无机与分析化学实验指导

有关分析化学的实验基础操作

1.称量

2.搅拌溶解

3.定容

4.容量瓶相对校正：用25 mL移液管移蒸馏水至250 mL容量瓶，移取10次，看液面是否和容量瓶的刻度一致。

5.滴定

实验1 酸碱标准溶液的配制和浓度的比较

一、目的

1．练习滴定操作，初步掌握准确地确定终点的方法。

2．练习酸碱标准溶液的配制和浓度的比较。

3．熟悉甲基橙和酚酞指示剂的使用和终点的变化。初步掌握酸碱指示剂的选择方法。

二、原理

浓盐酸易挥发，固体NaOH容易吸收空气中的水分和CO2，因此不能直接配制准确浓度的HCl和NaOH标准溶液；只能先配制近似浓度的溶液，然后用基准物质标定其准确浓度。也可用另一已知准确浓度的标准溶液滴定该溶液，再根据它们的体积比求得该溶液的浓度。

酸碱指示剂都具有一定的变色范围。0.1 mol·L-1NaOH和HCl 溶液的滴定(强碱与强酸的滴定)，其突跃范围为pH 4～10，应当选用在此范围内变色的指示剂，例如甲基橙或酚酞等。NaOH溶液和HOAc溶液的滴定，是强碱和弱酸的滴定，其突跃范围处于碱性区域，应选用在此区域内变色的指示剂(如酚酞)。

三、试剂

1. 浓盐酸

2. 固体NaOH

3. 0.1 mol·L-1醋酸

4. 0.1%(质量分数)的甲基橙指示剂

5. 酚酞指示剂(用6+4乙醇—水溶液配制)

6．甲基红指示剂(用6+4乙醇一水溶液配制)

四.步骤

1. 0.1mol·L-1HCl溶液和0.1mol·L-1NaOH溶液的配制

通过计算求出配制250mL浓度为0.1mol·L-1的HCl溶液所需浓盐酸(相对密度1.19，约12mol·L-1)的体积。然后，用小量筒量取此量的浓盐酸，加入水中（分析实验中所用的水，一般均为蒸馏水或去离子水，故除特别指明者外，所说的“水”，意即蒸馏水或去离于水），并稀释成250mL，贮于玻塞细口瓶中，充分摇匀。

同样，通过计算求出配制250mL浓度为0.1mol·L-1的NaOH溶液所需的固体NaOH的量，在台秤上迅速称出(NaOH应置于什么器皿中称？为什么？)置于烧杯中，立即用250mL（用量筒量取蒸馏水即可）水溶解，配制成溶液，贮于具橡皮塞的细口瓶中，充分摇匀。

固体氢氧化钠极易吸收空气中的CO2和水分，所以称量必须迅速。市售固体氢氧化钠常因吸收CO2而混有少量Na2CO3，以致在分析结果中引入误差，因此在要求严格的情况下，配制NaOH溶液时必须设法除去CO32-离子，常用方法有二：

(1)在台秤上称取一定量固体NaOH于烧杯中，用少量水溶解后倒入试剂瓶中，再用水稀释到一定体积(配成所要求浓度的标准溶液)，加人1~2mL 200g·L-1BaCl2溶液，摇匀后用橡皮塞塞紧，静置过

夜，待沉淀完全沉降后，用虹吸管把清液转入另一试剂瓶中，塞紧，备用。

(2)饱和的NaOH溶液(约500g·L)具有不溶解Na2CO3的性质，所以用固体NaOH配制的饱和溶液，其中的Na2CO3可以全部沉降下来。在涂蜡的玻璃器皿或塑料容器中先配制饱和的NaOH溶液，待溶液澄清后，吸取上层溶液，用新煮沸并冷却的水稀释至一定浓度。

试剂瓶应贴上标签，注明试剂名称，配制日期，使用者姓名，并留一空位以备填入此溶液的准确浓度。在配制溶液后均须立即贴上标签，注意应养成此习惯。

长期使用的NaOH标准溶液，最好装入小口瓶中，瓶塞上部最好装一碱石灰管。(为什么?)

2. NaOH溶液与HCl溶液的浓度的比较，按照“玻璃量器及其使用”中介绍的方法洗净酸碱滴定管各一支(检查是否漏水)。先用水将滴定管内壁冲洗2～3次。然后用配制好的盐酸标准溶液将酸式滴定管润洗2～3次，再于管内装该酸溶液；用NaOH标准溶液将碱式滴定管润洗2～3次，再于管内装满该碱溶液。然后排出两滴定管管尖空气泡。(为什么要排出空气泡?如何排出？)

分别将两滴定管液面调节至0.00刻度，或零点稍下处，(为什么？)，静止1min后，精确读取滴定管内液面位置(能读到小数点后几位？)并立即将读数记录在实验报告本上。

（1）酸滴定碱：

取锥形瓶(250mL)一只，洗净后放在碱式滴定管下，以每分钟约10mL的速度放出约20mL的NaOH溶液于锥形瓶中，加入一滴甲基橙指示剂，用HCl溶液滴定至溶液由黄色变橙色为止，读取并记录NaOH溶液及HCl溶液的精确体积。

分别向两滴定管中加入酸、碱溶液并调节液面至零刻度附近。重复以上操作，反复滴定几次，记下读数，分别求出体积比(V NaOH/V HCl)直至三次测定结果的相对平均偏差在0.1%之内，取其平均值。

（2）碱滴定酸：

以胖肚移液管准确移取25mL的HCl到250mL锥形瓶中，以酚酞为指示剂，用NaOH溶液滴定HCl溶液，终点由无色变微红色，30秒内不退色即到终点。其他步骤同上。

五、记录和计算

见以下实验报告示例。

六、实验报告示例

在预习时要求在实验记录本上写好下列示例之(一)、(二)，画好(三)之表格和做好必要的计算。实验过程中把数据记录在表中，实验后完成计算及讨论(一般实验均要求这样)。

实验1酸碱标准溶液的配制和浓度的比较

实验日期：年月日

(一)实验原理(扼要叙述)

(二)简要步骤

1.配制1L 0.1mol·L-1HCl溶液

2.配制1L 0.1mol·L-1NaOH溶液

3.以甲基橙、酚酞为指示剂进行HCl溶液与NaOH浓度比较滴定，反复练习。

4.计算NaOH溶液与HCl溶液的体积比。

(三)记录和计算：

1. 0.1mol·L-1NaOH溶液和0.1molHCl溶液的配制

浓HCl溶液的体积＝

固体NaOH的质量＝(列出算式并算出答案) 2. NaOH溶液和HCl溶液浓度的比较

(1)以甲基橙为指示剂

对指导教师或实验室的意见和建议等)。

思考题

1. 滴定管在装入标准溶液前为什么要用此溶液润洗内壁2～3次？用于滴定的锥形瓶是否需要干燥？要不要用标准溶液润洗？为什么？

2.为什么不能用直接配制法配制NaOH标准溶液?

3.配制HCl溶液及NaOH溶液所用水的体积，是否需要准确量取?为什么?

4．用HCl溶液滴定NaOH标推溶液时是否可用酚酞作指示剂? 5．在每次滴定完成后，为什么要将标准溶液加至滴定管零点或近零点，然后进行第二次滴定?

6．在HCl溶液与NaOH溶液浓度比较的滴定中，以甲基橙和酚酞作指示剂，所得的溶液体积比是否一致?为什么?

实验2 酸碱标准溶液浓度的标定及醋酸溶液的滴定

一、目的

1．进一步练习滴定操作。

2．学习酸碱溶液浓度的标定方法。

二、原理

标定酸溶液和碱溶液所用的基准物质有多种，本实验中各介绍一种常用的基准物质。

用基准物邻苯二甲酸氢钾(KHC8H4O4)以酚酞为指示剂标定NaOH标准溶液的浓度。邻苯二甲酸氢钾的结构式为：（见实验指导）其中只有一个可电离的H+离子。标定时的反应式为：

KHC8H4O4 + NaOH = KNaC8H4O4+H2O

邻苯二甲酸氢钾用作为基准物的优点是：①易于获得纯品；②易于干燥，不吸湿；③摩尔质量大，可相对降低称量误差。

用无水Na2CO3为基准物标定HCl标准溶液的浓度。由于Na2CO3,易吸收空气中的水分，因此采用市售基准试剂级的Na2CO3时应预先于180℃下使之充分干燥，并保存于干燥器中。标定时常以甲基橙为指示剂。

NaOH标准溶液与HCI标准溶液的浓度，一般只需标定其中一种，另一种则通过NaOH溶液与HCI溶液滴定的体积比算出。标定NaOH溶液还是标定HCl溶液，要视采用何种标准溶液测定何种试样而定。原则上，应标定测定时所用的标准溶液，标定时的条件与测定时的条件(例如指示剂和被测成分等)应尽可能一致。

三、试剂

1．0.1mol·L-1HCl标准溶液

2．0.1mol·L-1NaOH标准溶液

3．邻苯二甲酸氢钾(AR)

4．无水碳酸钠(AR)

5．甲基橙指示剂

6，酚酞指示剂

四、步骤

以下标定实验，只选做其中一个①。（本次实验选做NaOH溶液浓度的标定）

1．NaOH标准溶液浓度的标定：在分析天平上准确称取3份已在105—110℃烘过l h以上的分析纯的邻苯二甲酸氢钾，每份0.4～0.6g(取此量的依据是什么?)。放人250mL锥形瓶中，用20～30mL 煮沸后刚刚冷却的水使之溶解(如没有完全溶解，可稍微加热)。冷却后加入2滴酚酞指示剂，用NaOH标准溶液滴定至呈微红色半分钟内不褪，即为终点。3份测定的相对平均偏差应小于0.2％，否则应重复测定。

2．HCl标准溶液浓度的标定：准确称取已烘干的无水碳酸钠3份(其质量按消耗20—40mL 0.1 mol·L-1HCI溶液计，请自己计算)，置于3只250mL锥形瓶中，加水约30mL，温热，摇动使之溶解，以甲基橙为指示剂，以0.1 mol·L-1HCl标准溶液滴定至溶液由黄色转变为橙色。记下HCl标准溶液的耗用量，计算出HCI标准溶液的浓度(V HCl)并计算出三次测定的平均值。

3. 以NaOH标准溶液滴定HOAc溶液：用移液管吸取2份25mL约0.1mol·L-1HOAc溶液于2个250mL锥形瓶中，分别以酚酞为指示剂进行滴定，滴定至呈微红色半分钟内不褪，即为终点。2份测定的相对平均偏差应小于0.2％，否则应重复测定。计算出HOAc 溶液的浓度(C HOAc)并计算出二次测定的平均值及相对平均偏差。

五、记录和计算

1．NaOH(或HCl)溶液的标定。

2．讨论(从略)。

思考题

1．溶解基准物KHC8H4O4或Na2CO3所用水的体积的量取，是否需要准确?为什么?

2．用于标定的锥形瓶，其内壁是否要预先干燥?为什么?

3．用邻苯二甲酸氢钾为基准物标定0.1mol·L-1NaOH溶液时，基准物称取量如何计算?

4．用Na2CO3为基准物标定0.1 mol·L-1HCl溶液时，基准物称取量如何计算?

5．用邻苯二甲酸氢钾标定NaOH溶液时，为什么用酚酞作指示剂?而用Na2CO3为基准物标定HCl溶液时，却不用酚酞作指示剂? 6．如果NaOH标准溶液在保存过程中吸收了空气中的CO2，用该标准溶液滴定盐酸，以甲基橙为指示剂，用NaOH溶液原来的浓度进行计算会不会引入误差?若用酚酞为指示，进行滴定，又怎样? 7．标定NaOH溶液可用KHC8H4O4为基准物，也可用HCl标准溶液作比较。试比较此两法的优缺点。

8．KHC8H4O4是否可用作标定HCl溶液的基准物？Na2C2O4能否用作基准物来标定NaOH溶液?

①标定哪种溶液，需根据后面试样的分析来选定。若做铵盐中氨的测定，应标定NaOH溶液。

实验3 氯化物中氯含量的测定

一、原理

某些可溶性氯化物中氯含量的测定常采用银量法。常用的银量法为莫尔法。此方法是在中性或弱碱性溶液中，以K2CrO4为指示剂，用AgNO3标准溶液进行滴定。由于AgCl的溶解度比Ag2CrO4为小，因此溶液中首先析出AgCl沉淀，当AgCl沉淀完全后，过量一滴AgNO3溶液即与CrO42-生成砖红色Ag2CrO4沉淀，指示到达终点。主要反应式如下：

Ag+ + Cl-→ AgCl↓（白色）K sp = 1.8×10-10

2Ag+ + CrO42-→ Ag2CrO4↓（砖红色）K sp = 2.0×10-12

滴定必须在中性或碱性溶液中进行，最适宜pH范围为 6.5～10.5。如有铵盐存在，溶液的pH值最好控制在6.5～7.2之间。

指示剂的用量对滴定有影响，一般以5×10-3mol/L为宜。凡是能与Ag+生成难溶性化合物或配合物的阴离子都干扰测定，如PO43-，AsO43-，AsO33-，S2-，SO32-，CO32-，C2O42-等。其中H2S可加热煮沸除去，将SO32-氧化成SO42-后不再干扰测定。大量的Cu2+，Ni2+，Co2+等有色离子将影响终点的观察。凡是能与CrO42-指示剂生成难溶化合物的阳离子也干扰测定，如Ba2+，Pb2+能与CrO42-分别生成BaCrO4和PbCrO4沉淀。Ba2+的干扰可加入过量Na2SO4消除。

Al3+，Fe3+，Bi3+，Sn4+等高价金属离子在中性或弱碱性溶液中易水解产生沉淀，也不应存在。

二、试剂

⒈ NaCl 基准试剂在500～600℃灼烧半小时后，放置干燥器冷却。也可将NaCl置于带盖的瓷坩埚中，加热，并不断搅拌，待爆炸声停止后，将坩埚放入干燥器中冷却后使用。

⒉AgNO30.05mol/L 溶解8.5g AgNO3于1000mL不含Cl-的蒸馏水中，将溶液转入棕色试剂瓶中，置暗处保存，以防见光分解。

⒊ K2CrO4 5%。

三、实验步骤

⒈0.05mol/L AgNO3溶液的配制。已经配制好，可直接取用溶液。

⒉0.05mol/L AgNO3溶液的标定。准确称取0.60～0.69g基准NaCl 置于小烧杯中，用蒸馏水溶解后，定量转入250mL容量瓶中，用水稀释至刻度，摇匀。

准确移取25.00mL NaCl标准溶液于锥形瓶中，加25mL水，加入1mL K2CrO4溶液，在不断摇动下，用AgNO3溶液滴定至出现砖红色即为终点。

根据NaCl标准溶液的摩尔浓度和滴定中所消耗的AgNO3毫升数，计算AgNO3的摩尔浓度。

⒊试样分析。（已经统一配制好氯化物溶液，浓度为0.7305g/250mL）移取25.00mL氯化物试液于250mL锥形瓶中，加25mL水，加1mL K2CrO4溶液，在不断摇动下，用AgNO3溶液滴定至出现砖红色即为终点。

根据试样的浓度和滴定中消耗的AgNO3标准溶液的毫升数，计算试样中Cl-的百分含量。

思考题见实验指导书。注意，AgNO3需要回收

实验4 过氧化氢含量的测定

(高锰酸钾法）

一、目的

1．掌握应用高锰酸钾法测定过氧化氢含量的原理和方法。

2．掌握高锰酸钾标准溶液的配制和标定方法。

二、原理

1．工业品过氧化氢(俗名双氧水)的含量可用高锰酸钾法测定。在稀硫酸溶液中，室温条件下，H2O2被KMnO4定量地氧化，其反应式为：

5H2O2+2MnO4- + 6H+→2Mn2+ + 5O2 + 8H2O

根据高锰酸钾溶液的浓度和滴定所耗用的体积，可以算得溶液中过氧化氢的含量。

市售的H2O2约为30%的水溶液，极不稳定，滴定前需先用水稀释到一定浓度，以减少取样误差。在要求较高的测定中，由于商品双氧水中常加入少量乙酰苯胺等有机物作稳定剂，此类有机物也消耗KMnO4，而造成误差，此时，可改用碘量法测定。

2.高锰酸钾是最常用的氧化剂之一。市售的高锰酸钾常含有少量杂质，如硫酸盐、氯化物及硝酸盐等，因此不能用精确称量的高锰酸钾来直接配制准确浓度的溶液。用KMnO4配制的溶液要在暗处放置数天，待KMnO4把还原性杂质充分氧化后，再除去生成的MnO2沉淀,标定其准确浓度。光线和Mn2+、MnO2等都能促进KMnO4分解，故配好的KMnO4应除尽杂质，并保存于暗处。

KMnO4标准溶液常用还原剂Na2C2O4作基准物来标定。Na2C2O4不含结晶水，容易精制。用Na2C2O4标定KMnO4溶液的反应如下：2MnO4－+ 5H2C2O4+6H+——2Mn2++10CO2↑+8H2O

滴定时可利用MnO4－离子本身的颜色指示滴定终点。

三.试剂

l KMnO4固体

2．Na2C2O4固体(AR或基准试剂）

3．1 mol·L-1H2SO4溶液

4.1mol·L-1MnSO4

5．H2O2样品

四、步骤

1．0.02mol·L-1KMnO4溶液的配制:称取稍多于计算量的KMnO4，溶于适量的水中，加热煮沸20－30min(随时加水以补充因蒸发而损失的水）。冷却后在暗处放置7－10天(如果溶液经煮沸并在水浴上保温l h，放置2—3天也可)，然后用玻璃砂芯漏斗(或玻璃纤维)过滤除去MnO2等杂质。滤液贮存于玻塞棕色瓶中，待标定。

2．KMnO4溶液浓度的标定：准确称取一定量1.2000-1.3000g (称准至0.0002g)的干燥过的Na2C2O4基准物于100mL烧杯中，加80mL 水，加热溶解，转移入250mL容量瓶中，定容到250mL。用胖肚移液管移取25mL此溶液于250mL锥形瓶中，加水10mL使之溶解，再加30mL l mol·L-1 H2SO4溶液①，并加热至有蒸气冒出(约75—85℃)①，立即用待标定的KMnO4溶液滴定。开始滴定时反应速度慢，每加入一滴KMnO4溶液，都摇动锥形瓶，使KMnO4颜色褪去后，再继续滴定。待溶液中产生了Mn2+后，滴定速度可加快，但临近终点时滴定速度要减慢，同时充分摇匀，直到溶液呈现微红色并持续半分钟不褪色即为终点，记录滴定所耗用的KMnO4体积。根据Na2C2O4基准物的质量和消耗KMnO4溶液的体积计算KMnO4溶液的浓度。

3．H2O2含量的测定：用吸量管吸取1.00 mL H2O2样品(浓度约

为30％)，置于250 mL容量瓶中，加水稀释至刻度，充分摇匀。用移液管移取25.00 mL稀释液置于250 mL锥形瓶中，加入30 mL的1mo1·L-1H2SO4溶液及2—3滴1mol·L-l MnSO4溶液，用KMnO4标准溶液滴定至溶液呈微红色在半分钟内不褪色即为终点。记录滴定时所消耗的KMnO4溶液体积。

根据KMnO4溶液的浓度和滴定时所消耗的体积以及滴定前样品的稀释情况，计算样品中H2O2的含量(g·L-1)。

思考题

1．配制KMnO4标准溶液时为什么要把KMnO4溶液煮沸一定时间(或放置数天)?配好的KMnO4溶液为什么要过滤后才能保存?过滤时是否能用滤纸?

2．用Na2C2O4为基准物标定KMnO4溶液时，应注意哪些重要的反应条件?

3．用KMnO4法测定H2O2时，能否用HNO3或HCl来控制酸度?为什么?

4．装过KMnO4溶液的滴定管或容器常有不易洗去的棕色物质，这是什么?应该怎样除去?

①加热可使反应加快，但不能加热至沸腾，否则容易引起部分草酸分解。适宜的温度是75—85℃，在滴定至终点时，溶液的温度不应低于60℃。

实验5-1 EDTA标准溶液的配制和标定

一、目的

1．学习EDTA标准溶液的配制和标定方法。

2．掌握配位滴定的原理，了解配位滴定的特点。

3．熟悉钙指示剂或二甲酚橙指示剂的使用。

二、原理

乙二胺四乙酸(简称EDTA，常用H4Y表示)难溶于水，常温下其溶解度为0.2g·L-1(约0.0007mol·L-1)，在分析中通常使用其二钠盐配制标准溶液。乙二胺四乙酸二钠盐的溶解度为120g·L-1，可配成0.3molL-1以上的溶液，其水溶液的pH≈4.8，通常采用间接法配制标准溶液。

标定EDTA溶液常用的基准物有Zn、ZnO、CaCO3、Bi、Cu、MgSO4·7H2O、Hg、Ni、Pb等。通常选用其中与被测物组分相同的物质作基准物，这样，滴定条件较一致。可减小误差。

EDTA溶液若用于测定石灰石或白云石中CaO、MgO的含量，则宜用CaCO3为基准物，首先可加HCl溶液，其反应如下：CaCO3 + 2HCl ＝CaCl2 + CO2↑+ H2O

然后把溶液转移到容量瓶中并稀释，制成钙标准溶液。吸取一定量钙标准溶液，调节酸度至pH≥12，用钙指示剂，以EDTA溶液滴定至溶液由酒红色变纯蓝色，即为终点。其变色原理如下：

钙指示剂(常以H3Ind表示)在水溶液中按下式解离：

H3Ind = 2H+ 十HInd2-

在pH≥12的溶液中，HInd2-离子与Ca2+离子形成比较稳定的配离子，其反应如下：

HInd2- + Ca2+ = CaInd + H+

纯蓝色酒红色

所以在钙标准溶液中加入钙指示剂时，溶液呈酒红色。当用EDTA溶液滴定时，由于EDTA能与Ca2+离子形成比Calnd-配离子更稳定的配离子，因此在滴定终点附近，Calnd-配离子不断转化为较稳定的CaY2-配离子，而钙指示剂则被游离了出来，其反应可表示如下：

Calnd- + H2Y2- + OH- = CaY2- + HInd2- + H2O

酒红色无色纯蓝色

用此法测定钙时，若有Mg2+离子共存[在调节溶液酸度为pH≥12时，Mg2+离子将形成Mg(OH)2沉淀]，则Mg2+离子不仅不干扰钙的测定，而且使终点比Ca2+离子单独存在时更敏锐。当Ca2+、Mg2+离子共存时，终点由酒红色到纯蓝色，当Ca2+离子单独存在时则由酒红色到紫蓝色。所以测定单独存在的Ca2+离子时，常常加入少量Mg2+离子。

EDTA溶液若用于测定Pb2+、Bi3+离子，则宜以ZnO或金属锌为基准物，以二甲酚橙为指示剂。在pH≈5～6的溶液中，二甲酚橙指示剂本身显黄色，与Zn2+离子的配合物呈紫红色。EDTA与Zn2+离子形成更稳定的配合物，因此用EDTA溶液滴定至近终点时，二甲酚橙被游离了出来，溶液由紫红色变为黄色。

配位滴定中所用的水，应不含Fe3+、Al3+、Cu2+、Ca2+、Mg2+等杂质离子。

三、试剂

1．以CaCO3为基准物时所用试剂：

(1)乙二胺四乙酸二钠(固体，AR) ：

(2)CaCO3(固体，GR或AR)

(3)1+1 NH3·H2O

(4)镁溶液(溶解1gMgSO4·7H2O于水中，稀释至200mL)

(5)100g·L-1NaOH溶液

(6)钙指示剂(固体指示剂)

2．以ZnO为基准物时所用试剂：

(1)ZnO(GR；或AR)

(2)l+1 HCl

(3)1+ 1NH3·H2O

(4)二甲酚橙指示剂

(5)200g·L-1六亚甲基四胺溶液

四、步骤

1．0.02mol·L-1EDTA溶液的配制：在台秤上称取乙二胺四乙酸二钠7.6g，溶解于300～400 mL温水中，稀释至1L，如混浊，应过滤。转移至1000mL细口瓶中，摇匀。

2．以CaCO3为基准物标定EDTA溶液：

(1)0.02mol·L-1标准钙溶液的配制：置碳酸钙基准物于称量瓶中，在110℃干燥2h，置干燥器中冷却后，准确称取0.4200～0.4500g(称准至小数点后第四位，为什么?)于小烧杯中，盖以表面皿，加1mL 水润湿，再从杯嘴边逐滴加入(注意!为什么?)①数毫升1+1HCl至完全溶解，用水把可能溅到表面皿上的溶液淋洗入杯中，加热近沸，待冷却后移入250 mL容量瓶中，稀释至刻度，摇匀。

(2)标定：用移液管移取25mL标准钙溶液，置于锥形瓶中，加入约25mL水、2mL镁溶液、5mL l00g·L-1 NaOH溶液及约10mg(绿豆大小)钙指示剂，摇匀后，用EDTA溶液滴定至由红色变至蓝色，即为终点。

注意：指示剂是用纯的钙指示剂固体以1：100的比例加入固体NaCl混合而成，便于取用。

3．以ZnO为基准物①标定EDTA溶液：

(1)锌标准溶液的配制：准确称取在800 ~1000℃灼烧过(需20min 以上)的基准物ZnO②0.5～0.6g于100mL烧杯中，用少量水润湿，然后逐滴加入l+1HCl，边加边搅至完全溶解为止。然后，将溶液定量转移人250mL容量瓶中，稀释至刻库并摇匀。

(2)标定：移取25 mL锌标准溶液于250mL锥形瓶中，加约30mL 水，2~3滴二甲酚橙指示剂，先加l+l氨水至溶液由黄色刚变橙色(不能多加)，然后滴加200 g·L-1六亚甲基四胺至溶液呈稳定的紫红色后再多加3mL③，用EDTA溶液滴定至溶液由红紫色变亮黄色，即为终点。

五、记录和计算

自拟。

六、注意事项

1．配位反应进行的速度较慢(不像酸碱反应能在瞬间完成)，故滴定时加入EDTA溶液的速度不能太快，在室温低时，尤要注意。特别是近终点时，应逐滴加入，并充分振摇。

2．配位滴定中，加入指示剂的量是否适当对于终点的观察十分重要，宜在实践中总结经验，加以掌握。

思考题

1．为什么通常使用乙二胺四乙酸二钠盐配制EDTA标准溶液，而不用乙二胺四乙酸？

2．以HCl溶液溶解CaCO3基准物时，操作中应注意些什么? 3．以CaCO3为基准物，以钙指示剂为指示剂标定EDTA溶液时，应控制溶液的酸度为多少?为什么?怎样控制?

4．以ZnO为基准物，以二甲酚橙为指示剂标定EDTA溶液浓度