基础分析化学实验

基础分析化学实验华中师范大学化学学院分析化学课程组

电子分析天平

称量练习

酸碱溶液的配制实验目的与要求1、了解电子分析天平的构造2、掌握正确的称量方法、严格遵守分析天平的使用规则3、掌握酸、碱溶液的配制方法4、准备滴定分析仪器实验原理与方法

1、减量法：这种方法称出的试样质量不要求固定的数值，只需在要求的范围内即可。常用于称取易吸湿、易氧化或易与CO2反应的物质。

实验内容

1、电子分析天平称量练习（递减法）：

称取试样时，将适量的试样装入干燥洁净的称量瓶中，用洁净的小纸条套住称量瓶，轻轻放在电子天平上显示稳定后，按一下“ZERO”键使显示为零，然后取出称量瓶向容器中敲出一定量试样，再将称量瓶放在称盘上称量，结果所显示质量（不管负号）达到所需范围，即可记录称量结果。按此法连续称量0.4~0.5,0.20~0.25,0.13~0.15g范围内的试样各3份。

2、滴定分析仪器的准备：领取实验柜钥匙，清点仪器，检查酸、碱式滴定管是否完好无损，是否有漏水现象，碱式滴定管橡皮管是否老化，玻璃珠转动是否灵活。2、酸碱溶液配制：浓HCl浓度不确定，NaOH溶液不易制纯，在空气中易吸收CO2和水分。因此酸碱标准溶液要采用间接配制法配制，即先配制近似浓度的溶液，再用基准物标定。3、配制0.10mol.L-1NaOH和HCl溶液各500mL

NaOH溶液的配制

用洁净的小烧杯于台秤上称取2.0gNaOH(s),加纯水50mL,使全部溶解后，转入500mL试剂瓶中，用少量纯水涮洗小烧杯数次，将涮洗液一并转入试剂瓶加水至总体积约500mL左右，盖上塑料塞或橡皮塞，摇匀。

酸碱溶液配制：浓HCl浓度不确定，NaOH溶液不易制纯，在空气中易吸收CO2和水分。因此酸碱标准溶液要采用间接配制法配制，即先配制近似浓度的溶液，再用基准物标定。

思考题

1.HCl和NaOH标准溶液能否用直接配制法配制？为什么？2.配制酸、碱标准溶液时，为什么用量筒量取HCl,用台秤称取NaOH(s),而不用吸量管和分析天平？

滴定分析基本操作练习

实验原理

滴定分析法是将滴定剂（已知准确浓度的标准溶液）滴加到含有被测组分的试液中，直到化学反应完全时为止，然后根据滴定剂的浓度和消耗的体积计算被测组分的含量的一种方法。因此，在滴定分析实验中，必须学会标准溶液的配制、标定、滴定管的正确使用和滴定终点的正确判断。实验步骤1、滴定操作练习（1）准备好洁净的酸式和碱式滴定管各一支。分别用5～10mL

HCl和NaOH溶液润洗酸式和碱式滴定管2～3次。再分别装入HCl和NaOH溶液，排除气泡，调节液面至零刻度或稍下一点的位置，静止1min后，记下初读数。

（2）以酚酞作指示剂用NaOH溶液滴定HCl

从酸式滴定管放出约10mL

HCl于锥形瓶中，加10mL纯水，加入1～2滴酚酞，在不断摇动下，用NaOH溶液滴定，注意控制滴定速度，当滴加的NaOH落点处周围红色褪去较慢时，表明临近终点，用洗瓶吹洗锥形瓶内壁，控制NaOH溶液一滴一滴或半滴半滴地滴出。至溶液呈微红色，且半分钟不褪色即为终点，记下读数。又由酸式滴定管放入1～2mLHCl，再用NaOH溶液滴至终点。如此反复练习滴定、终点判断及读数若干次。（3)甲基橙作指示剂用HCl溶液滴定NaOH溶液由碱式滴定管放出约10mL

NaOH于锥形瓶中，加10mL纯水，加入1～2滴甲基橙，在不断摇动下，用HCl溶液滴定至溶液由黄色突变为橙色，即为终点。再由碱式滴定管放入1～2

mL

NaOH，继续用HCl溶液滴定至终点，如此反复练习滴定及终点判断若干次。

2.HCl和NaOH溶液体积比VHCl／VNaOH的测定

由酸式滴定管放出20mL

HCl于锥形瓶中(读准至0.01mL)，加1～2滴酚酞，用NaOH溶液滴定溶液呈微红色，且半分钟不褪为终点。读取并准确记录HCl和NaOH溶液的体积，平行测定三次。计算VHCl／VNaOH，要求相对平均偏差不大于0.3%。数据记录与实验报告示例（P61，四）思考题1.标准溶液装入滴定管之前，为什么要用该溶液润洗滴定管2～3次？而锥形瓶是否也需先用该溶液润洗或烘干，为什么？2.滴定至临近终点时加入半滴的操作是怎样进行的？

NaOH标准溶液浓度的标定实验目的1.学习配制，标定和保存NaOH标准溶液的原理和方法（基准物，标定反应，指示剂，正确判断终点等）2.进一步熟悉碱式滴定管的正确操作3.正确使用酚酞指示剂实验原理

NaOH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。邻苯二甲酸氢钾（KHC8H4O4），它易制得纯品，在空气中不吸水，容易保存，摩尔质量较大，是一种较好的基准物质，标定反应如下：反应产物为二元弱碱，在水溶液中显微碱性，可选用酚酞作指示剂。实验步骤

1．NaOH溶液浓度的标定

准确称取邻苯二甲酸氢钾0.4～0.45g于250mL锥形瓶中加20～30mL水，温热使之溶解，冷却后加1～2滴酚酞，用0.10mol·L-1

NaOH溶液滴定至溶液呈微红色，半分钟不褪色，即为终点。平行标定三份，计算NaOH标准溶液浓度，其相对平均偏差不大于0.2%。

思考题1．如何计算称取基准物邻苯二甲酸氢钾或Na2CO3的质量范围？称得太多或太少对标定有何影响？2．溶解基准物时加入20～30

mL水，是用量筒量取，还是用移液管移取？为什么？

铵盐中氮含量的测定（甲醛法）实验目的

1.学习用甲醛法测定某些铵盐中氮含量的原理和方法2.熟悉滴定分析程序，正确处理实验数据3.掌握为提高测定结果准确度采取的措施实验原理

铵盐NH4Cl和(NH4)2SO4是常用的氮肥，系强酸弱碱盐，由于的酸性太弱（Ka=5.6×10-10），故无法用NaOH标准溶液直接滴定。生产和实验室中广泛采用甲醛法测定铵盐中的含氮量。甲醛法是基于如下反应：

4NH4++6HCHO→(CH2)6N4H++3

H++6H2O

生成的H+和(CH2)6N4H+（Ka=7.1×10-6）可用NaOH标准溶液滴定，计量点时产物为(CH2)6N4，其水溶液显微碱性，可选用酚酞作指示剂。实验步骤

准确称取(NH4)2SO40.13～0.16g于250mL锥形瓶中，加入20～30

mL水使之溶解，加入5mL中性甲醛溶液，1～2滴酚酞，摇匀，静置1min后，用0.10mol·L-1

NaOH标准溶液滴定至溶液呈淡红色且半分钟不褪色为终点，平行测定三份。计算试样中的含氮量（w

N）及相对平均偏差。结果处理

思考题1．铵盐中氮的测定为何不采用NaOH直接滴定法？2．为什么中和甲醛试剂中的甲酸以酚酞作指示剂；而中和铵盐试样中的游离酸则以甲基红作指示剂？

HCl标准溶液浓度的标定及混合碱的测定（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H2CO3饱和溶液，pH为3.9，以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也被滴定成NaHCO3，反应如下：NaOH+HCl

＝

NaCl+H2O

Na2CO3+HCl

＝

NaCl+NaHCO3设滴定体积为V1（mL）。再加入甲基橙指示剂，继续用HCl标准溶液滴定至溶液由黄色变为橙色即为终点。此时NaHCO3被中和成H2CO3，反应式为：NaHCO3+HCl＝NaCl+H2O+CO2↑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）。

当V1＞V2时，试液为NaOH和Na2CO3的混合物。当V1＜V2时，试液为Na2CO3和NaHCO3的混合物，各组分的含量按下试计算：

如果需要测定混合碱的总碱量，通常是以Na2O的含量来表示总碱度，其计算式如下：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250mL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%。2.混合碱的测定

用移液管移取20.00mL混合碱试液于250mL锥形瓶中，加2～3滴酚酞，以0.10mol·L-1

HCl标准溶液滴定至溶液由红色变为微红色，为第一终点，记下HCl标准溶液体积V1，再加入2滴甲基橙，继续用HCl标准溶液滴定至溶液由黄色恰变为橙色，为第二终点，记下第二次用去HCl标准溶液体积V2。平行测定三次，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=0V2＞0（2）V1＞

0V2=0（3）V1＜V2（4）V1=V2

EDTA标准溶液配制与标定

水总硬度的测定实验原理

用CaCO3标定EDTA，通常选用钙指示剂指示终点，用NaOH控制溶液pH为

12～

13，其变色原理为：

滴定前 Ca+In（蓝色）＝CaIn（红色）

滴定中 Ca+Y＝

CaY

终点时 CaIn（红色）+Y＝

CaY+In（蓝色）

水的总硬度测定一般采用络合滴定法，在pH≈10的氨性缓冲溶液中，以铬黑T（EBT）为指示剂，用EDTA标准溶液直接测定Ca2+、Mg2+总量。由于KCaY＞KMgY＞KMg·EBT＞KCa.EBT，络黑T先与部分Mg络合为Mg-EBT（酒红色）。当EDTA滴入时，EDTA与Ca2+、Mg2+络合，终点时EDTA夺取Mg-EBT中的Mg2+，将EBT置换出来，溶液由酒红色转为纯蓝色。测定水中钙硬时，另取等量水样加NaOH调节溶液pH为12～13。使Mg2+生成Mg(OH)2↓，加入钙指示剂用EDTA滴定，测定水中的Ca2+含量。已知Ca2+、Mg2+的总量及Ca2+的含量，即可算出水中Mg2+的含量即镁硬。实验步骤

1．0.020mol·L-1EDTA溶液的配制

称取4.0g乙二胺四乙酸二钠（Na2H2Y·2H2O）于500mL烧杯中，加200mL水，温热使其溶解完全，转入至聚乙烯瓶中，用水稀释至500mL，摇匀。2．以CaCO3为基准物标定EDTA（1）配制0.020mol·L-1钙标准溶液。准确称取120℃干燥过的CaCO30.50～

0.55g，置于250mL烧杯中，用少量水润湿，盖上表面皿，慢慢滴加1︰1HCl5mL使其溶解，加少量水稀释，定量转移至250mL容量瓶中，用水稀释至刻度，摇匀，计算其准确浓度。（2）EDTA溶液浓度的标定。移取20.00mL钙标准溶液置于250mL锥形瓶中，加5mL40g·L-1NaOH溶液及少量钙指示剂，摇匀后，用EDTA溶液滴定至溶液由酒红色恰变为纯蓝色，即为终点。平行做三份，计算EDTA标准溶液的浓度，其相对平均偏差不大于0.2%。3．总硬度的测定用移液管移取20.00mL水样于250mL锥形瓶中，加5mL氨性缓冲溶液，3～

4滴铬黑T，用EDTA标准溶液滴定至溶液由酒红色变为纯蓝色为终点。记取EDTA耗用的体积为V1（mL），平行测定三份。计算水的总硬度。4．钙硬的测定移取20.00mL水样于锥型瓶中，加入5mL40g.L-1NaOH，再加少许钙指示剂，用EDTA标准溶液滴定至溶液由酒红色变为纯蓝色为终点，记取EDTA耗用的体积为V2(mL)。结果处理要求水总硬度计算的相对平均偏差不大于0.3%。思考题1.络合滴定中为什么要加入缓冲溶液？2.用CaCO3为基准物，以钙指示剂为指示剂标定EDTA浓度时，应控制溶液的酸度为多大？为什么？如何控制？3.为什么滴定Ca2+、Mg2+总量时要控制pH≈10，而滴定Ca2+分量时要控制pH为12～13？若PH＞13时测定Ca2+对结果有何影响？

铅、铋混合液中铅、铋含量的连续测定

实验原理

Bi3+、Pb2+均能与EDTA形成稳定的络合物，其㏒K值分别为27.94和18.04，两者稳定性相差很大，Δ㏒K=9.90＞6。因此，可以用控制酸度的方法在一份试液中连续滴定Bi3+和Pb2+。在测定中，均以二甲酚橙（XO）作指示剂，XO在pH＜6时呈黄色，在pH＞6.3时呈红色；而它与Bi3+、Pb2+所形成的络合物呈紫红色，它们的稳定性与Bi3+、Pb2+和EDTA所形成的络合物相比要低；而㏒KBi-XO＞㏒KPb-XO。

测定时，先用HNO3调节溶液pH=1.0，用EDTA标准溶液滴定溶液由紫红色突变为亮黄色，即为滴Bi3+的终点。然后加入六亚甲基四胺，使溶液pH为5～6，此时Pb2+与XO形成紫红色络合物，继续用EDTA标准溶液滴定至溶液由紫红色突变为亮黄色，即为滴定Pb2+的终点。实验步骤

用移液管移取20.00mLBi3+、Pb2+混合试液于250mL锥形瓶中，加入10mL0.10mol·L-1HNO3，2滴二甲酚橙，用EDTA标准溶液滴定溶液由紫红色突变为亮黄色，即为终点，记取V1（mL）;然后加入10mL200g·L-1六亚甲基四胺溶液，溶液变为紫红色，继续用EDTA标准溶液滴定溶液由紫红色突变为亮黄色，即为终点，记下V2（mL）。平行测定三份，计算混合试液中Bi3+和Pb2+的含量（mol·L-1）及V1/V2，要求体积比的相对平均偏差不大于0.2%。思考题1．能否取等量混合试液两份，一份控制pH≈1.0滴定Bi3+，另一份控制pH为5～6滴定Bi3+、Pb2+总量？为什么？2．滴定Pb2+时要调节溶液pH为5～6，为什么加入六亚甲基四胺而不加入醋酸钠？

高锰酸钾标准溶液配制和标定消毒水中过氧化氢含量的测定实验原理

标定KMnO4溶液的基准物质以Na2C2O4最常用。Na2C2O4易纯制，不易吸湿，性质稳定。在酸性条件下，用Na2C2O4标定KMnO4的反应为：

2MnO4-+5C2O42-+16H+＝

2Mn2++5CO2↑+8H2O

滴定时利用MnO4-本身的紫红色指示终点，称为自身指示剂。

过氧化氢具有还原性，在酸性介质和室温条件下能被高锰酸钾定量氧化，其反应方程式为：

2MnO4-+5H2O2

+6H+＝2Mn2++5O2↑+8H2O

室温时，滴定开始反应缓慢，随着Mn2+的生成而加速。H2O2加热时易分解，因此，滴定时通常加入Mn2+作催化剂。实验步骤

1．配制0.020mol·L-1KMnO4溶液500mL

称取1.6gKMnO4溶于500mL水中，盖上表面皿，加热至沸并保持微沸状态数分钟，冷却后，上清液贮于清洁带塞的棕色瓶中。2．KMnO4溶液的标定准确称取0.13～0.16g基准物质Na2C2O4置于250mL锥形瓶中，加40mL水，10mL3mol·L-1H2SO4，加热至70℃～80℃（即开始冒蒸气时的温度），趁热用KMnO4溶液进行滴定。由于开始时滴定反应速度较慢，滴定的速度也要慢，一定要等前一滴KMnO4的红色完全褪去再滴入下一滴。随着滴定的进行，溶液中产物即催化剂Mn2+的浓度不断增大，反应速度加快，滴定的速度也可适当加快，此为自身催化作用。直至滴定的溶液呈微红色，半分钟不褪色即为终点。注意终点时溶液的温度应保持在60℃以上。平行标定3份，计算KMnO4溶液的浓度和相对平均偏差。3．H2O2含量的测定

用移液管移取H2O2试样溶液2.00mL，置于500mL容量瓶中，加水稀释至刻度，充分摇匀后备用。用移液管移取稀释过的消毒水20.00mL于锥形瓶中，加入3mol·L-1H2SO45mL，1～2滴MnSO4溶液，用KMnO4标准溶液滴定至溶液呈微红色，半分钟不褪即为终点。平行测定3次，计算试样中H2O2的质量浓度（g·L-1）和相对平均偏差。结果处理思考题1．配制好KMnO4溶液为什么要盛放在棕色瓶中保存？如果没有棕色瓶怎么办?2．在滴定时，KMnO4溶液为什么要放在酸式滴定管中？3．用Na2C2O4标定KMnO4时，为什么必须在H2SO4介质中进行？可以用HNO3或HCl调节酸度吗？为什么要加热到70～80℃？溶液温度过度或过低有何影响？4．标定KMnO4溶液时，为什么第一滴KMnO4加入后溶液的红色褪去很慢，而以后红色褪去越来越快？

SnCl2-TiCl3-K2Cr2O7法测定铁矿石中铁含量（无汞法）实验原理

矿样用HCl溶解后，首先在热浓的HCl溶液中用SnCl2将大部分Fe(Ⅲ)还原为Fe(Ⅱ)，再用TiCl3还原剩余的Fe(Ⅲ)，反应方程式为：

2Fe3++SnCl42-+2Cl-＝2Fe2++SnCl62-Fe3++Ti3++H2O＝Fe2++Ti2++2H+

当全部Fe(Ⅲ)定量还原为Fe(Ⅱ)之后，稍过量的TiCl3即可使溶液中作为指示剂的Na2WO4由无色还原为蓝色的W（V），俗称钨蓝。然后用少量的稀K2Cr2O7溶液将过量的钨蓝氧化，使蓝色恰好消失，从而指示预还原的终点。

预处理后，在硫磷混酸介质中，以二苯胺磺酸钠为指示剂，用K2Cr2O7标准溶液滴定至溶液呈紫色，即达终点。

SnCl2-TiCl3-K2Cr2O7无汞法测铁避免了有汞法对环境的污染，目前已列为铁矿石分析的国家标准。实验步骤

矿样的溶解

准确称取约0.2g铁矿石试样3份，分别置于250mL锥形瓶中，用少量水润湿，加入10mL浓HCl，并滴加8～10滴SnCl2溶液助溶。盖上表面皿，在近沸的水中加热20～30min，至残渣变为白色，表明试样溶解完全，此时溶液呈橙黄色。用少量水吹洗表面皿和锥形瓶内壁。

预处理

准确移取20.00mL含铁水样，加热至近沸，趁势用滴管小心滴加SnCl2溶液以还原Fe3+，边滴边摇，直到溶液由棕黄色变为浅黄色，表明大部分Fe(Ⅲ)已被还原。加入4滴Na2WO4和60mL水，加热。在摇动下逐滴加入TiCl3至溶液出现稳定浅蓝色。冲洗瓶壁，并用自来水冲洗锥形瓶外壁使溶液冷却至室温。小心滴加稀释10倍的K2Cr2O7溶液，至蓝色刚刚消失。

将试液加水稀释至150mL，加入15mL硫磷混酸，再加入5～6滴二苯胺磺酸钠指示剂，立即用K2Cr2O7标准溶液滴定至溶液呈稳定的紫色，即为终点。计算铁矿石中铁的质量分数和相对平均偏差。结果处理

思考题1．在预处理时为什么SnCl2溶液要趁热逐滴加入？2．在预还原Fe(Ⅲ)至Fe(Ⅱ)时，为什么要用SnCl2和TiCl3两种还原剂？只使用其中一种有什么缺点？3．在滴定前加入H3PO4的作用是什么？加入H3PO4后为什么要立即滴定？

Na2S2O3标准溶液的配制、标定铜盐中铜含量的测定实验原理

通常采用K2Cr2O7作为基准物，以淀粉为指示剂，用间接碘量法标定Na2S2O3溶液。先使K2Cr2O7与过量的KI反应，析出与K2Cr2O7计量相当的I2，再用Na2S2O3溶液滴定I2，反应方程式如下:Cr2O72-+6I-+14H+＝2Cr3++3I2+7H2O2S2O32-+I2＝2I-+

S4O62-

Cr2O72-与I-的反应速度较慢，为了加快反应速度，可控制溶液酸度为0.2～0.4mol·L-1，同时加入过量的KI，并在暗处放置一定时间。但在滴定前须将溶液稀释以降低酸度，以防止Na2S2O3在滴定过程中遇强酸而分解。在弱酸性的条件下，Cu2+可以被KI还原为CuI，同时析出与之计量相当的I2，用Na2S2O3标准溶液滴定，以淀粉为指示剂。反应式为：

2Cu2++5I-＝2CuI↓+I3-2S2O32-+I3-＝S4O62-+3I-

可见，在上述反应中，I-不仅是Cu2+的还原剂，还是Cu2+的沉淀剂和I2的络合剂。CuI沉淀表面易吸附少量I2，这部分I2不与淀粉作用，而使终点提前。为此应在临近终点时加入KSCN溶液，使CuI转化为溶解度更小的CuSCN