电解质溶液与缓冲溶液

第五章电解质溶液一、关键词二、学习感悟1．本章在化学平衡理论的基础上，主要介绍电解质溶液的解离平衡,除酸碱理论之外主要是计算方面的内容。

在熟悉公式推导过程的同时，重点掌握有关计算公式。

2．解离平衡计算部分,要注意每个公式的使用条件。

避免引起较大误差。

3．本章的重点是弱电解质溶液和缓冲溶液的pH计算及难溶电解质溶度积规则的应用。

三、难点辅导1. 为什么任何物质的水溶液中都含有H3O+和OH−，而且在常温时，[H3O+]∙[OH−]=K w=1.0×10−14？无论是酸性还是碱性的物质，一旦与水形成溶液后，由于水发生的质子自递平衡中，会产生H3O+和OH−，所以任何物质的水溶液都含有H3O+和OH−。

在水溶液中，按照酸碱质子理论，酸会给出质子，碱会接受质子，这样必定会引起水的解离平衡发生移动，但水的解离平衡常数不会因平衡的移动发生改变，其解离平衡常数只与温度有关，在常温时，[H3O+]∙[OH−]=K w=1.0×10−14。

对酸性溶液来说，H3O+主要来自酸性物质（水的极少量解离可忽略），OH−则来自水的少量解离；对碱性溶液来说，OH−主要来自碱性物质（水的极少量解离可忽略），H3O+则来自水的少量解离。

2. 酸碱的强弱由哪些因素决定？酸碱的强弱首先取决于酸碱本身给出和接受质子的能力，其次取决于溶剂接受和给出质子的能力。

同一种物质在不同溶剂中的酸碱性不同，如HCl 在水中是强酸，在冰醋酸中是弱酸，这是因为水接受质子的能力比冰醋酸强；NH3在水中是弱碱，在冰醋酸中是强碱，冰醋酸给予质子的能力比水强的缘故。

所以在比较不同酸碱的强弱时，应在同一溶剂中进行，一般以水为溶剂比较其酸碱性的强弱，即比较在水溶液中的离解平衡常数K a或K b。

3. 缓冲溶液通常由一对共轭酸碱组成，那么HCl-NaCl这对共轭酸碱可组成缓冲溶液吗？为什么？缓冲溶液是由共轭酸碱对组成，其中共轭酸是抗碱成分，共轭碱是抗酸成分。

实验四 电解质溶液一、实验目的1．掌握并验证同离子效应对弱电解质解离平衡的影响；2．学习缓冲溶液的配制，并验证其缓冲作用；3．掌握并验证浓度、温度对盐类水解平衡的影响；4. 了解沉淀的生成和溶解条件以及沉淀的转化。

二、实验原理弱电解质溶液中加入含有相同离子的另一强电解质时，使弱电解质的解离程度降低，这种效应称为同离子效应。

弱酸及其盐或弱碱及其盐的混合溶液，当将其稀释或在其中加入少量的酸或碱时，溶液的pH 值改变很少，这种溶液称作缓冲溶液。

缓冲溶液的pH 值（以HAc 和NaAc 为例）可用下式计算：)Ac ()HAc (lg p )()(lg p pH θa θa --=-=c c K c c K 盐酸 在难溶电解质的饱和溶液中，未溶解的难溶容电解质和溶液中相应的离子之间建立了多相离子平衡。

例如在PbI 2饱和溶液中，建立了如下平衡：PbI 2 (固) Pb 2+ + 2I -其平衡常数的表达式为θsp K = c (Pb 2+) · c (I -)2，称为溶度积。

根据溶度积规则可判断沉淀的生成和溶解，当将Pb(Ac)2和KI 两种溶液混合时 如果： c (Pb 2+)· c (I -)2 ＞θsp K 溶液过饱和，有沉淀析出。

c (Pb 2+)· c (I -)2 ＝θsp K 饱和溶液。

c (Pb 2+)· c (I -)2＜θsp K 溶液未饱和，无沉淀析出。

使一种难溶电解质转化为另一种难溶电解质，即把一种沉淀转化为另一种沉淀的过程称为沉淀的转化，对于同一种类型的沉淀，溶度积大的难溶电解质易转化为溶度积小的难溶电解质。

对于不同类型的沉淀，能否进行转化，要具体计算溶解度。

三、仪器和药品仪器：试管，试管架，试管夹，离心试管，小烧杯（100mL 或50mL ），量筒（10mL ），洗瓶，点滴板，玻璃棒，酒精灯（或水浴锅），离心机（公用）。

药品：醋酸HAc（0.1mol·L-1，1mol·L-1，2mol·L-1），盐酸HCl （0.1mol·L-1，2 mol·L-1，6mol·L-1）。

实验报告电解质溶液的pH测定实验报告：电解质溶液的 pH 测定一、实验目的本次实验旨在掌握使用 pH 计准确测定电解质溶液 pH 值的方法，深入理解电解质溶液的酸碱性质以及 pH 值对化学反应的影响。

二、实验原理pH 是衡量溶液酸碱度的指标，其定义为溶液中氢离子浓度的负对数，即 pH ＝ lgH⁺。

在常温下（25℃），纯水的 pH 值约为 70，酸性溶液的 pH 值小于 70，碱性溶液的 pH 值大于 70。

pH 计是通过测量电极系统与溶液之间的电位差来确定溶液的 pH 值。

通常使用的电极是玻璃电极和参比电极，玻璃电极对氢离子敏感，其电位随溶液中氢离子浓度的变化而变化，参比电极提供稳定的电位参考。

三、实验仪器与试剂1、仪器pH 计电极容量瓶移液管烧杯玻璃棒2、试剂标准 pH 缓冲溶液（pH ＝ 400、686、918）盐酸溶液（01 mol/L）氢氧化钠溶液（01 mol/L）醋酸溶液（01 mol/L）醋酸钠溶液（01 mol/L）四、实验步骤1、 pH 计的校准将电极插入 pH ＝ 686 的标准缓冲溶液中，待读数稳定后，调节pH 计上的“定位”旋钮，使显示值与标准缓冲溶液的 pH 值一致。

用蒸馏水冲洗电极，再将电极插入 pH ＝ 400 的标准缓冲溶液中，待读数稳定后，调节 pH 计上的“斜率”旋钮，使显示值与标准缓冲溶液的 pH 值一致。

重复上述步骤，直至 pH 计校准准确。

2、溶液的配制用移液管准确移取 1000 mL 01 mol/L 的盐酸溶液，放入 100 mL 容量瓶中，用蒸馏水稀释至刻度，摇匀，得到 001 mol/L 的盐酸溶液。

用同样的方法配制 001 mol/L 的氢氧化钠溶液、001 mol/L 的醋酸溶液和 001 mol/L 的醋酸钠溶液。

3、溶液 pH 值的测定用蒸馏水冲洗电极，并用滤纸吸干。

将电极插入 001 mol/L 的盐酸溶液中，待读数稳定后，记录溶液的pH 值。

【其它】一、实验目的（1）加深对弱电解质的解离平衡、同离子效应、盐类水解等基本概念的理解。

了解缓冲溶液的缓冲作用及配制。

（2）掌握难溶电解质的多相离子平衡及沉淀的生成和溶解的条件(转载于 : : 电解质溶液-同离子效应实验报告)。

二、实验原理在弱电解质的解离平衡或难溶电解质的沉淀一溶解平衡体系中，加入与弱电解质或难溶电解质具有相同离子的易溶强电解质，则平衡向左移动，产生使弱电解质的解离度或难溶电解质的溶解度明显降低的现象，叫做同离子效应。

三、实验用品（仪器、药品）试管、药匙、氨水、醋酸铵固体、酚酞。

甲基橙、碘化铅。

碘化钾。

四、实验内容及操作步骤（l）在小试管中加入1cm30.lmol·dm-3NH3水溶液和1滴酚酞指示剂，观察溶液颜色。

再加入少许NH4Ac晶体，振荡使其溶解，观察溶液颜色的变化并进行解释（2）自己设计一实验，验证同离子效应使HAc溶液中的H+浓度降低。

（3）在试管中加入3滴PbI2饱和溶液，加入2滴0.lmol·dm-3KI溶液。

观察现象，解释之。

五、实验现象及结论（l）在小试管中加入1cm30.lmol·dm-3NH3水溶液和1滴酚酞指示剂，观察溶液颜色。

再加入少许NH4Ac晶体，振荡使其溶解，因同离子效应OH-浓度降低，碱性降低，红色溶液颜色变浅或褪去，（2）自己设计一实验，验证同离子效应使HAc溶液中的H+浓度降低。

在小试管中用滴管加入1毫升0.1摩尔/升醋酸水溶液和1滴甲基橙指示剂，因醋酸溶液呈酸性，使甲基橙溶液有无色变为红色。

再用药匙向小试管中加入少许醋酸铵晶体，振荡使其溶解，因同离子效应，氢离子浓度降低，酸性降低，橙红色溶液颜色变为橙黄色或黄色。

（3）在试管中加入3滴PbI2饱和溶液，加入2滴0.lmol·dm-3KI溶液。

有黄色沉淀碘化铅生成。

一、实验目的二、实验原理三、实验用品（仪器、药品）四、实验内容及操作步骤五、实验现象及结论六、思考：根据PbI2的溶度积，计算（298K时）：（1）PbI2在纯水中的溶解度（mol·dm-3）；（2）PbI2在0.010mol·dm-3KI 溶液中的溶解度；（3）PbI2在0.010mol·dm-3Pb(NO3)2 纯水中的溶解度；（4）对以上计算结果进行分析、解释。

实验四电解质溶液(实验内容、现象和解释)1、同离子效应（1）NH3＋H2O ⇌ NH4＋＋OH－K b=1.77×10－5；现象：加入酚酞指示剂：溶液由无色变为红色。

NH4Cl＝NH4＋＋Cl－现象：加入NH4Cl后：平衡向左移动，溶液红色变浅。

（2）HAc ⇌ H＋＋Ac－Ka=1.78×10－5；现象：加入甲基橙指示剂：溶液由无色变为红色。

NaAc＝Na＋＋Ac－现象：加入NaAc后：平衡向左移动，溶液红色变浅。

2、缓冲溶液(1) HCl = H＋＋Cl－ pH＜7NaOH = Na＋＋OH－ pH＞7H2O ⇌ H＋＋OH－ pH＝7(2) HAc ⇌ H＋＋Ac－NaAc＝Na＋＋Ac－5滴0.1mol〃L－1HCl；5滴0.1mol〃L－1NaOH；5滴H2O；加入茜红素指示剂的溶液的颜色基本不变。

(3) 配制方法：5.4ml0.1mol〃L－1HAc溶液＋9.6ml 0.1mol〃L－1NaAc溶液配制依据：设需0.1mol〃L－1HAc溶液Xml，则需0.1mol〃L－1NaAc溶液（15－X）mlHAc ⇌ H＋＋ Ac－C酸-X ≈C酸 X C盐+X≈C盐Ka=([ H＋]×[ Ac－])÷[ HAc]=( X×C盐)÷C酸=10－5×[（15－X）×0.1÷15]÷( X×0.1÷15)=1.78×10－5X=0.54 ml实验方法：在三支试管里分别滴加5滴0.1mol〃 L－1HCl；5滴0.1mol〃 L－1NaOH；5滴H2O；加入茜红素指示剂的溶液的颜色基本不变。

3、酸（碱）的解离平衡及其移动(1) a、NaCl = Na＋＋Cl－ pH＝7b、NH4＋＋H2O ⇌ NH3＋H3O＋ pH＜7c、Ac－＋H2O ⇌ HAc＋OH－ pH＞7d、CO32－＋H2O ⇌ HCO3－＋OH－ pH＞7e、PO43－＋H2O ⇌ HPO42－＋OH－ pH＞7f、HPO42－＋H2O ⇌ H2PO4－＋OH－HPO42－＋H2O ⇌ PO43－＋H3O＋K水解=1.6×10－7＞K电离=2.2×10－13； pH＞7g、H2PO4－＋H2O ⇌ HPO42－＋H3O＋H2PO4－＋H2O ⇌ H3PO4＋OH－ K电离=6.23×10－8＞K水解=1.33×10－12；pH＜7 (2)Fe3＋＋3H2O ⇌ Fe(OH)3＋3H＋；加热促进水解，得到红棕色胶体溶液。

电化学试剂全文共四篇示例，供读者参考第一篇示例：电化学试剂是在电化学实验中所需的化学试剂，用于辅助电化学反应的进行以及分析和检测目的。

电化学试剂主要用于电解、电沉积、电解质浓度测定、电极表面修饰等电化学实验过程中。

电化学试剂通常包括电解质溶液、电极修饰剂、电极活化剂、电极表面清洁剂等。

一、电解质溶液电解质溶液是电化学实验中最常用的试剂之一，用于提供溶液中离子导电。

电解质溶液种类繁多，根据不同实验需求可以选择不同电解质溶液。

常用的电解质包括氯化钠、硫酸铜、硝酸铜、硫酸锌等。

这些电解质溶液可以提供所需的阴离子和阳离子，促进电化学反应的进行。

二、电极修饰剂电极修饰剂是一种能够提高电极催化活性的化学物质，用于改善电极的电化学性能。

电极修饰剂通常是一种催化剂或者表面活性剂，能够促进电化学反应的进行，提高电极的催化效率。

常见的电极修饰剂包括铂、碳纳米管、金纳米粒子等。

四、电极表面清洁剂电极表面清洁剂是一种用于清洁电极表面的化学物质，用于去除污垢和杂质，以保证电化学实验的准确性和可重复性。

电极表面清洁剂可以帮助去除电极表面的氧化物或者有机物残留，恢复电极表面的原始性能。

常见的电极表面清洁剂包括硝酸、硫酸、乙酸等。

电化学试剂在电化学实验中扮演着十分重要的角色，能够帮助实验者更好地进行电化学反应的研究和分析，提高实验效果和准确性。

在进行电化学实验时，选择合适的电化学试剂是非常关键的。

为了确保实验过程的安全性和实验结果的准确性，实验者在使用电化学试剂时应当注意遵守实验室安全规范，正确操作。

只有这样，才能更好地进行电化学实验研究，取得理想的实验成果。

第二篇示例：电化学试剂是在电化学过程中起着关键作用的化学品，它们是用于在电化学反应中将电荷传输的试剂。

电化学试剂广泛应用于电化学领域，如电池、电解合成、电化学分析等。

本文将介绍电化学试剂的种类、特点、应用等内容。

一、电化学试剂的种类1. 氧化还原试剂：氧化还原试剂是电化学中常用的一类试剂，它们能够参与氧化还原反应，并在电化学过程中扮演着氧化剂或还原剂的角色。

常用平衡盐溶液
常用平衡盐溶液是指在水中完全离解的盐类溶液，其离子浓度在一定范围内保持稳定。

这种溶液具有稳定的pH值和化学性质，广泛应用于化学分析、生物学、医药和工业生产等领域。

一、酸碱缓冲溶液
酸碱缓冲溶液是一种具有稳定pH值的溶液，其由弱酸和其盐、弱碱和其盐组成。

当溶液中加入少量酸或碱时，缓冲溶液可以吸收或释放H+离子或OH-离子来抵消外界的酸碱作用，从而维持溶液的pH值在一定范围内稳定。

二、配位化合物溶液
配位化合物溶液是指含有配位离子的稳定化合物的溶液。

这种溶液具有很强的络合能力，可以与金属离子形成化学键，从而形成稳定的络合物。

在生物学和医药领域中，配位化合物溶液广泛应用于金属离子的检测和分离。

三、沉淀溶液
沉淀溶液是指在水中形成不溶性沉淀的溶液。

在这种溶液中，离子的浓度达到一定程度时，溶液中的离子会发生反应，生成不溶性的沉淀。

沉淀溶液广泛应用于化学分析和生物学领域中的离子检测和分离。

四、化学分析标准溶液
化学分析标准溶液是指在一定条件下制备的含有已知浓度的溶液。

这种溶液的浓度可以通过准确的测量和计算得出，被广泛应用于化学分析和质量控制中。

五、电解质溶液
电解质溶液是指含有可导电离子的溶液。

这种溶液可以通过电解质电导率测量仪来测量其离子浓度和电导率，从而应用于电解质分析和电化学反应中。

常用平衡盐溶液在化学分析、生物学、医药和工业生产等领域具有广泛的应用。

这些溶液的制备和应用需要严格的操作规范和浓度控制，以确保其稳定性和准确性。

提高ph值的方法提高pH值是指将溶液的酸性程度降低，使其呈现碱性或中性的过程。

pH值是用来衡量溶液酸碱性的指标，其数值范围从0到14，数值越低表示溶液越酸，数值越高表示溶液越碱，7表示中性。

当溶液的pH值低于7时，我们可以采取一些方法来提高其pH值，下面将介绍一些常见的方法。

1. 加入碱性物质：最直接的方法是向溶液中加入碱性物质，如氢氧化钠、氢氧化钾等。

这些碱性物质能够与溶液中的酸性物质反应，中和其酸性，从而提高溶液的pH值。

2. 使用缓冲溶液：缓冲溶液是一种能够抵抗酸碱变化的溶液，可以在一定范围内保持溶液的pH值稳定。

当溶液的pH值过低时，可以使用酸性缓冲溶液来提高pH值。

常见的酸性缓冲溶液包括乙酸/乙酸钠缓冲溶液，磷酸/磷酸盐缓冲溶液等。

3. 增加碱性离子：溶液中的离子浓度对pH值有影响。

增加溶液中的碱性离子浓度可以提高pH值。

例如，可以向溶液中添加碳酸氢钠（NaHCO3）或氢氧化钠（NaOH），以增加溶液中的碱性离子浓度。

4. 使用弱酸性盐：弱酸性盐是指在溶液中能够产生弱酸和碱的盐。

当溶液的pH值过低时，可以向溶液中添加一定量的弱酸性盐，通过其产生的碱来中和溶液中的酸性物质，从而提高溶液的pH值。

5. 通过电解质反应：电解质反应是指在电解质溶液中，阳离子和阴离子之间的反应。

通过选择合适的电解质反应，可以使溶液呈现碱性。

例如，可以通过电解氯化铵（NH4Cl）溶液来产生氨气（NH3），氨气会与水反应生成氢氧化铵（NH4OH），从而提高溶液的pH值。

6. 利用化学指示剂：化学指示剂是一种能够根据溶液的酸碱性变化而改变颜色的物质。

可以利用化学指示剂的颜色变化来判断溶液的酸碱性，并根据需要采取相应的措施来提高溶液的pH值。

7. 控制温度：温度对溶液的pH值有一定影响。

一般情况下，溶液的pH值随着温度的升高而降低。

因此，可以通过控制溶液的温度来提高其pH值。

总结起来，提高溶液的pH值可以通过加入碱性物质、使用缓冲溶液、增加碱性离子、使用弱酸性盐、利用电解质反应、采用化学指示剂和控制温度等方法来实现。