普通化学实验.doc

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普通化学实验
教 案

38

实验1　电解质溶液

计划学时
3学时
实验分组
2组

一、实验讲授（大约20分钟）
1、实验目的
（1）可溶性电解质的酸碱性。
（2）弱电解质的电离平衡及平衡移动。
（3）缓冲溶液的配制及其性质。
（4）难溶电解质的多相离子平衡及平衡移动。
2、实验原理
（1）强弱电解质的区别
强电解质完全电离；弱电解质部分电离，存在电离平衡，平衡常数Ka、Kb。
（2）不同电解质水溶液酸碱性的产生
分子酸、分子碱、离子酸和离子碱的概念
（3）同离子效应
作用：使弱电解质电离程度减小
弱酸体系：；　弱碱体系：
（4）缓冲溶液的pH值及其性质
；　　　
性质：抵抗外来的少量强酸、强碱或稀释，而保持溶液的pH值基本不变
（5）难溶电解质的多相离子平衡
溶度积规则
多离子沉淀的先后顺序判断
（6）难溶电解质的沉淀转化
转化方向
3、实验注意事项
（1）实验过程中用后的试剂要放回原处，以方便他人取用。
（2）滴加试剂时滴管不能伸入试管内部，以免污染公用试剂。
（3）注意记录实验现象和反常现象。
（4）使用离心机时要注意离心试管的对称放置，若1个试管离心应在对称位置放置加有相同体积水的试管以保持离心机转动时的平衡。另外还要注意离心过程中不要打开机盖，以免发生危险。
（5）保持实验的安静整洁，每个人要负责保持自己实验台的物品整齐和台面清洁，实验结束后将试管清洗干净，倒置于试管架上摆放整齐。
二、实验内容（大约100分钟）
1、溶液pH值的测定
溶液（0.1M）
pH值
酸碱种类
HAc
3－4
分子酸
HCl
1－2
分子酸
NH3（aq）
9
分子碱
NH4Ac
7
两　性
NH4Cl
6
离子酸
NaAc
7.5
离子碱
NaOH
12
分子碱
2、弱电解质溶液中的离解平衡及其移动
（1）弱碱的离解平衡及其移动
实验操作
实验现象
实验解释
1：2ml 0.1M NH3H2O
2：1滴酚酞
3：分入试管2和3

1、2：溶液变红
NH3H2O <=> NH4＋＋OH－
酚酞遇碱变红
加入少量NH4Ac

红色褪色
NH4Ac <=>NH4＋＋Ac－
NH4＋同离子效应使[OH－]降低
加入等体积H2O

变化不明显
稀释作用
2: 少量NH4Cl(s)
1: 2ml 0.1M MgCl
+2M NH3H2O

1：出现白色沉淀
2：白色沉淀溶解
NH3H2O <=> NH4＋＋OH－
Mg2＋＋2OH－＝Mg(OH)2↓
NH4Cl <=>NH4＋＋Cl－
NH4＋同离子效应使[OH－]降低
讨论：同离子效应使弱电解质的电离程度减小，会引起电离平衡的移动。
（2）弱酸的离解平衡及其移动
实验操作
实验现象
实验解释
1：H2S饱和溶液
2：1滴甲基橙
3：分入试管2和3

橙黄色
甲基橙变色
pH ＞4.4呈黄色
3.1＞pH ＞4.4为橙色
加入数滴AgNO3　aq

黑色沉淀
溶液呈红色
（或颜色加深）
生成Ag2S，使H2S的电离平衡向右移动，溶液中的[H+]增大，甲基橙在pH＜3.1时，呈红色。
留作比对

橙黄色
pH ＞4.4
讨论：弱电解质的电离平衡随着生成物浓度的降低而向右移动，使电离程度增大。
3、缓冲溶液的配制和性质
（1）配制方案

（2）测定缓冲溶液pH值为：5
（3）缓冲溶液性质验证
加入少量盐酸后，溶液pH值为：5（加入5滴0.1M的盐酸）
加入少量NaOH后，溶液pH值为：5（加入5滴0.1M的盐酸）
加入少量水稀释后，溶液pH值为：5（加入5滴去离子水）
（6）用去离子水代替上述缓冲溶液
加入少量盐酸后，溶液pH值为：3
加入少量NaOH后，溶液pH值为：11
讨论：缓冲溶液中存在抗酸和抗碱物质，如在HAc-NaAc体系中，抗酸物质为Ac－、抗碱物质为HAc；在NH3-NH4Cl体系中，抗酸物质NH3，抗碱物质为NH4+。稀释等于成比例的改变弱电解质及其盐的浓度，因此pH值变化较小。
4、难溶电解质的多相离子平衡
（1）沉淀的生成与转化
实验操作
实验现象
实验解释
2d 1MPb(NO3)2
4mlH2O
2d 1M NaCl
4mlH2O

无现象
[Pb2+][ Cl－]2＜Ksp(PbCl2)
1MPb(NO3)2+ NaCl
V1：V2＝1：2

白色沉淀
Pb2+＋2Cl－＝PbCl2
[Pb2+][ Cl－]2＞Ksp(PbCl2)
吸去上清液
滴加少量0.1MKI
玻璃棒搅拌

白色沉淀转化为黄色沉淀
PbCl2＋2I－＝P bI2+2Cl－
Ksp(PbCl2)＞Ksp(PbI2)
讨论：根据溶度积规则可以判断沉淀的生成和溶解，难溶电解质的沉淀转化方向→向着生成溶度积更小的沉淀转化。
（2）分步沉淀
实验操作
实验现象
实验解释
AgNO3
NaCl

白色沉淀
留作比对
AgNO3
K2CrO4

砖红色沉淀
留作比对
1:加入3d0.1M
NaCl+K2CrO4

2:逐滴加入
0.1M AgNO3

当白色沉淀中混杂的砖红色沉淀不再消失时停滴加AgNO3并离心。
1、2：白色沉淀中混有砖红色沉淀，振摇试管砖红色沉淀消失。
Ksp(AgCl)＝[Ag＋][Cl－]
Ksp(Ag2CrO4)＝[Ag＋]2[CrO4－]
生成Ag2CrO4所需要的[Ag＋]更大，所以先生成AgCl沉淀。
3:取出上清液并滴 AgNO3

3：砖红色沉淀
Cl－在生成AgCl沉淀的反应中全部被消耗，上清液中是剩余的CrO4－
讨论：溶液中同时含有两个以上离子时，逐滴加入某沉淀剂可能与溶液中的离子生成沉淀，利用溶度积规则来判断各离子生成沉淀的先后次序，相同类型的电解质可以直接通过溶度积的大小来判断，溶度积小的先生成沉淀；不同类型的电解质生成沉淀所需沉淀剂的量越小，越先生成沉淀。
（3）金属离子的沉淀分离
实验操作
实验现象
实验解释
1: 18ml MnSO4
+2ml CuSO4
均为0.1M
2: 逐滴加入0.1M Na2S

当溶液pH值等于7时停止滴加Na2S并离心。
1、2：生成黑色沉淀
Ksp(CuS)＜Ksp(MnS)，所以先生成CuS沉淀。
3:取出上清液并滴Na2S

3：生成肉色沉淀
Mn2＋＋S2－＝MnS↓
pH＝7，Cu2+沉淀完全；
pH＞7，MnS部分混入CuS沉淀；
pH＜7，CuS沉淀不完全，会混在MnS沉淀中，得不到肉色沉淀。
1：2ml 0.1M NH3H2O
2：1滴酚酞
3：平分入试管2和3
加入等体积H2O
加入少量NH4Ac
三、讨论提高（大约30分钟）
1、集中讨论
对实验中出现的反常现象进行讨论，分析出现反常现象的原因，进而提出实验改进措施。
讨论题：
（1）缓冲溶液的配制和性质的验证
（2）难溶电解质沉淀的转化条件
（3）多离子沉淀的先后顺序
（4）如何验证弱电质的电离平衡及平衡移动
2、实验技能考核
（1）滴管的正确使用方法
（2）沉淀的分离方法
（3）离心机的使用

实验2　配位化合物形成和性质

计划学时
3学时
实验分组
2组

一、实验讲授（大约20分钟）
1、实验目的
（1）了解配离子与简单离子的区别
（2）理解配离子稳定常数的意义
（3）了解螯合物的形成和特性
2、实验原理
（1）配位化合物组成：内界（中心离子＋配体）＋外界
（2）配离子的稳定平衡常数
配位化合物为强电解质，在水溶液中完全电离成内界（配离子）和外界，如：
[Cu(NH3)4]SO4 ＝[Cu(NH3)4]2＋＋SO42－
配离子是弱电解质，在水溶液中部分电离，如：
[Cu(NH3)4]2＋<=> Cu2＋＋4 NH3
平衡常数表达式：
（3）配离子的离解平衡
配离子的离解是一种化学平衡，当改变某物质的浓度时，平衡会发生移动。
离解平衡移动的方向：向着生成K稳更大（更难离解）的配离子方向移动
（4）螯合物的形成和特性
一个配位体中有两个或多个原子（多基配体）同时与一个中心离子进行配位，所形成的环状结构化合物叫做螯合物。
常见的多基配体：乙二胺（en）、丁二肟

3、实验注意事项
（1）实验过程中取用后的试剂要放回原处，以方便他人取用。
（2）滴加试剂时滴管不能伸入试管内部，以免污染公用试剂。
（3）注意记录实验现象和反常现象。
（4）使用离心机时要注意离心试管的对称放置，若1个试管离心应在对称位置放置加有相同体积水的试管以保持离心机转动时的平衡。另外还要注意离心过程中不要打开机盖，以免发生危险。
（5）保持实验的安静整洁，每个人要负责保持自己实验台的物品整齐和台面清洁，实验结束后将试管清洗干净，倒置于试管架上摆放整齐。
二、实验内容
1、配位化合物的制备
1:加入1ml
0.1MCuSO4
2:逐滴加入
6M NH3H2O

至溶液呈深蓝色
加入2ml乙醇
观察析出的深蓝色结晶

Cu2+＋4NH3→[Cu(NH3)4]2＋
2、配离子和简单离子性质比较
实验操作
实验现象
实验解释
FeCl3+KSCN
各2d

出现血红色
Fe3+＋nSCN－→ [Fe(SCN)n]3-n
K3[Fe(CN)6]+KSCN各2d

无变化
溶液中不存在游离的Fe3+
讨论：配位化合物是强电解质，在水溶液中可以完全电离成内界和外界。中心离子和配体组成配位化合物的内界，内界中心离子不能发生简单离子的反应，外界离子是游离状态存在的，可以与其它离子发生反应。3、复盐与配盐的区别
实验操作
实验现象
实验解释
NH4Fe(SO4)2
+NaOH △

放在试管口的湿润石蕊试纸变蓝
NH4＋OH－→NH3↑＋H2O
NH4Fe(SO4)2
+KSCN

出现血红色
Fe3+＋nSCN－→ [Fe(SCN)n]3-n
NH4Fe(SO4)2
+BaCl2

白色沉淀
Ba2＋＋SO42－→BaSO4↓
讨论：复盐中的各离子在水溶液中可以完全电离成自由离子，发生简单离子的化学反应，而配位化合物在水溶液中只有外界离子是游离的，内界的中心离子不能自由发生简单离子的化学反应。因此，复盐和配盐是不同的。
4、配离子的离解
（1）
实验操作
实验现象
实验解释
0.5ml 0.1MAgNO3
2d 2M NaOH

棕褐色沉淀
Ag＋＋OH－→AgOH
2AgOH →Ag2O↓+H2O
0.5ml 0.1MAgNO3
2d 0.1M KI

浅黄色沉淀
Ag＋＋I－→ AgI↓
0.5ml 0.1M AgNO3+2M NH3H2O至溶解再加2d

先沉淀再溶解
生成[Ag(NH3)2]+
将试管3中溶液分盛在试管4和5中重复前两个反应
试管3中的溶液
2d 2M NaOH

无沉淀
溶液中不存在游离的Ag+
试管3中的溶液
2d 0.1M　KI

黄色沉淀
[Ag(NH3)2]+ <=> Ag＋＋2NH3
[Ag＋]2[I－]＞Ksp(AgI)（10－17）
（2）
实验操作
实验现象
实验解释
0.5ml 0.1M CuSO4
2d 2M NaOH

蓝色沉淀
Cu2＋＋2OH－→Cu(OH)2 ↓
0.5ml 0.1M CuSO4
2d 0.1M Na2S

褐色沉淀
Cu2＋＋S2－→ CuS↓
0.5ml 0.1M CuSO4+6M NH3H2O至溶解再加2d

先沉淀再溶解
生成[Cu(NH3)4]2+
将试管3中溶液分盛在试管4和5中重复前两个反应
试管3中的溶液
2d 2M NaOH

无沉淀
溶液中不存在游离的Cu2＋
试管3中的溶液
2d 0.1M Na2S

褐色沉淀
[Cu(NH3)4]2+ <=> Cu2＋＋4NH3
[Cu2＋][S2－]＞Ksp(CuS)（10－36）
讨论：配离子是弱电解质，在水溶液中部分电离，因此溶液中的以游离状态存在的中心离子的浓度较低，只能与其它离子生成溶度积很小的沉淀。
5、配离子的形成与转化
1d 0.1M FeCl3
加水稀释无色
FeCl3稀溶液
5d 0.1M KSCN
血红色溶液
5d 0.1M NaF
出现血红色
血红色褪去

讨论：配离子的离解平衡是一种化学平衡，改变某物质的浓度可以使平衡发生移动，并向着生成更难离解的配离子（K稳更大）的方向移动。
6、稳定平衡常数与溶度积对配合平衡的影响
实验操作
实验现象
实验解释
5d0.05M AgNO3
滴加0.05M NaCl

白色沉淀
Ag＋＋Cl－→AgCl↓
反应a生成的沉淀
滴加2M NH3H2O

沉淀溶解
AgCl＋2NH3H2O→[Ag(NH3)2]Cl＋2H2O
反应b生成的溶液
滴加0.1M NaCl

白色沉淀
[Ag(NH3)2] <=> Ag＋＋2 NH3
[Ag＋][Cl－] ＞Ksp(AgCl)
反应c生成的沉淀
滴加6M NH3H2O

沉淀溶解
AgCl＋2NH3H2O→[Ag(NH3)2]Cl＋2H2O
反应d生成的溶液
滴加0.1M KBr

淡黄沉淀
[Ag(NH3)2] <=> Ag＋＋2 NH3
[Ag＋][Br－] ＞Ksp(AgBr)
反应e生成的沉淀
滴加1M Na2S2O3

沉淀溶解
AgBr＋2S2O32－→[Ag(S2O3)2]3－＋Br－
反应f生成的溶液
滴加0.1M KI

黄色沉淀
[Ag(S2O3)2]3－ <=> Ag＋＋2S2O32－
[Ag＋][I－] ＞Ksp(AgI)
反应g生成的沉淀
滴加饱和Na2S2O3

沉淀溶解
AgI＋2S2O32－→[Ag(S2O3)2]3－＋I－
反应h生成的溶液
滴加0.1M Na2S

褐色沉淀
[Ag(S2O3)2]3－ <=> Ag＋＋2S2O32－
[Ag＋]2[S－] ＞Ksp(Ag2S)
讨论：难溶电解质在水溶液中存在电离平衡，电离出的阳离子可以与溶液中的其它离子或分子（配体）形成配离子，使难溶电解质的溶解平衡向右移动，促进沉淀溶解。但配离子是弱电解质，在水溶液中部分电离，溶液中的以游离状态存在的中心离子可以与其它离子生成溶度积很小的沉淀。
7、配合物形成时溶解度的改变
（1）
离心去清液
1ml 0.1M AgNO3
1ml 0.1M NaCl
上一步的沉淀
2ml6MNH3H2O
上一步的溶液
6M HNO3
沉淀溶解
沉淀生成

实验解释：
第一步：Ag＋＋Cl－→AgCl↓
第二步：AgCl＋2NH3H2O→[Ag(NH3)2]Cl＋2H2O
第三步：[Ag(NH3)2]<=>Ag＋＋2NH3（1），NH3＋HNO3＝NH4＋＋NO3－（2）
反应（2）使反应（1）中的[NH3]降低，促进[Ag(NH3)2]离解，溶液中Ag+的浓度增大，则沉淀重新生成。
（2）
加水稀释
2d0.1M Pb(NO3)2
滴加2M KI
H2O
生成沉淀再溶解
沉淀重新生成

实验解释：
第一步：Pb2+＋2I＿　→ PbI2↓＋2I＿→ [PbI4]2-
第二步：[PbI4]2-→PbI2＋2I＿，加水稀释使溶液中的I＿浓度降低，平衡使右移动，出现PbI2沉淀。
8、螯合物的形成
至pH值为10
2d 0.1M NiSO4
+1ml H2O
6MNH3H2O
上步溶液
2-3d 1%丁二肟
上步溶液
1ml 乙醚
出现红色
乙醚层为红色

实验解释：生成不溶于水红色二丁二肟合镍，简写作：Ni(DMG)2

三、讨论提高（大约30分钟）
1、集中讨论
讨论题：
（1）配合物与复盐的区别
（2）配离子与简单离子不同
（3）哪些因素影响配离子的离解平衡
（4）配离子的离解平衡与难溶电解质溶解平衡的关系
（5）螯合物的结构特征与什么有关
2、实验技能考核
（1）实验6　稳定常数与溶度积对配合平衡的影响
（2）实验8　螯合物的生成
（3）实验3　复盐的鉴别
实验3　金属元素

计划学时
3学时
实验分组
2组

一、实验讲授（大约20分钟）
1、实验目的
（1）了解碱金属和碱土金属的焰色反应及其检验方法
（2）比较主族元素氢氧化物及盐类的溶解度
（3）了解过渡金属元素氢氧化物的性质
（4）了解过渡金属元素的氧化还原性
（5）了解副族元素金属离子的配合性及配离子的形成、解离。
二、实验原理
1、焰色反应
碱金属和和某些碱土金属的挥发性化的在高温火焰的灼烧时，能发出一定波长的可见光，使其火焰显出特征的颜色，分析化学中称为焰色反应。
2、碱土金属氢氧化物及其盐的性质
（1）碱土金属氢氧化物的溶解度比碱金属氢氧化物的溶解度小得多。
（2）同一主族的碱土金属的氢氧化物的溶解度从上到下逐渐增大。
（3）碱土金属（除铍外）的碳酸盐、草酸盐都难溶于水。
（4）碱土金属的铬酸盐的溶解度差别较大，按Mg、Ca、Sr、Ba的顺序递减，MgCrO4易溶，BaCrO4难溶。
（5）碱土金属的碳酸盐、草酸盐和铬酸盐均能溶于稀的强酸。
3、Pb2＋、Al3＋、Sn2＋离子硫化物和氢氧化物的性质
（1）硫化物的溶解度
S区金属（除铍外）的硫化物可溶于水。
P区金属（除铝外）的硫化物不溶于水，也不溶于稀酸，且有特征颜色，水溶液中无法制备Al2S3，而是发生双水解得到Al(OH)3白色沉淀和H2S。
（2）Pb2＋、Al3＋、Sn2＋氢氧化物的性质
　　 Pb2＋、Al3＋、Sn2＋氢氧化物难溶于水，但能溶于强酸、强碱溶液中，称为两性氢氧化物。
4、过渡金属元素氢氧化物的性质
过渡金属元素氢氧化物的溶解度较小，有两性和碱性之分：Cr(OH)3和Zn(OH)2是典型的两性氢氧化物。
5、过渡金属元素的氧化还原性
过渡元素具有多种氧化数，在一定条件下，不同氧化数的化合物相互转化，体现化合物的氧化还原性。
6、过渡金属离子的配合性及配离子的形成和解离
金属离子与水形成的配离子称为水合离子，且具有特征颜色：
Cr3＋（aq）：蓝绿色；Mn2＋（aq）：浅红色
Fe2＋（aq）：浅绿色；Fe3＋（aq）：棕黄色
Co2＋（aq）：浅红色；Ni2＋（aq）：绿　色
二、实验内容（大约100分钟）
1、焰色反应
实验操作
实验现象及解释

取一根镍丝蘸取浓盐酸后在氧化焰中烧至无色，再分别蘸取各种盐溶液，在火焰中灼烧。

碱金属和和某些碱土金属的挥发性化的在高温火焰的灼烧时，能发出一定波长的可见光，使其火焰显出特征的颜色
2、碱土金属氢氧化物及其盐的性质
（1）镁、钙、钡氢氧化物的溶解性
实验操作
实验现象
实验解释
1ml 0.2M MgCl2
新配制的2M NaOH

↓
沉淀量最小
Mg(OH)2
1ml 0.2M CaCl2
新配制的2M NaOH

↓
沉淀量最多
Ca(OH)2、CaCO3
1ml 0.2M BaCl2
新配制的2M NaOH

↓
沉淀量第二
BaCO3
小结：同一主族的碱土的氢氧化物的溶解度从上到下逐渐增大。
若NaOH溶液中存在CO2－离子，则会对各氢氧化物的理论沉淀量产生干扰。由于KSP：BaCO3＜CaCO3＜MgCO3＜Mg(OH)2，镁盐中MgCO3的沉淀很少，主要是Mg(OH)2沉淀，而钙盐和钡盐中都会出现碳酸盐沉淀，钡盐沉淀量要大于钙盐中的沉淀量。Ca(OH)2沉淀量较多，而Ba(OH)2的沉淀基本没有。
（2）碱土金属难溶盐的性质
实验操作
实验现象
实验解释
1ml 0.2M MgCl2
1ml饱和草酸铵aq
HAc和HCl aq

先生成沉淀，加HAc沉淀不溶解，加HCl沉淀溶解。
Mg2＋＋C2O42－＝MgC2O4↓
MgC2O4＋2H＋＝Mg2++2C2O4H2
乙酸的pKa为4.75
1ml 0.2M CaCl2
1ml饱和草酸铵aq
HAc和HCl aq

先生成沉淀，加HAc沉淀不溶解，加HCl沉淀溶解。
Ca2＋＋C2O42－＝CaC2O4↓
CaC2O4＋2H＋＝Ca2++2C2O4H2
1ml 0.2M BaCl2
1ml饱和草酸铵aq
HAc和HCl aq

先生成沉淀，加HAc沉淀不溶解，加HCl沉淀溶解。
Ba2＋＋C2O42－＝BaC2O4↓
BaC2O4＋2H＋＝Ba2++2C2O4H2
小结：Ka草酸＞醋酸，所以草酸盐与醋酸不反应，可以与强酸盐酸反应。
1ml 0.2M CaCl2
1ml1MK2CrO4 aq
HAc和HCl aq

不反应

1ml 0.2M BaCl2
1ml1MK2CrO4 aq
HAc和HCl aq

先生成沉淀，加HAc沉淀不溶解，加HCl沉淀溶解。
Ba2＋＋CrO42－＝BaCrO4↓
2BaCrO4+2H＋＝Cr2O72－+2Ba2＋+H2O
小结：铬酸盐能溶于稀的强酸。
1ml 0.2M MgCl2
0.5ml 1M Na2CO3
HAc和HCl aq

先生成沉淀，加HAc和HCl沉淀均溶解。
Mg2++CO2－=MgCO3↓
MgCO3+2H+=Mg2++CO2↑+H2O
1ml 0.2M CaCl2
0.5ml 1M Na2CO3
HAc和HCl aq

先生成沉淀，加HAc和HCl沉淀均溶解。
Ca2++CO2－=CaCO3↓
CaCO3+2H+=Ca2++CO2↑+H2O
1ml 0.2M BaCl2
0.5ml 1M Na2CO3
HAc和HCl aq

先生成沉淀，加HAc和HCl沉淀均溶解。
Ba2++CO2－=BaCO3↓
BaCO3+2H+=Ba2++CO2↑+H2O
小结：碱土金属（除铍外）的碳酸盐都难溶于水，碱土金属的碳酸盐能溶于酸性比自己强的酸。

3、Pb2＋、Al3＋、Sn2＋离子的性质
实验操作
实验现象
实验解释
5d 0.1M Pb(NO3)2
1：2d 2M HCl
2：5d 饱和H2S aq

1：白色沉淀
2：黑色沉淀
Pb2＋＋2Cl－＝PbCl2↓
PbCl2＋H2S＝PbS↓＋2HCl
KSP(PbS)＜KSP(PbCl2)
5d 0.1M SnCl2
6M NaOH过量至沉淀完全溶解

先生成白色沉淀，继续加NaOH沉淀溶解
Sn2＋＋OH－＝Sn(OH)2↓
Sn(OH)2＋2OH－＝SnO22－＋2H2O
Sn(OH)2具有两性
0.1M Al2(SO4)3
0.1M (NH4)2S aq

白色沉淀
臭味气体
2Al3＋+3S2＋+6H2O＝2Al(OH)3↓+H2S↑
将白色沉淀分装在两个试管中进行以下实验
白色Al(OH)3
2M H2SO4 aq

沉淀溶解
Al(OH)3＋3H＋＝Al3＋＋3H2O
白色Al(OH)3

2M NaOH aq

沉淀溶解
H3AlO3＋NaOH＝NaAlO2＋2H2O
小结：Sn(OH)2 和Al(OH)3都是两性化合物。

4、某些过渡金属元素氢氧化物的性质
实验操作
实验现象
实验解释
0.1M NiSO4 aq
1：2M NaOH
2：加强酸
3：加强碱

1：浅绿色沉淀
2：加酸沉淀溶解
3：加碱沉淀不溶
Ni2＋＋2OH－＝Ni(OH)2↓
Ni(OH)2＋2H＋＝Ni2＋＋2H2O
0.1M ZnSO4 aq
1：2M NaOH
2：加强酸
3：加强碱

1：白色沉淀
2：加酸沉淀溶解
3：加碱沉淀溶解
Zn2＋＋2OH－＝Zn(OH)2↓
Zn(OH)2＋2H＋＝Zn2＋＋2H2O
H2ZnO2＋2NaOH＝Na2ZnO2＋2H2O
0.1M Cr2(SO4)3 aq
1：2M NaOH
2：加强酸
3：加强碱

1：浅绿色沉淀
2：加酸沉淀溶解
3：加碱沉淀溶解
Cr3＋＋3OH－＝Cr(OH)3↓
Cr(OH)3＋3H＋＝Cr3＋＋3H2O
Cr(OH)3+NaOH=NaCrO2+2H2O
0.1M FeCl3 aq
1：2M NaOH
2：加强酸
3：加强碱

1：红棕色沉淀
2：加酸沉淀溶解
3：加碱沉淀不溶
Fe3＋＋3OH－＝Fe(OH)3↓
Fe(OH)3＋3H＋＝Fe3＋＋3H2O
小结：过渡金属元素氢氧化物的溶解度较小，有两性和碱性之分：Cr(OH)3和Zn(OH)2是典型的两性氢氧化物，氢氧化铁是偏碱性的两性氢氧化物，酸性极微弱，（Fe(OH)3+KOH(C)△＝KFeO2+2H2O）。
5、Cr3+、Cr6＋的颜色变化
实验操作
实验现象
实验解释
0.1M K2Cr2O7 aq
1：2M NaOH
2：2M HCl

1：黄色
2：橙色
Cr2O72－+H2O = 2CrO42－+2H＋

当溶液呈碱性时，平衡向右移动，则溶液中铬酸根离子（黄色）较多；当溶液呈酸性时，平衡向左移动，则溶液中重铬酸根离子（橙色）较多。
0.1M K2Cr2O7 aq
0.2M BaCl2

橙色

0.1M K2CrO4 aq
0.2M BaCl2

黄色沉淀
Ba2＋＋CrO42＋＝BaCrO4↓
0.5M Cr2(SO4)3 aq
1：2M NaOH过量
2：△，8－10d 3% H2O2
3：6M HNO3

1：先沉淀再溶解
2：溶液变成黄色
3：溶液变成深蓝色，再变成绿色
1：Cr3＋＋3OH－＝Cr(OH)3↓
Cr(OH)3+NaOH=NaCrO2+2H2O
2：2CrO2－＋3H2O2＋2OH－＝2CrO4－＋4H2O
3：2CrO42－+2H＋＝Cr2O72－+H2O
　 Cr2O72－+ 4H2O2＋2H+＝2CrO5＋5H2O
　 4CrO5＋12H＋＝4Cr3＋＋7O2↑＋6H2O
小结：过渡元素具有多种氧化数，在一定条件下，不同氧化数的化合物相互转化，体现化合物的氧化还原性。
6、配合物的形成及其颜色变化
（1）金属离子与氨水的作用
实验操作
实验现象
实验解释
0.1M Ag+ aq
1：少量2M NH3H2O
2：过量2M NH3H2O

1：黑色沉淀
2：沉淀溶解
1：Ag＋＋OH－→AgOH
2AgOH →Ag2O↓+H2O
2：Ag＋＋2NH3＝[Ag(NH3)2]＋
0.1M Cu2+ aq
1：少量2M NH3H2O
2：过量2M NH3H2O

1：浅蓝色沉淀
2：深蓝色溶液
1：Cu2＋＋2OH－＝Cu(OH)2↓
2：Cu2＋＋4NH3＝[Cu(NH3)4]2＋
0.1M Zn2+ aq
1：少量2M NH3H2O
2：过量2M NH3H2O

1：白色沉淀
2：沉淀溶解
1：Zn2＋＋2OH－＝Zn(OH)2↓
2：Zn2＋＋4NH3＝[Zn(NH3)4]2＋
0.1M Ni2+ aq
1：少量2M NH3H2O
2：过量2M NH3H2O

1：浅绿色沉淀
2：沉淀溶解生成紫色溶液
1：Ni2＋＋2OH－＝Ni(OH)2↓
2：Ni2＋＋6NH3＝[Ni(NH3)6]2＋
0.1M Cr3+ aq
1：少量2M NH3H2O
2：过量2M NH3H2O

1：浅绿色沉淀
2：沉淀不溶解
Cr3＋＋3OH－＝Cr(OH)3↓
0.1M Fe3+ aq
1：少量2M NH3H2O
2：过量2M NH3H2O

1：棕红色沉淀
2：沉淀不溶解
Fe3＋＋3OH－＝Fe(OH)3↓
（2）配合物的颜色变化
5d1 1M CuCl2
滴加浓HCl
由浅蓝色变成黄色
加水稀释
H2O
颜色变浅

6M氨水

深蓝色溶液

实验解释：
在CuCl2很浓的HCl溶液中，可形成黄色的[CuCl4]2-
Cu2＋＋4Cl－＝[CuCl4]2－
CuCl2的稀溶液为浅蓝色，原因是水分子取代了[CuCl4]2-中的Cl－，形成[Cu(H2O)4]2+ 。
[CuCl4]2－＋4H2O＝[Cu(H2O)4]2+＋4Cl－
CuCl2的溶液中通常为黄绿色或绿色，原因是溶液中同时含有[CuCl4]2－和[Cu(H2O)4]2+ 。
Cu2＋＋4NH3＝[Cu(NH3)4]2+，深蓝色溶液。
0.5ml 0.1M NiSO4
1%乙二胺aq
浅蓝色变成紫色

实验解释：
[Ni2＋(en)(H2O)4]2＋（浅蓝色）→[Ni2＋(en)2(H2O)2]2＋（蓝色）→[Ni2＋(en)3]2＋（紫色）
三、讨论提高（大约30分钟）
1、集中讨论
讨论题：
（1）本实验中，有哪些因素能使配离子的离解平衡发生移动？
（2）本实验中，哪些生成配合物的反应可用于离子的鉴别？
（3）如何将Cr3＋转变成CrO42－，并对其进行鉴别？
2、实验技能考核
（1）焰色反应
（2）配离子的形成

实验4　非金属元素

计划学时
3学时
实验分组
2组

一、实验讲授（大约20分钟）
1、实验目的
（1）了解卤素单质及其一些化合物的氧化还原性
（2）掌握硫化氢、硫的含氧酸及其盐的性质
（3）了解亚硝酸及其盐的性质
2、实验原理
（1）卤素的氧化还原性与歧化反应
卤素单质以氧化性为主，与水发生歧化反应，反应进行的程度与溶液pH值有关。
（2）卤素离子的还原性
　　卤素离子的还原性参照氧化还原电对的标准电极电势的大小。
（3）氯酸盐的氧化性
　　酸性介质可以使氯酸盐的氧化性增强。
（4）难溶硫化物的生成和性质
副族元素的硫化物往往具有特征颜色，按溶解度分类：
不溶于水，但可溶于稀酸；
不溶于水，与不溶于稀酸，但可溶于浓酸、氧化性酸或王水。
（5）亚硫酸钠的性质
　　亚硫酸钠既具有氧化性，又具有还原性。
（6）硫代硫酸盐的性质
　　硫代硫酸钠在碱性条件下稳定，在酸性条件下迅速分解。
（7）亚硝酸的性质
既有氧化性又有还原性。
3、实验注意事项
二、实验内容（大约100分钟）
1、卤素的氧化还原性
（1）碘的氧化性
实验操作
实验现象
实验解释
1：数滴碘水
2：0.1M Na2S2O3

碘水褪色
I2＋2Na2S2O3＝2NaI＋Na2S4O6
1：数滴碘水
2：饱和H2S aq

碘水褪色
黄色沉淀
I2＋H2S＝S↓＋2HI
小结：卤素单质主要表现为氧化性。
（2）卤素的歧化反应
实验操作
实验现象
实验解释
饱和溴水
1：0.1M NaOH
2：0.5M H2SO4

1：溴水褪色
2：颜色恢复
1：Cl2＋H2O＝HCl＋HClO
2：加酸使反应向左进行
饱和碘水
1：0.1M NaOH
2：0.5M H2SO4

1：碘水褪色
2：颜色恢复
1：I2＋H2O＝HI＋HIO
2：加酸使反应向左进行
小结：卤素单质在水中发生歧化反应，反应进行的程度与溶液的pH值成正比，即：加酸抑制反应进行，加碱促进反应进行。

（3）卤离子的还原性
实验操作
实验现象
实验解释
少量KI固体
1：1ml浓H2SO4
2：Pb(Ac)2试纸

1：出现深紫色
2：湿Pb(Ac)2试纸变黑
1：KI＋H2SO4(浓)＝KHSO4＋HI
8HI＋H2SO4(浓)＝H2S＋4H2O＋4I2
2：Pb(Ac)2＋H2S＝PbS↓＋2HAc
少量KBr固体

1：1ml浓H2SO4
2：淀粉-KI试纸

1：出现红棕色并有气泡生成
2：湿润的淀粉-KI试纸变蓝
2KBr+2H2SO4=K2SO4+Br2+SO2↑+2H2O
Br2＋KI＝I2＋KBr
少量NaCl固体

1：1ml浓H2SO4
2：玻棒蘸浓NH3H2O

1：固体溶解
2：蘸浓NH3H2O的玻棒靠近试管后有白烟生成
1：NaCl＋H2SO4(C) ＝HCl＋Na2SO4
2：NH3＋HCl＝NH4Cl
0.5ml 0.1M KI
1：2d 0.1M FeCl3
2：0.5ml CCl4

充分振荡后静止
CCl4层呈紫红色
I－＋Fe3+＝I2＋Fe2+

0.5ml0.1MKBr
1：2d 0.1M FeCl3
2：0.5ml CCl4

充分振荡后静止
CCl4层无色

小结：卤离子具有还原性大小顺序为I－＞Br－＞Cl－，能否与氧化剂发生氧化还原反应需要参照氧化还原电对的标准电极电势。

2、氯酸盐的氧化性
实验操作
实验现象
实验解释
KClO3固体
1：少量浓HCl
2：湿pH试纸

湿pH试纸先变红，然后褪色
KClO3＋6HCl＝