无机化学实验教案08（下）

《无机化学实验》

教 案

(2008～2009学年 第二学期)

院 （ 系 、 部 ） 化 学 化 工 系 教 研 室 无 机 化 学 教 研 室 课 程 名 称 无 机 化 学 实 验

任课专业、年级、班级 化学0801B 化工0801Z 主 讲 教 师 姓 名 沈 红 旗 职 称 、 职 务 讲 师 使 用 教 材 无机化学实验（高教第三版）

第二学期实验目录

序号 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17

实验名称 硝酸钾的制备与提纯 三氯化铁的制备 硫代硫酸钠的制备 硫代硫酸钠的产品检验 三氯化六氨合钴（Ⅲ）的制备 三草酸合铁（Ⅲ）酸钾的制备 明矾的制备 铬酸铅的制备 硫酸亚铁铵的制备 硫酸铜的制备 四氧化三铅的组成测定 生物体中几种元素的定性鉴定 电离平衡、沉淀平衡 氧化还原反应 海带中提取碘 十种钠盐的鉴别 理论考试，验收仪器 2

实验性质 综合实验 综合实验 综合实验 综合实验 综合实验 综合实验 综合实验 综合实验 设计实验 综合实验 综合实验 综合实验 设计实验 综合实验 综合实验 综合实验 备注

黄淮学院化学化工系2008—2009学年度第二学期

教 学 进 度 表

课程名称：无机化学实验 采用教材：北京师范大学 授课班级：化学0801、化工0801 讲授教师：沈红旗 班周学时：3 授课时数：17×3×3 填表日期：2009.2.15

周数 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 起讫时间 2.16—2.22 2.23—3.1 3.2—3.8 3.9—3.15 3.16—3.22 3.23—3.29 3.30—4.5 4.6—4.12 4.13—4.19 4.20—4.26 4.27—5.3 5.4—5.10 5.11—5.17 5.18—5.24 5.25—5.31 6.1—6.7 6.8—6.14 讲 课 内 容 氯化钠的提纯 硝酸钾的制备与提纯 硫代硫酸钠的制备 缓冲溶液的配制与标定 三氯化六氨合钴（Ⅲ）的制备 三草酸合铁（Ⅲ）酸钾的制备 明矾的制备 铬酸铅的制备 硫酸亚铁铵的制备 硫酸铜的制备 四氧化三铅的组成测定 卤素、氧、硫 氮族、硅、硼 铜、银、锌、镉、汞 铁、钴、镍 十种钠盐的鉴别 理论考试，验收仪器 班周学时 3 3 3 3 3 3 3 3 3 3 3 3 3 3 3 3 3

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《无机化学实验》分组名单

（2008—2009第二学期）

序 号 1 第一组 周一下午 2:00-5:00 白芳 陈配配 楚志强 褚会平 褚进 杜娟 范艳静 范自建 冯潇帅 郭峻涛 邝方方 李辉娟 贺林林 贺晓璐 衡明晶 侯姿羽 姬瑞 蒋莉 李珊珊 李帅 李亚琳 王康 第二组 周二下午 3:00-6:00 第三组 周三下午 4:00-7:00 第四组 周四下午 4:00-7:00 第五组 周五下午 2:00-5:00 李艳杰 林嘉柄 刘浩浩 刘辉 刘全胜 刘文文 刘献平 刘艳 刘义方 刘忠元 吕丙好 穆春燕 裴藏 石忠新 宋瑞丽 孙济民 孙朋旭 王冰冰 王桂茹 王敬军 陈中辉 董凌彪 房彬 高利 桂志立 朱海峰 黄万鹏 姬腾 李克 李盼 李永远 李占立 刘浩 刘静静 刘奇森 娄丹莉 孟祥锁 平炜炜 孙哲 腾玉奇 张乾霖 汪国夫 王博文 王海淼 王晓 孟佳佳 王艳丽 王艳荣 吴闯 吴莉 吴鑫洋 邢天豪 邢学达 徐凤勤 闫晓志 杨玲 姚帅 易明江 於成星 岳升阳 张军庆 张俊奇 张社 贾晓果 赵冰涛 赵利飞 赵文雅 朱成龙 徐进 闫小刚 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11

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实验一 氯化钠的提纯

一、实验目的

1．学习提纯食盐的原理和方法及有关离子的鉴定；

2．掌握溶解、过滤、蒸发、浓缩、结晶、干燥等基本操作。

二、实验原理

粗食盐中的不溶性杂质（如泥沙等）可通过溶解和过滤的方法除去。粗食盐中的可溶

?性杂质主要是Ca2+、Mg2+、K+和SO24离子等，选择适当的试剂使它们生成难溶化合物的

沉淀而被除去。

?（1）在粗盐溶液中加入过量的BaCl2溶液，除去SO24： ? Ba2+ +SO24===BaSO4↓

过滤，除去难溶化合物和BaSO4沉淀。

?（2）在滤液中加入NaOH和Na2CO3溶液，除去Mg2+, Ca2+ 和沉淀SO24 时加入的过量

Ba2+：

Mg2+ + 2OH－===Mg(OH)2↓

2? Ca2+ + CO3 ===CaCO3↓ 2? Ba2+ + CO3 ===BaCO3↓

过滤除去沉淀。

（3） 溶液中过量的NaOH和Na2CO3可以用盐酸中和除去。 （4） 粗盐中的K+ 和上述的沉淀剂都不起作用。由于KCl的溶解度大于NaCl的溶解度，且含量较少，因此在蒸发和浓缩过程中，NaCl先结晶出来，而KCl则留在溶液中。

三、实验仪器与试剂

台秤，烧杯，量筒，普通漏斗，漏斗架，布氏漏斗，吸滤瓶，蒸发皿，石棉网，酒精灯，药匙。

粗食盐，HCl（6mol·L－1），HAc（6mol·L－1），NaOH（6mol·L－1），BaCl2（6mol·L－1），Na2CO3（饱和），(NH4)2C2O4（饱和），镁试剂，滤纸，pH试纸。

四、实验步骤

1．粗食盐的提纯

① 在台秤上称取8.0g粗食盐，放在100mL烧杯中，加入30mL水，搅拌并加热使其溶解。至溶液沸腾时，在搅拌下逐滴加入1 mol·L－1 BaCl2溶液至沉淀完全（约2mL）。继续加热5min，使BaSO4的颗粒长大而易于沉淀和过滤。为了试验沉淀是否完全，可将烧杯从石棉网上取下，待沉淀下降后，取少量上层清液于试管中，滴加几滴6mol·L－1 HCl，再加几滴1mol·L－1 BaCl2检验。用普通漏斗过滤。

② 在滤液中加入1mL 6mol·L－1 NaOH和2mL饱和Na2CO3, 加热至沸，待沉淀下降后，取少量上层清液放在试管中，滴加Na2CO3溶液，检查有无沉淀生成。如不再产生沉淀，用普通漏斗过滤。

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③ 在滤液中逐滴加入6mol·L－1 HCl，直至溶液呈微酸性为止（pH约为6）。

④ 将滤液倒入蒸发皿中，用小火加热蒸发，浓缩至稀粥状的稠液为止，切不可将溶液蒸干。

⑤ 冷却后，用布氏漏斗过滤，尽量将结晶抽干。将结晶放回蒸发皿中，小火加热干燥，直至不冒水蒸气为止。

⑥ 将精食盐冷至室温，称重。最后把精盐放入指定容器中。计算产率。 2．产品纯度的检验

取粗盐和精盐各1g，分别溶于5mL蒸馏水中，将粗盐溶液过滤。两种澄清溶液分别盛于三支小试管中，组成三组，对照检验它们的纯度。

－1?① SO2的检验 在第一组溶液中分别加入2滴6mol·L HCl，使溶液呈酸性，再4?加入3~5滴1mol·L－1 BaCl2，如有白色沉淀，证明SO24存在，记录结果，进行比较。

② Ca2+的检验 在第二组溶液中分别加入2滴6mol·L1 HAc使溶液呈酸性，再加入3~5滴饱和的(NH4)2C2O4溶液。如有白色CaC2O4沉淀生成，证明Ca2+存在。记录结果，进行比较。

③ Mg2+的检验 在第三组溶液中分别加入3~5滴6mol·L－1 NaOH，使溶液呈碱性，再加入1滴“镁试剂”。若有天蓝色沉淀生成，证明Mg2+存在。记录结果，进行比较。

镁试剂是一种有机染料，在碱性溶液中呈红色或紫色，但被Mg(OH)2沉淀吸附后，则呈天蓝色。

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五、注意事项

（1）粗食颗粒要研细；（2）食盐溶液浓缩时切不可蒸干； （3）普通过滤与减压过滤的正确使用与区别。

六、思考题与参考答案

1．加入30mL水溶解8g食盐的依据是什么？加水过多或过少有什么影响？

答：依据食盐在沸点下的溶解度。加水过多不利于离子的沉淀完全；加水过少粗食盐可能溶不完。

2．怎样除去实验过程中所加的过量沉淀剂BaCl2，NaOH和Na2CO3？ 答：BaCl2用Na2CO3； NaOH和Na2CO3用HCl。 3．提纯后的食盐溶液浓缩时为什么不能蒸干？

答：少量溶液的存在用于溶解KCl，否则KCl也会析出。

?4．在检验SO24时，为什么要加入盐酸溶液？

答：因为BaCO3也是白色沉淀，但它可溶于HCl。 5．在粗食盐的提纯中，（1）（2）两步，能否合并过滤？

答：不能。因为在（2）加入Na2CO3后，会有少量（1）中的BaSO4转化为BaCO3，从而又释放出少量SO42-。

下周实验：硝酸钾的制备和提纯 预习： 值日：第一组

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实验二 硝酸钾的制备和提纯

一、实验目的

1．观察验证盐类溶解度和温度的关系；

2．利用物质溶解度随温度变化的差别，学习用转化法制备硝酸钾； 3．熟悉溶解、减压抽滤操作，练习用重结晶法提纯物质。

二、实验原理

本实验是采用转化法由NaNO3和KCl来制备硝酸钾，其反应如下： NaNO3 + KCl NaCl + KNO3

该反应是可逆的，因此可以改变反应条件使反应向右进行

表 NaNO3、KCl、NaCl、KNO3在不同温度下的溶解度（g/100g水） 温度/℃ 0 10 20 30 40 60 80 盐 KNO3 13.3 20.9 31.6 45.8 63.9 110.0 169 KCl 27.6 31.0 34.0 37.0 40.0 45.5 51.1 NaNO3 73 80 88 96 104 124 148 NaCl 35.7 35.8 36.0 36.3 36.6 37.3 38.4 100 246 56.7 180 39.8 由表中的数据可以看出，反应体系中四种盐的溶解度在不同温度下的差别是非常显著的，氯化钠的溶解度随温度变化不大，而硝酸钾的溶解度随温度的升高却迅速增大。因此，将一定量的固体硝酸钠和氯化钾在较高温度溶解后加热浓缩时，由于氯化钠的溶解度增加很少，随着浓缩，溶剂水减少，氯化钠晶体首先析出。而硝酸钾溶解度增加很多，它达不到饱和，所以不析出。趁热减压抽滤，可除去氯化钠晶体。然后将此滤液冷却至室温，硝酸钾因溶解度急剧下降而析出。过滤后可得含少量氯化钠等杂质的硝酸钾晶体。再经过重结晶提纯，可得硝酸钾纯品。硝酸钾产品中的杂质氯化钠利用氯离子和银离子生成氯化银白色沉淀来检验。

三、实验仪器与试剂

烧杯（100mL, 250mL），温度计（200℃），玻璃抽滤器，吸滤瓶，布氏漏斗，台秤，石棉网，酒精灯，玻棒，量筒（10mL, 50mL）。

氯化钾，硝酸钠（工业级或试剂级），硝酸银（0.1mol·L－1），滤纸，火柴。

四、实验步骤

1．称取10g硝酸钠和8g氯化钾固体，倒入100mL烧杯中，加入20mL蒸馏水。 2．将盛有原料的烧杯放在石棉网上用酒精灯加热，并不断搅拌，至杯内固体全溶，记下烧杯中液面的位置。当溶液沸腾时用温度计测溶液此时的温度，并记录。 3．继续加热并不断搅拌溶液，当加热至杯内溶液剩下原有体积的2/3时，已有氯化钠析出，趁热快速减压抽滤（布氏漏斗在沸水中或烘箱中预热）。

4．将滤液转移至烧杯中，并用5mL热的蒸馏水分数次洗涤吸滤瓶，洗液转入盛滤液的烧杯中，记下此时烧杯中液面的位置。加热至滤液体积只剩原有体积的3/4时，冷却至室温，观察晶体状态。用减压抽滤把硝酸钾晶体尽量抽干，得到的产品为粗产品，称量。

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5．除留下绿豆粒大小的晶体供纯度检验外，按粗产品:水=2:1（质量比）将粗产品溶于蒸馏水中，加热，搅拌，待晶体全部溶解后停止加热。待溶液冷却至室温后抽滤，得到纯度较高的硝酸钾晶体，称量。

6．纯度检验 分别取绿豆粒大小的粗产品和一次重结晶得到的产品放入两支小试管中，各加入2mL蒸馏水配成溶液。在溶液中分别滴入0.1 mol·L－1硝酸银溶液2滴，观察现象，进行对比，重结晶后的产品溶液应为澄清。若重结晶后的产品中仍然检验出含氯离子，则产品应再次重结晶。

五、教学中的几个事项

1、提问：（1）计算用10g硝酸钠和8g氯化钾制取硝酸钾的理论产量？

解： NaNO3 + KCl = NaCl + KNO3 1 1 1 1

10/85=0.1176 8/74.5=0.107 0.107×58.5=6.3 0.107×101=10.8 （2）将硝酸钠和氯化钾的混合液蒸发到原有体积的三分之二时，烧杯内的晶体是什么？粗算这时有几克该物质析出？（以100℃，13克水计算）

解： S(NaCl)=39.8g, S(KNO3)=246g

100℃100℃时，13克水中所溶解的NaCl、KNO3 的质量分别为： NaCl=39.8÷100×13=5.2 g， KNO3=246÷100×13=32 g， 所以，此时烧杯内的晶体是NaCl，大约有6.3－5.2=1.1 g。

（3）实验中进行“蒸发到原有体积的三分之二”时，如果蒸发不够或过头会有什么后果？

解：第一次蒸发到原有体积的三分之二时：若过头，KNO3会随析出NaCl而产率低，若不够，则NaCl析出的少，产品杂质多；第二次蒸发到原有体积的三分之二时：若过头，NaCl会随KNO3析出，产率会大于100%，若不够，则KNO3产率低。

（4）粗产品KNO3中的杂质是什么？如何除去？（追问重结晶） 解：NaCl。通过重结晶除去。

（5）将粗产品KNO3重结晶时，用2克KNO3加入1克的水是如何确定的？ 解：S(KNO3)=246g/（100 g，H2O），所以，2克KNO3加入1克的水为近饱和溶液。 （6）能否将除去氯化钠后的滤液直接冷却制取硝酸钾？

答：不能。因为第（3）步滤液中仍含有多量氯化钠，属饱和溶液，直接冷却时，

会有氯化钠析出。 2、可能出现的问题：

（1）产率过低或超过100%：前者是第一次蒸过头，后者是第二次蒸过头。 （2）将滤液从支管口倒出。（3）用水冲洗漏斗上的晶体。 3、关键步骤：

（1）第一步加热蒸发和第二步加热蒸发时，溶液体积的控制。

（2）第（3）步过滤一定要趁热快速减压抽滤，布氏漏斗在沸水中或烘箱中预热。

六、思考题：设计从母液提取较高纯度的硝酸钾晶体的实验方案。

下周实验：硫代硫酸钠的制备 预习：P202 —P204

值日：第二组

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实验三 硫代硫酸钠的制备

一、实验目的

1、学习用硫化钠制备硫代硫酸钠的方法。 2、练习抽滤、气体发生、器皿连接操作。

二、实验原理

用硫化钠制备硫代硫酸钠可分三步进行：

1、碳酸钠与二氧化硫中和，生成亚硫酸钠: Na2CO3 + SO2 = Na2SO3 + CO2 2、硫化钠与二氧化硫反应生成亚硫酸钠和硫：2Na2S + 3SO2 = 2Na2SO3 + 3S 3、亚硫酸钠与硫反应生成硫代硫酸钠： Na2SO3 + S = Na2S2O3 总反应如下：2Na2S + Na2CO3 + 4SO2 = 3Na2S2O3 + CO2

本实验就是利用Na2SO3与浓硫酸反应生成的SO2 ，（Na2SO3 +H2SO4 = Na2SO4 +SO2 +H20 ）,通入含有Na2S 和 Na2CO3 的溶液中进行反应，然后过滤得到Na2S2O3溶液，在浓缩蒸发、冷却，析出的晶体为Na2S2O3·5H20，将晶体烘干，称量，得晶体。计算产率： Na2S2O3·5H20的产率==（b×2×78.6）÷(a×3×248.21)==3.2b%

其中a为所取Na2S的质量（6.5克）；b为所得晶体的质量（克）。

三、实验用品

1、仪器：球形分液漏斗，磁力搅拌器，洗气瓶，锥形瓶，圆底烧瓶，抽滤泵。 2、药品：Na2S·9H20 (20g) , Na2SO3(22g), Na2CO3(5g), H2SO4(10ml),NaOH(6M)(40ml) 3、材料：pH 试纸，滤纸（?7cm），螺旋夹。

四、各种原材料的用量：

1、Na2S·9H20 Na2S 2、2Na2S + Na2CO3 + 4SO2 = 3Na2S2O3 + CO2 240 78 2×78 106 4×64 3×158.21 20 m 6.5 x y z

m =6.5g x = 4.4g, y = 10.7g, z = 19.7g

3 、Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + H20 4、Na2S2O3 Na2S2O3·5H20

1 1 1 158 248

a÷126 b×18 10.7÷64 19.7 M

a =21.5g, b = 9.3ml M = 31g

所以，当取20g的Na2S·9H20时，各种原材料的用量分别为：

Na2CO3 =4.4g ≈4.5g， Na2SO3 =21.5g≈22g， 浓H2SO4 = 9.3ml≈10ml

Na2S2O3·5H20的理论产量 ≈31g

五、实验步骤

1、20g的Na2S·9H20、4.5g的 Na2CO3、150 ml的蒸馏水、转子一起加入到250ml的锥形瓶中，放到磁力搅拌器上。

2、在分液漏斗中加入浓硫酸，蒸馏烧瓶中加入亚硫酸钠固体（比理论量稍多些）以

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反应产生SO2气体。在碱吸收瓶中加入6MNaOH溶液以吸收多余的SO2气体。 3、连好制备硫代硫酸钠的装置。

4、打开分液漏斗，使硫酸慢慢滴下。打开螺旋夹，适当调节螺旋夹（防止倒吸），使反应产生的SO气体较均匀地通入NaS NaCO溶液中， 并采用电磁搅拌器搅动。

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随着SO2气体的通入，逐渐有大量浅黄色的硫析出。继续通入SO2气体。反应感进行约1小时，溶液的pH约等于7时（注意不要小于7），停止通入SO2气体。 5、过滤所得的硫代硫酸钠溶液转移至烧杯中进行浓缩，直至溶液中有一些晶体析出时，停止蒸发，冷却。使Na2S2O3·5H20结晶析出，过滤。将晶体放在烘箱中，在400C下，干燥40—60分钟。称量，计算产率。

六、注意事项

1、制备过程中要控制瓶中溶液的pH约等于7，不要小于7。 2、制备过程中要用浓硫酸，注意安全。

3、实验结束后要注意处理好烧瓶中剩余的SO2气体。

七、提问

1、停止通入SO2气体时，为什么必须控制瓶中溶液的pH约等于7，不要小于7？如何控制？

因为pH小于7时，溶液呈若弱酸性，而硫代硫酸钠的水溶液呈弱碱性，则回因酸碱中和而消耗一部分晶体，影响产量。当pH大于7时，产生的S与S2- 生成S22-，将减少S的生成量，从而影响产量。 2、本实验中，为什么要用Na2CO3？

（1） 用Na2CO3使中间产物亚硫酸钠的量多，使析出的硫全部生成硫代硫酸钠，

产量高，硫化钠和碳酸钠以2：1的摩尔比取量较为适宜。 （2） 用Na2CO3可以降低反应温度。 3、如何操作才能提高产率？

（1） 控制瓶中溶液的pH约等于7，不要小于7。 （2） 加入适量的碳酸钠。 4、晶体为什么要在400C以下烘干？

因为硫代硫酸钠晶体的熔点为48.50C，超过此温度，晶体将熔化。

八、思考题

写出用硫化钠制备硫代硫酸钠的原理、方程式和四种原材料。

下周实验：三氯化六氨合钴（Ⅲ）的制备 预习：P206——P208

值日：第三组

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3、 FeSO4液与饱和(NH4)2SO4混合时溶液变黄，主要是酸度不够，另一方面制(NH4)2SO4液时没用加热至沸腾除氧，或其中含有氧化物质。 4FeSO4+O2+2H2O=4Fe(OH)SO4

蒸发浓缩时出现黄色也因为酸度不够，温度过高，用灯或电炉直接加热都不可以。 4注意

⑴ 用大烧杯作水浴加热

⑵ 水浴温度在50-60℃,及时补加蒸馏水，使Fe2+处在酸性环境中。 ⑶ 用热过滤漏斗，使漏斗中水沸腾

⑷ FeSO4液要保持PH在5-6之间，若达不到可加H2SO4调节。 ⑸ 配(NH4)2SO4时，要先将蒸馏水加热煮沸去氧。 ⑹ 蒸发产品时要水浴低温蒸干，防止Fe2+被氧化为Fe3+。 结论：产率为70％以上（理论产率为80％）。

下周实验：硫酸铜的制备 预习：见讲义

值日：第二组

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实验九 硫酸铜的制备

一、实验目的

1．掌握利用废铜粉制备硫酸铜的方法；

2．练习减压过滤、蒸发浓缩和重结晶等基本操作；

二、实验原理

利用废铜粉灼烧氧化法制备CuSO4·5H2O：先将铜粉在空气中灼烧氧化成氧化铜，然后将其溶于硫酸而制得：

2Cu + O2 = 2CuO（黑色） CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O

由于废铜粉不纯，所得CuSO4溶液中常含有不溶性杂质和可溶性杂质FeSO4、Fe2(SO4)3及其他重金属盐等。Fe2+ 离子需用氧化剂H2O2溶液氧化为Fe3+ 离子，然后调节溶液pH≈4.0，并加热煮沸，使Fe3+ 离子水解为Fe(OH)3沉淀滤去。其反应式为

2Fe2+ + 2H+ + H2O2 = 2Fe3+ + 2H2O

Fe3+ + 3H2O = Fe(OH)3↓ + 3H+

CuSO4·5H2O在水中的溶解度，随温度的升高而明显增大，因此粗硫酸铜中的其他杂质，可通过重结晶法使杂质在母液中，从而得到较纯的蓝色水合硫酸铜晶体。

三、实验仪器及试剂

托盘天平，瓷坩埚，泥三角，酒精灯，烧杯（50mL），电炉，布氏漏斗，吸滤瓶，精密pH试纸，蒸发皿，表面皿，水浴锅，量筒（10mL）。

废铜粉, H2SO4(2mol·L－1), H2O2(3%), K3[Fe(CN)6](0.1mol·L－1), NaOH(2mol·L－1)，无水乙醇。

四、实验步骤

1．CuSO4·5H2O的制备

① 废铜粉氧化 称取2.4g废铜粉，放入干燥洁净的瓷坩埚中，将坩埚置于泥三角上，用酒精灯灼烧，并不断搅拌，至铜粉转化为黑色的CuO（约40min），停止加热，冷却。备用。

② 粗硫酸铜溶液的制备 将①中的CuO转入50mL烧杯中，加入17mL2mol·L－1

H2SO4（按CuO转化率80%估算），微热使之溶解（注意保持液面一定高度）。如10min后，CuO未完全溶解（烧杯底部有黑色粉末），表明CuO转化率高，可补加适量H2SO4继续溶

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解。如果CuO很快溶解，剩余大量红色铜粉，表明转化率低，剩余酸量过多。

③ 粗硫酸铜的提纯 在粗CuSO4溶液中，滴加3% H2O2溶液25滴，加热搅拌，并检验溶液中有无Fe2+ 离子（用什么方法检查）。待Fe2+ 离子完全氧化后，用2mol·L－1 NaOH调节溶液的pH≈4.0（精密pH试纸）加热至沸数分钟后，趁热减压过滤，将滤液转入蒸发皿中，滴加2mol·L－1 H2SO4，调节溶液的pH≈2，然后水浴加热，蒸发浓缩至液面出现晶膜为止。让其自然冷却至室温有晶体析出（如无晶体，再继续蒸发浓缩），减压过滤，，抽干。产品转至表面皿上，用滤纸吸干后称重。计算产率，母液回收。

五、注意事项

1．在粗硫酸铜的提纯中，浓缩液要自然冷却至室温析出晶体。否则，其它盐类如Na2SO4也会析出。

2．已灼烧恒重的坩埚，在马沸炉中灼烧及称量过程中，避免粘上灰尘。

六、思考题与参考答案

1．除去CuSO4溶液中Fe2+ 杂质时，为什么须先加H2O2氧化，并且调节溶液的pH≈4.0，太大或太小有何影响？

答：Fe2+不易水解，加H2O2氧化为易水解的Fe3+，在pH≈4.0就会水解完全。pH太大，会析出Cu(OH)2；pH太小，Fe3+水解不完全。

2．如果粗硫酸铜中含有铅等盐，它们会在哪一步中被除去，可能的存在形式是什么？ 答：第（2）步中除去，可能的存在形式是PbSO4沉淀。 3．如何检查Fe2+ 的存在？

答：用K3[Fe(CN)6]溶液，若产生蓝色沉淀，表明Fe2+ 的存在。

下周实验：四氧化三铅的组成测定 预习：P223——P224 值日：第三组

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实验十 四氧化三铅的组成测定

一、实验目的

1、测定四氧化三铅组成。 2、进一步练习碘量法操作。

3、学习用EDTA测定溶液中的金属离子。

二、实验原理

Pb3O4为红色粉末壮固体，俗称铅丹或红铅。该物质为混合价态氧化物，其化学式可写成2 PbO·PbO2。

Pb3O4与HNO3反应时，由于PbO2的生成，固体的颜色很快从红色变为棕褐色： Pb3O4 + HNO3

PbO2 + Pb(NO3)2 + H2O

这样就使PbO与PbO2分离，然后分别测定PbO与PbO2的物质的量，并计算二者物质的量之比，可测定出四氧化三铅的组成。

Pb3O4与HNO3反应后生成的Pb2+，可用六亚甲四胺控制溶液的为pH5～6，以二甲酚橙为指示剂，用EDTA标准溶液进行标定。

PbO2是一种很强的氧化剂，在酸性溶液中，它能定量地氧化溶液中的I-： PbO2 + 4I- + 4HAc

PbI2 + I2 + 2 H2O + 4Ac- 从而可测定出PbO2的物质的量。

三、实验用品

1、仪器：分析天平、台秤、称量瓶、干燥器、量筒（10ml、100ml）、烧杯（50ml）、锥形瓶(250ml)、 吸滤瓶、 酸、碱式滴定管、 抽滤泵

2、药品：Pb3O4(s) KI(s) HNO3(6M) EDT标准溶液(0.1M) NaAc—HAc(1:1) Na2S2O3标准溶液(0.1M) NH3·H2O(1:1) 淀粉（2%） 二甲酚橙 六亚甲四胺（20%） 3、材料： 滤纸 pH试纸。

四、实验内容

1、Pb3O4的分解

用差量法准确称取干燥的Pb3O4 0.5克，放入50ml的小烧杯中，加入2ml 6mol·L-1的HNO3溶液，用玻璃棒搅拌，使之充分反应，当红色的Pb3O4变为棕黑色的PbO2时，抽滤，用蒸馏水少量多次地洗涤固体，保留滤液和固体供下面实验用。

2、PbO含量的测定

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把上述滤液全部转入锥形瓶中，往其中加入4～6滴二甲酚橙指示剂，并逐滴加入1:1的氨水，至溶液由黄色变为橙色，再加入20%的六亚甲四胺至溶液呈稳定的紫红色（或橙黄色），再过量5 ml，此时溶液的pH为5～6。然后用EDTA标准溶液滴定至溶液由紫红色变为亮黄色时，即为终点。记下所消耗的EDTA溶液的体积。

3、PbO2含量的测定

将上述固体连同滤纸一并置于另一只锥形瓶中，往其中加入30ml NaAc—HAc溶液，再向其中加入0.8克固体KI，摇动锥形瓶，使PbO2全部反应而溶解，此时溶液呈透明棕色。以Na2S2O3标准溶液滴定至溶液呈淡黄色时，加入1 ml 2%的淀粉，继续滴定至溶液蓝色刚好褪去为止，记下所用去的Na2S2O3标准溶液的体积。 4、由上述实验算出试样中PbO与PbO2的摩尔比，以及Pb3O4在试样中的质量分数。 本实验要求，PbO与PbO2的摩尔比为2±0.05，Pb3O4在试样中的质量分数大于或等于95%为合格。

五、注意事项

1、PbO2氧化I-须在酸性介质中进行。 2、只能HNO3用分解Pb3O4。

六、思考题

1、能否加其它酸如H2SO4或HCl溶液使Pb3O4分解？为什么？

不能。因为用H2SO4或HCl溶液使Pb3O4分解，将会生成PbSO4(难溶)或PbCl2（微溶）。

2、PbO2氧化I-需在酸性介质中进行，能否加HNO3或HCl溶液以替代HAc？为什么？ 不能用HNO3替代HAc，因为：3I2 + 10HNO3 == 6HIO3 +10NO +2H2O 不能用HCl溶液以替代HAc，因为：I2 + Cl- == I2Cl-. 2、自行设计另一个实验，以测定Pb3O4的组成。

下周实验：卤素、氧、硫 预习：P144——P147 值日：第四组

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实验十一 卤素、氧、硫

一、实验目的

1、掌握氯离子、溴离子、碘离子的鉴定方法。 2、掌握双氧水的氧化性、还原性。 3、掌握不同氧化态硫的化合物的主要性质。

二、实验用品

1、仪器：离心机、离心试管、水浴锅、试管。

2、药品：NaCl(0.1 mol?L-1), NaBr(0.1 mol?L-1), NaI(0.1 mol?L-1), AgNO3(0.2 mol?L-1), H2O2(3%), Pb(NO3)2(0.2 mol?L-1), KMnO4(0.1 mol?L-1), H2SO4(3 mol?L-1), KI(0.2 mol?L-1), CuSO4(0.2 mol?L-1), Na2S(0.2 mol?L-1), MnSO4(0.2 mol?L-1), HCl(2 mol?L-1), HNO3(2 mol?L-1) , Na2SO3(0.5 mol?L-1), K2Cr2O7(0.5 mol?L-1), Na2S2O3(0.2 mol?L-1), MnO2(s), K2S2O8(s), 碘水，乙醚， 浓氨水。 3、材料：pH试纸。

三、实验内容

（一）Cl-、Br-、I-离子的鉴定及混合液的分离：

1、Cl-、Br-、I-离子的鉴定

+ AgNO3 + HNO3(2M,)

+ AgNO3+浓氨水

NaCl(0.1M) 白↓ 不溶 溶 NaBr(0.1M) 浅黄↓ 不溶 不溶 NaI(0.1M) 黄↓ 不溶 不溶

2、Cl-、Br-、I-离子的混合液的分离

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（二）H2O2性质与鉴定 项实验内容 目 分解 氧化 性 还原 性 鉴定 H2O2+ MnO2(s) H2O2+ H2SO4+KI H2O2+PbS KMnO4(0.1M ) + H2O2(3%)+ H2SO4 H2O2+乙醚+ H2SO4+K2Cr2O7 实验现象 木条复燃 变黄色 黑白 紫红色无色 2H2O2 H2O2+2KI+ H2SO4 4H2O2+PbS 方程式 2H2O+ O2 K2SO4+2H2O+I 2↓ PbSO4↓+4 H2O 2KMnO4 +5H2O2+3H2SO4 K2SO4+ 2MnSO4+8H2O+ 5O2 2CrO(O2)2+5H2O+K+ 2Cr3++7O2+10 H2O 橙色消失，乙4H2O2+2H++K2Cr2O7醚层显蓝色 2CrO(O2)+ 7H2O2+ 6H+ 结论： （1）、H2O2在催化剂MnO2的作用下，可发生歧化反映，生成H2O和 O2；

（2）、H2O2中氧的氧化态处于O2和 H2O中氧的氧化态之间，因此，H2O2即可做氧化剂,又可做还原剂；

（3）、在酸性溶液中，H2O2能使重铬酸盐生成过氧化铬而显蓝色，它在乙醚中较

稳定，否则，过氧化铬进一步与双氧水反应，蓝色迅速消失，故此反应可检验双氧水或铬酸根及重铬酸根。

（三）硫的化合物的性质

1、硫化物的溶解性 Na2S 2M HCl 浓HCl 浓HNO3 MnSO4 肉色 溶 溶 不溶 溶 MnS+2HCl PbS+4HCl(浓) 方程式 MnCl2+H2S H2[PbCl4]+ H2S Pb(NO3)2 黑↓ 不溶 CuSO4 黑↓ 不溶 CuS+4HNO3=Cu(NO3)2+S+2NO2+2H2O 结论：硫化物的溶解度大小：MnS> PbS> CuS 2、亚硫酸盐的性质 性质 实验内容 分解性 Na2SO3 +H2SO4 现象 方程式 湿变红色 Na2SO3+H2SO4=Na2SO4+H2O+SO2 氧化性 Na2SO3 +H2SO4+硫代乙酰胺 还原性 Na2SO3 +H2SO4+ K2CrO7 Na2SO3 +H2SO4+ KMnO4 溶液褪色 3SO32-+ CrO72-+8H+=2Cr3++3SO42-+ 4H2O 溶液褪色 2MnO4+ 5SO32-+6H+=2Mn2++ 5SO42-+ 3H2O 结论：（1）、亚硫酸盐遇强酸立即分解，放出SO2。

（2）、亚硫酸盐即有氧化性又有还原性，还原性为主，只有遇强还原剂时才表现出

氧化性。

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3、硫代硫酸盐的性质 性质 实验内容 不稳Na2S2O3+ H2SO4 性 Na2S2O3+碘水 还原Na2S2O3+氯水 性 配位NaBr + AgNO3 性 +Na2S2O3 现象 变淡黄，↑ 碘水 氯水 浅黄↓ 沉淀溶解 方程式 Na2S2O3+ H2SO4= Na2SO4+ H2O+SO2+S↓ Na2S2O3+I2=2NaI+ Na2S4O6 Na2S2O3+Cl2+5H2O=2NaCl+ H2SO4+HCl Ag++Br- =AgBr↓ AgBr+ Na2S2O3=Na[Ag(S2O3)2]+NaBr 鉴 定 Na2S2O3+ AgNO3（少） 白→黄→棕→黑 Na2S2O3+ AgNO3= Ag2S2O3(白) ↓+2 NaNO3 Ag2S2O3+ H2O= Ag2S(黑) ↓+ H2SO4 Na2S2O3+ AgNO3（多） 白↓→无色↓ Na2S2O3+ AgNO3=Ag2S(黑) ↓+NaNO3 结论： （1）、硫代硫酸盐在酸性溶液中不稳定，可发生歧化反应，生成SO2和S。

（2）、硫代硫酸盐是中等强度的还原剂。 （3）、硫代硫酸根可作为配体。

4、过二硫酸盐的氧化性 +少量K2S2O8(s)，水浴 +少量K2S2O8(s)，+1d,AgNO3,水浴 3ml,1M,H2SO4+3ml,H2O+3d,0.002M,MnSO4,分两份 无变化 2Mn2++5S2O82-+8H2O=2MnO4-+10SO42-+16H+,变紫红色 结论：（1）、过二硫酸盐是很强的氧化剂，在Ag+离子的催化作用下，能将Mn2+氧化为紫红

色的MnO4-，这个反应在钢铁分析中用于测定锰的含量。 （2）、Ag+离子是催化剂。

注意：做此实验时，Mn2+的浓度和用量不宜太大，因为未反应的Mn2+和反应生成的MnO4-会

发生反应，生成棕色MnO2的沉淀。另外，不加Ag+离子时，高温或长时间水浴，也有少量的MnO4-生成，进而会成棕色MnO2沉淀。

四、注意事项：

1. 离心机的使用

要求：转速不能过高；保持离心机的平衡。所以需选择大小相同的离心管，并对称放置 2. 使用滴瓶试剂的注意事项：

滴管为每一试剂专用，不能张冠李戴，更不允许用其它物品取用试剂，严防试剂污染。另外，注意在同一实验中同一种物质可能有不同浓度的几瓶试剂，不可粗心，以防影响实验。 3. 本实验中的H2O2制备后要冰浴中，防止温度高时分解。

4. NO3 的鉴定实验中的浓硫酸必须慢慢加入，而且不能振荡，否则浓硫酸与水混合后，会使生成的配合物分布于整个溶液，观察不到棕色环。

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五、提问：

1. 为什么H2O2既可以作氧化剂又可以作还原剂？在何种情况下，H2O2能将Mn2+氧化成

MnO2？在何种情况下MnO2能将H2O2氧化放出O2？

H2O2中O的氧化数为－1，既可以升高为0，作还原剂，被氧化为O2；又可以降低为－2，作氧化剂，被还原为H2O。

0.68 1.77 1.228 酸性条件下，O2

H2O2

H2O MnO2

Mn2+

MnO2 ＋ H2O2 → O2 ＋ Mn2+ 1.228-0.68>0 Mn2+ ＋ H2O2 → MnO2 ＋ H2O 1.77－1.228>0 2. 如何区别Na2SO3和Na2SO4；Na2SO3和Na2S2O3？

Na2SO3与Na2SO4： （1）加BaSO4

Na2SO3中产生白色沉淀，但加HCl后沉淀溶解，并放出刺激性气味的气体；Na2SO4中产生白色沉淀，加HCl后沉淀不溶解。

（2）直接加HCl

Na2SO3中放出刺激性气味的气体；Na2SO4中没有。

Na2SO3和Na2S2O3：

加酸，Na2SO3中放出刺激性气味的气体；Na2S2O3中既有刺激性气味的气体又有沉淀。 3. 磷酸溶液中加AgNO3是否有沉淀生成？欲用酸溶解Ag3PO4，选择HCl，H2SO4，HNO3中的哪一种最适宜？为什么？

选择HNO3最适宜。因为用H2SO4会生成微溶的Ag2SO4，而用HCl会生成难溶的AgCl。

六、思考题

P146——P147实验习题：T1——T5

下周实验：氮族、硅、硼 预习：P150——P152 值日：第五组

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实验十二 氮族、硅、硼

一、实验目的

1、掌握不同氧化态氮的化合物的主要性质。 2、掌握磷酸盐的酸碱性与溶解性。 3、掌握硅酸盐、硼酸及硼酸盐的主要性质。 二、实验用品

1、仪器：试管，烧杯，酒精灯，蒸发皿，水浴郭。

2、药品：固体：NH4Cl, NH4SO4, NaNO3, Cu(NO3)2, AgNO3, Zn粒 , S, (NH4)2Cr2O7, 硼酸。

液体：H2SO4(浓，3M), HNO3(浓，0.5M), KI(0.1M), HCl(6M，2M), NaNO2(饱和，0.5M), KMnO4(0.1M), Na3PO4(0.1M), Na4P2O7(0.1M), Na2HPO4(0.1M), NaH2PO4(0.1M), AgNO3(0.1M), CaCl2(0.5M), NH3H2O(2M), CuSO4(0.2M), BaCl2(0.1M), H2B4O7（饱和）， 无水乙醇， 甘油。NaOH(40%) 3、材料：pH试纸，冰，火柴，石蕊试纸。 三、实验内容

（一）铵盐的热分解 铵盐 湿pH试纸 NH4Cl (NH4)2SO4 (NH4)2Cr2O7 蓝→红 蓝 无色 管壁上部 气体放出 气体放出 气体放出 方程式 NH4Cl = NH3↑+HCl (NH4)2SO4 = NH3↑+H2SO4 (NH4)2Cr2O7 = Cr2O3+N2↑+H2O 结论：铵盐热分解的产物与阴离子对应的氧化性、挥发性有关：

1、若对应的酸有挥发性而无氧化性，则产物为NH3气和相应的酸。如氯化铵、碳酸铵。 2、若对应的酸是不挥发的，则只有为NH3气，而酸留在容器中。如硫酸铵。

3、若对应的酸有氧化性，则分解出来的NH3气，立即被氧化为氮或氮的氧化物，并防出大量的热。如重铬酸铵。 （二）亚硝酸（和亚硝酸盐） 项目 实验内容 生成 分解 NaNO2（冰）+ H2SO4 从冰中取出，放置片刻 现象 蓝色 方程式 2NaNO2+ H2SO4 = Na2SO4+2HNO2 蓝→无 2HNO2 = H2O+N2O3 红棕色↑ N2O3 = NO+NO2 黄→棕 2NO2-+2I-+4H+ = 2NO+I2+2H2O 紫红→无 2 MnO4-+ 6H++ 5NO2- = 2 Mn2++5NO3-+3H2O 氧化性 KI+ H2SO4+ NaNO2 还原性 KMnO4+ H2SO4+ NaNO2 结论：（1）、亚硝酸极易分解为H2O+N2O3，N2O3 又极易分解为NO+NO2。 （2）、在酸性条件下，亚硝酸及其盐具有氧化性和还原性。 （三）硝酸和硝酸盐

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1、硝酸的氧化性 实验内容 Zn粒+浓HNO3 Zn粒+稀HNO3 Zn+HNO3+NaOH S+浓HNO3,水浴 +Ba2++稀HNO3 实验现象 Zn溶，红棕色↑ Zn溶 湿石蕊试纸变蓝 红棕色↑ 白↓ 方程式 Zn+ 4HNO3(浓) = 2NO2+Zn(NO3)2+2H2O Zn+ 10HNO3 = NH4NO3+4Zn(NO3)2+3H2O NH4NO3+NaOH = NaNO3+NH3↑+H2O S+ 6HNO3(浓) = H2SO4+ 6NO2↑+2H2O SO42- + Ba2+ = BaSO4(白) ↓ 活波金属 不活波金属 浓HNO3(12～16M) 硝酸盐+NO2 硝酸盐+NO2 稀HNO3（6～8M） 硝酸盐+NO 硝酸盐+N2O 稀HNO3（<2M） 硝酸盐+NO 硝酸盐+NH4+ 稀HNO3（1%～2%） 硝酸盐+H2 不反应 结论：（1）、硝酸与金属反应 （2）、硝酸与非金属单质反应，生成相应的氧化物或含氧酸。 2、硝酸盐的热分解 硝酸盐 产物颜色 生成的气体 方程式 NaNO3 无色 使带火星的 2NaNO3 = 2NaNO2+O2↑ 木条复燃 Cu(NO3)2 黑色 2Cu(NO3)2 = CuO+4NO2↑+O2↑ AgNO3 银色 AgNO3 = 2Ag+2NO2↑+O2↑ 结论：硝酸盐热分解产物除有共同的氧气外，其他产物则因金属离子不同而不同（因为各种金属亚硝酸盐和氧化物的稳定性不同）。

（1）碱（土）金属硝酸盐：是相应的亚硝酸盐和氧气。

（2）电位顺序在Mg～Cu之间的硝酸盐：是相应的氧化物、二氧化氮和氧气。 （3）电位顺序在Cu之后的硝酸盐：是相应的金属、二氧化氮和氧气。 （四）磷酸盐的性质 1、酸碱性 磷酸盐 pH Na3PO4 AgNO3 pH ≈6 ≈3 方程式 2Na2HPO4 +3AgNO3 = Ag 3PO4↓+ NaH2PO4+3NaNO3 3NaH2PO4+ 3AgNO3 = Ag 3PO4↓+ H3PO4+3NaNO3 ≈13 黄↓ 黄↓ ≈10 Na3PO4+3AgNO3 = Ag 3PO4↓+3NaNO3 Na2HPO4 ≈10 黄↓ NaH2PO4 ≈5 结论：磷酸盐的酸碱性大小：H2PO4- > HPO42- > PO43- 2、溶解性 磷酸盐 CaCl2 pH NH3H2O HCl 方程式 Na3PO4 白↓ ≈7 白↓ 溶 2Na3PO4+3CaCl2= Ca 3(PO4)2↓+6NaCl Na2HPO4 白↓ ≈7 白↓ 溶 Na2HPO4 +CaCl2 = Ca HPO4↓+NaCl NaH2PO4 无 <7 乳白↓ 溶 H2PO4-+Ca2++ NH3H2O = Ca HPO4↓+H2O+NH4+ 结论：(1)、溶解性大小：Ca（H2PO4）2 > Ca HPO4 > Ca 3(PO4)2

-

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3、配位性 0.5ml,0.2M,CuSO4 蓝↓ 蓝色溶液 方程式 2CuSO4 + Na4P2O7 = Cu2P2O7↓ + 2Na2SO4 Cu2P2O7 + Na4P2O7 = 2Na2[CuP2O7] 5d,0.1M,Na4P2O7 继续加Na4P2O7 (四)硼酸的性质及硼酸的颜色鉴定反应 1、硼酸的性质

1ml,饱和,H3BO3 + 3～4d甘油 pH ≈9 ≈

结论：H3BO3是一元弱酸，其酸性可因加入甘油等多羟基化合物而增强。 2、硼酸的颜色鉴定反应（蒸发皿中）

实验内容：少量H3BO3晶体 + 乙醇+浓硫酸 实验现象：绿色火焰。

方 程 式：H3BO3 + 3C2H5OH = B(OC2H5)3 + 3H2O 四、注意事项

1、使用滴瓶试剂的注意事项：

滴管为每一试剂专用，不能张冠李戴，更不允许用其它物品取用试剂，严防试剂污染。另外，注意在同一实验中同一种物质可能有不同浓度的几瓶试剂，不可粗心，以防影响实验。 2、NO3 -的鉴定实验中的浓硫酸必须慢慢加入，而且不能振荡，否则浓硫酸与水混合后，会使生成的配合物分布于整个溶液，观察不到棕色环。 3、所有氮的氧化物均有毒，实验时应加强通风。 五、思考题

1、设计三种区别硝酸钠和亚硝酸钠的方案？ NO2-/NO3- 方程式 H++冰 H++KMnO4 H++KI 蓝色/ 无色 褪色/不褪色 黄色变棕/黄色 NO2- + H+= HNO2 5NO2- + 6H+= 2Mn2+ +5NO3- + 3H2O 2NO2- + 4H+ +2 I-=2NO +I2 + 2H2O 2、 磷酸溶液中加AgNO3是否有沉淀生成？欲用酸溶解Ag3PO4，选择HCl，H2SO4，HNO3中的哪一种最适宜？为什么？

选择HNO3最适宜。因为用H2SO4会生成微溶的Ag2SO4，而用HCl会生成难溶的AgCl。 3、现有一瓶白色粉末状国体，它可能是碳酸钠、硝酸钠、硫酸钠、氯化钠、溴化钠、磷酸钠中的任意一种。试设计鉴别方案。

下周实验：铜、银、锌、镉、汞 预习：P164——P166 值日：第六组

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实验十三 铜、银、锌、镉、汞

一、实验目的

1．了解铜、银、锌、镉、汞的氧化物、氢氧化物的生成和性质 2．了解铜、锌、镉、汞的配合物的形成和性质

3．试验并掌握Cu(I)、Cu(II)重要化合物的性质及相互转化的条件 二、实验原理 IB IIB

Cu Zn Cu（＋2，＋1） Zn(+2) Ag Cd Ag（＋1） Cd(+2) Au Hg Au（＋1，＋3） Hg(+2，＋1)

蓝色的Cu(OH)2呈现两性，在加热时易脱水而分解为黑色的CuO。AgOH在常温下极易脱水而转化为棕色的Ag2O。Zn(OH)2呈两性，Cd(OH)2显碱性，Hg(I, II)的氢氧化物极易脱水而转变为黄色的HgO(II)和黑色的Hg2O(I)。

易形成配合物是这两副族的特性，Cu2+、Ag+、Zn2+、Cd2+与过量的氨水反应时分别生成[Cu(NH3)4]2+、[Ag(NH3)2]+、[Zn(NH3)4]2+、[Cd(NH3)4]2+。但是Hg2+和Hg22+与过量氨水反应时，如果没有大量的NH4＋存在，并不生成氨配离子。如：

HgCl2 ＋ 2NH3 ＝ Hg(NH2)Cl↓白＋ 2 NH4Cl

Hg2Cl2 ＋ 2NH3 ＝ Hg(NH2)Cl↓白＋ Hg↓黑＋NH4Cl （观察为灰色） Cu2+具有氧化性，与I－反应，产物不是CuI2，而是白色的CuI： Cu2+ ＋ I－ ＝ 2CuI↓白 ＋ I2

将CuCl2溶液与铜屑混合，加入浓盐酸，加热可得黄褐色[CuCl2]－的溶液。将溶液稀释，得白色CuCl沉淀：

Cu ＋ Cu2+ ＋ 4Cl－ ＝ 2[CuCl2]－ [CuCl2]－←稀释→CuCl↓白 ＋ Cl－ 卤化银难溶于水，但可利用形成配合物而使之溶解。例如： AgCl ＋ 2NH3 ＝ [Ag(NH3)2]+ ＋ Cl－

红色HgI2难溶于水，但易溶于过量KI中，形成四碘合汞(II)配离子： HgI2 ＋ 2I－ ＝ [HgI4]2－

黄绿色Hg2I2与过量KI反应时，发生歧化反应，生成[HgI4]2和Hg：

－

Hg2I2＋ 2I－ ＝ [HgI4]2－＋ Hg↓黑 三、实验用品

1、仪器：试管，离心试管，离心机

2、试剂：KI（s）,Cu,HCl(2M,浓),H2SO4（2M）,HNO3(2M,浓) ,NaOH （2M，6M，40%）, NH3·H2O（2M,浓） ,CuSO4（0.2M） ,ZnSO4（0.2M） ,CdSO4 （0.2M）,CuCl2 （0.5M）, Hg(NO3)2（0.2M）,SnCl2（0.2M）,AgNO3 （0.1M）,Na2S （0.1M）,KI（0.2M） , KSCN（0.1M）, Na2S2 O3（0.2M） ,NaCl（0.2M）,葡萄糖（10%）。

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四、实验内容

（一）铜、银、锌、镉、汞氢氧化物或氧化物的生成和性质 1、铜、锌、镉氢氧化物的生成和性质 0.5ML 0.2M CuSO4 0.5ML 0.2M ZnSO4 0.5ML 0.2M CdSO4 2M NaOH Cu(OH)2 蓝色↓ Zn(OH)2 白色↓ Cd(OH)2 白色↓ 再加 2M H2SO4 2M NaOH 2M H2SO4 2M NaOH 2M H2SO4 2M NaOH 现象 蓝色溶液 深蓝色溶液 无色溶液 无色溶液 无色溶液 白色↓ 方程式 Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 +2H2O Cu(OH)2 + NaOH = Na2〔Cu(OH)4〕 Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 +2H2O Zn(OH)2 + NaOH = Na2〔Zn(OH)4〕 Cd(OH)2 + H2SO4 = CdSO4 +2H2O Cd(OH)2 + NaOH ≠ 结论：铜、锌的氢氧化物具有两性，镉的氢氧化物只具有碱性。 2、银、汞氢氧化物的生成和性质 项目 内容 0.5mL 0.1M AgNO3 生滴加2M NaOH 成 0.5mL0.2M Hg(NO3)2 滴加2M NaOH Ag2O + 2M HNO3 性Ag2O + 2M NH3·H2O 质 HgO + 2M HNO3 HgO + 2M NaOH 现象 白色↓→暗棕色↓ 方程式 AgNO3 + NaOH = AgOH↓ + NaNO3 2AgOH = Ag2O↓ + H2O 黄色（或红色）↓ Hg2+ +2 OH- = HgO↓ + H2O 无色溶液 无色溶液 无色溶液 Ag2O + 2HNO3 = 2AgNO3 + H2O Ag2O + 4 NH3+ H2O = 2〔Ag(NH3)2〕+ +2OH- HgO + 2HNO3 = Hg(NO3)2 + H2O 黄色（或红色）↓ HgO + NaOH ≠ 结论：Ag2O、HgO都是碱性氧化物。 （二）硫化物的生成和性质 ZnSO4 CdSO4 CuSO4 AgNO3 滴Na2S 黑色↓ 白色↓ 灰色↓ 黄色↓ 2M HCl 浓HCl 浓HNO3 溶 不溶 不溶 不溶 不溶 溶 不溶 不溶 不溶 溶 不溶 不溶 王水 溶 溶 方程式 Hg(NO3)2 黑色↓ 结论：ZnS﹥CdS﹥CuS﹥AgS﹥HgS

(三) 铜、银、锌、汞的配合物 1、氨合物的生成与性质

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现象 CuSO4 AgNO3 浅蓝↓ 棕色↓ 白色↓ 滴加2M NH3·H2O 方程式 2 CuSO4+2NH3·H20=Cu2(OH)2SO4 AgNO3+ NH3·H20=AgOH+NH4NO3 2AgOH=Ag2O+H2O 加过量NH3·H2O 现象 方程式 2+2- 深蓝溶液 Cu2(OH)2SO4+8NH3=2〔Cu(NH3)4〕+SO4+无色溶液 Ag2O+4NH3+H2O=2〔Ag(NH3)2〕 +2OH2+-- ZnSO4 ZnSO4+NH3·H2O=Zn(OH)2+(NH4)2SO4 无色溶液 Zn(OH)2+4NH3=〔Zn(NH3)4〕+2OH Hg2+ + OH-=HgO +H2O 黄色↓ HgO +2NH3≠ Hg(NO3)2 黄色↓ 结论：Cu2+：先生成碱式盐，再生成配合物； Zn2+：先生成氢氧化物，再生成配合物； Ag+：先生成氧化物，再生成配合物； Hg2+：只生成氧化物，不生成配合物。 2、汞的其他配合物的生成和性质 内容 0.5mL 0.2M Hg(NO3)2+几d0.2MKI 现象 橘红色↓ 无色溶液 棕色↓ 白色↓ 无色溶液 白色↓ 方程式 Hg(NO3)2+2KI=HgI2+2KNO3 HgI2+2KI =KI〔HgI4〕 2KI〔HgI4〕+4OH-+NH4+=Hg2NI+7I-+H2O Hg2++2SCN-=Hg(SCN)2 Hg(SCN)2 +2SCN- =〔Hg(SCN)4〕2- Zn2++〔Hg(SCN)4〕2- = Zn〔Hg(SCN)4〕 再加少量KI(s) 再加40%NaOH+NH3·H2O 0.5mL 0.2M Hg(NO3)2+0.2MKSCN 再加0.1M KSCN 再加几d 0.2M ZnSO4 结论：Hg2+为18电子层结构，有较强的形成配合物的倾向，能与SCN- 、I-、Br-、CN-

等配体形成四配位的四面体配合物。 （四）铜、银、汞的氧化还原性 1、氧化亚铜的生成和性质 项目 内容 0.2M CuSO4+少量6M NaOH 现象 蓝色↓ 深蓝色溶液 红色↓ 浅蓝色溶液 及红色↓ 方程式 Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2 ↓ Cu(OH)2 + 2OH- = Cu(OH)42- 2u(OH)42- + C6H12O6 =Cu2O + C6H12O7+2H2O+4OH- 生成 再加6M NaOH 再加1mLC6H12O6，微热 (1)Cu2O+1mL 2M H2SO4 Cu2O +H2SO4 =Cu2SO4 + H2O Cu2SO4 = CuSO4 + Cu CuSO4 + Cu+H2O= Cu2SO4 + H2O Cu2O+4NH3·H2O=2Cu(NH3)2 +2OH +3 H2O 2Cu(NH3)2 +4NH3·H2O+O2=2Cu(NH3)2+2OH +3 H2O ++-+-性质 加热至沸 (2) Cu2O+1Ml、浓NH3·H2O 放置一会儿 蓝色溶液 无色溶液 蓝色溶液 结论：1、Cu2O 呈弱碱性，能溶于稀酸。

2、Cu2O 有较强的配位能力。 3、无色的Cu(NH3)22+ 在空气中不稳定，能被氧化为蓝色的2Cu(NH3)2+ 。

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2、氯化亚铜的生成和性质 内容 CuCl2+浓HCl+Cu，加热至沸 倒入100mL蒸馏水中 (1)CuCl + 浓NH3·H2O (2)CuCl + 浓HCl 3、CuI的生成和性质 内容 0.2M CuSO4+几滴0.2M KI 再滴加适量的0.5MNa2S2O3 加过量的0.5MNa2S2O3 项目 Hg2+的 氧化性 ++现象 棕色溶液 白色↓ 无色溶液 现象 棕黄色↓ 白色↓ 内容 －方程式 CuCl2 +Cu+4Cl- = 2CuCl32- CuCl32- +(H2O)=CuCl↓+2Cl- CuCl+NH3·H2O CuCl+HCl=H〔CuCl2〕 方程式 2Cu2+ ＋4I＝ 2CuI↓白＋I2↓ （ 用淀粉溶液检验） I2 +2 Na2S2O3= 2NaI+Na2S406 现象 白色↓ 黑色↓ 方程式 Hg2++SnCl2=Sn4+ +Hg2Cl2 Hg2Cl2 +SnCl2=SnCl4 +2Hg 4、Hg(Ⅱ)与Hg(Ⅰ)的相互转化 0.2M Hg(NO3)2+滴加0.2MSnCl2 再加过量的0.2MSnCl2 Hg2 →Hg 0.2M Hg(NO3)2+ Hg(1滴) Hg+ 的 歧化 (1)+0.2MNaCl (2)+2M NH3·H2O 无色溶液 Hg(NO3)2+ Hg=Hg2(NO3)2 (分2份) 白色↓ 黑色↓ Hg22+ + 2Cl- = Hg2Cl2 Hg2(NO3)2+4NH3+H2O=3NH3NO3 +HgONH2HgNO3↓白+Hg↓黑 五、思考题：

1．Cu(I)和Cu(II)稳定存在和转化的条件是什么？

Cu(I)在水溶液中不稳定，Cu2+ 0.158 Cu+ 0.522 Cu，易歧化。在有机溶剂和生成沉淀或某些配合物时可以稳定存在。

Cu2+ ＋ I－ ＝ 2CuI↓白 ＋ I2 CuI ＋ I－(饱和) ＝ [CuI2]－ 转化：Cu(I)－Cu(II)：水中歧化Cu2O＋4H＋ ＝ Cu2+ ＋ Cu

Cu(II)－Cu(I)：加入沉淀剂或配位剂

Cu ＋ Cu2+ ＋ 4Cl－ ＝ 2[CuCl2]－ Cu2+ ＋ I－ ＝ 2CuI↓白 ＋ I2 2．在AgNO3中加入NaOH为什么得不到AgOH？

AgOH不稳定，易失水变成Ag2O

3．用平衡移动原理说明在Hg2(NO3)2溶液中通入H2S气体会生成什么沉淀？

＋

Hg22 ＝ Hg2+＋Hg 歧化反应

加入H2S气体，会发生 Hg2＋ ＋ H2S＝HgS ＋ 2 H＋ Ksp(HgS)=4×10－53 ，会促进歧化反应的进行。

六、实验习题 P166：T1——T6

下周实验：铁、钴、镍 预习：P183——P185 值日：第一组

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实验十四 铁、钴、镍

一、实验目的

（1）试验并掌握二价铁、钻、镍的还原性和三价铁、钻、镍的氧化性； （2）试验并了解铁、钻、镍配合物的生成和性质；

（3）试验并了解金属铁腐蚀的基本原理和防止腐蚀的方法。 二、实验原理

Fe Co Ni

3d64s2 3d74s2 3d84s2

因Z↑，d轨道成单电子数↓，∵因为原子半径↓，熔沸点↓，且金属性↓。+2氧化点的稳定性↑，+3氧化点的稳定性。

Fe2+、Fe3+极易水解，加入NH3。H2O时，生成M(OH)x(而不是M(NH3)6n+。将过量NH3。

H2O加入到Co2+、和Ni2+中可生成M(NH3)6n+。但Co(NH3)62+不稳定易被氧化成Co(NH3)63+ (φθ=0.1V)，所以Co3+在形成配合物后很稳定。用分子轨道理论解释。

Co(NH3)62+ μ＝4.9 B.M。分裂能△=10100cm-1，成对能P＝19100cm-1，说明单电子数n≥3，为高自旋配合物。配离子中有19个价电子，其中12个进入成键轨道，5个进入非键轨道，2个进入反键轨道。处于反键轨道eg×的电子，能级较高，活泼性强，易失去。当eg×失去1个电子后，Co2+→Co3+。由于Co(NH3)62+的△=23000cm-1，P＝17800cm-1，△＞P，所以eg×上剩余的1个电子（t2g5eg×1）会很快地转移至非键轨道t2g上，形成稳定的t2g6eg0型的[Co(NH3)6]3+，即高自旋的[Co(NH3)6]2+ 易失去1个电子而成为低自旋的[Co(NH3)6]3+。

Fe3++nSCN-=[Fe(SCN)n]3-n(n=1~6)，其中[Fe(SCN)n]3-n是血红色，非常敏用来检验Fe3+

和比色测定Fe3+。

Co2+与SCN-反应则生成蓝色的[Co(SCN)4]-，此配离子在水溶液中易离解成简单离子，但在有机溶剂中却比较稳定。

Fe2+和Fe3+都能与CN-形成稳定的配离子，且Fe3+形成[Fe(CN)6]3-之后氧化性降低，稳定性增强，相反，Fe2+形成[Fe(CN)6]4-之后，还原性增强，稳定性降低φ[Fe(CN)6]4-=0.36V。 三、实验用品

1、仪器：试管，离心试管，离心机。

2、试剂：(NH3)2Fe(SO4)2·6H2O (s) , KSCN (s), H2SO4 (1M,6M),

HCl(浓), NaOH(2M,6M), (NH3)2Fe(SO4)2（0.1M）， CoCl2(0.1M),

NiSO4(0.1M), KI(0.5M), K4〔Fe(CN)6〕(0.5M), H2O (3%), NH3·H2O (6M, 浓), FeCl3 (0.2M), KSCN (0.5M), 氯水， 碘水， 四氯化碳， 乙醚， KI-淀粉试纸。

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θ

[Fe(CN)6]3-/

四、实验内容

（一）二价铁、钴、镍的还原性 内容 现象 方程式 0.5ML氯水+3d6MH2SO4+Fe2+ 氯水褪色 Fe2+ + Cl2 = Fe3+ + 2Cl- 再加1d KSCN Fe2+ Fe2+ +3mL 6M NaOH 振荡后放置 CoCl2 + 溴水 红色↓ Fe3+ + NCNS- = 〔Fe(CNS)N〕3-N 苍绿色↓ Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2 棕色↓ Fe(OH)2 + O2 + H2O = Fe(OH)3 (备用) 溴水褪色 2Co2+ + Br2 = 2Co3+ + 2Br- 先蓝色↓Co2++ Cl -+ OH -= Co(OH)Cl ↓ CoCl2 + NaOH Co2+ 置于空气中 Co(OH)2 加氯水 后红色↓ Co(OH)Cl + OH -= Co(OH)2↓粉红 棕色 黑色 无变化 4 Co(OH)2+O2+2H2O= 4 Co(OH)3棕色 2 Co(OH)2+Cl2+2OH－=2 Co(OH)3↓棕+2Cl－ Ni2+ ＋ Cl2≠无变化 NiCl2+氯水 NiCl2+NaOH Ni2+ 苹果绿↓ Ni2++2 OH -=Ni(OH)2↓绿色 不变 黑色↓ 2 Ni(OH)2+O2+H2O ? 不变化 2 Ni(OH)2+Cl2+2OH－=2Ni(OH)3黑色+2Cl－ 置于空气中 Ni(OH)2 加氯水

（二）三价铁、钴、镍的氧化性 Fe(OH)3 Co(OH)3 Ni(OH)3 +浓HCl KI—淀粉试纸 溶 溶 溶 不变色 先变蓝后褪色 先变蓝后褪色 方程式 Fe(OH)3 +6HCl（浓）=2FeCl3 + 3H2O 2 Co(OH)3 + 6HCl（浓）=2CoCl2+Cl2↑+6H2O 2 Ni(OH)3+6HCl（浓）=2NiCl2+Cl2↑+6H2O 总结：M(II)还原性：Fe2+>Co2+>Ni2+ Fe(OH )2 > Co(OH)2> Ni(OH)2

M(Ⅲ)）氧化性：Ni3+>Co3+>Fe3+

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（三）配合物 Fe的配合物 内容 (1)K4〔Fe(CN)6〕+I2水 再加+(NH4)2FeSO4 现象 碘水褪色 深蓝色↓ 方程式 [Fe(CN)6]4－ ＋I2 = [Fe(CN)6]3- ＋I－ [Fe(CN)6]3- ＋3Fe2+ = Fe3 [Fe(CN)6]2 Fe2+ +H2O2 +2H+ = Fe3+ + 2H2O Fe3+ + nCNS- = 〔Fe(CNS)n〕3-n n=1～6 FeCl3 + K4〔Fe(CNS)6〕=KFe〔Fe(CNS)6〕+ (2)(NH4)2FeSO4+I2水+KSCN 无变化 再加H2O2 血红色↓ (3)FeCl3 + K4〔Fe(CNS)6〕 深蓝色↓ (4) FeCl3 + NH3 ·H2O 再加过量的NH3 ·H2O 红棕色↓ 沉淀不溶 蓝色溶液 红色溶液 蓝色溶液 蓝绿色↓ 棕色溶液 FeCl3 + NH3 ·H2O=Fe(OH)3+ 3NH4Cl CoCl2+4KSCN = K2〔Co(SCN)4〕+2KCl 〔Co(SCN)4〕2- = 4SCN- + Co2+ 〔Co(SCN)4〕2- 稳定 CoCl2 + NH3 ·H2O=Co(0H)Cl ↓+ NH4Cl Co(0H)Cl+6NH3 =〔Co(NH3)6〕2+ + OH- + Cl- Co的配合物 (1)CoCl2 + KSCN 水相 再加戊醇+乙醚 有机相 （2）CoCl2 + NH3 ·H2O NH3 ·H2O 过量 放置一会儿 Ni的配合物 〔Ni(NH3)6〕分四份 2+ 红褐色溶液 4〔Co(NH3)6〕2+ +O2+2H2O=4〔Co(NH3)6〕3+ +4OH- Ni2+ + 6 NH3 ·H2O=〔Ni(NH3)6〕2+ +6H2O 〔Ni(NH3)6〕2+ +2OH- =Ni(OH)2 + 6NH3 NiSO4 + NH3 ·H2O (过量) 蓝色溶液 放置一会儿 无变化 +2M NaOH 浅绿色↓ +1M H2SO4 + H2O 煮沸 浅绿色溶液 无变化

五、思考题 ： P184——P185：T1、T2、T4。

下周实验：十种钠盐的鉴别 值日：第二组

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实验十五 十种钠盐的鉴别（考试）

题目：十种钠盐的鉴别

NaNO3 Na2S Na2S2O3 Na3PO4 NaCl Na2CO3 NaHCO3 Na2SO4 NaBr Na2SO3

要求：1、写出简单可行的鉴别方案 (30分 )。

2、写出简明必要的鉴别过程（40分）。 3、写出简洁具体的鉴别结果（30分）。

4、考试时间：40min。每超1min扣2分，超10min，不及格。 5、有操作错误：扣5分/项。

6、可选用的试剂：AgNO3, HCl, HNO3, CaCl2, BaCl2, H2SO4, KMnO4, pH试纸。

参考方案：

重取：NaNO3 Na2CO3 NaHCO3 Na2SO4 Na2SO3 + BaCl2 无 白↓ 白↓ 白↓ 白↓ + HNO3 无 溶 溶 不溶 溶

重取： Na2CO3 NaHCO3 Na2SO3

+H2SO4, KMnO4 不褪色 不褪色 褪色

重取： Na2CO3 NaHCO3

pH试纸 值大 值小

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考 勤 表

周次 日 期 班级 姓名 备注

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