。当c酸=c碱时，[H ]=Ka，即pH = pKa。
这样，该溶液的pH = 9.2。
2. 为什么在Na2SiO3溶液中加入HAc溶液、NH4Cl溶液或通入CO2，都能生成硅酸凝胶？
查得：酸性由强到弱依次为HAc（Ka = 1.8×10-5），H2CO3（Ka1 = 4.2×10-7），NH4 （Ka =
4.2×10-10），H2SiO3（Ka1 = 2×10-10）。
可见HAc、H2CO3、NH4 的酸性都强于H2SiO3。H2SiO3最难解离。
所以，前三种酸都能提供H ，而与碱SiO32-间发生反应 2H SiO32- =
H2SiO3。而产生有硅酸凝胶出现的现象。
3. 如何用简单的方法区别硼砂、Na2CO3和Na2SiO3这三种盐的溶液？
由于其对应酸的溶解性与稳定性间有差异。所以应该用加酸的方法来区别它们。
即在三种盐溶液中分别滴加稀硫酸（2 mol·L-1）：
有凝胶状物质生成的为Na2SiO3（H2SiO3难溶）；
有气泡生成的为Na2CO3（H2CO3分解出CO2）；
无现象（当溶液浓度低时），或有很特殊的片状晶体生成（溶液浓度高时）的为硼砂。硼酸在25℃时的溶解度为5.7g/100gH2O，且随温度增大会显著变大。
4. 鉴定NH4 时，为什么将奈斯勒试剂滴在滤纸上检验逸出的NH3，而不是将奈斯勒试剂直接加到含NH4 的溶液中？
奈斯勒试剂是一个含有K2[HgI4]和KOH的溶液。
该试剂与溶液中微量的NH4 离子反应，会生成特殊的棕红色碘化氨基·氧合二汞（Ⅱ）沉淀。反应方程式为：
由于奈斯勒试剂中大量的KOH，能与酸性溶液中的Fe3 、Cu2 等氢氧化物反应，生成有色沉淀，而干扰或掩蔽NH4 离子的检出。
所以，要排除这些干扰的最好方法就是，“在小试管中加入少量待检溶液和2 mol·L-1
NaOH溶液。微热，用滴有一滴奈斯勒试剂的滤纸块，在试管口检验逸出的气体中是否有氨气”。即，检验逸出的氨。
当然，如果用气室法的话，除让氨不断的与奈斯勒试剂接触并反应外，还可使NH3得到富集，检验的灵敏度会更高。
5. 硝酸与金属反应的主要还原产物与那些因素有关？
即使是在一般情况下，金属与硝酸的反应，硝酸被还原的产物也都会有许多种。由于通常的化学反应方程式只适用于描述一个化学反应过程，难于去描述多个并行的化学反应。所以，在描述这类反应时，人们只是用方程式给出其最主要的反应及产物，而“忽略”掉了一些相对量较少的产物。
硝酸被还原的主要产物，通常受两个因素的制约。一个是硝酸的浓度，另一个是金属的还原性强弱。一般可概括为：
当硝酸浓度较大时，硝酸主要被还原为NO2；
当硝酸浓度较低时，主要被还原为NO；
当硝酸浓度较低、且金属比较活泼（如Zn）时，主要被还原为NH4 ；
当硝酸浓度较低、且金属更活泼（如Mg）时，实际参与反应的是H ，而不是硝酸根，主要产物为H2。
6. 检验稀硝酸与锌粉反应产物中的NH4 时，加入NaOH过程中会发生哪些反应？
加入NaOH后，有反应NH4 OH- = NH3 H2O；
同时有Zn2 2OH- = Zn(OH)2，而产生沉淀；
再加NaOH，进而有 Zn(OH)2 2OH- = [Zn(OH)4]2-，沉淀会溶解。
7. NO3-的存在是否干扰NO2-的鉴定？
用FeSO4检验NO3-时的反应实际有两步。
第一步是部分Fe2 将NO3-还原为NO，3Fe2 NO3- 4H =3Fe3 NO 2H2O。
第二步是Fe2 与NO配合，Fe2 NO = [Fe(NO)]2 （棕色）。
并且，这些反应还要在Fe2 和NO3-有足够浓度的情况下才能进行。所以还要对混合液进行如下的操作，“沿试管壁慢慢加入浓硫酸，使浓硫酸与溶液间有清晰的界面”。这样在界面处才能产生棕色的环。
而NO2-的氧化性要强于NO3-，在一般情况下就可以与Fe2 反应，
Fe2 NO2- 2H = Fe3 NO H2O 。进而使整个溶液都呈棕色。
即，NO2-对NO3-的检出有明显的干扰。
所以要先加入饱和的Ag2SO4溶液，发生反应Ag NO2- = Ag
NO2↓，使NO2-以AgNO2沉淀的形式从溶液中除去，来排除NO2-的干扰。
或用尿素。在加热条件下，发生反应CO(NH2)2 2H2O = (NH4)2CO3，继而有NH4 NO2- = N2
2H2O。这样也可消除NO2-对NO3-检验的干扰。
8. 用钼酸铵试剂鉴定PO43-时，为什么要在硝酸介质中进行？
从反应条件“取几滴0.1 mol·L-1 Na3PO4溶液，加0.5ml浓HNO3，再加1ml
钼酸铵”可见，反应体系中HNO3的浓度是十分大的。
这一方面是因为从如下的反应方程式
12MoO42- 3NH4 HPO42- 23H = (NH4)3[P(Mo12O40)]·6H2O
6H2O
可看出，在黄色磷钼酸铵沉淀生成的过程中要消耗大量的氢离子。即氢离子本身就是一种必不可少的反应物。
其次，从组成(NH4)3[P(Mo12O40)]·6H2O来看，它相当于是“6NH3 2H3PO4 24
H2MoO4-12H2O”。即，是在“6NH3 2H3PO4 24 H2MoO
4”这个以酸分子为主的情况下、彼此缩合而去掉12个H2O分子后，最终得到的产物。只有是强酸性的体系，才有这些酸分子存在，才可能发生这个缩合过程，而生成多酸。
另外，还要考虑，只有HNO3等强酸存在的条件下，聚合的磷酸才能解聚，磷钼酸根阴离子才能形成。
还有一点，从避免SO32-、S2O32-、S2-、I-、Sn2 等还原性离子干扰的角度来看，这些离子能将高价的鉬还原成低价的钼蓝（鉬的混合价态化合物）而干扰PO43-的检出。而在有较浓的HNO3存在的情况下，可以屏蔽掉这些离子的干扰。
二、有关“氧、硫、氯、溴、碘”实验的思考题
1. 实验室长期放置H2S、Na2S和Na2SO3溶液时，会发生什么变化？
这些试剂都具有还原性。较易被空气中的氧气氧化，而失效、变质。
H2S所发生的反应为2H2S O2 = 2H2O 2S。溶液会变浑浊。
S2-发生反应 2S2- O2 2H2O = 2S 4OH-，进而有S S2- =
S22-，使溶液中含有多硫化物而显色。
对SO32-，反应为2SO32- O2 = 2SO42-。溶液虽无明显变化，但试剂的还原性要减弱或完全消失。
2. 鉴定S2O32-时，AgNO3溶液应过量，否则会出现什么现象？为什么？
AgNO3溶液不过量，就很可能是S2O32-过量。这时就会有反应 Ag2S2O3 3S2O32- = 2Ag(S2O3)
23-
发生，而使Ag2S2O3溶解掉，得到的是无色透明的溶液。
而没有Ag2S2O3生成，就不会有“白色沉淀变为黄色、棕色，最后得黑色Ag2S”这样的一系列现象。
3. 用NaOH溶液和氯水配制NaClO溶液时，碱性太强会给后面的实验造成什么影响？
在用反应Cl2 NaOH = NaCl NaClO，制取出来NaClO后。后续的实验有三个。
第一个，是NaClO与盐酸反应，以便重新析出Cl2（即上一反应的逆反应）。当NaClO中含有的NaOH太多时，会使消耗的HCl量增多。能看到反应现象的时间也要加长。
第二个，是将I-氧化成I2。反应为ClO- 2I- 2H = I2 Cl-
H2O。由于析出的I2只能在酸性的条件下才能存在，所以在碱性条件下根本就不可能检测到I2的生成。（I2与碱的反应为歧化反应I2 6
NaOH = 5NaI NaIO3 3H2O）。
碱的多少对NaClO使品红褪色的影响有限。从电极反应ClO- H2O 2e-=Cl- 2OH-，可写出能斯特方程
。
由此可以得出理论上的推断是，溶液的碱性强，NaClO的电极电势就会小一些，即其氧化性要稍弱一些。
4. 酸性条件下，KBrO3溶液与KBr溶液会发生什么反应？KBrO3溶液与KI溶液又会发生什么反应？
在酸性条件下，KBrO3与KBr间会发生反歧化反应BrO3- 5Br- 6H = 3Br2 3H2O。
而KBrO3与KI间的反应可分为两步。
由于有
，所以有BrO3-
6I- 6H = Br- 3I2 3H2O；
又由于有
,所以当BrO3-过量时还会发生反应2BrO3-
I2 = Br2 2IO3-。
5. 鉴定Cl-时，为什么要先加稀HNO3？而鉴定Br-和I-时为什么先加稀H2SO4、而不加稀HNO3？
由于鉴定Cl-时，用的是AgNO3溶液。如果待检液中有CO32-、SO42-、SO32-等离子，则他们也能与Ag 离子反应生成Ag2CO3、Ag2SO4、Ag2SO3这样的白色沉淀，而干扰对Cl-的检出。再者，如果待检溶液呈碱性，即有较多OH-存在，而OH-也能与Ag 离子反应生成棕色的沉淀（Ag2O），也会干扰Cl-的检出。所以，一定要加HNO3，保持溶液显酸性，同时屏蔽一些离子的干扰。
在这个实验中鉴定Br-和I-离子，是用加Cl2水将他们置换出来，再用四氯化碳萃取的方法来实现的。
而单质Br2和I2都只能在酸性的条件下存在（在碱性条件下要歧化），所以鉴定时都要加酸。
之所以不用HNO3，是由于HNO3有一定的氧化性。如果I-的量较少，则可能使被HNO3及Cl2氧化出来的I2，再氧化为IO3-，而防碍I-的检出。
三、有关“锡、铅、锑、鉍”实验的思考题
1. 检验Pb(OH)2碱性时，应该用什么酸？为什么不能用稀盐酸或稀硫酸？
Pb(OH)2的碱性不强，一般应该通过与强酸反应来体现其碱性。如果用醋酸来反应，涉及的过程为Pb(OH)2 4HAc=
H2Pb(Ac)4 2H2O。这实际是一个配合反应，并没有像Pb2 这样的盐生成，不能体现出其碱性。
但选择强酸时，还要考虑其相应盐的溶解性。可以用HNO3，是由于反应产物Pb(NO3)2是可溶的。
如果用H2SO4，会有反应Pb(OH)2 H2SO4 = PbSO4
2H2O发生，而由于进行的是沉淀的转化反应，并没有明显的沉淀溶解的现象；
用HCl，同样会生成的是难溶的PbCl2，Pb(OH)2 2HCl = PbCl2 2H2O。
2. 怎样制取亚锡酸钠溶液？
取SnCl2溶液，加入过量的NaOH。会先发生反应SnCl2 2NaOH = Sn(OH)2 2H2O。
由于Sn(OH)2有两性，能继续与NaOH发生反应Sn(OH)2 2NaOH = Na2[Sn(OH)4]。
沉淀又溶解后，得到的溶液就是亚锡酸钠溶液。
3. 用PbO2和MnSO4溶液反应时为什么用硝酸酸化，而不用盐酸酸化？
PbO2有强氧化性，既能氧化Mn2 、也能氧化Cl-。且更为容易氧化Cl-。氧化Mn2 要在更强的酸性条件下才能进行。
即，只有在强酸性的条件下有反应5PbO2 2Mn2 4H = 2MnO4- 5Pb2 2H2O。
如果体系中有还原性的HCl存在（盐酸酸化时），就会先有反应PbO2 4HCl = PbCl2 Cl2
2H2O发生。待反应进行到HCl所剩无几（酸性较弱）的时候，PbO2也就失去将Mn2 氧化为MnO4-的能力了。
4. 配制SnCl2溶液时，为什么要加入盐酸和锡粒？
SnCl2极易水解、而产生沉淀Sn(OH)2。所以要加HCl来抑制SnCl2的水解。
又由于Sn2 还有还原性。在空气中，Sn2 很容易被O2氧化成Sn4 ，而混在溶液中。但Sn可以去掉这些Sn4 离子（反应为Sn
Sn4 =2 Sn2 ）。所以要加有还原性的Sn粒，来防止在Sn2 的溶液中有Sn4 。
5. 比较锡、铅氢氧化物的酸碱性；比较锑、鉍氢氧化物的酸碱性。
锡、铅是锗分组中的后两个元素。锑、鉍是砷分组中的后两个元素。其实，这两族元素的氢氧化物在酸碱性方面有一些共性。即，都有变价，多有两性，且酸碱性随原子序数增加有规律性变化。
变化的规律性主要有两点：
在同一价态、同一主族的情况下，随原子序增大，氢氧化物的碱性增强、酸性减弱。
在同一元素、不同价态的氢氧化物间比较，是高价态氢氧化物的酸性相对强些、而碱性要弱些。
即使把前一元素砷也包括进来，对整个砷分族也还是有下表[2]：
如，属于同一分族的原子序数小的Sb2O3的碱性弱于Bi2O3。而表现为，Sb2O3有两性，Bi2O3只表现出碱性。
对锗分组也有类似如上的情况。
如，属于同一分族的原子序数较小的Sn(OH)2，其碱性弱于Pb(OH)2。表现为Sn(OH)2有显著的两性。而Pb(OH)2通常表现出碱性，只有在很浓的NaOH溶液中才可溶。
6. 比较锡、铅化合物的氧化还原性；比较锑、鉍化合物的氧化还原性。
关于这两个分族化合物的氧化还原性，有两点要注意:
一是，由于有惰性电子对效应，这两分族的第六周期元素的最高价化合物（如PbO2及NaBiO3）都有极强的氧化性。而其对应的低价的化合物则还原性很弱、较稳定（如Pb2 及Bi3 ）。
二是，在同一分族中化合物的氧化还原性有规律变化。如对锗分族有：
也就是说，在同一族中原子序数小的Sn4 的氧化性不如PbO2，而Sn2 的还原性则强于Pb2 。
7. 总结锡、铅、锑、鉍硫化物的溶解性，说明它们与相应氢氧化物酸碱性有何联系。
这两个分族硫化物的酸碱性变化规律与氢氧化物的情况相似。也多有两性（可溶于浓HCl及NaOH），如反应，Sb2S3 6OH- =
SbO33- SbS33- 3H2O，及Sb2S3 6H 12Cl- = 2[SbCl6]3-
3H2S。
其变化规律为：
对同一元素，不同价态的化合物来说，高价硫化物的酸性强于低价硫化物。如SnS2的酸性强于SnS，Sb2S5的酸性强于Sb2S3，
同一族，同一价态时，元素原子序数小的硫化物的酸性要更强些。如SnS的酸性强于PbS；Sb2S3的酸性强于Bi2S3（Bi2S3不溶于NaOH）。
教材之所以能将这些硫化物的溶解性与氢氧化物的酸碱性联系起来，是由于从组成和性质看，硫化物与氧化物间有太多的相似性。可以进行如下的类比：
只不过硫化物与相应氧化物的碱性比较，要稍弱一些罢了。
这样看，As2S5溶于Na2S溶液的反应As2S5
3Na2S=2Na3AsS4，就相当于一个酸性氧化物与碱性氧化物间的反应，也反映出了As2S5的酸性。
而，SnS溶于多硫化钠（Na2S2）溶液的反应，则是一个在氧化还原反应基础上进行的酸碱反应。过程为SnS Na2S2 = SnS2
Na2S，及SnS2 Na2S = Na2SnS3（可溶）。
8. 在含Sn2 的溶液中加入CrO42-会发生什么反应？
由于Sn2 有还原性，而CrO42-有氧化性。
在酸性条件下，两者间会有氧化还原反应3Sn2 2CrO42- 16H = 3Sn4 2Cr3
8H2O发生。
参考文献
[1] 大连理工大学化学系编. 基础化学实验. 2001年
[2] 北京师范大学等校. 无机化学（第三版）.高等教育出版社. 1992年
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