实验一混合碱的分析
混合碱的分析实验报告
混合碱的分析实验报告混合碱的分析实验报告引言：混合碱是指由两种或多种碱性物质混合而成的化合物。
本实验旨在通过对混合碱的分析，探究其化学性质和成分组成。
通过实验，我们可以了解混合碱的特性，为其在实际应用中的使用提供参考。
实验目的：1. 分析混合碱的化学性质。
2. 确定混合碱的成分组成。
3. 探究混合碱的应用潜力。
实验材料和仪器：1. 混合碱样品2. 酸度计3. 电子天平4. pH计5. 烧杯6. 玻璃棒7. 滴定管8. 酸碱指示剂实验步骤：1. 称取适量的混合碱样品并放入烧杯中。
2. 使用酸度计测定混合碱的酸度。
3. 使用电子天平测定混合碱的质量。
4. 将混合碱样品溶解于适量的水中，并使用pH计测定溶液的pH值。
5. 使用滴定管加入酸性溶液，直到混合碱溶液的pH值达到中性。
记录滴定液的用量。
6. 使用酸碱指示剂进行滴定，记录滴定终点的颜色变化。
实验结果：1. 混合碱的酸度为X。
2. 混合碱的质量为X克。
3. 混合碱溶液的pH值为X。
4. 滴定液的用量为X毫升。
5. 滴定终点的颜色变化为X。
实验讨论：通过实验结果可以得知，混合碱具有一定的酸性，这可能是由于其中某些成分的影响。
混合碱的质量和pH值的测定结果也为我们提供了有关其成分组成的线索。
进一步的研究表明，混合碱中的成分主要包括碱性氧化物和碱性盐类。
这些成分在实际应用中具有广泛的用途，如制造肥料、清洁剂和药物等。
混合碱的酸度和pH值的测定结果可以为其在不同应用领域的使用提供参考。
然而，需要注意的是，混合碱的成分组成可能因来源和制备方法的不同而有所差异。
因此，在实际应用中，我们应该根据具体情况选择适合的混合碱，并进行进一步的分析和测试，以确保其性能和效果。
结论：通过对混合碱的分析实验，我们了解到混合碱具有一定的酸性和碱性特性，其成分主要包括碱性氧化物和碱性盐类。
混合碱在实际应用中具有广泛的用途，但其成分组成可能因来源和制备方法的不同而有所差异。
因此，在使用混合碱时，我们应该根据具体情况进行选择，并进行进一步的测试和分析，以确保其性能和效果的稳定性。
测定混合碱实验报告
一、实验目的1. 熟悉混合碱的测定原理和方法。
2. 掌握酸碱滴定的基本操作，提高实验技能。
3. 学习使用酚酞和甲基橙作为指示剂进行滴定实验。
4. 了解混合碱中各组分的含量及其在工业生产中的应用。
二、实验原理混合碱主要成分为碳酸钠（Na2CO3）和碳酸氢钠（NaHCO3），在酸碱滴定实验中，分别使用酚酞和甲基橙作为指示剂，根据消耗的盐酸体积计算出混合碱中各组分的含量。
1. 酚酞指示剂：在碱性溶液中，酚酞呈红色，当滴定至中性时，酚酞变为无色。
在混合碱溶液中，首先滴定碳酸钠，使溶液中的碳酸钠转化为碳酸氢钠。
2. 甲基橙指示剂：在酸性溶液中，甲基橙呈红色，当滴定至中性时，甲基橙变为黄色。
在滴定过程中，碳酸氢钠被完全消耗，此时溶液中的NaOH也会与盐酸反应。
三、实验器材与试剂1. 实验器材：碱式滴定管、锥形瓶、移液管、量筒、烧杯、玻璃棒、滤纸等。
2. 试剂：酚酞指示剂、甲基橙指示剂、0.1 mol/L盐酸标准溶液、蒸馏水、待测混合碱样品。
四、实验步骤1. 称取0.15-0.2g混合碱样品三份，分别置于三个锥形瓶中。
2. 向锥形瓶中加入50 mL蒸馏水，然后加入两滴酚酞指示剂。
3. 使用碱式滴定管，逐滴加入0.1 mol/L盐酸标准溶液，边滴边振荡锥形瓶，直至溶液由红色变为无色，记录消耗的盐酸体积V1。
4. 向锥形瓶中加入两滴甲基橙指示剂，继续滴定盐酸，直至溶液由绿色变为亮黄色，记录消耗的盐酸体积V2。
5. 重复步骤1-4，进行三次实验，计算平均值。
五、数据处理1. 计算混合碱中Na2CO3和NaHCO3的摩尔数。
n(Na2CO3) = C(HCl) × V1 / 2n(NaHCO3) = C(HCl) × (V2 - V1) / 22. 计算混合碱中各组分的质量分数。
w(Na2CO3) = m(Na2CO3) / m(混合碱) × 100%w(NaHCO3) = m(NaHCO3) / m(混合碱) × 100%3. 计算混合碱的总碱度。
分析化学实验
实验1 混合碱的分析（双指示剂法）实验2 铵盐中氮含量的测定（甲醛法）实验3 天然水硬度测定实验4 过氧化氢含量的测定实验5 铅铋混合液中Bi3+、Pb2+的连续测定实验6 硫酸铜中铜含量测定（间接碘量法）7.邻二氮菲吸光光度法测定铁8.邻二氮菲吸光光度法测定铁的条件试验实验二铵盐中氮含量的测定——甲醛法一、实验目的：1.进一步熟练掌握容量分析常用仪器的操作方法和酸碱指示剂的选择原理。
2.掌握用KHC8H4O4标定 NaOH标准溶液的过程及反应机理。
3.了解把弱酸强化为可用酸碱滴定法直接滴定的强酸的方法。
4.掌握用甲醛法测铵态氮的原理和方法。
二、实验原理1、铵盐中氮含量的测定：硫酸铵是常用的的氮肥之一，是强酸弱碱的盐，可用酸碱滴定法测定其含氮量。
但由于NH4+的酸性太弱（Ka＝5.6×10-10），不能直接用NaOH标准溶液准确滴定，生产和实验室中广泛采用甲醛法进行测定。
将甲醛与一定量的铵盐作用，生成相当量的酸(H+)和质子化的六次甲基四铵盐（Ka＝7.1×10-6），反应如下：4NH4+ ＋ 6HCHO ＝ (CH2)6N4H+ ＋ 3H+ ＋ 6H2O生成的H+和质子化的六次甲基四胺(Ka=7.1×10-6),均可被NaOH标准溶液准确滴定（弱酸NH4+被强化）。
(CH2)6N4H+ ＋３H+ ＋ 4NaOH ＝ 4H2O ＋ (CH2)6N4 ＋ 4Na＋4mol NH4+ 相当于4mol的 H+ 相当于4mol的 OH- 相当于4mol的 N .所以氮与NaOH 的化学计量数比为1.化学计量点时溶液呈弱碱性（六次甲基四胺为有机碱），可选用酚酞作指示剂。
终点:无色→微红色(30S内不褪色)注意：（1）若甲醛中含有游离酸(甲醛受空气氧化所致，应除去，否则产生正误差)，应事先以酚酞为指示剂，用NaOH溶液中和至微红色(pH≈8)（2）若试样中含有游离酸(应除去，否则产生正误差)，应事先以甲基红为指示剂，用NaOH溶液中和至黄色(pH≈6)（能否用酚酞指示剂？）.2．NaOH标准溶液的标定用基准物质（邻苯二甲酸氢钾，草酸）准确标定出NaOH溶液的浓度本实验所用基准物为邻苯二甲酸氢钾⑴邻苯二甲酸氢钾：优点：易制得纯品，在空气中不吸水，易保存，摩尔质量大，与NaOH反应的计量比为1：1。
混合碱的分析实验报告
一、实验目的1. 掌握混合碱的分析方法，了解混合碱的组成和含量。
2. 熟悉滴定实验的基本操作，提高实验技能。
3. 通过实验，加深对酸碱滴定原理的理解。
二、实验原理混合碱是由氢氧化钠（NaOH）和碳酸钠（Na2CO3）或碳酸氢钠（NaHCO3）组成的碱性混合物。
本实验采用酸碱滴定法，以盐酸（HCl）为滴定剂，通过酚酞和甲基橙两种指示剂，分别滴定混合碱中的NaOH和Na2CO3或NaHCO3，从而确定混合碱的组成和含量。
三、实验仪器与试剂1. 仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、锥形瓶、移液管、烧杯、电子天平、洗瓶、滤纸等。
2. 试剂：0.1mol/L盐酸标准溶液、酚酞指示剂、甲基橙指示剂、混合碱样品、去离子水等。
四、实验步骤1. 准备0.1mol/L盐酸标准溶液，用电子天平准确称取适量NaOH固体，溶解后定容至100mL容量瓶中。
2. 准确称取约4g混合碱样品，溶解于50mL去离子水中。
3. 用移液管准确移取25.00mL混合碱溶液于锥形瓶中。
4. 向锥形瓶中加入2-3滴酚酞指示剂，用0.1mol/L盐酸标准溶液滴定至溶液颜色由粉红色变为无色，记录消耗盐酸的体积V1。
5. 立即向锥形瓶中加入2-3滴甲基橙指示剂，继续用0.1mol/L盐酸标准溶液滴定至溶液颜色由黄色变为橙色，记录消耗盐酸的体积V2。
6. 根据消耗盐酸的体积，计算混合碱中NaOH和Na2CO3或NaHCO3的含量。
五、实验结果与讨论1. 混合碱样品中NaOH和Na2CO3或NaHCO3的含量分别为：- NaOH含量：c(NaOH) = (V1 × C(HCl) × M(NaOH)) / V(混合碱溶液)- Na2CO3或NaHCO3含量：c(Na2CO3或NaHCO3) = (V2 × C(HCl) ×M(Na2CO3或NaHCO3)) / V(混合碱溶液)其中，C(HCl)为盐酸标准溶液的浓度，M(NaOH、Na2CO3或NaHCO3)为相应的摩尔质量，V(混合碱溶液)为移取的混合碱溶液体积。
实验一混合碱的分析
工业分析专业实验混合碱的测定（双指示剂法）*名：***专业班级：应化0704班学号： ********日期： 2010年3月19日指导教师：**实验一混合碱的分析一、摘要通过配制适当浓度的HCl，然后用分析纯无水Na2CO3进行标定，精确称量4 g 左右的混合碱试样，溶解后用已标定的HCl标准溶液，采用双指示剂法进行滴定，根据前后两次消耗HCl的体积判断试样的成分。
结果表明，该试样为Na2CO3与NaHCO3的混合物。
二、实验目的1.掌握HCl标准溶液的配制和标定方法以及移液管的使用。
2.掌握用双指示剂法判断混合碱的组成及测定各组分含量的原理和方法3.进一步熟练滴定操作和滴定终点的判断三、实验原理混合碱是NaOH;和Na2CO3或NaHCO3和Na2CO3的混合物。
欲测定试样中各组分的含量，可用HCl标准溶液滴定，根据滴定过程中pH值变化的情况，选用两种不同的指示剂分别指示第一、第二终点的到达，即“双指示剂法”。
此方法简便、快速，在生产实际中应用广泛。
在滴定时，先以酚酞作指示剂，用HCl标准溶液滴定至溶液由红色变为浅粉色，这是第一个滴定终点，此时消耗HCl V1（mL），溶液中的滴定反应为：Na2CO3+HCl=NaHCO3+NaCl ， NaOH+HCl=H2 O+NaCl ，再加入甲基橙试剂，滴定至溶液由黄色变为橙色，此时反应为：NaHCO3 + HCl=NaCl+H2 O+CO2↑，消耗HCl的体积为V2（mL)。
若V1＞V2时，试液为NaOH和Na2CO3的混合物，NaOH和Na2CO3的含量（百分含量），若V1＜V2时，试液为Na2CO3和NaHCO3的混合物。
同时计算将Na2CO3与NaHCO3转化为Na2O的形式，计算出试样总碱度。
四、主要仪器和试剂酸式滴定管 25.00ml、分析天平、容量瓶 250mL、移液管 25.00mL、量筒10ml、盐酸 0.2mol·L-1、酚酞 2g·L-1乙醇溶液、甲基橙（0.2%）、混合碱试样。
混合碱的质量分析实验报告
混合碱的质量分析实验报告实验目的：本实验旨在通过对混合碱的质量分析，确定其中碱的成分及质量比。
实验原理：混合碱是由两种或多种碱性物质混合而成的，其中碱性物质可以是单质或者化合物。
混合碱的质量分析通常采用酸滴定法。
首先，将混合碱溶解在适量的水中，并加入适量的酸指示剂，使溶液呈酸性。
然后，用标准酸溶液滴定溶液中的碱。
当溶液中的碱被完全中和时，溶液的酸性消失，指示剂的颜色发生变化，表示滴定结束。
利用已知标准酸溶液的体积，可以计算出溶液中碱的质量。
实验步骤：1. 取适量混合碱样品，称量其质量，记录下来。
2. 将混合碱样品溶解在适量蒸馏水中，并加入几滴酸指示剂。
3. 在滴定管中取一定体积的标准酸溶液（容量浓度已知），慢慢滴入混合碱溶液中。
滴定过程中要轻轻摇动容器，使溶液均匀混合。
4. 当溶液的颜色发生变化时，立即停止滴定，并记录下标准酸溶液的滴定体积。
5. 重复上述步骤，进行第二次滴定，直至滴定结果的相对误差在合理范围内（一般要求不超过0.5%）。
根据实验步骤进行了三次滴定，结果如下：滴定体积（mL）第一次滴定第二次滴定第三次滴定标准酸溶液 A 24.5 24.4 24.6实验数据处理：根据上述实验结果，可以计算出混合碱样品中碱的质量分数。
首先，计算出标准酸溶液的平均滴定体积：（24.5 + 24.4 + 24.6）/ 3 = 24.5 mL根据滴定反应的化学方程式，可以知道：1 mL标准酸溶液A 对应1 mmol碱所以，混合碱样品中碱的摩尔数为：24.5 mL × 1 mmol/mL = 24.5 mmol假设混合碱样品中的两种碱质量比为a:b，则有：NaOH的摩尔数= a mmolKOH的摩尔数= b mmol根据混合碱样品的质量和质量分数的定义，可以列出方程组：m(NaOH) + m(KOH) = m(混合碱样品)a +b = 24.5利用上述方程组，可以求解出a 和b 的值。
根据求解结果，可以得出混合碱样品中碱的质量比。
混合碱的分析实验报告
混合碱的分析实验报告
实验目的，通过实验分析混合碱的成分及其浓度。
实验原理，混合碱是由两种或两种以上的碱混合而成的物质，通常包括氢氧化钠、氢氧化钾等。
本实验通过酸碱中和反应，利用滴定法测定混合碱中各种碱的浓度。
实验步骤：
1. 取一定量的混合碱溶液，用酚酞指示剂滴定至中性。
2. 用已知浓度的盐酸标定溶液对混合碱进行滴定，记录滴定所需的标定溶液体积。
3. 计算混合碱中各种碱的浓度。
实验数据：
1. 滴定混合碱所需的盐酸标定溶液体积为20.5mL。
2. 已知盐酸标定溶液的浓度为0.1mol/L。
实验结果：
根据滴定所需的盐酸标定溶液体积和标定溶液的浓度，可以计算出混合碱中各种碱的浓度。
实验结论：
通过本次实验，成功分析出混合碱中各种碱的浓度，为进一步研究混合碱的性质和应用提供了重要数据支持。
实验注意事项：
1. 实验操作过程中要注意安全，避免溶液溅出造成伤害。
2. 实验中使用的玻璃仪器要干净无杂质，以保证实验结果的准确性。
实验展望：
本次实验只是初步分析了混合碱的成分及浓度，后续可以通过更多的实验方法和手段，深入研究混合碱的性质和应用，为工业生产和科研提供更多的参考依据。
总结：
混合碱的分析实验为我们提供了一种简单而有效的方法，可以准确分析出混合碱中各种碱的成分及浓度，为相关研究和应用提供了重要的数据支持。
希望通过今后的实验研究，能够更深入地了解混合碱的性质和应用，为相关领域的发展做出更大的贡献。
以上就是本次混合碱的分析实验报告，谢谢阅读。
混合碱的分析（双指示剂法）
混合碱的分析（双指⽰剂法）1 实验⽬的 (1) 了解酸碱滴定法的应⽤。
(2) 掌握双指⽰剂法测定混合碱的原理和组成成份的判别及计算⽅法。
2 实验原理 混合碱是Na2CO3与 NaOH 或Na2CO3与NaHCO3的混合物。
欲测定同⼀份试样中各组份的含量，可⽤HCl标准溶液滴定，选⽤两种不同指⽰剂分别指⽰第⼀、第⼆化学计量点的到达。
根据到达两个化学计量点时消耗的HCl标准溶液的体积，便可判别试样的组成及计算各组份含量。
在混合碱试样中加⼊酚酞指⽰剂，此时溶液呈红⾊，⽤HCl标准溶液滴定到溶液由红⾊恰好变为⽆⾊时，则试液中所含NaOH完全被中和，Na2CO3则被中和到NaHCO3，若溶液中含NaHCO3，则未被滴定，反应如下:NaOH + HCl = NaCl + H2ONa2CO3 + HCl = NaCl + NaHCO3 设滴定⽤去的HCl标准溶液的体积为 V1(mL) ，再加⼊甲基橙指⽰剂，继续⽤HCl标准溶液滴定到溶液由黄⾊变为橙⾊。
此时试液中的 NaHCO3 (或是Na2CO3第⼀步被中和⽣成的，或是试样中含有的)被中和成CO2和H2O。
NaHCO3 + HCl = NaCl + CO2 - + H2O 此时，⼜消耗的HCl标准溶液(即第⼀计量点到第⼆计量点消耗的)的体积为V2(mL)。
当 V1 > V2时，试样为Na2CO3与NaOH的混合物，中和Na2CO3所需HCl是分两批加⼊的，两次⽤量应该相等。
即滴定Na2CO3所消耗的HCl的体积为2V2，⽽中和 NaOH 所消耗的 HCl的体积为(V1 –V2) ，故计算NaOH和Na2CO3的含量公式应为: 当V1 < V2时，试样为Na2CO3与NaHCO3的混合物，此时V1为中和Na2CO3时所消耗的HCl 的体积，故Na2CO3所消耗的HCl的体积为2V1，中和NaHCO3消耗的HCl的体积为(V2–V1)，计算NaHCO3和Na2CO3含量的公式为: 式中，m s为混合碱试样质量 (g) 。
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工业分析专业实验混合碱的测定（双指示剂法）
姓名：孙明辉
专业班级：应化0704班
学号： 07220413
日期： 2010年3月19日
指导教师：陈萍
实验一混合碱的分析一、摘要
通过配制适当浓度的HCl，然后用分析纯无水Na
2CO
3
进行标定，精确称量4 g
左右的混合碱试样，溶解后用已标定的HCl标准溶液，采用双指示剂法进行滴定，
根据前后两次消耗HCl的体积判断试样的成分。
结果表明，该试样为Na
2CO
3
与NaHCO
3
的混合物。
二、实验目的
1.掌握HCl标准溶液的配制和标定方法以及移液管的使用。
2.掌握用双指示剂法判断混合碱的组成及测定各组分含量的原理和方法
3.进一步熟练滴定操作和滴定终点的判断
三、实验原理
混合碱是NaOH;和Na
2CO
3
或NaHCO
3
和Na
2
CO
3
的混合物。
欲测定试样中各组分的
含量，可用HCl标准溶液滴定，根据滴定过程中pH值变化的情况，选用两种不同的指示剂分别指示第一、第二终点的到达，即“双指示剂法”。
此方法简便、快速，在生产实际中应用广泛。
在滴定时，先以酚酞作指示剂，用HCl标准溶液滴定至溶液由红色变为浅粉色，这是第一个滴定终点，此时消耗HCl V
1
（mL），溶液中的滴定反应为：
Na
2CO
3
+HCl=NaHCO
3
+NaCl ， NaOH+HCl=H
2
O+NaCl ，再加入甲基橙试剂，滴定
至溶液由黄色变为橙色，此时反应为：NaHCO
3 + HCl=NaCl+H
2
O+CO
2
↑，消耗HCl
的体积为V
2
（mL)。
若V1＞V2时，试液为NaOH和Na2CO3的混合物，NaOH和Na2CO3的含量（百分含量），若V1＜V2时，试液为Na2CO3和NaHCO3的混合物。
同时计算将Na
2CO
3
与NaHCO
3
转化为Na
2
O的形式，计算出试样总碱度。
四、主要仪器和试剂
酸式滴定管 25.00ml、分析天平、容量瓶 250mL、移液管 25.00mL、量筒10ml、盐酸 0.2mol·L-1、酚酞 2g·L-1乙醇溶液、甲基橙（0.2%）、混合碱试样。
五、实验步骤
1．0.1mol·L-1盐酸溶液的配制和标定
用洁净的量筒量取10mL 浓盐酸，注入预先盛有适量水的试剂瓶中，加水稀释至300mL ，充分摇匀。
差减法称取无水Na 2CO 3三份，每份0.35-0.42g ，分别放在250mL 锥形瓶中，加25mL 蒸馏水溶解，加1滴甲基橙指示剂，用标准HCl 溶液滴定至溶液刚好由黄变橙即为终点。
重复滴定操作三次，计算HCl 标准溶液的浓度。
2．混合碱分析
用差减法准确称取混合碱试样3.5-4.0于50mL 小烧杯中，加少量蒸馏水，搅拌使其完全溶解，冷却后转移、洗涤、定容于250mL 容量瓶中，充分摇匀。
用25.00mL 移液管吸取25.00mL 上述溶液三份，分别置于250mL 锥形瓶中，再分别加1～2滴酚酞指示剂，用HCl 标准溶液滴定至溶液由红色刚变为无色，即为第一终点，记下V 1。
然后再加入1～2 滴甲基橙指示剂于此溶液中，此时溶液成黄色，继续用HCl 标准溶液滴定至溶液由黄变橙即为第二终点，记下为V 2。
根据V 1和V 2的大小判断组成并计算各组分含量。
六、数据记录及结果计算
1．盐酸溶液的标定
根据HCl 计算公式 ： )
/(21000)(
32L mol V M m
C HCl
CO Na r HCl
××= 得C 1 =（0.406/106）×1000×2/18.79 = 0.4077 mol/L , 同理得出：C 2= 0.4069 mol/L , C 3=0.4096 mol/L , 求出平均浓度 C=1/3（C 1+C 2+C 3）=0.4077 mol/L
计算绝对偏差：C 1-C=0.00 mol/L ，C 2-C= -0.0008mol/L , C 3-C= 0.0019 mol/L 相对平均偏差为：S 相对 = 1/3（| C 1-C |+| C 2-C |+| C 3-C |）/C ×100%=0.07%
2．混合碱分析
因为V1<V2 , 所以样品中成分为Na2CO3和NaHCO3的混合物，根据混合碱的
计算公式：ω
NaHCO3 =
3
21HCl r3
V V C M()1010
100%
NaHCO
M
-
-⨯⨯⨯⨯
⨯
样品
（）
ω
2
3
123
3
()1010
100% HCl r
Na CO
V C M Na CO
M
-
⨯⨯⨯⨯
=⨯
样品
求得：ω
NaHCO3 1 =22.71% ω
NaHCO3 2
=22.55% ω
NaHCO3 3
=21.85% ω
NaHCO3
=22.43%
ω
Na2CO3 1 =73.94% ω
Na2CO3 2
=74.28% ω
Na2CO3 3
=74.50% ω
NaCO3
=74.31%
七、注意事项：
滴定速度不宜过快，近终点时每加一滴后摇匀，至颜色稳定后再加第二滴，否则因颜色变化较慢容易过量。
第一个终点滴定速度宜慢，特别是在近终点前，要一滴多搅，否则易过量。
因到达第一个终点前，若溶液中HCl局部过浓，使反应：
NaHCO
3＋HCl ＝ NaCl＋CO
2
↑＋H
2
O
提前发生，导致V
1偏大，V
2
偏小。
八、误差分析
1、滴定速度过快导致滴定过量，影响实验结果。
2、甲基橙指示剂变色范围为由黄色变为橙色，变色不明显，导致滴定误差，影
响滴定结果。
九、思考题
1. 本实验采用什么为指示剂法，其滴定终点为多少？
答：本实验采用酚酞和甲基橙为指示剂，酚酞的变色范围在8.2～10.0，甲基橙的变色范围为3.1～4.4。
2. 用盐酸滴定混合碱液时，将试液在空气中放置一段时间后滴定，将会给测定结果带来什么影响?若到达第一化学计算点前，滴定速度过快或摇动不均匀，对测定结果有何影响?
答：放置一段时间后有可能导致，NaHCO
3＋HCl ＝ NaCl＋CO
2
↑＋H
2
O发生，
致使
Na
2CO
3
转变为NaHCO
3
造成误差。
如果在达到第一化学计量点前，滴定速度过快
或者摇不匀，Na
2CO
3
会使含量减少。
十、结论
试样成分为Na2CO3与NaHCO3 ，Na2CO3含量为74.31%，NaHCO3含量为22.43%。
十一、评语和成绩
成绩：指导教师：。