分析化学实验教案(09水专)

实验一电子天平称量练习

一、实验目的

1、学习FA1004型电子天平的基本操作和常用称量方法，为以后的分析化学实验打好称量技术基础。

2、经过三次称量练习后，要求达到：固定质量称量法称一个试样的时间在8分钟内，递减称量法称一个试样时间在12分钟内，倾样次数不超过3次，连续称两个试样不超过15分钟，并作到称出的两份试样的质量均在0.3-0.4克之间二、实验原理

电子天平的称量是依据电磁力平衡原理。称量通过支架连杆与一线圈相连，该线圈置于固定的恒磁铁---磁钢之中，当线圈通电时，自身产生的电磁力与磁钢的磁力相互作用，产生向上的作用力。该力与称盘中称量物的向下重力达平衡时，此线圈通入的电流与该物重力成正比。利用该电流大小可计量称量物的质量。其线圈上电流大小的自动控制与计量是通过该电平的位移传感器、调节器及放大器实现的。当盘内物重变化时、与盘相连的支架连杆带动线圈同步下移，位移传感器将此信号检出并传递、经调节器和电流放大器调节线圈电流大小，使其产生向上之力推动称盘及称量物恢复原位置为止，线圈电磁力与物体重力重新达到平衡，此时的电流可计量物体质量。

三、仪器和试剂

1、FA1004型电子天平；

2、台秤

3、称量瓶；

4、固体试样（碳酸钙等）

四、称量方法

1、直接称量法：直接称取物重。

2、指定重量法：按指定的重量，调整物重，使物重正好等于指定重量。

3、减量法：方法基本与指定重量法相同。通常试样盛在称量瓶内，称量

瓶与试样的总重量记为W1，再按要求数量倒出试样，称量瓶与剩余试样总重

记为W2，两次重量差W1－W2，即为倒出样品重。

4、电子天平的使用：打开仪器预热。按on键，显示0.0000g后，放入干燥

的称量瓶或称量纸，按清零键（TAR），用药匙向称量瓶或称量纸中加入待称

量物，直至所需质量。

减量法：第一步，按on键，显示0.0000g后，放入干净、干燥的称量瓶，

按清零键（TAR）显示0.0000g，用药匙向称量瓶中加入待称量物。第二步，

按TAR键显示0.0000g，用称量纸取出称量瓶，用其瓶盖轻轻敲打瓶口上方，

使待称量物落到第一个锥形瓶中，然后将称量瓶放回天平托盘中央，此时显负

值（假设显示-0.3206g），即0.3206g为第一份样品的质量。如果显示的负值小

于0.3g，应再次取出称量瓶敲取直到满足要求。第三步，将称量瓶放回托盘，

又按TAR键至0.0000g，又取出称量瓶向第二个锥形瓶中敲取剩下药品约二分

之一的量，然后将称量瓶放回天平托盘中央，此时显示第二份样品的质量假设

显示为第二份样品的质量。同理，将称量瓶重新又放回天平托盘中，又按TAR 键，然后取出称量瓶，将剩下的待称量物全部倒入第三个锥形瓶中，将称量瓶

放回天平托盘中，读数即得第三份的质量。

五、实验内容

1、称取带盖称量瓶2个

（1）先在架盘天平上粗称，得称量瓶大约重量。

（2）在电子天平上称取准确重量，要求称准至0.0001克。

2、减量法称取烘干后的固体试样0.5g三份（要求0.48g～0.52g之间）。

六、电子天平使用注意事项

1、称量前，必须用软毛刷清扫天平，然后检查天平是否水平，并检查和调整天平的零点。

2、化学试剂和试样不能直接放在天平盘上，必须使用称量纸或者盛放在干净的容器中称量。不能把热的或冷的物体放入天平内称量，如称量物太冷或太热，则必须先在干燥器内放置一定时间，使其温度达到室温后才可称量。

3、称量物体时，必须先在粗天平上粗称，然后再在分析天平上准确称量。超过天平最大载重的物品不能称量。

4、称量过程中，倒出试样时，应少勿多以防倒出过多重做；已倒出的试样不能放回称量瓶或原来的试剂瓶里，这是必须严格遵守的规定。倒试样时切勿撒在锥形瓶和称量瓶外，否则要重做。

5、尽可能不用手直接接触称量瓶，以免沾上手汗油脂及受手温度影响引起误差（25ml称量瓶，温度升高1℃重量减小约0.1mg）。

6、减量法适于称取易吸水，吸CO2及挥发，易氧化的物品。

七、数据记录

减量法称量

表2

八、思考题

1、固定称量法和递减称量法各有何优缺点？在什么情况下选用这两种方法？在实验中记录称量数据应准至几位？为什么？

2、称量时，每次均应将砝码和物体放在天平盘的中央，为什么？

3、使用称量瓶时，如何操作才能保证试样不致缺失？

实验二滴定分析基本操作练习

一、实验目的

1、学习、掌握滴定分析常用仪器的洗涤和正确使用方法。

2、通过练习滴定操作，初步掌握甲基橙、酚酞指示剂终点的确定。

二、实验原理

0.1mol/l HCI溶液和0.1mol/l NaOH相互滴定时，化学计量点时的PH为7.0，滴定的PH突跃为4.3～9.7，选用在突跃范围内变色的指示剂，可保证测定有足够的准确度。甲基橙（简写MO）的PH变色区域是3.1（红）-4.4（黄），酚酞（简写PP）变色区域是8.0（无色）-9.6（红）。在指示剂不变的情况下，一定深度的HCI溶液相互滴定时所消耗的体积之比值VHCI/VnaOH应是一定的，改变被滴定溶液的体积，此体积之比应基本不变。

三、实验试剂和仪器

1、HCI溶液；

2、固体NaOH

3、甲基橙溶液；

4、酚酞溶液

5、移液管；

6、酸式、碱式滴定管

四、酸碱溶液的相互滴定

1、用0.1mol/l NaOH溶液润洗碱式滴定管2-3次，每次用5-10ml溶液润洗。然后将滴定剂倒入碱式滴定管中，滴定管液面调节至0.00刻度。

2、用0.1mol/l盐酸溶液润洗润酸式滴定管2-3次，每次用5-10ml溶液，然后将盐酸溶液倒入滴定管中，调节液面到0.00刻度。

3、在250ml锥瓶中加入约20ml NaOH溶液，2滴甲基橙指示剂，用酸管中的HCI溶液进行滴定操作练习。务必熟练掌握操作。练习过程中，可以不断补充NaOH和HCI溶液，反复进行直到操作操作熟练后，再进行(4)、(5)、(6)的实验步骤。

4、由碱管中放出NaOH溶液20-25ml于锥形瓶中，放出时以每分钟约中10ml 的速度，即每秒滴入34滴溶液，加入2滴甲基橙指示剂，用0.1mol/lHCI溶液滴定至黄色转变为橙色。记下数据。平行滴定三份。

5、用移液管吸取25.00ml 0.1mol/l HCI溶液于250ml锥形中，加2-3滴酚酞指示剂，用0.1mol/l NaOH溶液滴定溶液呈微红色，保持30s不褪色为终点。平行测定三份，要求三次之间所消耗NaOH溶液的体积的最大差值不超过±0.04ml。

五、滴定记录表格

六、思考题

1、配置NaOH溶液时，应选用何种天平称取试剂？为什么？

2、HCl和NaOH溶液能否直接配制其准确浓度？为什么？

3、在滴定分析中，滴定管为何需用滴定剂润洗几次？而锥形瓶是否用滴定剂润洗呢？

4、为什么滴定之前要赶尽管咀气泡？如何正确读数？

实验三 自来水总硬度测定

一、实验目的

1、学会用配位滴定法测定水的总硬度，掌握配位滴定的原理，了解配位滴定的特点。

2、学会EDTA 标准溶液的配制、标定及稀释。

3、学会KB 指示剂、铬黑T 指示剂的使用及终点颜色变化的观察，掌握配位滴定操作。 二、实验原理

1、水的硬度是指水中钙、镁离子的浓度，硬度单位是ppm ，1ppm 代表水中碳酸钙含量1毫克/升（mg/L ）。水质硬度单位换算：

2、测定水的硬度常采用配位滴定法，用乙二胺四乙酸二钠盐(EDTA)溶液滴定水中Ca 、Mg 总量，以铬黑T(EBT)为指示剂，用EDTA 标准溶液滴定至溶液由酒红色变为纯蓝色即为终点。到达计量点时，呈现指示剂的纯蓝色。

滴定前： EBT + Mg ２＋ = Mg-EBT

(蓝色) (紫红色)

滴定时： EDTA + Ca 2+ = Ca-EDTA

(无色)

EDTA + Mg 2+ = Mg-EDTA

(无色)

终点时：EDTA + Mg-EBT = Mg-EDTA + EBT

(紫红色) (蓝色)

3、水的总硬度是水中钙、镁含量的总和，以mmol/l 、mg/L （CaCO3）表示。水的硬度测定是水质分析的一项重要指标。利用EDTA 与钙、镁的配位反应，可以测出水的硬度及钙、镁的含量。在pH=10的缓冲溶液中，以铬黑T 为指示剂，用三乙醇胺掩蔽Fe3+、Al3+、Mn2+、Pb2+等共存离子。计算公式为：

水样体积

水的总硬度

V c *=

三、仪器和试剂

（1）台秤、分析天平

（2）酸式滴定管、锥形瓶、移液管(25mL)、容量瓶(250mL)

（3）EDTA(s)(A.R.)、CaCO 3(s)(A.R.)、HCl 、三乙醇胺、NH 3—NH 4Cl 缓冲溶液 （4）铬黑T 指示剂(0.05%)、钙指示剂(s,与NaCl 粉末1∶100混均)水样 四、测定步骤 1、0.02mol·L -1EDTA 标准溶液的配制和标定

在台秤上称取4.0gEDTA 于烧杯中，用少量水加热溶解，冷却后转入500mL

试剂瓶中加去离子水稀释至500mL。长期放置时应贮于聚乙烯瓶中。

准确称取CaCO3基准物0.50～0.55g，置于100mL烧杯中，用少量水先润湿，盖上表面皿，慢慢滴加1∶1HCl10mL，待其溶解后，用少量水洗表面皿及烧杯内壁，洗涤液一同转入250mL容量瓶中，用水稀释至刻度，摇匀。

移取25.00mLCa２+溶液于250mL锥形瓶中，加入20mL氨性缓冲溶液，2～3滴KB指示剂。用0.02mol·L-1EDTA溶液滴定至溶液由紫红变为蓝绿色，即为终点。平行标定三次，计算EDTA溶液的准确浓度。

2、自来水总硬度的测定

用移液管移取100.00ml自来水于250ml锥形瓶中，加入1—2滴HCl使试液酸化，煮沸数分钟以除去CO2。冷却后，加入3ml三乙醇胺溶液，5ml氨性缓冲溶液，1ml硫化钠溶液以掩蔽重金属离子，再加入3滴铬黑T指示剂，立即用EDTA 标准溶液滴定，溶液由红色变为蓝紫色即为终点。平行测定3份，计算水样的总硬度，以mmol/l表示结果。

五、数据记录

五、思考题

1、本实验使用的EDTA，应该采用何种基准物质进行标定？

2、写出以ρCaCO3（单位为mg/L）表示水的总硬度的计算式，并计算本实验中水的总硬度。

实验四氯化物中氯含量的测定（莫尔法）

一、实验目的和要求

1、掌握AgNO3溶液的标定方法

2、掌握莫尔法测定氯化物中氯含量的方法和原理

3、掌握铬酸钾指示剂的正确使用。

二、实验原理

1、某些可溶性氯化物中氯含量的测定常采用莫尔法。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的小，因此溶液中首先析出AgCl沉淀，当AgCl定量析出后，过量一滴AgNO3溶液即与CrO42-生成砖红色Ag2CrO4沉淀，表示达到终点。

主要反应如下：

Ag+ + Cl-＝AgCl↓（白色）Ksp＝1.8×10-10

Ag+ + CrO42-＝Ag2CrO4↓（砖红色）Ksp＝2.0×10-12

2、滴定必须在中性或在弱碱性溶液中进行，最适宜pH范围为6.5～10.5，如有铵盐存在，溶液的pH值范围最好控制在6.5～7.2之间。原因：酸性太强，［CrO42-］浓度减小，Ag2CrO4 + H+＝2Ag++HCrO4-

碱性过高，生成Ag２O沉淀，2Ag++2OH—＝2AgOH↓Ag2O↓+H2O

3、用AgNO３标准溶液滴定氯化物，以K2CrO4为指示剂

Ag+ + Cl-＝AgCl↓

终点时：［Ag＋］＝(ＫspAgCl)1/2＝1.25×10－5

Ag+ + CrO42-＝Ag2CrO4↓

此时指示剂浓度应为：［CrO42-］=Ｋsp Ag2C rO4 /[Ag＋]2＝5.8×10－2 mol/L；实际上由于CrO42-本身有颜色，指示剂浓度保持在0.002～0.005 mol / L较合适。若太大将会引起终点提前，且本身的黄色会影响终点的观察；若太小又会使终点滞后，都会影响滴定的准确度。

三、主要试剂和仪器

1、台秤，分析天平；

2、酸式滴定管，锥形瓶，移液管，容量瓶

3、AgNO3（A.R或C.P），K2CrO4，NaCl

四、实验步骤

1、0.1mol.l-1AgNO3溶液标定

称取AgNO3晶体8.5 g于小烧杯中，用少量水溶解后，转入棕色试剂瓶中，稀释至500ml左右，摇匀置于暗处、备用。

准确称取0.2—0.3g基准试剂NaCl于小烧杯中，用水溶解完全后，定量转移到100ml容量瓶中，稀释至刻度，摇匀。用移液管移取25.00ml此溶液置于250mL 锥形瓶中，加25mL水，1ml K2CrO4溶液，在不断摇动下，用AgNO3溶液滴定至溶液呈砖红色即为终点。平行标定3份，计算AgNO3溶液的准确浓度。

2、试样中NaCI含量的测定

准确称取1g左右NaCI试样于小烧杯中，加水溶解后，定量地转入250ml容量瓶中，稀释至刻度，摇匀。准确移取25.00 ml此试液三份，分别置于250 ml 锥形瓶中，加水25 ml，1ml K2CrO4溶液，在不断摇动下，用AgNO3标准溶液滴定至溶液呈砖红色即为终点。根据试样质量，AgNO3标准溶液的浓度和滴定中消耗的体积，计算试样中Cl-的含量。

五、数据记录

六、思考题

1、K2CrO4溶液的浓度大小或用量多少对测定结果有何影响？

2、能否用莫尔法以NaC1标准溶液直接滴定Ag+？为什么？

答：莫尔法不适用于以NaCl标准溶液直接滴定Ag+。因为在Ag+试液中加入指示剂K2CrO4后，就会立即析出Ag2CrO4沉淀。用NaCl标准溶液滴定时，Ag2CrO4再转化成的AgCl的速度极慢，使终点推迟。

3、配制好的AgNO3溶液要贮于棕色瓶中，并置于暗处，为什么？

答：AgNO3见光分解，故要保存于棕色瓶中，并置于暗处。

4、莫尔法测Cl-时，为什么溶液的pH需控制在6.5～10.5？

5、在滴定过程中，如果不充分摇动，对测定结果有何影响？

6、在滴定近终点前，滴入AgNO3溶液的部位即出现砖红色沉淀，经摇动之后砖红色沉淀消失。试说明产生这种现象的原因。

实验五 邻二氮菲分光光度法测定铁

一、实验目的

1、学会吸收曲线及标准曲线的绘制，了解分光光度法的基本原理。

2、掌握用邻二氮菲分光光度法测定微量铁的方法原理。

3、学会数据处理的基本方法。 二、实验原理

根据朗伯—比耳定律：A=εbc ，当入射光波长λ及光程b 一定时，在一定浓度范围内，有色物质的吸光度A 与该物质的浓度c 成正比。只要绘出以吸光度A 为纵坐标，浓度c 为横坐标的标准曲线，测出试液的吸光度，就可以由标准曲线查得对应的浓度值，即未知样的含量。

在pH=2～9的溶液中，Fe 2+与邻二氮菲(phen)生成稳定的桔红色配合物Fe(phen)32+，

此配合物的lgK 稳=21.3，摩尔吸光系数ε510 = 1.1×104 L·mol -1·cm -1，而Fe 3+能与邻二氮菲生成3∶1配合物，呈淡蓝色，lgK 稳=14.1。所以在加入显色剂之前，应用盐酸羟胺(NH 2OH·HCl)将Fe 3+还原为Fe 2+，其反应式如下：

2Fe 3+ + 2NH 2OH·H Cl → 2Fe 2+ + N 2 + H 2O + 4H + + 2Cl -

测定时控制溶液的酸度为pH≈5较为适宜。 三、主要仪器与试剂

1、分光光度计，50ml 容量瓶8个（或比色管8支）

2、标准铁溶液1×10-3mol/L (6mol/L HCl 溶液)：准确称取0.8634g 硫酸铁铵(NH 4)2Fe(SO 4)2.12H 2O 置于小烧杯中，加入20mLHCl （6mol/L ）和少量水，溶解后，定量转移1L 容量瓶中，以水稀释至刻度，摇匀。

3、0.15%邻二氮菲（1.5 g ·L-1）

4、10%盐酸羟氨水溶液（100 g ·L-1）

5、1mol/L 醋酸钠溶液

6、1mol/L NaOH 溶液

7、6mol/L HCl 溶液 四、测定步骤

1、标准曲线的制作

用移液管吸取100μg ·mL -1铁标准溶液10mL 于100mL 容量瓶中，加入2mL 6mol ·L -1的HCl 溶液，用水稀释至刻度，摇匀。此溶液每毫升含Fe 3+ 10μg 。 在6个50mL 比色管中，用吸量管分别加入0，2，4，6，8，10mL10μg ·mL-1铁标准溶液，分别加入1mL 盐酸羟胺，摇匀。再加入2mL Phen ，5mL NaAc 溶液，摇匀。用水稀释至刻度，摇匀后放置10min 。用1cm 比色皿，以试剂为空白（即0.0mL 铁标准溶液），在所选择的波长下，测量各溶液的吸光度。以含铁量为横坐标，吸光度A 为纵坐标，绘制标准曲线。 2、试样中铁含量的测定

2+N N

3Fe 2++

准确吸取适量试液于50ml比色管中，按标准曲线的制作步骤，加入各种试剂，测量吸光度。从标准曲线上查出和计算试液中铁的含量（单位为μg·mL-1）。

五、数据记录（举例说明）

根据上面数据，作得标准曲线图如下：

计算所得：标准曲线方程为y=0.2216*x-0.0061（R1=0.98）

把y =0.0851，0.1244代入标准曲线方程y=0.2216*x-0.0061中，得到

x=0.4116，0.5889，即所取试液中铁的含量为0.4116μg/mL，0.5889μg/mL。

由1.0* C x2/50 = 0.4116，得C x1=20.58（μg/mL）

由1.5 C x3/50 = 0.5889，得C x2=19.63（μg/mL）

则C x=（C x1+ C x2）/2= (20.58+19.63)/2 = 20.11（μg/mL）

所以试液中铁的含量为20.11μg/mL。

六、思考题

1、本实验量取各种试剂时，应分别采用何种量器较为合适，为什么？

2、制作标准曲线和进行试样测定时，加入试剂的顺序能否任意改变？

3、邻二氮菲分光光度法测定微量铁时为何要加入盐酸羟胺溶液？

答：工业盐酸中含有Fe2+和Fe3+，其中Fe2+与邻二氮菲(phen)能生成稳定的桔红色配合物[Fe(phen)3]2+此配合物的lgK稳=21.3，摩尔吸光系数ε510=1.1×104 L·mol-1·cm-1，而Fe3+能与邻二氮菲生成3∶1配合物，呈淡蓝色，lgK稳=14.1。所以在加入显色剂之前，应用盐酸羟胺(NH2OH·HCl)将Fe3+还原为Fe2+，然后，进行铁的总量的测定。

4、参比溶液的作用是什么？在本实验中可否用蒸馏水作参比？

答：参比溶液的作用是扣除背景干扰，不能用蒸馏水作参比，因为蒸馏水成分与试液成分相差太远，只有参比和试液成分尽可能相近，测量的误差才会越小。

5、邻二氮菲与铁的显色反应，其主要条件有哪些？

答：邻二氮菲与铁的显色反应，其主要条件有：酸度一般(PH=5~6)、温度、邻二氮菲的用量，显色时间等。