无机化学实验-电子教材

.'.实验3溶液的配制和酸碱滴定实验目的1.学习溶液的配制2.学习移液管、容量瓶的使用方法3.学习正确判定滴定终点4.练习滴定操作，掌握酸式滴定管、碱式滴定管和移液管的使用方法实验原理根据实验对溶液的浓度的准确性要求的所不同，可采用不同的仪器进行配制。若准确性要求不高，一般利用台称、量筒、带刻度的烧杯等低准确度的仪器进行粗略配制；若对溶液浓度的准确性要求较高，在配制溶液时必须采用精确度较高的分析天平、移液管、容量瓶等仪器进行准确配制。无论是精确配制还是粗略配制，都应计算出所用试剂的用量，包括固体试剂的质量或液体试剂的体积，然后进行配制。酸碱滴定是根据酸碱中和反应，测定酸或碱浓度的一种容量分析方法。因为在酸碱中和反应的等物质的量点，体系的酸和碱正好完全中和，此时中和反应达到了终点。根据达到终点时所用酸溶液（或碱溶液）的体积及标准碱溶液（或酸溶液）的体积和浓度，就可以计算出待测酸或碱的浓度。酸碱中和滴定的终点可借助指示剂颜色的变化来确定。指示剂本身多为一种弱酸或弱碱，在不同的pH范围内显示不同的颜色。例如，酚酞的变色范围是在pH<8.0时为无色，pH>10.0时为红色，pH在8.0~10.0之间时呈浅红色。又如，甲基红的变色范围是pH=4.4~6.2，在pH〈4.4时为红色，pH〉6.2时为黄色，pH在4.4~6.2之间时呈橙色或橙红色。在强碱滴定强酸时，常以酚酞作指示剂；在用强酸滴定强碱时，常以甲基红作为指示剂。显然，利用指示剂的颜色变化所指示出的滴定终点与实际酸碱滴定的终点（等物质的量点）可能不一致。例如，以强碱滴定强酸时，等物质的量点pH=7，而用酚酞做指示剂，变色范围是pH8.0~10.0，这样要达到滴定终点（溶液由无色变为浅红色）就需要多消耗一些碱，因而就可能带来滴定误差。但是根据计算，这种滴定终点与等物质的量点不一致所引起的误差是很小的，对待测酸碱溶液的浓度影响不大。溶液的配制：1．标准溶液的配制方法在化学实验中，标准溶液常用mol·L-1表示其浓度。溶液的配制方法主要分直接法和间接法两种。（1）直接法准确称取基准物质，溶解后定容即成为准确浓度的标准溶液。例如，需配制500mL浓度为0.01000mol·L-1K2Cr2O7溶液时，应在分析天平上准确称取基准物质K2Cr2O71.4709g，加少量水使之溶解，定量转入500mL容量瓶中，加水稀释至刻度。较稀的标准溶液可由较浓的标准溶液稀释而成。例如，光度分析中需用1.79×10-3mol·L-1标准铁溶液。计算得知须准确称取10mg纯金属铁，但在一般分析天平上无法准确称量，因其量太小、称量误差大。因此常常采用先配制储备标准溶液，然后再稀释至所要求的标准溶液浓度的方法。可在分析天平上准确称取高纯（99.99%）金属铁1.0000g，然后在小烧杯中加入约30mL浓盐酸使之溶解，定量转入一升容量瓶中，用1mol·L-1盐酸稀释至刻度。此标准溶液含铁1.79×10-2mol·L-1。移取此标准溶液10.00mL于100mL容量瓶中，用1mol·L-1盐酸稀释至刻度，摇匀，此标准溶液含铁1.79×10-3mol·L-1。由储备液配制成操作溶液时，原则上只稀释一次，必要时可稀释二次。稀释次数太多累积误差太大，影响分析结果的准确度。（2）标定法不能直接配制成准确浓度的标准溶液，可先配制成溶液，然后选择基准物质标定。做滴定剂用的酸碱溶液，一般先配制成约0.1mol·L-1浓度。由原装的固体酸碱配制溶液时，一般只要求准确到1～2位有效数字，故可用量筒量取液体或在台秤上称取固体试剂，加入的溶剂（如水）用量筒或量杯量取即可。但是在标定溶液的整个过程中，一切操作要求严格、准确。称量基准物质要求使用分析天平，称准至小数点后四位有效数字。所要标定溶液的体积，如要参加浓度计算的均要用容量瓶、移液管、滴定管准确操作，不能马虎。2．一般溶液的配制及保存方法近年来，国内外文献资料中采用1∶1（即1+1）、1∶2（即1+2）等体积比表示浓度。例如1∶1H2SO4溶液，即量取1份体积原装浓H2SO4，与1份体积的水混合均匀。又如1∶3HCl，即量取1份体积原装浓盐酸与三份体积的水混匀。配制溶液时，应根据对溶液浓度的准确度的要求，确定在那一级天平上称量；记录时应记准至几位有效数字；配制好的溶液选择什么样的容器等。该准确时就应该很严格；允许误差大些的就可以不那么严格。这些“量”的概念要很明确，否则就会导致错误。如配制0.1mol·L-1Na2S2O3溶液需在台秤上称25g固体试剂，如在分析天平上称取试剂，反而是不必要的。配制及保存溶液时可遵循下列原则：（1）经常并大量用的溶液，可先配制浓度约大10倍的储备液，使用时取储备液稀释10倍即可。（2）易侵蚀或腐蚀玻璃的溶液，不能盛放在玻璃瓶内，如含氟的盐类（如NaF、NH4F、NH4HF2（3）易挥发、易分解的试剂及溶液，如I2、KMnO4、H2O2、AgNO3、H2C2O4、Na2S2O3、TiCl3、氨水、Br2水、CCl4、CHCl3（4）配制溶液时，要合理选择试剂的级别，不许超规格使用试剂，以免造成浪费。（5）配好的溶液盛装在试剂瓶中，应贴好标签，注明溶液的浓度、名称以及配制日期。仪器与药品台秤，分析天平，酒精灯，称量瓶；碱式滴定管（50mL），酸式滴定管（50mL），移液管（25mL）；浓HCl(12mol·L-1)，HAc(1mol·L-1)，NaOH(s)，邻奔二甲酸氢钾（s），硼砂（s），NaAc(s)，酚酞指示剂（8.2-10.0，由无色变红色）（质量分数为0.1%），甲基红指示剂（4.4(红)～6.2(黄)）（质量分数为0.1%），甲基橙指示剂（pH<3.1时变红，3.1~4.4时呈橙色，pH>4.4时变黄）。实验步骤1．溶液的配制（1）酸碱溶液的配制①0.1mol·L-1HCl溶液的配制用干净的量筒量取浓盐酸（所需量自行计算）于预先盛有200～300mL水的烧杯中，配制500mL浓度近似为0.1mol·L-1的HCl溶液，在转移至500mL试剂瓶中。②0.1mol·L-1NaOH溶液的配制在台秤上称取2.1～2.3g，固体NaOH，以少量水快速洗涤固体NaOH以除去其表面附着的碳酸盐，再将洗过的NaOH固体溶于500mL加热煮沸半小时并冷却至室温的蒸馏水中，即近似于0.1mol·L-1NaOH溶液，转移至500mL的具有橡皮或塑胶赛的试剂瓶中。（2）标准溶液的配制①邻苯二甲酸氢钾标准溶液的配制准确秤取已于105～110℃烘干过的邻苯二甲酸氢钾晶体约5.18g于小烧杯中，加入少量蒸馏水使其全部溶解后，转移至250mL的容量瓶中，再用少量水冲洗烧杯及玻璃棒数次，并将每次洗涤用的水全部转移至容量瓶中，最后用水稀释至刻度，摇匀.计算其标准浓度②硼砂标准溶液的配制准确秤取约0.45g的硼砂晶体于烧杯中，按上述方法配制100mL的硼砂标准溶液，并计算其准确浓度.（3）缓冲溶液的配制用1mol·L-1的HAc和固体NaAc配制pH=4.0、浓度为0.5mol·L-1的[Ac-]缓冲溶液100mL(所需量自行计算).2．酸碱中和滴定（1）NaOH溶液浓度的标定①用基准试剂标定NaOH溶液的浓度准确称量3份邻苯二甲酸氢钾晶体于3个已编号的三角瓶中，每份质量为0.4～0.5g，分别往三角瓶中加入40mL的蒸馏水，微热使固体溶解，冷却后加入2滴酚酞指示剂，用待测的NaOH溶液滴定至终点，记下每次滴定前后滴定管的读数，准确至0.01mL，根据邻苯二甲酸氢钾的准确质量及滴定时所消耗的NaOH溶液的体积，计算出NaOH溶液的准确浓度。②用移液管移取前面配制的标准邻苯二甲酸氢钾溶液3份，分别加入2滴酚酞指示剂，用待测NaOH溶液滴定至终点，记下每次所消耗的NaOH体积。计算出NaOH的浓度并与本试验（1）比较。③用已知浓度的NaOH溶液标定未知浓度的HCl溶液用移液管准确移取待测HCl溶液25.00mL于三角瓶中，加入约20mL的蒸馏水，以2滴酚酞作指示剂，用已知浓度的NaOH溶液滴定至终点，记下每次滴定前后滴定管的读数，准确至0.01mL，由已知NaOH溶液的浓度及滴定时所消耗的NaOH溶液的体积，计算出待测HCl溶液的准确浓度。（2）HCl溶液浓度的标定①用基准试剂标定HCl溶液的浓度准确称量3份硼砂晶体于3个已编号的三角瓶中，每份质量为0.4～0.5g。分别往三角瓶中加入40mL的蒸馏水，微热使固体溶解，冷却后加入2第甲基红指示剂，用待测的HCl溶液滴定至终点，记下每次滴定前后滴定管的读数，准确至0.01mL，根据硼砂的准确质量及滴定时所消耗的HCl溶液的体积，计算出HCl溶液的准确浓度，并与上述1.(3)所得结果进行比较。②用移液管移取前面所配制的标准硼砂溶液3份，分别加入2滴甲基红指示剂；用待测的HCl溶液滴定至终点，记下消耗的HCl体积，计算出HCl的浓度并与本试验的（1）比较。③用已知浓度的HCl溶液标定未知浓度的NaOH溶液用移液管准确移取待测NaOH溶液25.00mL与三角瓶中，加入20mL的蒸馏水，以甲基红作指示剂，用已知浓度的HCl溶液滴定至终点，记下每次滴定前后滴定管的读数，准确至0.01mL，由已知HCL溶液的浓度及滴定时所消耗的Hcl溶液的体积，计算出待测NaOH溶液的准确浓度，并与上述（1）得到的结果进行比较。思考题⑴配制标准溶液时，基准试剂用台秤称量还是用分析天平称量?为什么?⑵如何把酸式或碱式滴定管下端的气泡赶净？在滴定过程中有可能还会与产生小气泡，应如何避免？⑶配制有明显热效应溶液时，应注意哪些问题？⑷实验2.中对于待测的酸和碱，分别得到了两组浓度数据。哪一个结果的可靠性更高，为什么？实验5醋酸电离度和电离常数的测定实验目的通过醋酸电离度和电离平衡常数的测定，加深对电离度和电离平衡常数等基本概念的理解。学习弱酸电离度和电离平衡常数的测定方法。学习酸度计的使用方法。实验原理

醋酸是一元弱酸，在水溶液中存在以下电离平衡：

HAC==H++AC-在一定的温度下，这个过程很快达到了平衡，平衡常数的表达式为：

K=[H+][AC-]/[HAC]此时，电离度α％＝[H+]/c式中[H+]、[AC-]、[HAC]分别为H+、AC-、HAC的平衡浓度。

严格地说，离子浓度应该用活度来代替，（实际上酸度计上所测的PH值反映的是溶液中的活度值）。在弱酸的稀溶液中，如果不存在其他的强电解质，即溶液中的离子强度很小时，活度系数接近于１，可用浓度代替活度。设醋酸的初始浓度为C，如果忽略水电离所提供的[H+]量，则达到平衡时：

[H+]＝[AC-][HAC]＝C－[H+]

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

当α<5%时，Ｋ≈[H+]2/C

因此，配制一系列已知浓度的醋酸溶液，测定其pH值，可求得一系列Ki值，其平均值为该温度下的Ki值。仪器、药品仪器：碱式滴定管、吸管、锥形瓶、容量瓶、洗瓶、烧杯、pHS-2C酸度计。药品：

醋酸溶液（0.10mol·L-1），NaOH标准溶液（0.10mol·L-1），酚酞指示剂。实验步骤pＨ值测定法⑴醋酸溶液浓度的测定用已知浓度的NaOH标准溶液标定醋酸溶液的浓度，用酚酞做指示剂，并把测定结果列入下表5-1中。表5-1已知浓度的NaOH标准溶液标定醋酸溶液的浓度滴定序号ⅠⅡⅢNaOH标准溶液的浓度mol·L-1HAC溶液的用量mLNaOH溶液的用量mLHAC溶液的浓度测量值平均值（2）配制系列已知浓度的醋酸溶液用容量瓶、移液管准确配制系列醋酸溶液。将已知浓度的醋酸溶液分别用蒸馏水稀释20倍、10倍、2倍并计算出准确浓度，连同未稀释的醋酸溶液可得到不同浓度的四种溶液，依次编号为1、2、3、4。测定醋酸溶液pH值，并计算电离度和电离平衡常数取四只洁净干燥的50mL烧杯，分别加入上述四种溶液，按由稀到浓的顺序，在pＨ计上分别测定它们的pＨ值并记录数据，计算电离度和电离平衡常数。表5-2电离度和电离平衡常数的测定编号溶液浓度Cmol·L-1pH[H+]mol·L-1电离度α电离平衡常数Ｋ测定值平均值1234

温度____℃2.半中和法测定未知浓度弱酸的电离平衡常数

准确量取10.00ｍL未知一元弱酸稀溶液，用NaOH稀溶液滴定到终点，酚酞指示剂。然后再加入10.00ｍL该弱酸溶液，混合均匀后测该溶液的pＨ值，并计算该弱酸溶液的电离平衡常数。思考题如果所用的醋酸浓度极稀，是否还能用近似公式Ｋ≈[H+]2/C求电离常数？从理论上讲，改变醋酸溶液的浓度，电离度和电离平衡常数有无变化？半中和法测定未知浓度弱酸的电离平衡常数时，是否考虑浓度和活度之间的差别？。实验6化学反应速度与活化能实验目的温度、浓度和催化剂对化学反应速度的影响；测定过二硫酸铵与碘化钾反应的反应速度，并依次求得该反应的反应级数、反应速度常数和反应的活化能。实验原理在水溶液中，过二硫酸铵((NH4)2S2O8)与碘化钾(KI)按下式反应：离子反应式为：（1）根据速度方程，该反应的反应速度V为：式中：k—反应的速度常数；m、n—反应物的反应级数；V—瞬时速度。但在实验中，所能测定的是一段时间（t）内反应的平均速度。若t时间内浓度的变化为，则平均速度为：若在实验中，t时间内反应物浓度的变化不大，则平均速度就可近似地用来代替瞬时速度。即：本实验正是根据这一原理测定与反应的反应速度。为了测出离子浓度在t时间内的改变值，就需要在反应体系中加入一定量的硫代硫酸钠（Na2S2O3）溶液和可溶性淀粉溶液，用来指示离子浓度的变化。因此，在反应（1）进行的同时，还发生如下反应：（2）由于反应（2）比反应（1）进行得快得多，几乎在瞬间完成，因此，由反应（1）生成的立即与反应生成，而不致使与淀粉作用显蓝色。随着反应的进行，的浓度越来越小，当反应完全后，反应（1）生成的离子就立即与淀粉反应使溶液呈现蓝色。从反应（1）和（2）可知，当减少1mol时，会减少2mol，即：由此可知，从反应开始到溶液出现蓝色的t时间内，该反应的反应速度为：=V当求得V(即)值后，对反应速度表示式两边取对数，得：当不变时，以对作图，可得一直线，斜率即为m。同理，当不变时，以对作图，可求得n。m、n分别为和的反应级数，m与n的和即为该反应的级数。当求得反应速度及反应级数后，就可依据反应速度表示式求得速度常数k。根据阿累尼乌斯公式：Ea—反应的活化能；R—气体常数；T—热力学温度；A—常数。以lgk对作图，可得一直线，其斜率为：即：Ea=-19.1.斜率。由上式就可求得反应的活化能Ea。仪器、药品仪器：量筒（25mL）、烧杯（150mL）、秒表、温度计（0~100℃药品：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。实验步骤1.浓度对化学反应速度的影响—反应级数及速度常数的测定室温下，用三只量筒分别取20mL0.2mol·L-1KI溶液、8.0mL0.010mol·L-1Na2S2O3和4.0mL0.2%淀粉溶液倾入150mL烧杯中，混合均匀。再用干净量筒量取20.0mL0.20mol·L-1(NH4)2S2O8溶液，迅速倒入盛装混合液的烧杯中，同时启动秒表，不断搅拌混合液，仔细观察。当溶液出现蓝色时，立即停止秒表，记录反应时间和室温。用相同的实验步骤，按照表6-1的用量进行Ⅱ、Ⅲ、Ⅳ、Ⅴ组的实验。为了使实验中的溶液离子强度和总体积保持不变，不足的量分别用0.20mol·L-1KNO3溶液和0.20mol·L-1(NH4)2SO4溶液补足。计算出各次实验的反应速度，填入表6-1中。2.温度对化学反应速度的影响—活化能Ea的测定按表5-3中实验Ⅳ的用量，将KI、Na2S2O3、KNO3和淀粉溶液加到150mL的烧杯中，将(NH4)2S2O8溶液加于另一个烧杯中，然后将盛装溶液的两个烧杯同时放于冰水中冷却。当试液的温度低于室温10表5-3浓度对反应速度的影响实验编号ⅠⅡⅢⅣⅤ试剂用量(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混合液中反应物的起始浓度（mol·L-1）(NH4)2S2O8KINa2S2O3反应时间t(s)的浓度变化（mol·L-1）时，将(NH4)2S2O8溶液迅速加到KI等的混合溶液中，同时开始记时。不断搅拌，直至溶液变为蓝色，立即停表，记录反应时间。利用热水浴在高于室温10℃的条件下，重复上述实验，记录反应时间。根据上述不同温度下两次实验的有关数据，计算出各自的反应速度和速度常数，连同表5-3中Ⅳ的有关数据一并列入表5-4中。用表5-4中各次实验的lgk对作图，求出(NH4)2S2O8与KI反应的活化能。表5-4温度对化学反应速度的影响实验编号ⅥⅦⅧ反应温度（℃）反应时间（s）反应速度（V）反应速度常数（k）3.催化剂对化学反应速度的影响按表5-3实验Ⅳ的用量，将KI、Na2S2O3、KNO3和淀粉溶液加到150mL的烧杯中，再加入2滴Cu(NO3)2溶液。搅拌均匀后，迅速加入(NH4)2S2O8溶液，记时开始并不断搅拌至溶液刚出现蓝色时停表，记录反应时间，计算出反应速度并与表5-3中的数据比较，得出结论。附注秒表的使用秒表是准确测量时间的仪器，有各种规格。实验室常用的是一种有两个指针的秒表，长针为秒针，短针为分针，表面上有两圈刻度，分别表示秒针与分针的数值，秒针转一周为30秒，分针转一周为15分，读数可准确到0.01秒。表的上端有柄头，其作用是旋紧发条、启动秒表和停止秒表。使用时先旋紧发条，用手握住表体，用拇指或食指轻按柄头，表即启动，若再按柄头，表即停止，便可读数。第三次按柄头时，秒针与分针即返回零点，为下一次使用作好准备。温度计的使用一般温度计可精确到1℃，精密温度计可精确到0.1测量溶液的温度时，一般是将温度计悬挂起来，并使水银球处于溶液中的合适位置，不要靠在容器壁上或容器的底部。不可将温度计当搅拌棒使用。刚测量过高温体系温度的温度计不可立即用于测量低温体系的温度或用自来水冲洗，以免温度计炸裂。将温度计穿过塞孔时，不要强行用力，其操作方法与玻璃棒或玻璃管的穿孔方法相同。使用温度计要轻拿轻放，用毕后应擦干，放回原处。作图法简介作图法是一种常用的处理实验数据的方法，通过作图，可直接显示出实验数据的特点、变化规律等。根据作图，还可以求得与实验结果习习相关的斜率、截距、外推值等等。因此，作图的好坏与实验结果有着直接的联系。以下简要介绍一般的作图方法。工具作图需要应用坐标纸、铅笔（1H的硬铅笔较好），透明直角三角尺、曲线尺等。选择坐标轴在坐标纸上画两条互相垂直的直线，一条是横坐标，一条为纵坐标，分别代表实验数据的两个变量，习惯上以自变量为横坐标，应变量为纵坐标，并在坐标轴旁标明坐标轴代表的变量和单位。坐标轴上比例尺的选择原则：①从图上读出的有效数字的位数与实验中测得的有效数字的位数相同。②每一格对应的数值要易读，有利于计算。③要考虑图的大小和布局，要能使数据点分散开，不一定要将数据的零点放在坐标原点。确定数据点根据数据的两个变量在坐标内确定数据点，并用符号、、、、、等表示。同一曲线上各相应的数据点要用同一种符号表示。画出图线用均匀光滑的曲线（或直线）连接数据点，要求这条线能通过较多的点，不要求通过所有的点。不在线上的数据点要均匀地分散在线的两旁。思考题化学反应方程式，能否确定反应级数？用本实验结果加以说明。若不用，而用的浓度来表示反应速度，则反应速度常数k是否相同？实验中为什么可以由反应液出现蓝色的时间长短来计算反应速度？反应液出现蓝色后，反应是否终止了？实验8银氨配离子配位数及其稳定常数的测定实验目的1.应用配位离解平衡及溶度积原理，测定[Ag(NH3)n]+的配位数n；2.掌握并利用图解法，计算Ag(NH3)的Ksp值。实验原理在AgNO3水溶液中加入过量的氨，即生成稳定的银氨配离子，再往溶液中加入KBr溶液，直至刚刚有AgBr沉淀（溶液混浊）生成，这时溶液中存在如下平衡+Br=AgBr↓+nNH（1）则K==[Br]=（2）式中[Br]、[NH3]、[]均为平衡浓度，它们可按如下方法近似计算：设每份混合液中AgNO3的浓度为[Ag+]、体积为，加入氨水（大大过量）的浓度为[NH3]、体积为V，滴定的KBr的浓度为[Br]、体积为V，混合液的总体积为V，则混合后达平衡时：[Br]=[Br]（3）[NH3]=[NH3]（4）[Ag(NH3)]=[Ag]（5）将(3)、(4)、(5)