無機化學實驗-電子教材

.'.實驗3溶液的配制和酸堿滴定實驗目的1.學習溶液的配制2.學習移液管、容量瓶的使用方法3.學習正確判定滴定終點4.練習滴定操作，掌握酸式滴定管、堿式滴定管和移液管的使用方法實驗原理根據實驗對溶液的濃度的準確性要求的所不同，可采用不同的儀器進行配制。若準確性要求不高，一般利用臺稱、量筒、帶刻度的燒杯等低準確度的儀器進行粗略配制；若對溶液濃度的準確性要求較高，在配制溶液時必須采用精確度較高的分析天平、移液管、容量瓶等儀器進行準確配制。無論是精確配制還是粗略配制，都應計算出所用試劑的用量，包括固體試劑的質量或液體試劑的體積，然后進行配制。酸堿滴定是根據酸堿中和反應，測定酸或堿濃度的一種容量分析方法。因為在酸堿中和反應的等物質的量點，體系的酸和堿正好完全中和，此時中和反應達到了終點。根據達到終點時所用酸溶液（或堿溶液）的體積及標準堿溶液（或酸溶液）的體積和濃度，就可以計算出待測酸或堿的濃度。酸堿中和滴定的終點可借助指示劑顏色的變化來確定。指示劑本身多為一種弱酸或弱堿，在不同的pH范圍內顯示不同的顏色。例如，酚酞的變色范圍是在pH<8.0時為無色，pH>10.0時為紅色，pH在8.0~10.0之間時呈淺紅色。又如，甲基紅的變色范圍是pH=4.4~6.2，在pH〈4.4時為紅色，pH〉6.2時為黃色，pH在4.4~6.2之間時呈橙色或橙紅色。在強堿滴定強酸時，常以酚酞作指示劑；在用強酸滴定強堿時，常以甲基紅作為指示劑。顯然，利用指示劑的顏色變化所指示出的滴定終點與實際酸堿滴定的終點（等物質的量點）可能不一致。例如，以強堿滴定強酸時，等物質的量點pH=7，而用酚酞做指示劑，變色范圍是pH8.0~10.0，這樣要達到滴定終點（溶液由無色變?yōu)闇\紅色）就需要多消耗一些堿，因而就可能帶來滴定誤差。但是根據計算，這種滴定終點與等物質的量點不一致所引起的誤差是很小的，對待測酸堿溶液的濃度影響不大。溶液的配制：1．標準溶液的配制方法在化學實驗中，標準溶液常用mol·L-1表示其濃度。溶液的配制方法主要分直接法和間接法兩種。（1）直接法準確稱取基準物質，溶解后定容即成為準確濃度的標準溶液。例如，需配制500mL濃度為0.01000mol·L-1K2Cr2O7溶液時，應在分析天平上準確稱取基準物質K2Cr2O71.4709g，加少量水使之溶解，定量轉入500mL容量瓶中，加水稀釋至刻度。較稀的標準溶液可由較濃的標準溶液稀釋而成。例如，光度分析中需用1.79×10-3mol·L-1標準鐵溶液。計算得知須準確稱取10mg純金屬鐵，但在一般分析天平上無法準確稱量，因其量太小、稱量誤差大。因此常常采用先配制儲備標準溶液，然后再稀釋至所要求的標準溶液濃度的方法?？稍诜治鎏炱缴蠝蚀_稱取高純（99.99%）金屬鐵1.0000g，然后在小燒杯中加入約30mL濃鹽酸使之溶解，定量轉入一升容量瓶中，用1mol·L-1鹽酸稀釋至刻度。此標準溶液含鐵1.79×10-2mol·L-1。移取此標準溶液10.00mL于100mL容量瓶中，用1mol·L-1鹽酸稀釋至刻度，搖勻，此標準溶液含鐵1.79×10-3mol·L-1。由儲備液配制成操作溶液時，原則上只稀釋一次，必要時可稀釋二次。稀釋次數太多累積誤差太大，影響分析結果的準確度。（2）標定法不能直接配制成準確濃度的標準溶液，可先配制成溶液，然后選擇基準物質標定。做滴定劑用的酸堿溶液，一般先配制成約0.1mol·L-1濃度。由原裝的固體酸堿配制溶液時，一般只要求準確到1～2位有效數字，故可用量筒量取液體或在臺秤上稱取固體試劑，加入的溶劑（如水）用量筒或量杯量取即可。但是在標定溶液的整個過程中，一切操作要求嚴格、準確。稱量基準物質要求使用分析天平，稱準至小數點后四位有效數字。所要標定溶液的體積，如要參加濃度計算的均要用容量瓶、移液管、滴定管準確操作，不能馬虎。2．一般溶液的配制及保存方法近年來，國內外文獻資料中采用1∶1（即1+1）、1∶2（即1+2）等體積比表示濃度。例如1∶1H2SO4溶液，即量取1份體積原裝濃H2SO4，與1份體積的水混合均勻。又如1∶3HCl，即量取1份體積原裝濃鹽酸與三份體積的水混勻。配制溶液時，應根據對溶液濃度的準確度的要求，確定在那一級天平上稱量；記錄時應記準至幾位有效數字；配制好的溶液選擇什么樣的容器等。該準確時就應該很嚴格；允許誤差大些的就可以不那么嚴格。這些“量”的概念要很明確，否則就會導致錯誤。如配制0.1mol·L-1Na2S2O3溶液需在臺秤上稱25g固體試劑，如在分析天平上稱取試劑，反而是不必要的。配制及保存溶液時可遵循下列原則：（1）經常并大量用的溶液，可先配制濃度約大10倍的儲備液，使用時取儲備液稀釋10倍即可。（2）易侵蝕或腐蝕玻璃的溶液，不能盛放在玻璃瓶內，如含氟的鹽類（如NaF、NH4F、NH4HF2（3）易揮發(fā)、易分解的試劑及溶液，如I2、KMnO4、H2O2、AgNO3、H2C2O4、Na2S2O3、TiCl3、氨水、Br2水、CCl4、CHCl3（4）配制溶液時，要合理選擇試劑的級別，不許超規(guī)格使用試劑，以免造成浪費。（5）配好的溶液盛裝在試劑瓶中，應貼好標簽，注明溶液的濃度、名稱以及配制日期。儀器與藥品臺秤，分析天平，酒精燈，稱量瓶；堿式滴定管（50mL），酸式滴定管（50mL），移液管（25mL）；濃HCl(12mol·L-1)，HAc(1mol·L-1)，NaOH(s)，鄰奔二甲酸氫鉀（s），硼砂（s），NaAc(s)，酚酞指示劑（8.2-10.0，由無色變紅色）（質量分數為0.1%），甲基紅指示劑（4.4(紅)～6.2(黃)）（質量分數為0.1%），甲基橙指示劑（pH<3.1時變紅，3.1~4.4時呈橙色，pH>4.4時變黃）。實驗步驟1．溶液的配制（1）酸堿溶液的配制①0.1mol·L-1HCl溶液的配制用干凈的量筒量取濃鹽酸（所需量自行計算）于預先盛有200～300mL水的燒杯中，配制500mL濃度近似為0.1mol·L-1的HCl溶液，在轉移至500mL試劑瓶中。②0.1mol·L-1NaOH溶液的配制在臺秤上稱取2.1～2.3g，固體NaOH，以少量水快速洗滌固體NaOH以除去其表面附著的碳酸鹽，再將洗過的NaOH固體溶于500mL加熱煮沸半小時并冷卻至室溫的蒸餾水中，即近似于0.1mol·L-1NaOH溶液，轉移至500mL的具有橡皮或塑膠賽的試劑瓶中。（2）標準溶液的配制①鄰苯二甲酸氫鉀標準溶液的配制準確秤取已于105～110℃烘干過的鄰苯二甲酸氫鉀晶體約5.18g于小燒杯中，加入少量蒸餾水使其全部溶解后，轉移至250mL的容量瓶中，再用少量水沖洗燒杯及玻璃棒數次，并將每次洗滌用的水全部轉移至容量瓶中，最后用水稀釋至刻度，搖勻.計算其標準濃度②硼砂標準溶液的配制準確秤取約0.45g的硼砂晶體于燒杯中，按上述方法配制100mL的硼砂標準溶液，并計算其準確濃度.（3）緩沖溶液的配制用1mol·L-1的HAc和固體NaAc配制pH=4.0、濃度為0.5mol·L-1的[Ac-]緩沖溶液100mL(所需量自行計算).2．酸堿中和滴定（1）NaOH溶液濃度的標定①用基準試劑標定NaOH溶液的濃度準確稱量3份鄰苯二甲酸氫鉀晶體于3個已編號的三角瓶中，每份質量為0.4～0.5g，分別往三角瓶中加入40mL的蒸餾水，微熱使固體溶解，冷卻后加入2滴酚酞指示劑，用待測的NaOH溶液滴定至終點，記下每次滴定前后滴定管的讀數，準確至0.01mL，根據鄰苯二甲酸氫鉀的準確質量及滴定時所消耗的NaOH溶液的體積，計算出NaOH溶液的準確濃度。②用移液管移取前面配制的標準鄰苯二甲酸氫鉀溶液3份，分別加入2滴酚酞指示劑，用待測NaOH溶液滴定至終點，記下每次所消耗的NaOH體積。計算出NaOH的濃度并與本試驗（1）比較。③用已知濃度的NaOH溶液標定未知濃度的HCl溶液用移液管準確移取待測HCl溶液25.00mL于三角瓶中，加入約20mL的蒸餾水，以2滴酚酞作指示劑，用已知濃度的NaOH溶液滴定至終點，記下每次滴定前后滴定管的讀數，準確至0.01mL，由已知NaOH溶液的濃度及滴定時所消耗的NaOH溶液的體積，計算出待測HCl溶液的準確濃度。（2）HCl溶液濃度的標定①用基準試劑標定HCl溶液的濃度準確稱量3份硼砂晶體于3個已編號的三角瓶中，每份質量為0.4～0.5g。分別往三角瓶中加入40mL的蒸餾水，微熱使固體溶解，冷卻后加入2第甲基紅指示劑，用待測的HCl溶液滴定至終點，記下每次滴定前后滴定管的讀數，準確至0.01mL，根據硼砂的準確質量及滴定時所消耗的HCl溶液的體積，計算出HCl溶液的準確濃度，并與上述1.(3)所得結果進行比較。②用移液管移取前面所配制的標準硼砂溶液3份，分別加入2滴甲基紅指示劑；用待測的HCl溶液滴定至終點，記下消耗的HCl體積，計算出HCl的濃度并與本試驗的（1）比較。③用已知濃度的HCl溶液標定未知濃度的NaOH溶液用移液管準確移取待測NaOH溶液25.00mL與三角瓶中，加入20mL的蒸餾水，以甲基紅作指示劑，用已知濃度的HCl溶液滴定至終點，記下每次滴定前后滴定管的讀數，準確至0.01mL，由已知HCL溶液的濃度及滴定時所消耗的Hcl溶液的體積，計算出待測NaOH溶液的準確濃度，并與上述（1）得到的結果進行比較。思考題⑴配制標準溶液時，基準試劑用臺秤稱量還是用分析天平稱量?為什么?⑵如何把酸式或堿式滴定管下端的氣泡趕凈？在滴定過程中有可能還會與產生小氣泡，應如何避免？⑶配制有明顯熱效應溶液時，應注意哪些問題？⑷實驗2.中對于待測的酸和堿，分別得到了兩組濃度數據。哪一個結果的可靠性更高，為什么？實驗5醋酸電離度和電離常數的測定實驗目的通過醋酸電離度和電離平衡常數的測定，加深對電離度和電離平衡常數等基本概念的理解。學習弱酸電離度和電離平衡常數的測定方法。學習酸度計的使用方法。實驗原理

醋酸是一元弱酸，在水溶液中存在以下電離平衡：

HAC==H++AC-在一定的溫度下，這個過程很快達到了平衡，平衡常數的表達式為：

K=[H+][AC-]/[HAC]此時，電離度α％＝[H+]/c式中[H+]、[AC-]、[HAC]分別為H+、AC-、HAC的平衡濃度。

嚴格地說，離子濃度應該用活度來代替，（實際上酸度計上所測的PH值反映的是溶液中的活度值）。在弱酸的稀溶液中，如果不存在其他的強電解質，即溶液中的離子強度很小時，活度系數接近于１，可用濃度代替活度。設醋酸的初始濃度為C，如果忽略水電離所提供的[H+]量，則達到平衡時：

[H+]＝[AC-][HAC]＝C－[H+]

K=[H+]2/(C-[H+])

當α<5%時，Ｋ≈[H+]2/C

因此，配制一系列已知濃度的醋酸溶液，測定其pH值，可求得一系列Ki值，其平均值為該溫度下的Ki值。儀器、藥品儀器：堿式滴定管、吸管、錐形瓶、容量瓶、洗瓶、燒杯、pHS-2C酸度計。藥品：

醋酸溶液（0.10mol·L-1），NaOH標準溶液（0.10mol·L-1），酚酞指示劑。實驗步驟pＨ值測定法⑴醋酸溶液濃度的測定用已知濃度的NaOH標準溶液標定醋酸溶液的濃度，用酚酞做指示劑，并把測定結果列入下表5-1中。表5-1已知濃度的NaOH標準溶液標定醋酸溶液的濃度滴定序號ⅠⅡⅢNaOH標準溶液的濃度mol·L-1HAC溶液的用量mLNaOH溶液的用量mLHAC溶液的濃度測量值平均值（2）配制系列已知濃度的醋酸溶液用容量瓶、移液管準確配制系列醋酸溶液。將已知濃度的醋酸溶液分別用蒸餾水稀釋20倍、10倍、2倍并計算出準確濃度，連同未稀釋的醋酸溶液可得到不同濃度的四種溶液，依次編號為1、2、3、4。測定醋酸溶液pH值，并計算電離度和電離平衡常數取四只潔凈干燥的50mL燒杯，分別加入上述四種溶液，按由稀到濃的順序，在pＨ計上分別測定它們的pＨ值并記錄數據，計算電離度和電離平衡常數。表5-2電離度和電離平衡常數的測定編號溶液濃度Cmol·L-1pH[H+]mol·L-1電離度α電離平衡常數Ｋ測定值平均值1234

溫度____℃2.半中和法測定未知濃度弱酸的電離平衡常數

準確量取10.00ｍL未知一元弱酸稀溶液，用NaOH稀溶液滴定到終點，酚酞指示劑。然后再加入10.00ｍL該弱酸溶液，混合均勻后測該溶液的pＨ值，并計算該弱酸溶液的電離平衡常數。思考題如果所用的醋酸濃度極稀，是否還能用近似公式Ｋ≈[H+]2/C求電離常數？從理論上講，改變醋酸溶液的濃度，電離度和電離平衡常數有無變化？半中和法測定未知濃度弱酸的電離平衡常數時，是否考慮濃度和活度之間的差別？。實驗6化學反應速度與活化能實驗目的溫度、濃度和催化劑對化學反應速度的影響；測定過二硫酸銨與碘化鉀反應的反應速度，并依次求得該反應的反應級數、反應速度常數和反應的活化能。實驗原理在水溶液中，過二硫酸銨((NH4)2S2O8)與碘化鉀(KI)按下式反應：離子反應式為：（1）根據速度方程，該反應的反應速度V為：式中：k—反應的速度常數；m、n—反應物的反應級數；V—瞬時速度。但在實驗中，所能測定的是一段時間（t）內反應的平均速度。若t時間內濃度的變化為，則平均速度為：若在實驗中，t時間內反應物濃度的變化不大，則平均速度就可近似地用來代替瞬時速度。即：本實驗正是根據這一原理測定與反應的反應速度。為了測出離子濃度在t時間內的改變值，就需要在反應體系中加入一定量的硫代硫酸鈉（Na2S2O3）溶液和可溶性淀粉溶液，用來指示離子濃度的變化。因此，在反應（1）進行的同時，還發(fā)生如下反應：（2）由于反應（2）比反應（1）進行得快得多，幾乎在瞬間完成，因此，由反應（1）生成的立即與反應生成，而不致使與淀粉作用顯藍色。隨著反應的進行，的濃度越來越小，當反應完全后，反應（1）生成的離子就立即與淀粉反應使溶液呈現藍色。從反應（1）和（2）可知，當減少1mol時，會減少2mol，即：由此可知，從反應開始到溶液出現藍色的t時間內，該反應的反應速度為：=V當求得V(即)值后，對反應速度表示式兩邊取對數，得：當不變時，以對作圖，可得一直線，斜率即為m。同理，當不變時，以對作圖，可求得n。m、n分別為和的反應級數，m與n的和即為該反應的級數。當求得反應速度及反應級數后，就可依據反應速度表示式求得速度常數k。根據阿累尼烏斯公式：Ea—反應的活化能；R—氣體常數；T—熱力學溫度；A—常數。以lgk對作圖，可得一直線，其斜率為：即：Ea=-19.1.斜率。由上式就可求得反應的活化能Ea。儀器、藥品儀器：量筒（25mL）、燒杯（150mL）、秒表、溫度計（0~100℃藥品：KI（0.2mol?）、Na2S2O3（0.010mol?）、(NH4)2S2O8（0.20mol?）、KNO3（0.20mol?）、(NH4)2SO4（0.20mol?）、Cu(NO3)2（0.02mol?）、淀粉溶液（0.2%）、冰。實驗步驟1.濃度對化學反應速度的影響—反應級數及速度常數的測定室溫下，用三只量筒分別取20mL0.2mol·L-1KI溶液、8.0mL0.010mol·L-1Na2S2O3和4.0mL0.2%淀粉溶液傾入150mL燒杯中，混合均勻。再用干凈量筒量取20.0mL0.20mol·L-1(NH4)2S2O8溶液，迅速倒入盛裝混合液的燒杯中，同時啟動秒表，不斷攪拌混合液，仔細觀察。當溶液出現藍色時，立即停止秒表，記錄反應時間和室溫。用相同的實驗步驟，按照表6-1的用量進行Ⅱ、Ⅲ、Ⅳ、Ⅴ組的實驗。為了使實驗中的溶液離子強度和總體積保持不變，不足的量分別用0.20mol·L-1KNO3溶液和0.20mol·L-1(NH4)2SO4溶液補足。計算出各次實驗的反應速度，填入表6-1中。2.溫度對化學反應速度的影響—活化能Ea的測定按表5-3中實驗Ⅳ的用量，將KI、Na2S2O3、KNO3和淀粉溶液加到150mL的燒杯中，將(NH4)2S2O8溶液加于另一個燒杯中，然后將盛裝溶液的兩個燒杯同時放于冰水中冷卻。當試液的溫度低于室溫10表5-3濃度對反應速度的影響實驗編號ⅠⅡⅢⅣⅤ試劑用量(mL)0.20mol·L-1(NH4)2S2O820.010.05.020.020.00.2mol·L-1KI20.020.020.010.05.00.010mol·L-1Na2S2O38.08.08.08.08.00.2%淀粉溶液4.04.04.04.04.00.20mol·L-1KNO30.00.00.010.015.00.20mol·L-1(NH4)2SO40.010.015.00.00.052.0mL混合液中反應物的起始濃度（mol·L-1）(NH4)2S2O8KINa2S2O3反應時間t(s)的濃度變化（mol·L-1）時，將(NH4)2S2O8溶液迅速加到KI等的混合溶液中，同時開始記時。不斷攪拌，直至溶液變?yōu)樗{色，立即停表，記錄反應時間。利用熱水浴在高于室溫10℃的條件下，重復上述實驗，記錄反應時間。根據上述不同溫度下兩次實驗的有關數據，計算出各自的反應速度和速度常數，連同表5-3中Ⅳ的有關數據一并列入表5-4中。用表5-4中各次實驗的lgk對作圖，求出(NH4)2S2O8與KI反應的活化能。表5-4溫度對化學反應速度的影響實驗編號ⅥⅦⅧ反應溫度（℃）反應時間（s）反應速度（V）反應速度常數（k）3.催化劑對化學反應速度的影響按表5-3實驗Ⅳ的用量，將KI、Na2S2O3、KNO3和淀粉溶液加到150mL的燒杯中，再加入2滴Cu(NO3)2溶液。攪拌均勻后，迅速加入(NH4)2S2O8溶液，記時開始并不斷攪拌至溶液剛出現藍色時停表，記錄反應時間，計算出反應速度并與表5-3中的數據比較，得出結論。附注秒表的使用秒表是準確測量時間的儀器，有各種規(guī)格。實驗室常用的是一種有兩個指針的秒表，長針為秒針，短針為分針，表面上有兩圈刻度，分別表示秒針與分針的數值，秒針轉一周為30秒，分針轉一周為15分，讀數可準確到0.01秒。表的上端有柄頭，其作用是旋緊發(fā)條、啟動秒表和停止秒表。使用時先旋緊發(fā)條，用手握住表體，用拇指或食指輕按柄頭，表即啟動，若再按柄頭，表即停止，便可讀數。第三次按柄頭時，秒針與分針即返回零點，為下一次使用作好準備。溫度計的使用一般溫度計可精確到1℃，精密溫度計可精確到0.1測量溶液的溫度時，一般是將溫度計懸掛起來，并使水銀球處于溶液中的合適位置，不要靠在容器壁上或容器的底部。不可將溫度計當攪拌棒使用。剛測量過高溫體系溫度的溫度計不可立即用于測量低溫體系的溫度或用自來水沖洗，以免溫度計炸裂。將溫度計穿過塞孔時，不要強行用力，其操作方法與玻璃棒或玻璃管的穿孔方法相同。使用溫度計要輕拿輕放，用畢后應擦干，放回原處。作圖法簡介作圖法是一種常用的處理實驗數據的方法，通過作圖，可直接顯示出實驗數據的特點、變化規(guī)律等。根據作圖，還可以求得與實驗結果習習相關的斜率、截距、外推值等等。因此，作圖的好壞與實驗結果有著直接的聯系。以下簡要介紹一般的作圖方法。工具作圖需要應用坐標紙、鉛筆（1H的硬鉛筆較好），透明直角三角尺、曲線尺等。選擇坐標軸在坐標紙上畫兩條互相垂直的直線，一條是橫坐標，一條為縱坐標，分別代表實驗數據的兩個變量，習慣上以自變量為橫坐標，應變量為縱坐標，并在坐標軸旁標明坐標軸代表的變量和單位。坐標軸上比例尺的選擇原則：①從圖上讀出的有效數字的位數與實驗中測得的有效數字的位數相同。②每一格對應的數值要易讀，有利于計算。③要考慮圖的大小和布局，要能使數據點分散開，不一定要將數據的零點放在坐標原點。確定數據點根據數據的兩個變量在坐標內確定數據點，并用符號、、、、、等表示。同一曲線上各相應的數據點要用同一種符號表示。畫出圖線用均勻光滑的曲線（或直線）連接數據點，要求這條線能通過較多的點，不要求通過所有的點。不在線上的數據點要均勻地分散在線的兩旁。思考題化學反應方程式，能否確定反應級數？用本實驗結果加以說明。若不用，而用的濃度來表示反應速度，則反應速度常數k是否相同？實驗中為什么可以由反應液出現藍色的時間長短來計算反應速度？反應液出現藍色后，反應是否終止了？實驗8銀氨配離子配位數及其穩(wěn)定常數的測定實驗目的1.應用配位離解平衡及溶度積原理，測定[Ag(NH3)n]+的配位數n；2.掌握并利用圖解法，計算Ag(NH3)的Ksp值。實驗原理在AgNO3水溶液中加入過量的氨，即生成穩(wěn)定的銀氨配離子，再往溶液中加入KBr溶液，直至剛剛有AgBr沉淀（溶液混濁）生成，這時溶液中存在如下平衡+Br=AgBr↓+nNH（1）則K==[Br]=（2）式中[Br]、[NH3]、[]均為平衡濃度，它們可按如下方法近似計算：設每份混合液中AgNO3的濃度為[Ag+]、體積為，加入氨水（大大過量）的濃度為[NH3]、體積為V，滴定的KBr的濃度為[Br]、體積為V，混合液的總體積為V，則混合后達平衡時：[Br]=[Br]（3）[NH3]=[NH3]（4）[Ag(NH3)]=[Ag]（5）將(3)、(4)、(5)