实验
3
溶液的配制和酸碱滴定
实验目的
1.
学习溶液的配?/p>
2.
学习移液管、容量瓶的使用方?/p>
3.
学习正确判定滴定终点
4.
练习滴定操作,掌握酸式滴定管、碱式滴定管和移液管的使用方?/p>
实验原理
根据实验对溶液的浓度的准确性要求的所不同,可采用不同的仪器进行配制。若准确?/p>
要求不高?/p>
一般利用台称、量筒、带刻度的烧杯等低准确度的仪器进行粗略配制;
若对溶液
浓度的准确性要求较高,
在配制溶液时必须采用精确度较高的分析天平?/p>
移液管?/p>
容量瓶等
仪器进行准确配制?/p>
无论是精确配制还是粗略配制,
都应计算出所用试剂的用量?/p>
包括固体
试剂的质量或液体试剂的体积,然后进行配制
?/p>
酸碱滴定是根据酸碱中和反应,
测定酸或碱浓度的一种容量分析方法?/p>
因为在酸碱中?/p>
反应的等物质的量点,体系的酸和碱正好完全中和,此时中和反应达到了终点?/p>
根据达到终点时所用酸溶液(或碱溶液)的体积及标准碱溶液(或酸溶液)的体积和浓
度,就可以计算出待测酸或碱的浓度?/p>
酸碱中和滴定的终点可借助指示剂颜色的变化来确定?/p>
指示剂本身多为一种弱酸或弱碱?/p>
在不同的
pH
范围内显示不同的颜色?/p>
例如?/p>
酚酞的变色范围是?/p>
pH<8.0
时为无色?/p>
pH>10.0
时为红色?/p>
pH
?/p>
8.0~10.0
之间时呈浅红色?/p>
又如?/p>
甲基红的变色范围?/p>
pH=4.4~6.2
?/p>
?/p>
pH
?/p>
4.4
时为红色?/p>
pH
?/p>
6.2
时为黄色?/p>
pH
?/p>
4.4~6.2
之间时呈橙色或橙红色。在强碱滴定?/p>
酸时,常以酚酞作指示剂;在用强酸滴定强碱时,常以甲基红作为指示剂。显然,利用指示
剂的颜色变化所指示出的滴定终点与实际酸碱滴定的终点
(等物质的量点)
可能不一致?/p>
?/p>
如,
以强碱滴定强酸时?/p>
等物质的量点
pH=7
?/p>
而用酚酞做指示剂?/p>
变色范围?/p>
pH8.0~10.0
?/p>
这样要达到滴定终?/p>
(溶液由无色变为浅红色)
就需要多消耗一些碱?/p>
因而就可能带来滴定
误差?/p>
但是根据计算?/p>
这种滴定终点与等物质的量点不一致所引起的误差是很小的,
对待?/p>
酸碱溶液的浓度影响不大?/p>
溶液的配制:
1
.标准溶液的配制方法
在化学实验中?/p>
标准溶液常用
mol·
L
-1
表示其浓度?/p>
溶液的配制方法主要分直接法和?/p>
接法两种?/p>
?/p>
1
)直接法
准确称取基准物质,溶解后定容即成为准确浓度的标准溶液。例如,需配制
500mL
?/p>
度为
0.01000 mol·
L
-1
K
2
Cr
2
O
7
溶液时,应在分析天平上准确称取基准物?/p>
K
2
Cr
2
O
7
1.4709g
?/p>
加少量水使之溶解,定量转?/p>
500mL
容量瓶中,加水稀释至刻度?/p>
较稀的标准溶液可由较浓的标准溶液稀释而成?/p>
例如?/p>
光度分析中需?/p>
1.79×
10
-3
mol·
L
-1
标准铁溶液。计算得知须准确称取
10mg
纯金属铁,但在一般分析天平上无法准确称量,因
其量太小?/p>
称量误差大?/p>
因此常常采用先配制储备标准溶液,
然后再稀释至所要求的标准溶
液浓度的方法。可在分析天平上准确称取高纯?/p>
99.99%
)金属铁
1.0000g
,然后在小烧杯中
加入?/p>
30mL
浓盐酸使之溶解,定量转入一升容量瓶中,?/p>
1mol·
L
-1
盐酸稀释至刻度。此?/p>
准溶液含?/p>
1.79×
10
-2
mol·
L
-1
。移取此标准溶液
10.00mL
?/p>
100mL
容量瓶中,用
1mol·
L
-1
?