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酸碱中和反应的酸碱度计算酸碱中和反应是化学中一种重要的反应类型，该反应涉及到酸碱溶液之间的中和作用，并伴随有酸碱度的变化。
在化学实验或工业生产中，了解和计算酸碱度的变化对于反应的控制和分析至关重要。
本文将重点介绍酸碱中和反应中酸碱度的计算方法。
一、酸碱中和反应的基本概念酸碱中和反应是指酸溶液和碱溶液中的氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）发生结合反应，生成盐和水的过程。
例如，硫酸溶液（H2SO4）与氢氧化钠溶液（NaOH）反应时会生成盐（Na2SO4）和水（H2O）。
这样的反应是通过氢离子和氢氧根离子相互结合中和为水来完成的。
二、酸碱度的定义和计算酸碱度是指溶液中酸碱性的强弱程度，通常使用pH值来表示。
pH值的计算公式为pH=-log[H+]，其中[H+]为溶液中的氢离子浓度。
1. 酸度计算当溶液为酸性时，其pH值通常低于7，具体酸度的计算需要根据溶液中的酸性物质进行具体分析。
以稀硫酸溶液为例，当测得溶液中硫酸的浓度为C（mol/L）时，硫酸的酸度可以通过以下公式计算：酸度 = C * n，其中n为硫酸中的H+离子数目，对于硫酸而言，n=2。
2. 碱度计算当溶液为碱性时，其pH值通常高于7，与酸度计算类似，碱度的计算同样需要根据具体的碱性物质进行分析。
以氢氧化钠溶液为例，当测得溶液中氢氧化钠的浓度为C（mol/L）时，氢氧化钠的碱度可以通过以下公式计算：碱度 = C * n，其中n为氢氧化钠中的OH-离子数目，对于氢氧化钠而言，n=1。
三、酸碱度计算的应用酸碱度计算在化学实验和工业生产中具有广泛的应用。
通过酸碱度的计算，可以：1. 确定反应的程度：通过监测酸碱度的变化，可以了解反应是处于酸性还是碱性条件下进行的。
这对于控制反应的速率和产物的选择十分重要。
2. 确定终点：在滴定分析等化学实验中，终点的选择与酸碱度直接相关。
通过计算酸碱度，可以准确地确定溶液中酸碱中和反应的终点。
3. 分析酸碱中和反应的平衡：通过计算酸碱度的变化，可以进一步分析酸碱中和反应的平衡位置及其影响因素，为反应条件和控制提供理论依据。
溶液的酸碱中和反应与滴定计算溶液的酸碱中和反应是化学中常见的一种反应类型。
当酸和碱混合在一起时，会发生酸碱中和反应，生成盐和水。
这个过程是基于氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）的结合。
在实验室中，滴定是一种重要的实验技术，用于确定溶液中酸碱物质的浓度。
本文将重点介绍溶液的酸碱中和反应以及滴定计算的基本原理。
1. 溶液的酸碱中和反应溶液的酸碱中和反应是指酸和碱反应时，氢离子与氢氧根离子结合生成水的化学反应。
在这个反应中，酸和碱的摩尔比应该是1:1。
例如，当盐酸（HCl）和氢氧化钠（NaOH）混合时，生成氯化钠（NaCl）和水（H2O）的反应为：HCl + NaOH → NaCl + H2O这个反应满足酸碱中和反应的特点，生成物中的阳离子和阴离子互换，并生成水。
酸碱中和反应的pH值为7，表示中性。
2. 滴定计算的基本原理滴定是一种实验方法，用于确定溶液中物质的浓度。
滴定实验中，使用一种称为滴定试剂的溶液，滴加到待测溶液中，直到反应达到完全中和的终点。
常用的滴定试剂包括酸和碱。
滴定实验的基本原理是根据滴定试剂的体积和浓度，以及滴定反应的化学方程式来计算待测溶液中物质的浓度。
滴定计算的基本步骤如下：步骤一：准备滴定试剂和待测溶液。
根据实验所需，分别配制好酸和碱溶液，并记录它们的浓度和体积。
步骤二：将待测溶液放置于容量瓶中，并加入适量的指示剂。
指示剂是一种可以指示滴定终点的物质，一般会发生颜色变化。
步骤三：将滴定试剂滴加到待测溶液中。
滴定试剂滴加的过程中，需要搅拌容器中的溶液，使反应得以充分进行。
步骤四：观察指示剂的颜色变化。
当滴定试剂和待测溶液完全中和时，指示剂的颜色会发生明显变化，表示滴定终点。
步骤五：记录滴定试剂的体积。
根据滴定试剂的浓度和体积，以及滴定反应的化学方程式，可以计算出待测溶液中物质的浓度。
3. 滴定计算的示例为了更好地理解滴定计算的原理，我们以酸碱滴定为例进行说明。
假设我们有一定浓度的硫酸溶液（H2SO4），需要确定其中硫酸的浓度。
酸碱中和反应的中和滴定计算与实验酸碱中和反应是化学中一种重要的反应类型，通过滴定实验可以准确地测定溶液中的酸碱浓度。
本文将介绍酸碱中和反应的中和滴定计算与实验过程。
一、中和滴定计算中和滴定计算是在进行酸碱中和滴定实验之前进行的预先计算，以确定所需的滴定剂的滴定量以及滴定后溶液的酸碱浓度。
下面以酸滴定碱的实验为例来说明中和滴定计算的方法。
1. 确定酸碱反应的化学方程式首先需要确定酸碱反应的化学方程式。
例如，若要测定硫酸溶液的浓度，可以使用氢氧化钠溶液进行滴定。
反应方程式为：H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O2. 确定滴定剂浓度与滴定量在进行实验前，需要确定滴定剂的溶液浓度。
通过浓度计算可以得到滴定剂的摩尔浓度。
根据酸碱反应的化学方程式，可以确定所需的滴定剂的滴定量。
例如，若已知硫酸浓度为0.1 mol/L，滴定方程式中酸和碱的化学摩尔比为1:2，那么需要使用的氢氧化钠溶液的浓度可通过下述计算得到：NaOH的摩尔浓度 = (0.1 mol/L * 0.1 L) / 0.02 L3. 计算滴定后溶液的酸碱浓度在滴定实验中，滴定剂与待测溶液反应，直至滴定终点，即酸碱当量显色变化的点。
测定滴定终点后，可以通过滴定剂与待测溶液的摩尔比关系计算出待测溶液的酸碱浓度。
二、中和滴定实验在进行中和滴定实验时，需要准备好酸和碱的溶液、滴定剂、滴定管、滴定管支架等实验器材。
1. 实验操作首先，使用容量瓶准确地配制所需酸和碱的溶液。
将待测酸溶液倒入滴定瓶中，加入适量指示剂（例如酚酞或溴酸石蕊），溶解均匀。
然后使用滴定管滴加滴定剂（例如氢氧化钠溶液）到酸溶液中，同时轻轻摇晃滴定瓶。
当滴定终点出现颜色变化时，停止滴定。
2. 数据处理根据实验操作中滴定剂的使用量，可以计算出待测溶液的酸碱浓度。
根据中和滴定计算中得到的滴定剂的溶液浓度和滴定量，可以使用计算公式计算出待测溶液的酸碱浓度。
三、实验注意事项进行酸碱中和滴定实验时需要注意以下几点：1. 实验器材应干净无杂质，以避免实验误差的发生。
化学溶液中的酸碱中和反应与pH值计算化学溶液中的酸碱中和反应是一种常见的化学反应，其中涉及到pH值的计算。
本文将探讨化学溶液中的酸碱中和反应的原理以及pH值的计算方法。
一、酸碱中和反应的原理酸碱中和反应是指在溶液中，酸和碱反应生成盐和水的化学反应。
酸是指能够释放出H+离子的化合物，而碱是指能够释放出OH-离子的化合物。
当酸和碱混合在一起时，H+离子和OH-离子会发生结合生成水，这就是酸碱中和反应的过程。
酸碱中和反应的化学方程式可以表示为：酸 + 碱→ 盐 + 水例如，盐酸（HCl）和氢氧化钠（NaOH）的酸碱中和反应方程式为：HCl + NaOH → NaCl + H2O在这个反应中，盐酸释放出H+离子，氢氧化钠释放出OH-离子，而H+离子和OH-离子结合生成水。
二、pH值的计算方法pH值是用来表示溶液酸碱性强弱的指标，它是通过对溶液中的H+离子浓度进行负对数运算得到的。
pH值的计算方法如下：pH = -log[H+]其中[H+]表示溶液中的H+离子浓度，以mol/L为单位。
以盐酸溶液为例，假设盐酸溶液的H+离子浓度为0.01mol/L，那么根据上述公式就可以计算出该溶液的pH值：pH = -log(0.01) = 2通过计算可得，盐酸溶液的pH值为2，表明该溶液具有酸性。
三、酸碱中和反应对pH值的影响酸碱中和反应会影响溶液的pH值。
当酸和碱按照化学方程式进行反应时，生成的盐和水会改变溶液中的离子浓度，从而影响溶液的pH 值。
以酸性溶液和碱性溶液反应为例，当酸性溶液中的H+离子和碱性溶液中的OH-离子结合生成水时，溶液中的酸性质和碱性质都会得到中和，因此生成的盐和水的pH值将更接近中性。
四、酸碱中和反应的应用酸碱中和反应在生活和工业中有广泛的应用。
以下是一些常见的应用示例：1. 中和胃酸：胃酸是一种酸性溶液，当胃酸分泌过多导致胃酸反流时，可以通过服用抗酸药物来实现酸碱中和的作用，从而降低胃酸的酸度。
酸碱中和滴定范围计算公式酸碱中和滴定是化学实验中常见的一种实验方法，用于测定溶液中酸或碱的浓度。
在进行酸碱中和滴定实验时，需要计算滴定范围，以确定滴定终点和滴定终点的误差范围。
本文将介绍酸碱中和滴定范围的计算公式及其应用。
酸碱中和滴定范围的计算公式如下：V1 N1 = V2 N2。
其中，V1为待测溶液的体积，N1为待测溶液的浓度，V2为滴定溶液的体积，N2为滴定溶液的浓度。
这个公式的推导过程是基于酸碱中和反应的化学方程式，例如，对于强酸和强碱的中和反应，化学方程式为：H+ + OH→ H2O。
根据化学方程式，可以得出滴定范围的计算公式。
通过计算滴定范围，可以确定滴定终点的大致位置，从而减小滴定误差。
在实际应用中，酸碱中和滴定范围的计算可以帮助实验者选择合适的滴定终点指示剂，以及确定滴定时的操作方法。
此外，通过计算滴定范围，还可以评估实验的可行性和准确性。
酸碱中和滴定范围的计算公式还可以用于解决一些实际问题。
例如，如果知道待测溶液的体积和浓度，以及滴定溶液的浓度，可以通过计算滴定范围来确定需要滴定的体积范围，从而节省试剂和提高实验效率。
另外，酸碱中和滴定范围的计算公式还可以帮助实验者理解滴定过程中酸碱中和反应的基本原理。
通过计算滴定范围，可以更好地理解滴定终点的选择和滴定误差的控制，从而提高实验的准确性和可靠性。
需要注意的是，酸碱中和滴定范围的计算公式是基于一定的假设条件，例如，假设酸碱中和反应是完全的，滴定终点的选择是准确的，滴定过程中没有其他化学反应发生等。
因此，在实际应用中，需要根据具体情况进行修正和调整。
总之，酸碱中和滴定范围的计算公式是酸碱中和滴定实验中重要的工具，可以帮助实验者确定滴定范围，选择合适的滴定终点指示剂，评估实验的可行性和准确性，解决实际问题，理解滴定过程中的基本原理。
通过掌握酸碱中和滴定范围的计算方法和应用，可以更好地进行酸碱中和滴定实验，并取得准确可靠的实验结果。
酸碱中和与pH值在化学中，酸碱中和是一种重要的化学反应，而pH值则是用来衡量溶液酸碱性强弱的指标。
本文将探讨酸碱中和的原理以及如何计算和测定pH值。
一、酸碱中和的原理酸碱中和是指酸和碱反应生成盐和水的过程。
在这个过程中，酸的氢离子（H+）和碱的氢氧根离子（OH-）结合形成水分子（H2O）。
例如，当盐酸（HCl）和氢氧化钠（NaOH）反应时，产生氯化钠（NaCl）和水（H2O）。
2HCl + NaOH -> NaCl + H2O这是一种典型的酸碱中和反应。
在这个反应中，酸的氢离子和碱的氢氧根离子结合生成水，盐则是产物之一。
酸碱中和反应的特点是产生的盐是离子化合物，其中一个离子来自于酸，另一个来自于碱。
这种反应是可逆的，可以从盐和水中再次分解出酸和碱。
二、pH值的计算和测定pH值是一种用来衡量溶液酸碱性强弱的指标。
它是由丹麦化学家Sørensen于1909年引入的。
pH值的取值范围是0到14，其中7表示中性。
pH值小于7表示酸性溶液，而大于7表示碱性溶液。
pH值的计算是基于溶液中氢离子的浓度。
具体来说，pH值等于负的以10为底的以氢离子浓度为指数的对数。
公式如下：pH = -log[H+]其中[H+]表示溶液中的氢离子浓度。
测定pH值的常用工具是pH计。
pH计通过测量溶液中的电位差来确定pH值。
它使用一种称为pH电极的特殊电极，该电极与参比电极一起浸入溶液中，通过比较两个电极的电位差来计算pH值。
三、酸碱中和与pH值的关系酸碱中和反应的进行会对溶液的pH值产生影响。
当强酸和强碱完全中和时，生成的盐和水会使溶液的pH值接近中性（pH=7）。
但是，当弱酸和弱碱进行中和反应时，生成的盐可能会使溶液的pH值偏离中性。
例如，当乙酸（弱酸）和氨水（弱碱）进行中和时，生成的乙酸铵（盐）会使溶液呈现酸性。
这是因为乙酸铵是一个弱酸，会部分解离产生氢离子。
乙酸 + 氨水 -> 乙酸铵由于乙酸铵的弱酸性质，它会增加溶液中的氢离子浓度，降低pH 值，使溶液呈现酸性。
酸碱中和反应的pH计算酸碱中和反应是化学中非常重要的一种反应类型，发生在我们的日常生活和许多工业过程中。
pH是用来衡量溶液酸碱性的指标，它可以帮助我们了解反应进行的程度、速率以及它对环境或生物体的影响。
在本文中，我们将讨论酸碱中和反应及其pH计算。
酸碱中和反应是指酸和碱反应时发生氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）之间的结合，形成水分子（H2O）。
在这个过程中，酸和碱的性质被中和，平衡的产物是盐和水。
这种反应是按化学方程式进行的，化学方程式可以用来表示反应的物质和反应的摩尔比。
在pH计算中，我们关注的是溶液中的氢离子浓度。
pH的定义是得到一个溶液的负对数氢离子浓度。
pH的计算公式为：pH = -log[H+]其中，[H+]是氢离子的浓度，以摩尔/升（mol/L）为单位。
pH的值范围从0到14，数值越小代表酸性越强，数值越大代表碱性越强，而7表示中性。
为了计算pH，我们需要知道溶液中氢离子的浓度。
在一些特殊情况下，我们可以从反应的化学方程式中直接读取。
例如，如果我们有一个已知浓度的盐酸（HCl）溶液，我们可以将化学方程式写为：HCl + H2O → H3O+ + Cl-在这个方程式中，HCl的浓度就是溶液中的氢离子浓度，因为它完全离解为H3O+和Cl-。
因此，我们可以使用这个浓度来计算pH值。
另外，如果我们有一个碱溶液如氢氧化钠（NaOH），我们可以将化学方程式写为：NaOH + H2O → Na+ + OH-在这个方程式中，氢氧化钠的浓度不等于氢离子浓度，它等于氢氧根离子（OH-）的浓度。
由于水的离解产物[H+]和[OH-]的乘积永远等于10的负14次方（Kw值），计算氢氧根离子的浓度可以得到pOH，然后用14减去pOH就得到pH。
除了直接测量溶液中氢离子浓度外，我们还可以使用指示剂和pH 计来测量pH。
指示剂是一种在酸碱反应中变色的化学物质。
根据指示剂的颜色变化，我们可以估测溶液的pH值。
在实验室和工业中，pH 计是一种常用的仪器，它可以直接测量溶液的pH值，准确度更高。
酸碱滴定的中和计算酸碱滴定是一种常用的化学实验方法，用于确定溶液中酸碱物质的浓度。
在进行酸碱滴定实验时，我们需要进行中和计算来确定滴定点的pH值，以便准确测定酸碱物质的浓度。
本文将详细介绍酸碱滴定的中和计算方法。
一、滴定反应方程式在进行酸碱滴定实验时，首先需要确定滴定反应的方程式。
以硫酸(H2SO4)为酸性物质、氢氧化钠(NaOH)为碱性物质为例，滴定反应的方程式可表示为：H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O二、中和计算步骤中和计算是通过滴定的终点和滴定剂的用量来确定目标溶液中酸碱物质浓度的一种计算方法。
以下是中和计算的具体步骤：1. 计算反应物的摩尔量根据已知条件，如滴定剂的浓度和体积，可以计算出滴定剂的摩尔量。
以氢氧化钠为例，假设滴定剂的浓度为C(NaOH)，滴定剂的体积为V(NaOH)，则滴定剂的摩尔量可以通过以下公式计算：n(NaOH) = C(NaOH) × V(NaOH)2. 确定酸碱物质的化学计量比根据滴定反应的方程式，可以确定酸碱物质的化学计量比。
以硫酸和氢氧化钠为例，由滴定反应方程式可知，1 mol的硫酸与2 mol的氢氧化钠发生完全反应。
因此，酸碱物质的化学计量比为1:2。
3. 计算酸碱物质的摩尔量根据已知的滴定剂摩尔量和酸碱物质的化学计量比，可以计算出酸碱物质的摩尔量。
以硫酸为例，假设滴定剂的摩尔量为n(NaOH)，酸碱物质的化学计量比为1:2，则硫酸的摩尔量可以通过以下公式计算：n(H2SO4) = n(NaOH) × 1/24. 计算酸碱物质的浓度最后一步是计算目标溶液中酸碱物质的浓度。
以硫酸为例，若已知目标溶液的体积为V(H2SO4)，则硫酸的浓度可以通过以下公式计算：C(H2SO4) = n(H2SO4) / V(H2SO4)三、示例分析以下是一个酸碱滴定的中和计算示例：已知一定体积的0.2 mol/L的氢氧化钠(NaOH)滴定了一定体积的未知浓度的硫酸(H2SO4)溶液，在滴定过程中，滴定剂的体积为25.0 mL，滴定终点pH值为8.0。
化学实验设计酸碱滴定的酸碱度计算与酸碱滴定指示剂选择与理论计算酸碱滴定是化学实验中常用的一种分析方法，用于确定溶液的酸碱度。
在酸碱滴定实验中，酸碱度计算和酸碱滴定指示剂的选择是非常重要的步骤。
本文将介绍酸碱滴定的相关理论计算和指示剂选择的方法。
一、酸碱度计算在酸碱滴定实验中，需要计算待测溶液的酸碱度。
酸碱度可以用pH值来表示，pH值越低，溶液越酸；pH值越高，溶液越碱。
在酸碱滴定实验中，使用的酸碱度计算方法有以下几种。
1. 酸碱度计算方法一：酸碱度计算公式酸碱度计算公式为：pH = -log[H+]，其中[H+]代表溶液中的氢离子浓度。
可以通过实验测得的氢离子浓度值代入该公式，计算出溶液的pH值。
2. 酸碱度计算方法二：酸碱度滴定计算法在酸碱滴定实验中，酸碱度可以通过滴定计算得出。
滴定计算法需要知道标准酸溶液（或碱溶液）的浓度、体积以及滴定终点的指示剂的变色点。
根据滴定反应的化学方程式，可以得出待测溶液的酸碱度。
二、酸碱滴定指示剂的选择酸碱滴定指示剂是酸碱滴定实验中使用的一种辅助试剂，可以通过颜色的变化来指示滴定反应的终点。
下面介绍两种常用的酸碱滴定指示剂的选择方法。
1. 酚酞指示剂酚酞指示剂适用于弱酸（如乙酸）与强碱（如氢氧化钠）之间的滴定反应。
在滴加酚酞指示剂后，溶液会从无色变为深红色，这是酚酞与碱溶液反应产生的颜色变化。
当溶液颜色由深红色变为粉红色时，即为滴定反应的终点。
2. 甲基橙指示剂甲基橙指示剂适用于强酸（如盐酸）与强碱（如氢氧化钠）之间的滴定反应。
在滴加甲基橙指示剂后，溶液会从橙色变为红色。
当溶液颜色由橙色变为红色时，即为滴定反应的终点。
三、酸碱滴定的理论计算在酸碱滴定实验中，理论计算是为了确定滴定终点以及计算待测溶液的酸碱度。
以下是酸碱滴定的理论计算步骤：1. 确定标准溶液的浓度和体积。
2. 根据滴定的化学方程式，确定滴定反应的化学计量比。
3. 根据滴定反应的化学计量比，计算出待测溶液中酸（或碱）的摩尔数。
1 第6讲酸碱中和滴定专题与pH计算 一.概念：用已知物质的量的浓度的酸或碱（标准溶液）来测定未知物质的量浓度的碱或酸（待测溶液或未知溶液）的方法叫做酸碱中和滴定。 二.原理：在中和反应中使用一种已知物质的量浓度的酸（或碱）溶液与未知物质的量浓度的碱（或酸）溶液完全中和，测出二者所用的体积，根据化学方程式中酸碱物质的量比求出未知溶液的物质的量浓度。
根据酸碱中和反应的实质是： H++OH-=H2O 在滴定达到终点(即酸碱恰好反应)时： 有n(H+)=n(OH-) 即 c酸 V酸=c碱V碱
例2：用0.1230mol/L的NaOH溶液滴定25.00mL未知浓度的硫酸溶液，滴定完成时用去NaOH溶液27.84mL。计算待测硫酸溶液的物质的量浓度
三.滴定的关键 ①准确测定参加反应的两种溶液的体积（所用的仪器是滴定管） ②准确判断完全中和反应是否恰好完全反应（是借助酸碱指示剂） 四、酸碱中和滴定指示剂的选择 滴定过程中溶液的pH变化与滴定曲线图 [例题1]:用0.1000mol/L的NaOH溶液滴定物质的量浓度为0.1000ml/l的盐酸溶液20.00ml。 NaOH(ml) 0.00 10.00 15.00 18.00 19.00 19.96 20.00 20.04 21.00 22.00 30.00
溶液 pH 1.0 1.5 1.8 2.3 2.6 4.0 7.0 10.0 11.4 11.7 12.3 问题1:滴定终点消耗碱多少? pH等于多少?
问题2: 滴定终点时多半滴和少半滴溶液性质发生怎样改变? PH发生怎样改变? 问题3: 跟完全反应所需氢氧化钠溶液相差一滴（或多加一滴），对计算盐酸的浓度有没有影响？（通过计算说明注：1滴为0.04 ml） 解：
)/(1002.001996.00200.01000.0LmolC酸跟实际浓度Lmol/1000.0相比，误差很小。 2
问题4:绘制中和滴定曲线。 ⑴选取指示剂的原则：①终点时，指示剂的颜色变化明显、灵敏 ②变色范围与终点pH接近 ⑵ 酸碱指示剂： 常用指示剂及变色范围 指示剂 对应溶液的颜色 变色范围： 甲基橙 橙色 红3.1橙4.4黄 酚酞 无色 无8浅红10红 石蕊 紫色 红5 紫 8蓝 ①强酸强碱间的滴定：酚酞溶液或甲基橙均可，一般不选用石蕊（变色不明显） ②强酸滴定弱碱：生成强酸弱碱盐溶液呈酸性，选用甲基橙作指示剂 ③强碱滴定弱酸：生成强碱弱酸盐溶液呈碱性，选用酚酞作指示剂 （3）终点判断：（滴入最后一滴，溶液变色后，半分钟内不复原） 指示剂 操 作 酚酞 甲基橙
强碱滴定强酸 无色变为浅红色 橙色变为黄色 强酸滴定强碱 浅红色变为无色 黄色变为橙色 五.中和滴定的实验仪器和试剂 ⑴中和滴定所用的实验仪器：酸式滴定管，碱式滴定管，滴定管夹，铁架台，锥形瓶，烧杯、（白纸）等。 ⑵酸(碱)式滴定管 ①结构特点： a.酸式 玻璃活塞 盛酸性溶液、强氧化性试剂 碱式 橡皮管玻璃球 盛碱性溶液 b.零刻度在上方，最大刻度在下，最小刻度0.1mL，精确度0.01 mL
0.100mol/LNaOH滴定20.00mL 0.100mol/LHCl过程中的pH变化 0.100mol/LHCl滴定20.00mL 0.100mol/LNaOH过程中的pH变化 3
②规格：25ml 50ml等 ③用途：中和滴定（精确测定）；精确量取溶 液的体积（两次读数差） ④使用注意： a.滴定管应先检查是否漏水（方法），再用蒸馏 水洗涤，最后用待盛溶液润洗。 b.酸式滴定管：用于装酸性溶液，及碘水、溴水、高锰酸钾、双氧水等强氧化性的溶液。不得用于装碱性溶液，因为玻璃的磨口部分易被碱性溶液侵蚀，使塞子无法转动，也不能装氢氟酸。 c.碱式滴定管：用于装碱性溶液，不宜于装酸性溶液，也不能装碘水、溴水、高锰酸钾、双氧水等强氧化性的溶液。 d.锥形瓶：是进行中和滴定的反应容器。使用 前只须用蒸馏水洗净即可，也不必干 燥，里面留有少量蒸馏水不影响实验 结果。无须用待测液润洗。 六、中和滴定的基本操作和步骤 （1）查漏：使用前先检查滴定管是否漏水。（方法） （2）洗涤：滴定管：先用水洗净后，然后分别用少量标准液和待测液分 别润洗相应的滴定管2－3次； 锥形瓶：只须用蒸馏水洗净即可，也不必干燥，里面留有少 量蒸馏水不影响实验结果。也无须用待测液润洗。 （3）装液：向滴定管中装入相应的标准液和待测液，（盐酸、氢氧化钠溶液注入酸、碱滴定管中），使液面在“0”刻度或“0”刻度以上2-3cm 。并将滴定管固定在铁架台上。 待测液的移取既可以用滴定管也可以用移液管注入锥形瓶。 标准液只能用滴定管。 （4）赶气泡：将滴定管尖嘴部分的空气赶尽。 （5）调节液面：将滴定管内（装标准液）液面调至“0”刻度或“0”刻 度以下某刻度处，准确读数，并记录初始刻度V初。 （6）取待测液：用滴定管或移液管量取一定体积未知浓度的待测液注入 锥形瓶中，并滴入2～3滴指示剂振荡。将锥形瓶置于 标准液滴定管下方，并在瓶底衬一张白纸。 （7）滴定：左手控制滴定管活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化及流速（先快后满）（滴定终点的判断，关键） 滴定操作：左手：控制活塞 右手：振荡锥形瓶 眼看：锥形瓶中溶液颜色变化 4
滴定终点：当滴入最后一滴时，指示剂的颜色突然改变，且30秒内不立即褪去或反滴一滴待测液颜色又复原,再读数。重复滴淀操作2到3次,取平均值。 即：当看到加一滴标准液时，锥形瓶内溶液由某某色变为某某色且半分钟内（或30秒内）锥形瓶内溶液颜色不变化即为滴定终点。（停止滴定） （8）数据记录：记录终点刻度V终 ，算出V标=V终-V初 视线应液面凹面最低点水平相切。 （9） 重复上述实验操作2～3次。 （10）计算：根据3次滴定所用标准液的体积，取3次的平均值。 V标=（V1+V2+V3）/3 代入：
指示剂变色时即“达到了滴定的终点”，通常与理论终点存在着一定的误差（允许误差），通常认为此时即达到了反应的终点——即“恰好中和”。 【练习】： 1. 用0.1032 mol/L的HCl溶液滴定25.00 mL未知浓度的NaOH溶液,滴定完成时用去HCl溶液27.84 mL,通过中和滴定测得NaOH溶液的物质的量浓度是多少? 2. 如果某次酸碱中和滴定的实验数据如下表所示，试通过计算确定盐酸的物质的量浓度?
3.某烧碱样品含少量不与酸作用的杂质，为了测定其纯度，进行以下滴定操作（ ） A. 在250mL的容量瓶中定容配成250mL烧碱溶液 B. 用移液管移取25mL烧碱溶液于锥形瓶中并滴几滴指示剂甲基橙 C. 在天平上准确称取烧碱样品Wg，在烧杯中用蒸馏水溶解 D. 将物质的量浓度为C的标准硫酸溶液装入酸式滴定管，调节液面，记下开始读数为V1 E. 在锥形瓶下垫一张白纸，滴定至终点，记下读数V2 回答下列各问题： （1）正确操作步骤的顺序是（用字母填写） → → → D → 。 （2）滴定管的读数应注意 。 （3）E中在锥形瓶下垫一张白纸的作用是 。 （4）D步骤中液面应调节到 ，尖嘴部分应 。 （5）滴定终点时锥形瓶内溶液的pH约为 ，终点时颜色变化是 。 （6）若酸式滴定管不用标准硫酸润洗，在其它操作均正确的前提下，会对测定结果（指烧碱的纯度）有何影响？（指偏高、低或不变） （7）该烧碱样品纯度的计算式为 。
实验编号 C（NaOH）mol/L V（NaOH）mL V（HCl）mL 1 0.1154 26.72 25.00 2 0.1154 26.70 25.00 3 0.1154 26.71 25.00 5 滴定前
滴定后 实际值 读出值
滴定前 滴定后 读出值
实际值
答案： 1. 0.1149 mol/L NaOH溶液 2. 0.1233 mol/L HCl溶液） 3.（1）C→A→B→D→E。 （2）滴定管要直立；装液或放液后需等1～2min后才能读数；读数时不能俯视或仰视，视线应与弯月面最低点平齐；读数应准确至0.1mL估至0.01mL。 （3）便于准确判断终点时颜色的变化情况。 （4）调节到零刻度或零稍下的某一刻度。尖嘴部分应充满液体，无气泡。 （5）终点时pH约为4.4，颜色变化：由黄色变为橙色。 （6）偏高。因标准液浓度变小，用量变大。
（7）%/)(8012WCVV（注意：V为mL） 七、误差分析 ⑴分析原理：（标准酸滴定未知碱）
滴定过程中任何错误操作都可能导致C标、V标、V测的误差，但在实际操作中认为C（标）是已知的，V（测）是固定的，所以一切的误差都归结为V（标）的影响，V（标）偏大则C（测）偏大， V（标）偏小则C（测）偏小。 1. 用已知物质的量浓度的盐酸滴定未知物质的量浓度的碱溶液（取一定量的NaOH溶液于锥形瓶中,滴2滴甲基橙作指示剂），试说明下列情况会使测定结果偏高、偏低还是无影响？
1）酸式滴定管用水洗后便装液体进行滴定； 2）锥形瓶只用蒸馏水洗涤后仍留有少量蒸馏水； 3）锥形瓶用蒸馏水洗涤后，又用待测液润洗 4）锥形瓶用蒸馏水洗涤后，误用盐酸润洗； 5）盐酸在滴定时溅出锥形瓶外； 6）待测液在振荡时溅出锥形瓶外； 7）滴定终点时，滴定管仰视读数； 8）滴定终点时，滴定管俯视读数； 9）记录起始体积时，仰视读数，终点时平视 10）记录起始体积时，仰视读数，终点时俯视； 11）滴加盐酸，橙色不足半分钟即褪色；
