿）與它的鹽的濃度較大時，其緩沖能力較強。此外，緩沖能力還與或有關，當比值為1時，緩沖能力最強。此比值通常選在0.1～10之間。

3.鹽的水解

強酸強堿鹽在水中不水解。強酸弱堿鹽（如NH4Cl）水解，溶液顯酸性；強堿弱酸鹽（如NaAc）水解，溶液顯堿性；弱酸弱堿鹽（如NH4Ac）水解，溶液的酸堿性取決于相應弱酸及弱堿的相對強弱。例如：

水解反應是酸堿中和反應的逆反應。中和反應是放熱反應，水解反應是吸熱反應，因此，升高溫度有利于鹽類的水解。

【實驗用品】

儀器：酸度計，量筒（10mL）5只，燒杯（50mL 4只），試管，試管架，試管夾，煤氣燈。

藥品：HCl（0.1mol·L-1，2mol·L-1），HAc（0.1mol·L-1，1mol·L-1），NaOH（0.1mol·L-1），NH3·H2O（0.1mol·L-1，1mol·L-1），NaCl（0.1mol·L-1），Na2CO3（0.1mol·L-1），NH4Cl（0.1mol·L-1，1mol·L-1），NaAc（1mol·L-1），NH4Ac（s），BiCl3（0.1mol·L-1），CrCl3（0.1mol·L-1），Fe（NO3）3（0.5mol·L-1），未知液A、B、C。

其他：pH試紙，酚酞，甲基橙。

【實驗步驟】

1.同離子效應

①用pH試紙、酚酞試劑測定和檢查0.1mol·L-1NH3·H2O的pH及其酸堿性；再加入少量NH4Ac（s），觀察現象，寫出反應方程式，并簡要解釋之。

②用pH試紙、甲基橙試劑測定和檢查0.1mol·L-1HAc的pH及其酸堿性；再加入少量NH4Ac（s），觀察現象，寫出反應方程式，并簡要解釋之。

2.緩沖溶液

①按表2-11中的試劑用量配制4種緩沖溶液，并用酸度計分別測定其pH，與計算值進行比較。

②在1號緩沖溶液中加入0.5mL（約10滴）0.1mol·L-1HCl溶液搖勻，用酸度計測其pH；再加入1mL（約20滴）0.1mol·L-1NaOH溶液，搖勻，測定其pH，并與計算值比較。

3.鹽類的水解

①A、B、C是三種失去標簽的鹽溶液，只知它們是0.1mol·L-1的NaCl、NaAc、NH4Cl溶液，試通過測定其pH并結合理論計算確定A、B、C各為何物。

②在常溫和加熱情況下試驗0.5mol·L-1Fe（NO3）3的水解情況，觀察現象。

③在3mL H2O中加1滴0.1mol·L-1BiCl3溶液，觀察現象。再滴加2mol·L-1HCl溶液，觀察有何變化，寫出離子反應方程式。

④在試管中加入2滴0.1mol·L-1CrCl3溶液和3滴0.1mol·L-1Na2CO3溶液，觀察現象，寫出離子反應方程式。