實驗三　酸堿反應與緩沖溶液

【實驗目的】

1.加深理解溶液pH值的含義，學會溶液pH值的測試方法。

2.進一步理解酸堿反應的有關概念和原理。

3.理解鹽的水解和同離子效應及其影響因素。

4.學會配制緩沖溶液并了解其緩沖性能。

【實驗原理】

在一定溫度下，弱酸、弱堿在溶液的解離平衡如下：

1.同離子效應　在弱電解質的溶液中加入含有相同離子的另一種電解質，解離平衡向生成弱電解質的方向移動，使弱電解質的解離程度減小的現(xiàn)象。如在HAc溶液中加入NaAc，會引起HAc的解離度減小

2.鹽類水解　在水溶液中組成鹽的離子與水電離出的H+或OH-生成弱電解質的反應。水解后溶液的酸堿性決定于鹽的類型。強酸弱堿鹽水解，溶液呈酸性；強堿弱酸鹽水解，溶液呈堿性；弱酸弱堿鹽水解，溶液的酸堿性取決于相應的弱酸弱堿的相對強弱。如：

3.緩沖溶液　弱酸及其共軛堿或弱堿及其共軛酸所組成的溶液，具有保持溶液pH值相對穩(wěn)定的性質，這類溶液稱為緩沖溶液。緩沖溶液pH值的計算方法如下。

弱酸HA及其共軛堿A-組成的緩沖溶液：

弱堿B及其共軛酸BH+組成的緩沖溶液：

【儀器與試劑】

1.儀器　酸度計、量筒、燒杯、點滴板、試管、試管架、石棉網、酒精燈、pH試紙。

2.試劑　HCl （0.05mol·L-1，0.1mol·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 （0.1mol·L-1）、NH4Ac（s）、BiCl3 （0.1mol·L-1）、AlCl3（0.1mol·L-1）、Fe（NO3）3（0.5mol·L-1）、酚酞、甲基橙、未知液A、B、C、D。

【實驗步驟】

1.同離子效應

（1）取一支試管，加入0.1mol·L-1NH3·H2O溶液1mL，用pH試紙測其pH值，用酚酞試劑檢查其酸堿性，再加入少量NH4Ac固體，充分振蕩，用同樣的方法測定和檢查其pH值和酸堿性，觀察并解釋實驗現(xiàn)象。

（2）用0.1mol·L-1 HAc代替0.1mol·L-1NH3·H2O，用甲基橙代替酚酞，重復實驗（1）。

2.鹽類水解

（1）取一支試管，加入0.5mol·L-1Fe（NO3）3溶液2～3mL，在酒精燈上小心加熱片刻，觀察并解釋現(xiàn)象。寫出反應方程式。

（2）取一支試管，加入3mL H2O和1滴0.1mol·L-1BiCl3，觀察現(xiàn)象；再滴加2mol·L-1HCl 2～3滴，充分振蕩，觀察變化情況，寫出反應方程式。

（3）在試管中加入2滴0.1mol·L-1AlCl3和3滴Na2CO3（0.1mol·L-1），觀察現(xiàn)象，寫出反應方程式。

（4）A、B、C、D是四種失去標簽的鹽溶液，只知它們?yōu)?.1mol·L-1 NaCl、NaAc、NH4Cl、Na2CO3溶液，通過測定pH值確定A、B、C、D各為何物。

3.緩沖溶液

（1）按表3-2配制緩沖溶液，根據(jù)計算值pH選用合適的精密pH試紙分別測定其pH值，并與計算值作比較。

（2）將1號溶液分成兩份，分別加入1滴0.1mol·L-1HCl溶液和1滴0.1mol·L-1NaOH溶液，搖勻，用精密pH試紙測定其pH值，記錄并解釋pH值的變化情況。

【提示】

本實驗pH的測量也可用酸度（pH）計，各種型號酸度計的結構和使用方法見本書2.8.6。

【思考題】

1.影響鹽類水解的因素有哪些？實驗室如何配制CuSO4和FeCl3溶液？

2.配制pH=4.8的緩沖溶液，選用什么試劑？如使其中鹽的濃度控制在1mol·L-1，寫出配制100mL緩沖溶液的步驟。