实验二酸碱标准溶液的配制和浓度比较

滴定分析基本操作及酸碱浓度的比较实验报告实验目的就不写出来了大家肯定都有一实验原理1.酸碱指示剂有其变色范围（pH），甲基橙的变色范围是，为红色，为橙色，为黄色。

酚酞的变色范围是，为无色，为浅红色，为红色2.盐酸和氢氧化钠的反应方程式为：HCl+NaOH=NaCl+H2O在中和反应过程中，溶液的pH会发生突变，可以通过溶液的颜色变化判断滴定终点，之后测定出消耗的酸或者碱的体积，就可以利用公式：VB*cB*νA=VA*cA*νB 求出碱和酸的浓度之比（ν代表化学计量数，对于盐酸和氢氧化钠的反应盐酸和氢氧化钠的化学计量数均为1）3.滴定分析法是将滴定剂（已知准确浓度的标准溶液）滴加到含有被测组分的溶液中，直到达到滴定终点，然后根据滴定剂的浓度和消耗的体积计算被测组分含量的一种方法4,。

标准溶液的配置方法一般有两种：直接配制法和间接配制法，本实验是用间接配制法，以酚酞或甲基橙为指示剂来确定滴定终点二实验步骤实验试剂浓度为cNaOH=1mol/LNaOH溶液（要求不含碳酸根离子）浓度为cHCl=1mol/LHCl溶液%酚酞指示剂%甲基橙指示剂实验仪器的准备酸式、碱式滴定管各一支，洗涤至内壁不挂水珠。

然后涂油，试漏，最后用5-10ml 去离子水润洗三次备用锥形瓶三个，称量瓶两个，细口试剂瓶两个，用自来水洗至不挂水珠，再用少量去离子水润洗三次，备用。

称量瓶洗净后倒扣在干净的表面皿或滤纸上，令其自然干燥，以备下次实验用酸碱溶液浓度的比较用量筒分别量取40ml浓度为cNaOH=1mol/LNaOH溶液和浓度为cHCl=1mol/LHCl 溶液，分别倒入两个试剂瓶中，再用量筒分别量取360ml去离子水，分别倒入两个试剂瓶中，将两个试剂瓶中的溶液摇匀，配成浓度为cNaOH=LNaOH溶液和浓度为cHCl=LHCl溶液三实验记录和数据处理用甲基橙作为指示剂科学记数法2.用酚酞作为指示剂四误差分析误差分析用两种指示剂测得的体积比VHCl/VNaOH不一定吻合：因为甲基橙作指示剂，HCl 滴定NaOH，终点偏酸性,可能略过化学计量点%，而酚酞作指示剂，NaOH滴定HCl，终点偏碱性，可能略过化学计量点%，因此可能造成VHCl/VNaOH(甲基橙)>VHCl/VNaOH(酚酞)。

实验二酸碱标准溶液的配制与标定一、实验目的：1.掌握间接法配制HCl、NaOH标准溶液的方法。

2. 熟练掌握差减称量法称取基准物的方法及滴定操作基本技能。

3.学习酸碱标准溶液的标定方法。

二、实验原理：在酸碱滴定法中，常用到盐酸或氢氧化钠标准溶液，它们都不宜直接配制，因为浓盐酸易挥发，浓度和纯度不一，固体氢氧化钠中常因吸收空气中的二氧化碳和水蒸气，而含有碳酸钠和水分，因此，只能先将它们配制成近似浓度的溶液。

然后通过标定来确定它们的准确浓度。

1.标定盐酸的基准物质：硼砂Na2B4O7·10H2O和无水碳酸钠Na2CO3。

(1)硼砂(四硼酸钠，Na2B4O7·10H2O)：易制得纯品，不易吸水，性质比较稳定，而且摩尔质量较大(381.37g/mol)，称量误差小，是标定HCl溶液常用的基准物质，但硼砂易风化失水，需保存在相对湿度为60%密闭容器中。

1︰2反应，其标定反应为：Na2B4O7·10H2O + 2HCI ＝2NaCI + 4H3BO3 + 5H2O 在化学计量点时，由于生成的硼酸是弱酸，溶液pH=5.1，可用甲基橙作指示剂。

(2)无水碳酸钠(Na2CO3)：容易制得纯品，摩尔质量为105.99g/mol，但易吸湿，使用前应在3000C干燥1小时，保存在干燥器中，用时称量要快，以免吸水而引入误差。

1︰2反应，其标定反应为：Na2CO3 + 2HCI ＝2NaCI + CO2+ H2O计量点时，溶液pH =3.9，可用甲基红作指示剂。

本实验采用的方法是：称取硼砂后直接用盐酸滴定的方法进行操作，根据所称硼砂的质量和滴定所用盐酸溶液的体积，求出盐酸溶液的准确浓度。

2.标定氢氧化钠的基准物质：邻苯二甲酸氢钾和草酸。

(1)邻苯二甲酸氢钾(KHC8H4O4)：易制得纯品，在空气中不吸水，易保存，且摩尔质量较大(204.23g/mol)，称量误差小，是标定NaOH溶液较为理想的基准物质。

酸碱标准溶液的配制和标定酸碱标准溶液的配制和标定⼀、实验⽬的1.掌握滴定管的操作⽅法和学会正确判断终点；2.学会配制HCl和NaOH标准溶液和⽤基准物质标定溶液。

⼆、基本原理1.⽐较：以甲基橙为指⽰剂，⽤0.1 mol/LHCl滴定0.1 mol/L NaOH当指⽰剂由黄⾊变为橙⾊时，即表⽰已到达终点，计算氢氧化钠和盐酸溶液的体积⽐，V NaOH/V HCl。

2.标定：以碳酸钠作为基准物质，以甲基橙为指⽰剂，测定HCl溶液的浓度，从⽽计算出氢氧化钠溶液的浓度。

2HCl＋ Na2CO3＝＝ 2NaCl＋ CO2 ↑＋H2O三、主要试剂：HCl 0.1 mol/L（待标）NaOH 0.1 mol/L（待标）甲基橙 0.2％⽔溶液邻苯⼆甲酸氢钾固体（基准）四、实验步骤1.盐酸与氢氧化钠溶液浓度的⽐较⼀⽀酸式滴定管⽤洗涤液、⾃来⽔、蒸馏⽔洗⼲净后，⽤0.1 mol/L HCl溶液荡洗酸式滴定管2~3次，每次⼩于10mL，均从滴定管两端分别流出，弃去，然后再装满滴定管，取碱式滴定管⽤上述⽅法装⼊NaOH 溶液，赶去管尖⽓泡调节滴定管内溶液的弯⽉凹⾯恰在“0”刻度之下，管内溶液静⽌⼀分钟准确读数，并记录在报告本上。

由滴定管放出约25mL的碱液于250ml锥形瓶中，静⽌⼀分钟后准确读数，加⼊约50ml蒸馏⽔稀释，加甲基橙1～2滴，此时溶液呈黄⾊，⽤HCl滴定碱液。

近终点时，⽤洗瓶吹洗锥形瓶内壁，再继续滴定，直⾄溶液在加下半滴HCl后溶液由黄⾊变为橙⾊，此时即为终点。

准确读滴定管中HCl体积数（准确读⾄⼩数后两位有效数）终读数与初读数之差，即为与NaOH中和所消耗的体积数。

重新把⼆⽀滴定管装满溶液，依上法再滴定⼀次，每次滴定最好⽤滴定管的同⼀段体积，计算氢氧化钠与盐酸的体积⽐。

两次测定结果的相对偏差不应⼤于0.2％。

2.盐酸溶液浓度的标定⽤差减法准确称取⽆⽔碳酸钠⼆份，每份约为0.15～0.2克，分别放在250ml锥形瓶内，加⽔30毫升溶解，⼩⼼搅拌均匀，加指⽰剂1~2滴，然后⽤盐酸溶液滴定⾄溶液由黄⾊变为橙⾊，即为终点，由碳酸钠的重量及实际消耗的盐酸的体积计算溶液的物质的量浓度HClCO Na CO Na HCl V M W C 32322000′=式中Ｗ（Na 2CO 3）—碳酸钠的质量（g ），M （Na 2CO 3）－碳酸钠的物质的量（106.0 g/mol)，V HCl —盐酸溶液的体积（ml ）。

实验名称：酸碱标准溶液的配制和滴定分析操作实验报告撰写人：tangchen注：本实验报告仅供参考，不得抄袭。

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一、实验目的1、熟悉和巩固溶液的概念，掌握溶液浓度的表示方法2、掌握溶液的配置过程和方法3、掌握容量瓶的使用，滴定管的操作，溶液浓度的分析确定二、实验内容（一）溶液配制（1）0.1mol/L HCl溶液的配制用干净量筒取纯盐酸（比重1.19含纯盐酸38%）4.5mL到入500mL的已洗净的试剂瓶中，加蒸馏水稀至500mL，盖上盖子摇匀，贴上标签备用。

（2）0.1mol/L NaOH溶液的配制在台天枰上称取固体NaOH 2g倒入烧杯中，加50mL蒸馏水溶解，移入500mL干净的试剂瓶中，加入蒸馏水500mL。

用橡皮塞塞好瓶口，贴上标签备用。

（二）酸碱溶液浓度的确定—比较滴定法（1）基本原理酸碱溶液比较滴定达到化学计算点时，有：n酸=n碱、C酸V酸=C碱V碱、C酸/C碱=V碱/V酸的关系。

故可以通过比较滴定化学计量点时酸和碱的体积比及其中某个已知浓度而确定另一个反应物浓度。

用0.1mol/L HCl与0.1 mol/L NaOH进行比较滴定时，化学计量点pH=7 突跃范围pH=4.3—9.7，所以用甲基橙，甲基红，酚酞等指示剂指示终点。

（2）试剂0.1mol/L NaOH、0.1mol/L HCl （均由第一步配制）无水Na2CO3(固体)、甲基橙（0.2%）、酚酞(0.2%)（3）分析步骤1、用0.1mol/L NaOH溶液润洗碱式滴定管2—3次，每次用溶液5—10mL，然后将溶液加满碱式滴定管，调好零点，记下初读数2、用0.1mol/L HCl溶液润洗酸式滴定管2—3次，每次用溶液5—10mL，然后将0.1mol/L HCl加满酸式滴定管，调好零点，记下初读数。

3、由碱式滴定管中放出NaOH溶液25mL注入250mL锥形瓶中并加入一滴甲基橙。

用0.1mol/L HCL溶液滴定至溶液由黄色变成橙色，滴入少量NaOH溶液。

酸碱反应的溶液浓度比较酸碱反应是化学中重要的基础概念之一，它涉及到溶液浓度比较的问题。

在本文中，我们将探讨酸碱反应中溶液浓度的比较，并深入了解其背后的原理和应用。

首先，我们需要了解酸和碱的定义。

酸是一种能够释放出H+离子的物质，而碱是一种能够释放出OH-离子的物质。

酸和碱之间的反应会产生盐和水。

反应的过程可以用化学方程式表示，例如：HCl + NaOH → NaCl + H2O。

溶液的浓度是指单位体积内所含溶质的质量或摩尔数。

一般情况下，溶液浓度可以用质量浓度、摩尔浓度、体积浓度等不同方式来表示。

其中，质量浓度指的是溶质在溶液中的质量与溶液体积之比，摩尔浓度指的是溶质在溶液中的摩尔数与溶液体积之比，而体积浓度则指的是溶质在溶液中的体积与溶液体积之比。

接下来，我们可以将酸碱溶液的浓度进行比较。

比较浓度的方法有多种，其中一种常用的方法是利用滴定。

滴定是一种实验方法，通过向待测液体中滴加已知浓度的酸碱溶液，以达到化学计量的终点反应，从而测定待测液体的浓度。

滴定的过程中，滴定剂的浓度即为待测液体的浓度。

当然，我们也可以通过其他方法比较酸碱溶液的浓度，例如利用电导率仪测量电导率或利用指示剂（如酚酞）的变色反应来判断浓度。

在实际应用中，选择合适的方法进行测定取决于具体的情况和需求。

了解了酸碱溶液浓度比较的方法后，我们可以进一步探讨酸碱溶液浓度比较的原理。

在酸碱反应中，当溶液浓度较高时，反应速率会增加，反应会更迅速进行，产生的反应物和产物的浓度也会增加。

相比之下，溶液浓度较低时，反应速率较慢，反应进行得较缓慢，产生的反应物和产物浓度较低。

酸碱溶液浓度的比较在很多领域都有广泛的应用。

例如，在工业生产中，我们需要比较不同酸碱溶液的浓度，以确定最合适的工艺参数和配方比例。

在环境领域，我们需要比较不同水体中的酸碱溶液浓度，以评估其对生态环境的影响程度。

在医学领域，酸碱溶液的浓度比较对诊断和治疗疾病也具有重要意义。

总结而言，酸碱反应中溶液浓度比较是化学中一个重要的概念。

实验 二 HCl 、NaOH 标准溶液的配制与标定[实验目的]1、掌握HCl 标准溶液的配制和标定的原理2、进一步熟练滴定分析基本操作。

[实验原理]标定是准确测定标准溶液浓度的操作过程。

间接法配制的标准溶液浓度是近似浓度，其准确浓度需要进行标定。

1. 标定HCl 标准溶液基准物质有：无水碳酸钠、硼砂（Na2B4O7·10H2O ）等。

本实验采用无水Na 2CO 3标定HCl ，其反应式为：Na 2CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2O + CO 2滴定至反应完全时，化学计量点的pH = 3.89，突跃范围为5.0-3.5，可选用甲基橙（3.1-4.4）为指示剂。

终点颜色变化为：黄色到橙色。

由反应式可知n （Na 2CO 3）：n （HCl ）=1:2，摩尔质量为M （Na 2CO 3）= 106.00 g·mol -1)()()(2)(3232CO Na M HCl V CO Na m HCl c 2. HCl 溶液标定NaOH 溶液NaOH+HCl = H 2O+NaCl 摩尔比1:1进行计算就可求得NaOH 的浓度: C(NaOH) = C(HCL)V(HCL) / V(NaOH)[主要试剂与设备]酸式滴定管、碱式滴定管、移液管、称量瓶、锥形瓶、洗瓶、天平、铁架台无水Na 2CO 3（基准试剂或分析纯试剂）、甲基橙、0.2％酚酞[实验内容]0.1mol·L -1 NaOH 、HCl 溶液的配制； 0.1mol·L -1 NaOH 、HCl 溶液的的标定[实验步骤]1.HCl 溶液的标定(1) 用欲定HCl 润洗滴定管2-3次（每次5-10 ml ），然后装满酸式滴定管，赶出下端气泡，调节滴定管内溶液的弯液面在“0”刻度以下，并记录读数。

(2) 准确称取0.15 g ～0.20 g 无水Na 2CO 3三份，分别放入250 mL 锥形瓶中，加80 mL 蒸馏水溶解。