0.1M盐酸标定.ppt

盐酸浓度的标定 实验目的 学会盐酸溶液的配制和标定 ； 掌握滴定操作，并学会正确判断终点 ； 熟悉电子天平的使用、减量法称量 。 实验原理及相关知识 讨论 为什么盐酸不能直接配成标准溶液？ 由于浓盐酸挥发，浓度不确定。 如何配制、标定盐酸标准溶液？ 先配成近似浓度的溶液，再用标准物质标定其准确浓度；或者用另一已知准确浓度的标准溶液标定。 实验原理及相关知识 标准物质必须符合哪些条件？ 其组成与化学式完全相符； 纯度足够高，一般在99.9%以上； 性质稳定； 没有副反应； 摩尔质量比较大。 实验原理及相关知识 有哪些标准物质可标定盐酸溶液的浓度？ 无水碳酸钠： Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑ 化学计量点的pH=3.89； 硼砂（Na2B4O7·10H2O）： Na2B4O7·10H2O+2HCl=4H3BO3+2NaCl+5H2O 化学计量点的pH为5.1； 用NaOH标准溶液。 实验原理及相关知识 怎样选择指示剂（简述）？ 酸碱滴定曲线、滴定的突跃范围：强碱滴定强酸时，随着NaOH溶液的加入，溶液pH值发生变化，以pH对NaOH的加入量作图得滴定曲线，计量点前后NaOH溶液由不足到过量0.02mL（0.1%）； 实验原理及相关知识 溶液pH的突然变化称滴定突跃，突跃的pH范围称滴定突跃范围； 实验原理及相关知识 酸碱指示剂、指示剂的变色范围? 酸碱指示剂本身是弱酸或弱碱：HIn = H+ + In-，HIn与In-有不同的颜色，pH=pKa（HIn）+lg[In-]/[HIn]，当[In-] =[HIn]，pH=pKa为理论变色点；[In-]/[HIn]≤ 0.1看到酸色，≥10，看到碱色。 实验原理及相关知识 变色范围的pH=pKa±1，但实际观测到的与理论计算有差，因人眼对各种颜色的敏感度不同，加上两种颜色互相掩盖，影响观察。如酚酞pKa=9.1，变色pH范围为8.0～9.6。不同的人的观察结果也不同。 实验原理及相关知识 指示剂的选择? 使指示剂的理论变色点处于滴定突跃范围。Na2CO3标定盐酸的化学计量点的pH=3.9，实验中使用二甲基黄－溴甲酚绿为指示剂，变色点pH=3.9，该指示剂的碱色为绿，酸式为橙，变色点pH时为亮黄色。 实验原理及相关知识 CHCl的计算公式，各取几位有效数字？ CHCl =2000 ? mHCl∕(106.0 ? V HCl) ； 请同学们分析。 实验步骤 1．0.1 mol/L盐酸溶液的配制 讨论 怎样配制0.1mol/L盐酸溶液 ？ 计算配制800mL 0.1mol/L HCl溶液所需浓盐酸的量； 先在试剂瓶中加纯水； 实验步骤 在通风橱内用量筒量浓盐酸若干毫升倒入瓶内，洗瓶洗瓶口，盖好瓶塞充分摇匀。充分摇匀是实验能否得到好的精密度和准确度的最基本保证。 为什么在通风橱内配制盐酸溶液，试剂瓶中先加水后加酸? 避免浓盐酸的酸雾污染环境。 实验步骤 怎样确定称取Na2CO3的克数？ 一般滴定液用去的体积为25mL左右，相当的Na2CO3量为： m ＝ c HCl ? v HCl ? MNa2CO3 ／2000 ＝ 0.13（g） 实验步骤 称量时允许有一定的范围，故称0.13～0.15g。若滴定体积太小，滴定管读数引入的误差较大。如v HCl为10mL，读数误差为2×0.01mL，相对误差为：2×0.01／10 ×100% ＝ 0.2 % 。若为25mL，则相对误差为：2×0.01／25 ×100% ＝ 0.08 %。 实验步骤 带哪些物品进天平室？ 烧杯编号盖上表面皿（不放玻棒）； 干燥器； 称量瓶与纸带（放干燥器内）； 将干燥器、烧杯放搪瓷盘内，平端进天平室（为什么）； 记录笔、实验报告本。 实验步骤 减量法称量的要点？ 称出称量瓶质量，按去皮键TAR，倾倒试样后称量，所示质量是“—”号； 再按去皮键称取第二份试样； 本实验连续称取四份试样。 实验步骤 注意事项 （减量法称量的注意点） 盛有试样的称量瓶除放天平盘、干净的纸或表面皿上，或用纸带拿在手中外，不得放其它地方（为什么）； 纸带放洁净、干燥的地方；请保存好以便以后再用； 取出或套上纸带时，不要碰到称量瓶口； 实验步骤 要在承接容器的上方打开（或盖上）瓶盖，以免使粘附在瓶口、瓶盖上的试样失落在容器外，粘在瓶口的试样应尽量敲入烧杯或称量瓶内； 若倒入试样量不够时可重复再倒，但要求2～3次内倒至规定量（为什么）。如倒入量大大超过，弃去，洗净烧杯后重称。 实验步骤 （2）溶解试样 注意事项 量筒量取纯水，沿杯壁加入，或玻棒引入，玻棒下端紧靠杯壁；每只烧杯内放一根玻棒，放入后不再取出； 搅拌时不碰杯壁以免发出响声；