氢氧化钠溶液的标定比较滴定.ppt

酸碱标准溶液的配制与浓度的标定 了解酸碱标准溶液的配制方法 熟练掌握滴定操作和分析天平差减法称量 学会标定酸碱标准溶液的浓度 初步掌握酸碱指示剂的选择方法和正确判断滴定终点的方法 1. 溶液的配制 （1）盐酸溶液的标定（基准物标定） (2) 氢氧化钠溶液的标定（比较滴定） 1. 0.1 mol?L-1 NaOH溶液的配制 差减称量法 酸碱式滴定管的使用 滴定终点的判断 有效数字修约规则 溶液配制过程使用的是量筒和台秤，为什么？ 如何正确选择指示剂？ 两种滴定方法哪个更准确，为什么？ 先称取装有试样的称量瓶的质量，然后用瓶塞轻磕瓶口且瓶口稍向下倾斜，倒出一定量的药品，再称取倒出部分试样后称量瓶的质量，二者之差即是倒出试样的质量。此法适合于称易吸水、易氧化或易与空气中的二氧化碳反应的物质。 1.本次溶液配置采用的是间接法即先粗配再用基准物或标准溶液滴定出溶液的准确浓度。 2.指示剂的选择应根据产物的酸碱性来判断，产物为酸性（碱性）应选在酸性（碱性）范围内变色的指示剂，且突变点在显色范围之内。 3.基准物滴定更准确，因为比较滴定存在二次分析误差。 实验目的 基准物 先粗配 再标定 容量瓶 直接称量配制 直接法 间接法 非基准物质 实验原理： 由反应式可知： 2. 溶液的标定 2HCl+Na2CO3=2NaCl+CO2?+H2O 滴定到达等量点时，溶液呈酸性，可用甲基橙作指示剂，溶液由黄色突变为橙色即为终点。 实验原理 滴定到达等量点时，溶液呈中性，可用甲基红作指示剂，溶液由黄色突变为橙色即为终点。 H+ + OH－ H2O 由反应式可知： 实验原理 粗称1.1 g 氢氧化钠于烧杯中 量筒量取250 ml 水，将NaOH 溶解 溶液转移到试剂瓶中备用 实验内容 称量氢氧化钠要迅速，不要弄到皮肤或衣服上 2. 0.1 mol?L-1 HCl溶液的配制 量筒量取200ml水于烧杯中 小量筒量取4.4ml浓盐酸 再加入300ml水 将溶液转移到试剂瓶中备用 实验内容 浓盐酸易挥发，配置过程应在通风橱中进行 3. 0.1 mol?L-1 HCl溶液的标定 差减法精称 0.11～0.160g NaOH 50 ml水，1滴甲基橙指示剂 盐酸滴定 近化学计量点时一滴或半滴加入，直至溶液由黄色突变为橙色 实验内容 保持天平室内干燥、洁净：称量过程手不允许接触称量瓶 指示剂用量要平行，且滴加不要过多 ①检查仪器是否漏液②仪器要用待装液润洗③装满液后静置1-2分钟④取液最好从“0”开始⑤读数时视线与凹液面平齐 4. 0.1mol?L-1 NaOH溶液的标定 碱式滴定管取25.00 ml 碱液 加1滴甲基橙指示剂 用盐酸标准溶液滴定 近终点时一滴或半滴加入，直至溶液由黄色突变为橙色 实验内容 ①排净滴定管内的气泡②仪器要用待装液润洗③装满液后静置1-2分钟④取液最好从“0”开始⑤读数时视线与凹液面平齐 c(HCl)/mol·L-1 /mol·L-1 dr m/g V2/mL m1/g Ⅰ Ⅱ Ⅲ m2/g V1/mL V（HCl）/mL 数据处理 表1 基准物Na2CO3标定HCl溶液 Ⅲ Ⅱ Ⅰ 编号 V（NaOH）/ V（HCl） /mol·L-1 c（NaOH）/mol·L-1 /mol·L-1 V（NaOH）/mL V2（HCl）/mL V2（NaOH）/mL V1（NaOH）/mL V1（HCl）/mL V（HCl）/mL 相对偏差 数据处理 表2 HCl标准溶液标定NaOH溶液 实验要点 思考题 欢迎走进化学实验 差减称量法 酸式滴定管的使用方法 　　（1）涂凡士林（如图3）。把旋塞芯取出，擦干，用手指蘸少许凡士林，在旋塞芯两头薄薄地涂上一层，然后把旋塞芯插入塞槽内，旋转使油膜在旋塞内均匀透明，且旋塞转动灵活。 　　（2）试漏。将旋塞关闭，滴定管里注满水，把它固定在滴定管架上，放置1－2分钟，观察滴定管口及旋塞两端是否有水渗出，旋塞不渗水才可使用。 　　（3）滴定管内装入标准溶液后要检查尖嘴内是否有气泡。如有气泡，将影响溶液体积的准确测量。排除气泡的方法是：用右手拿住滴定管无刻度部分使其倾斜约30°角，左手迅速打开旋塞，使溶液快速冲出，将气泡带走。 　　（4）进行滴定操作时，应将滴定管夹在滴定管架上。左手控制旋塞，大拇指在管前，食指和中指在后，三指轻拿旋塞柄，手指略微弯曲，向内扣住旋塞，避免产生使旋塞拉出的力，向里旋转旋塞使溶液滴出（如图4）。 图 4 图 3 碱式滴定管的使用方法 　　（1）试漏。给碱式滴定管装满水后夹在滴定管架上静置1－2分钟。若有漏水应更换橡皮管或管内玻璃珠，直至不漏水且能灵活控制液滴为止。 　　（2）滴定管内装入标准