实验八 HCl标准溶液的标定及碳酸钠含量的测定
HCl标准溶液浓度的标定及混合碱的测定 (双指示剂法)
（双指示剂法）
实验原理
盐酸标准溶液是采用间接配制法配制的，因 此必须用基准物质标定其准确浓度，常采用无水 碳酸钠（Na2CO3）基准物质标定盐酸,其标定反应 为：
Na2CO3 + 2HCl ＝ 2NaCl + H2O + CO2↑ 计量点时，为H2CO通常是 以Na2O的含量来表示总碱度，其计算式如下：
N 2 O a(V 1 V 2)2 V cHM C N l2 O a
实验步骤
1．HCl标准溶液浓度的标定
准确称取0.10～0.12 g无水Na2CO3置于250 mL锥 形瓶中，用20～ 30 mL水溶解后，加入1～2滴甲 基橙，用HCl溶液滴定至溶液由黄色变为橙色，即 为终点。平行标定三份，计算HCl标准溶液的浓度。 其相对平均偏差不大于0.3%。
甲基橙作指示剂应滴至溶液呈橙色为终点.
为使H2CO3的过饱和部分不断分解逸出，临近 终点时应将溶液充分摇动或加热。
混合碱是Na2CO3与NaOH或Na2CO3与 NaHCO3的混合物，可采用双指示剂法进行分 析，测定各组分的含量。
在混合碱试液中先加入酚酞指示剂，用 HCl标准溶液滴定至溶液呈微红色。此时试 液中所含NaOH完全被中和，Na2CO3也被滴定
设此时消耗HCl标准溶液的体积为V2 （mL）。根据V1和V2可以判断出混合碱 的组成。设试液的体积为V（mL）。
思考题
1.用双指示剂法测定混合碱组成的方法原理 是什么？
2.采用双指示剂法测定混合碱，试判断下列 五种情况下，混合碱的组成？
（1） V1=0 V2＞0 （3） V1＜V2
（2） V1 ＞ 0 V2=0 （4） V1=V2
成NaHCO3，反应如下： NaOH + HCl ＝ NaCl + H2O Na2CO3 + HCl ＝ NaCl + NaHCO3
盐酸标准溶液的配制及其浓度的精确测定
盐酸标准溶液的配制及其浓度的精确测定盐酸标准溶液是实验室中经常使用的一种重要化学试剂，它的配制和浓度的精确测定对于实验结果的可靠性至关重要。
本文将介绍盐酸标准溶液的配制方法，以及浓度的精确测定。
一、配制盐酸标准溶液1. 实验前的准备工作在开始配制盐酸标准溶液之前，我们需要准备一些实验所需的材料和仪器。
首先，准备一定量的盐酸酸液、蒸馏水和容量瓶。
其次，使用清洁的容量瓶和量筒等仪器，确保实验的准确性和可靠性。
2. 计算所需的盐酸和蒸馏水的体积根据实验要求和需要配制的盐酸标准溶液的浓度，我们可以通过计算来确定所需的盐酸和蒸馏水的体积比例。
通常情况下，我们会采用质量浓度（mol/L）或体积浓度（%）来表示溶液的浓度。
3. 配制盐酸标准溶液根据计算得到的盐酸和蒸馏水的体积，将相应体积的盐酸酸液和蒸馏水加入容量瓶中。
在加液的过程中，需要注意先加入蒸馏水，然后再加入盐酸酸液，以避免剧烈反应和喷溅。
加液完成后，用玻璃杯或漏斗轻轻摇晃容量瓶，使溶液均匀混合。
二、浓度的精确测定1. 酸碱滴定法酸碱滴定法是常用来测定盐酸标准溶液浓度的方法之一。
我们通常会使用氢氧化钠溶液作为滴定溶液，将其逐滴加入已知体积的盐酸标准溶液中，直到溶液呈现酸碱中和的指示色变化，比如使用酚酞指示剂，溶液由无色变为粉红色。
通过记录滴定过程中的体积变化，利用化学计量学原理可以计算出盐酸标准溶液的浓度。
2. 分光光度法分光光度法是一种利用物质溶液对特定波长的光的吸收特性进行测定的方法。
通过使用分光光度计，我们可以测量盐酸标准溶液在特定波长下的吸光度，并与已知浓度的盐酸标准溶液建立标准曲线。
利用标准曲线，可以根据吸光度值精确计算出盐酸标准溶液的浓度。
三、注意事项1. 实验操作的准确性在配制盐酸标准溶液和浓度测定的实验过程中，需要保证实验操作的准确性。
使用准确的仪器和称量工具，注意加液顺序和操作步骤，避免误差的产生。
2. 溶液的保存和储存盐酸标准溶液应当保存在干燥、阴凉的地方。
hcl标准溶液的标定
hcl标准溶液的标定HCl标准溶液的标定。
一、实验目的。
本实验旨在通过对HCl标准溶液的标定，掌握溶液的配制和标定方法，提高实验操作技能，培养实验观察、分析和解决问题的能力。
二、实验原理。
HCl标准溶液的标定是通过滴定法确定HCl浓度的方法。
在酸碱中和反应中，酸溶液中的氢离子和碱溶液中的氢氧根离子按化学计量比例相互反应，使得酸碱中和终点出现。
通过向酸溶液中滴加碱溶液，当酸溶液中的氢离子被完全中和后，酸碱指示剂的颜色发生变化，这个时候称为终点。
三、实验仪器与药品。
1. 50ml锥形瓶、10ml蒸馏水瓶、10ml分度瓶、10ml移液管、酸碱滴定管；2. 0.1mol/L NaOH标准溶液、酚酞指示剂。
四、实验步骤。
1. 取10ml未知浓度的HCl溶液，放入50ml锥形瓶中；2. 加入几滴酚酞指示剂；3. 用0.1mol/L的NaOH标准溶液滴定至溶液呈现微粉红色；4. 记录滴定所需的NaOH标准溶液的体积V1(ml)；5. 重复上述步骤2-4，至少再进行两次滴定，取平均值V(ml)。
五、实验数据处理。
1. 计算HCl溶液的浓度C(HCl)：C(HCl) = C(NaOH) V(NaOH) / V(HCl)。
其中，C(NaOH)为NaOH标准溶液的浓度，V(NaOH)为滴定所需NaOH标准溶液的体积，V(HCl)为HCl溶液的体积。
2. 计算浓度的相对误差，判断实验结果的准确性。
六、实验注意事项。
1. 实验操作要细致，避免溶液的飞溅和挥发；2. 滴定时要缓慢滴加NaOH标准溶液，避免过量；3. 注意记录实验数据，准确计量药品和试剂。
七、实验结果分析。
通过实验数据处理，得出HCl溶液的浓度为Xmol/L，浓度的相对误差为X%。
根据实验结果分析，可以得出实验操作的准确性和实验数据的可靠性。
八、实验结论。
本实验通过对HCl标准溶液的标定，掌握了溶液的配制和标定方法，提高了实验操作技能，培养了实验观察、分析和解决问题的能力。
HCl溶液的标定混合碱的分析(双指示剂法)(精)
HCl 溶液的标定 混合碱的分析（双指示剂法）实验项目性质：验证性所属课程名称：《分析化学》实验计划学时：4一、实验目的1.掌握天平使用方法及减量法称取试样的方法。
2.掌握滴定操作。
3.掌握容量分析基本计算公式的运用。
4.了解混合碱的测定原理和计算结果的方法。
5.了解双指示剂的应用和掌握判断滴定终点。
二、实验内容和要求1.实验内容：（ 减量法取试样； 标定HCl ； 混合碱的测定。
2.实验要求：通过本课程的学习，使学生掌握滴定操作方法及双指示剂的应用和判断滴定终点方法，理解容量分析基本计算公式的运用及混合碱测定的基本原理，培养学生理论联系实际，分析问题和解决问题的能力。
三、实验仪器、设备及材料1. 化学试剂：无水碳酸钠，固体，分析纯；甲基橙0.2％水溶液；HCl 溶液约为0.1mol/L 。
HCl 溶液Lm ol 1.0；酚酞指示剂0.2%；甲基橙指示剂0.2%；混合碱试样（或试液）。
2. 仪器和设备常规玻璃仪器，分析天平。
四、实验原理1，标定HCl 常用的基准物质是无水碳酸钠和硼砂。
碳酸钠具吸湿性，用前必须在270～300ＯＣ下烘干１小时，然后置于干燥器中，冷却后备用。
用Na ２CO ３标定HCl 溶液的反应分两步进行：Na ２CO 3＋HCl=NaHCO 3＋HClNaHCO 3＋HCL=NaCl ＋CO 2＋H 2O反应完全时，PH 值的突跃范围5-3.5，可选用甲基橙作为指示剂，滴定至终点应将溶液煮沸，以消除CO 2的影响，如选用甲基橙为指示剂最好作指示剂校正。
2．混合碱是Na 2CO 3与NaOH 或NaHCO 3的混合物，为了用同一份试样测定各组分的含量，可用HCl 标准液进行滴定。
根据滴定过程中值变化的情况，选用两种不同的指示剂分别指示第一、第二等当点的到达，即所谓“双指示剂法”。
此法方便、快速，在生产实际中应用普遍，常用的两种指示剂是酚酞和甲基橙。
在混合碱试液中加入酚酞指示剂，若溶液呈现红色，则碱液中可能含有NaOH 或Ｎa 2CO 3。
实验8 NaOH和HCl标准溶液浓度的标定
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、方法原理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,ＶNaOH /ＶHCl。
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1. HCl 0.1 mol/L （待标）2. NaOH 0.1 mol/L （待标）3. 甲基橙 0.2％水溶液4. Na2CO3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10 mL，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，加甲基橙指示剂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式中ＷNa2CO3—碳酸钠的质量（g），MNa2CO3—碳酸钠的物质的量（106.0 g/mol)，VHCl—盐酸溶液的体积(mL)。
HCl标准溶液浓度的标定
c HCl (molL-1)
相对偏差% 平均相对偏差%
数据处理
工业纯碱总碱度的测定
天平零点 数据 w 1 （ g） w 2 （ g） w (g) V HCl (mL) Na2CO3%
Na 2 CO3 %
称量前 I
称量后 II III
相对偏差% 平均相对偏差%
七、思考题
基础物Na2CO3若保存不当，吸有少量水分， 对标定HCl溶液浓度有何影响？ 若用硼砂作基准物标定HCl溶液的浓度，选 用什么指示剂？反应如何进行？写出化学方 程式。 用Na2CO3为基准物质标定0.5molL-1HCl溶液 时，基准物称取量应如何计算？
分析化学实验
HCl标准溶液浓度的标定 及工业纯碱总碱度的测定
HCl标准溶液浓度的标定 及工业纯碱总碱度的测定
一、实验目的 二、实验原理 三、试剂及仪器 四、实验步骤 五、注意事项 六、数据处理 七、思考题
一、实验目的
巩固分析天平和滴定管的正确操作。 掌握酸标准溶液浓度标定的基本原理及 方法。 掌握纯碱中总碱度的测定方法。 巩固指示剂工作原理。
纯碱的主要成分除Na2CO3外，还可能含有少 量的NaCl、Na2SO4、NaOH或NaHCO3等。 为了检定纯碱的质量，常用酸碱滴定法测定 其碱量。滴定时，除主要成分Na2CO3被HCl 溶液中和外，其中少量的NaHCO3同样被中 和。结果通常以Na2CO3%或Na2O%表示。
三、试剂及仪器
试剂：无水碳酸钠、0.1％甲基橙指示剂、 0.25 molL-1 HCl溶液、工业纯碱试样。
试剂及仪器
仪器：分析天平、干燥器、酸式滴定管、锥 形瓶、洗瓶。
四、实验步骤
HCl标准溶液浓度的标定
在分析天平上用差减法准确称取基准物Na2CO3 三份，每份0.25～0.3g，分别置于250mL锥形瓶 中，加水约50mL，使其全部溶解。 加1滴甲基橙指示剂，用已配好的HCl溶液边滴 定边摇动至溶液由黄色变为橙色，即为终点。 记下每次滴定时消耗的HCl溶液体积。计算HCl 标准溶液的浓度。
碱液中氢氧化钠及碳酸钠含量的测定实验报告
碱液中氢氧化钠及碳酸钠含量的测定实验报告碱液中氢氧化钠及碳酸钠含量的测定实验报告一、引言在化学实验中，准确测定溶液中的物质含量是非常重要的。
本实验旨在通过酸碱滴定法，测定碱液中氢氧化钠（NaOH）及碳酸钠（Na2CO3）的含量。
酸碱滴定法是一种常用的定量分析方法，基于酸碱中和反应的化学原理进行测定。
二、实验原理本实验采用酸碱滴定法，通过滴定一定浓度的酸溶液来测定碱液中的氢氧化钠及碳酸钠含量。
滴定过程中，酸溶液与碱溶液发生中和反应，根据酸溶液的浓度和滴定过程中酸溶液用量的知识，可以计算出碱液中目标物质的含量。
三、实验步骤1. 实验前准备：准备好所需的实验器材，包括滴定管、容量瓶、酸溶液（已知浓度）、指示剂等。
2. 预处理样品：取一定量的碱液样品，加入适量的酸溶液进行预处理，使样品中的碱物质完全转化为酸物质。
3. 滴定过程：将预处理后的样品溶液倒入容量瓶中，加入适量的指示剂。
用滴定管滴加已知浓度的酸溶液，同时搅拌容器中的溶液，直到指示剂的颜色发生明显变化。
4. 记录滴定数据：记录滴定过程中酸溶液的用量，以及滴定终点的颜色变化。
5. 计算含量：根据滴定数据和酸溶液的浓度，计算出碱液中氢氧化钠及碳酸钠的含量。
四、实验结果与分析根据实验所得滴定数据和已知酸溶液的浓度，我们计算出了碱液中氢氧化钠及碳酸钠的含量。
根据滴定终点的颜色变化，可以确定滴定反应的终点，并由此计算出所需物质的含量。
五、实验讨论在本实验中，我们使用了酸碱滴定法来测定碱液中氢氧化钠及碳酸钠的含量。
酸碱滴定法是一种常用的定量分析方法，具有操作简便、准确度高的特点。
通过本实验，我们成功地测定了目标物质的含量，得到了较为准确的结果。
六、实验总结本实验通过酸碱滴定法，成功测定了碱液中氢氧化钠及碳酸钠的含量。
实验结果表明，酸碱滴定法是一种准确度较高的定量分析方法，可以满足实验需求。
通过本实验的实践，我们对酸碱滴定法的原理和操作方法有了更深入的了解，提高了实验技能。
实验八HCl标准溶液的标定及碳酸钠含量的测定
HCl 标准溶液的标定及碳酸钠含量的测定一、实验目的1．掌握酸式滴定管的使用及滴定分析的基本操作。
2．学习HCl 标准溶液的配制与标定。
3．掌握用递减法精密称取碳酸钠试样一份。
称量次数不超过3次。
4．正确掌握容量仪器的使用方法。
5．正确的记录数据，运用公式计算碳酸钠含量的结果，评价结果的精密度（用相对平均偏差表示）。
二、实验原理市售盐酸试剂密度为1.19g/ml ，含量37%，其浓度约为12mol/l 。
浓盐酸易挥发，不能直接配制成准确浓度的盐酸溶液。
因此，常将浓盐酸稀释成成需近浓度，然后用基准物质进行标定。
标定HCL 溶液常用的基准物质是无水碳酸钠，反应为：以甲基橙作指示剂，用HCL 溶液滴定至溶液显橙色为终点；用甲基红—溴甲酚绿混合指示剂时，终点由绿色变为暗红色。
三、仪器与试剂1．仪器：250ml 锥形瓶3个、酸式滴定管、电子分析天平、烧杯、100ml 量筒、100ml 容量瓶、搅棒、25ml 移液管、250ml 锥形瓶、50ml 酸式滴定管、滴定台、蝴蝶夹。
2．试剂：0.10mol ·L -1HCl 溶液、无水碳酸钠、甲基橙指示剂溶液（1g/l ）、0.1mol/lHCl 标准溶液、碳酸钠、甲基橙指示剂。
四、实验步骤1．HCl 标准溶液的配制根据2211V C V C =的稀释定律，配制11.0-⋅lmol 的盐酸标准液在通风橱内用洁净的小量筒量取市售浓HCl 4.2~4.5mL ，倒入盛水的烧杯中，搅拌、冷却后移入500mL 试剂瓶中，加水稀释至500mL 左右，盖上玻璃塞，摇匀。
欲配0.1mol/lHCl 标准溶液：9ml —1000ml 。
2．HCl 标准溶液的标定以减量法称取碳酸钠0.15-0.2g 置于250ml 锥形瓶中，加25ml 水溶解，再加甲基橙指示液1-2滴，用欲标定的0.1mol/lHCl 标准溶液进行滴定，直至溶液由黄色转变为橙色时即为终点。
读数并记录。
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HCl 标准溶液的标定及碳酸钠含量的测定
一、实验目的
1．掌握酸式滴定管的使用及滴定分析的基本操作。
2．学习HCl 标准溶液的配制与标定。
3．掌握用递减法精密称取碳酸钠试样一份。
称量次数不超过3次。
4．正确掌握容量仪器的使用方法。
5．正确的记录数据，运用公式计算碳酸钠含量的结果，评价结果的精密度（用相对平均偏差表示）。
二、实验原理
市售盐酸试剂密度为 1.19g/ml ，含量37%，其浓度约为12mol/l 。
浓盐酸易挥发，不能直接配制成准确浓度的盐酸溶液。
因此，常将浓盐酸稀释成成需近浓度，然后用基准物质进行标定。
标定HCL 溶液常用的基准物质是无水碳酸钠，反应为： 223222CO O H NaCl HCl CO Na ++=+
以甲基橙作指示剂，用HCL 溶液滴定至溶液显橙色为终点；用甲基红—溴甲酚绿混合指示剂时，终点由绿色变为暗红色。
HCl HCl V M m C 碳酸钠碳酸钠1000
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三、仪器与试剂
1．仪器：250ml 锥形瓶3个、酸式滴定管、电子分析天平、烧杯、100ml 量筒、100ml 容量瓶、搅棒、25ml 移液管、250ml 锥形瓶、50ml 酸式滴定管、滴定台、蝴蝶夹。
2．试剂：0.10mol ·L -1HCl 溶液、无水碳酸钠、甲基橙指示剂溶液
（1g/l ）、0.1mol/lHCl 标准溶液、碳酸钠、甲基橙指示剂。
四、实验步骤
1．HCl 标准溶液的配制
根据2211V C V C =的稀释定律，配制11.0-⋅l mol 的盐酸标准液在通风橱内用洁净的小量筒量取市售浓HCl 4.2~4.5mL ，倒入盛水的烧杯中，搅拌、冷却后移入500mL 试剂瓶中，加水稀释至500mL 左右，盖上玻璃塞，摇匀。
欲配0.1mol/lHCl标准溶液：9ml—1000ml。
2．HCl标准溶液的标定
以减量法称取碳酸钠0.15-0.2g置于250ml锥形瓶中，加25ml 水溶解，再加甲基橙指示液1-2滴，用欲标定的0.1mol/lHCl标准溶液进行滴定，直至溶液由黄色转变为橙色时即为终点。
读数并记录。
3．碳酸钠含量测定
分析天平用减量法精密称取0.5000-0.6000g碳酸钠两份置小烧杯中，用量筒量取20-30ml水置小烧杯中，用玻璃棒搅动溶液使之完全溶解后，定量转移置100ml容量瓶中，加水定容至刻度。
精密移取25.00ml碳酸钠溶液于250ml锥形瓶中，用量筒量取20-30ml水摇匀，加甲基橙指示剂1滴，此时溶液显黄色。
用0.1mol/lHCl标准溶液滴定至溶液显橙色为滴定终点。
记录消耗0.1mol/lHCl标准溶液的体积，平行滴定两次，计算碳酸钠的含量，以质量分数表示，并计算相对偏差。
五、数据处理
HCl标准溶液的标定
碳酸钠含量测定。