酸碱滴定的实验原理

酸碱滴定法：是指利用酸和碱在水中以质子转移反应为基础的滴定分析方法。

1、基本原理

（1）强酸强碱的滴定

滴定突跃：在计量点附近突变的pH值范围。

指示剂的选择：变色范围全部或部分落在滴定突跃范围内的指示剂都可以用来指示终点。

滴定突跃范围大小与浓度有关。

（2）强碱滴定弱酸

突跃范围小，计量点在碱性范围内，不能选酸性范围内变色的指示剂，只能选择酚酞或百里酚酞。

（3）强酸滴定弱碱

与强碱滴定弱酸相似，但计量点在酸性范围内，指示剂只能选择甲基橙或溴甲酚绿等。

2、酸碱指示剂

酸碱指示剂是一些有机弱酸或弱碱，其变色与溶液pH值有关。

指示剂变色范围：pH=pKin±1

常用的酸碱指示剂：

酸性指示剂-甲基橙、溴酚蓝、溴甲酚绿、甲基红；

碱性指示剂-酚酞、百里酚酞。

3、滴定液的配制和标定

（1）盐酸滴定液

①用盐酸稀释配制，用基准无水碳酸钠标定；

②基准物需干燥；

③滴定近终点需煮沸。

（2）硫酸滴定液：与盐酸滴定液相似。

（3）氢氧化钠

①澄清氢氧化钠饱和溶液配制；

②基准邻苯二甲酸氢钾标定；

③新沸冷水溶解、稀释。

实验

用已知浓度的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液 以测定NaOH的物质的量浓度 中和滴定的装置见右图示

把已知物质的量浓度的盐酸注入事先已用该盐酸溶液润洗过的酸式滴定管 至刻度 0 以上 把滴定管固定在滴定管夹上 轻轻转动下面的活塞 使管的尖嘴部分充满溶液且无气泡 然后调整管内液面 使其保持在 0 或 0 以下的某一刻度 并记下准确读数 把待测浓度的NaOH溶液注入事先已用该溶液润洗过的碱式滴定管 也把它固定在滴定管夹上 轻轻挤压玻璃球 使管的尖嘴部分充满溶液且无气泡 然后调整管内液面 使其保持在 0 或 0 以下某一刻度 并记下准确读数

在管下放一洁净的锥形瓶 从碱式滴定管放出25.00mL NaOH溶液 注入锥形瓶 加入2滴酚酞试液 溶液立即呈粉红色 然后 把锥形瓶移到酸式滴定管下 左手调活塞逐滴加入已知物质的量浓度的盐酸 同时右手顺时针不断摇动锥形瓶 使溶液充分混合 随着盐酸逐滴加入 锥形瓶里OH-浓度逐渐减小 最后 当看到加入1滴盐酸时 溶液褪成无色 且反滴一滴NaOH溶液又变回红色说明反应恰好进行完全 停止滴定 准确记下滴定管溶液液面的刻度 并准确求得滴定用去盐酸的体积 为保证测定的准确性 上述滴定操作应重复二至三次 并求出滴定用去盐酸体积的平均值 然后根据有关量关系 计算出待测的NaOH溶液的物质的量浓度 具体计量关系为C（A）*V（A）=C（B）*V（B）其中A（Acid）为酸 B（Base）为碱

12*V=0.1*1000 V=8.3ml 量取9毫升浓盐酸稀释至1000毫升摇匀即可。

2）标定：通常用无水碳酸钠基准试剂标定，无水碳酸钠需在270—300摄氏度灼烧，滴定反应

Na2CO3 + 2HCI === 2NaCI + CO2 + H2O 终点产物呈弱酸性，应使用甲基橙或甲基红做指示剂，滴定到终点时，应将溶液加热煮沸2分钟，赶掉溶液中的二氧化碳，冷却后再滴定到终点。

3）无水碳酸钠称样量的确定：假设消耗盐酸标准溶液的最低体积为20毫升，

Na2CO3 + 2HCI ===2NaCI + CO2 + H2O

1 2

m/105.99 0.1*30/1000105.99为碳酸钠的摩尔质量

计算得m=0.109克，最低称样量为0.11克

同样可计算出最高滴定体积40ml时的称样量为0.22克

4）浓度计算：按上面的公式计算，代入实际的碳酸钠质量和实际的盐酸消耗量。

把已知物质的量浓度的盐酸注入事先已用该盐酸溶液润洗过的酸式滴定管，至刻度“ 0”以上，把滴定管固定在滴定管夹上。轻轻转动下面的活塞，使管的尖嘴部分充满溶液且无气泡。然后调整管内液面，使其保持在“0”或“0”以下的某一刻度，并记下准确读数；把待测浓度的NaOH溶液注入事先已用该溶液润洗过的碱式滴定管，也把它固定在滴定管夹上。轻轻挤压玻璃球，使管的尖嘴部分充满溶液且无气泡,然后调整管内液面，使其保持在“ 0”或“ 0”以下某一刻度，并记下准确读数。

在管下放一洁净的锥形瓶，从碱式滴定管放出25.00 mL NaOH溶液，注入锥形瓶，加入 2滴酚酞试液，溶液立即呈粉红色。然后，把锥形瓶移到酸式滴定管下，左手调活塞逐滴加入已知物质的量浓度的盐酸，同时右手顺时针不断摇动锥形瓶，使溶液充分混合。随着盐酸逐滴加入，锥形瓶里OH-浓度逐渐减小。最后，当看到加入1滴盐酸时，溶液褪成无色，且反滴一滴NaOH溶液又变回红色说明反应恰好进行完全。停止滴定，准确记下滴定管溶液液面的刻度，并准确求得滴定用去盐酸的体积。为保证测定的准确性，上述滴定操作应重复二至三次，并求出滴定用去盐酸体积的平均值。然后根据有关计量关系，计算出待测的NaOH溶液的物质的量浓度。具体计量关系为C(A)*V(A)=C(B)*V(B)，其中A(Acid)为酸，B(Base)为碱

在分析气态或液态物质的酸碱反应时，或者当酸碱特性不太明显时，它们的重要性变得明显。第一个概念是由法国化学家安东尼·拉瓦锡在1776年左右提出的。[1]

重要的是要把酸碱反应模型看作是相辅相成的理论。[2]例如，当前的路易斯模型对酸和碱有最广泛的定义，布朗斯特-劳里理论是酸和碱的子集，阿伦尼乌斯理论是最严格的。

拉瓦锡的酸氧理论

拉瓦锡在1776年左右提出了酸和碱的第一个科学概念。由于拉瓦锡对强酸的了解主要局限于含氧酸，如硝酸和硫酸，它们往往含有被氧包围的高氧化态的中心原子，并且由于他不知道氢卤酸（HF、HCl、HBr和HI）的真正组成，他根据它们含有的氧来定义酸，事实上，他用希腊语中的“酸-前体”来命名酸（来自希腊语οξυς，意为“酸”或“锐”和γεννμμ）拉瓦锡的定义持续了30多年，直到1810年的文章和随后汉弗莱·戴维爵士的演讲，他在演讲中证明了H2S、H2Te和氢卤酸缺乏氧气。然而，戴维未能发展出一种新的理论，得出结论认为“酸度不取决于任何特定的基本物质，而是取决于各种物质的特殊排列”。[3]贝尔泽利乌斯对氧理论做了一个显著的修改，他说酸是非金属的氧化物，而碱是金属的氧化物。

李比希的酸氢理论

1838年，尤斯图斯·冯·李比希提出酸是一种含氢物质，其中氢可以被金属取代。[4][5][6] 这一重新定义是基于他对有机酸化学组成的广泛研究，完成了戴维开始的从氧基酸到氢基酸的理论转变。李比希的定义虽然完全是经验性的，但在阿伦尼乌斯定义被采纳之前，它已经使用了将近50年。

酸碱反应是酸碱反应的特例，其中所用的碱也是碱。当酸与碱金属盐（金属氢氧化物）反应时，产物是金属盐和水。酸碱反应也是中和反应。

一般来说，酸碱反应可以简化为

OH− （aq） + H+ （aq） → H2O

省略无关离子。

酸通常是纯物质，含有氢阳离子（H+）或它们在溶液中产生。盐酸和硫酸是常见的例子。在水中，它们分解成离子：

HCl → H+ （aq） + Cl− （aq）

H2SO4 → H+ （aq） + HSO4− （aq）

碱在水中分解，产生溶解的氢氧根离子：

NaOH → Na+ （aq） + OH− （aq）

2、掌握双指示剂法测定 HCl 和 H3PO4 混合物中各组分的原理和方法。

实验原理：HCl 与 H3PO4 混合溶液，用 NaOH 标准溶液滴定，取一份溶液加入甲基橙指示剂，当甲基橙变色时，HCl 全部被 NaOH 中和，而 H3PO4 只被滴定到 NaH2PO4，这时共用去 NaOH 标准 溶液的体积是 V1，此时反应为： HCl+NaOH=NaCl+H2O H3PO4+NaOH=H2ONaH2PO4 再加入百里酚酞指示剂，滴定至百里酚酞变色时，共用去 NaOH 标准溶液的体积是 V2，此时的反应为： HCl+NaOH=NaCl+H2O，H3PO4+2NaOH=Na2HPO4， HCl 消耗 NaOH 标准溶液的体积为 V1-V2； H3PO4 消耗 NaOH 标准溶液的体积(百里酚酞变色时) 为V2。

实验仪器：碱式滴定管，锥形瓶，移液管，量筒，500ml容量瓶，100ml容量瓶

实验试剂：甲基橙，酚酞，NaoH药品，混合酸

实验内容：

1，0.1mol/L NaoH的配制

用台秤称取约2.0g固体NaOH于500mL的烧杯中，加入适量去离子水，稀释至500ml，边加边搅拌使其完全溶解，转入塑料试剂瓶中，摇匀备用。

2，0.1mol/L NaOH的标定

在称量瓶中以差减法称量邻苯二甲酸氢钾约为2.0g1份于100ml小烧杯中，加入40-50ml 蒸馏水溶解。溶解完后转入250ml容量瓶中，加蒸馏水至刻度，摇匀。

用25.00ml移液管移取邻苯二甲酸氢钾于250ml锥形瓶中，加入2-3滴酚酞指示剂，充分摇匀，用已配好的NaOH溶液滴定，待锥形瓶中颜色有无色变为微红色且半分钟不褪色为终点，记下读书，平行3份，计算NaOH的浓度。

CNaoH=（由于我暂时不知道怎么插入公式，所以用叙述的。分子是m/4，m为邻苯二甲酸氢钾质量；分母是0.2042•VNaoH）

3，混合酸的测定

移液管取25.00ml混酸+甲基橙（1滴）+NaoH滴定（红——黄），此时体积为V1+酚酞（1滴）+NaoH滴定（黄——橙），此时体积为V2。

CHcl=【分母是25.00，分子是CNaoH•（V1—V2）•MHcl】[MHcl=36.5]

CH3PO4=【分母是25.00，分子是CNaoH•V2•MH3PO4】[MH3PO4=98]

数据记录和结果处理：（这个自己根据实验数据写就行了）

一、实验目的

1. 掌握减量法准确称取基准物的方法。

2. 掌握滴定操作并学会正确判断滴定终点的方法。 3. 学会配制和标定盐酸标准溶液的方法。

二、实验原理

由于浓盐酸容易挥发，不能用它们来直接配制具有准确浓度的标准溶液，因此，配制HCl标准溶液时，只能先配制成近似浓度的溶液，然后用基准物质标定它们的准确浓度，或者用另一已知准确浓度的标准溶液滴定该溶液，再根据它们的体积比计算该溶液的准确浓度。

标定HCl溶液的基准物质常用的是无水Na2CO3，其反应式如下：

Na2CO3 +2HCl=2NaCl+CO2 +H2O

滴定至反应完全时，溶液pH为3.89，通常选用溴甲酚绿-甲基红混合液或甲基橙作指示剂。

三、仪器及试剂

仪器：50ml酸式滴定管、烧杯、锥形瓶、玻璃棒、250ml容量瓶

试剂：浓盐酸（密度1.19）、无水Na2CO3、甲基橙或者溴甲酚绿-甲基红混合液指示剂：量取30mL溴甲酚绿乙醇溶液（2g/L），加入20mL甲基红乙醇溶液（1g/L），混匀。

四、实验内容

（一）0.1mol·L-1盐酸标准溶液的配制：

量取2.2ml浓盐酸，注入250 mL水中，摇匀。装入试剂瓶中，贴上标签。 （二）盐酸标准溶液的标定：

准确称取0.19~0.21克 于270—300℃灼烧至质量恒定的基准无水碳酸钠，称准至0.0002 g，（至少二份）。溶于50mL水中，加2~3滴甲基橙作指示剂，用配制好的盐酸溶液滴定至溶液由黄色变为橙色，记下盐酸溶液所消耗的体积。同时作空白试验。(空白试验即不加无水碳酸钠的情况下重复上述操作。)

五、数据记录与处理

1.数据记录

ⅠⅡⅢ

无水碳酸钠重(g) 0.2016 0.2008 0.2005

HCl终读数(ml)17.60 18.35 18.20

HCl初读数(ml) 0.00 0.000.00

VHCl(ml) 37.67 37.34 37.1

CHCl(mol.l-1)0.1010 0.10150.1020

CHCl平均(mol.l-1) 0.1015

相对平均偏差

极差（Xmax-Xmin）

极差的相对值（极差值与浓度平均值的比值，%）。

2. 盐酸标准溶液的浓度计算式：

式中：c（HCl）——盐酸标准溶液之物质的量浓度，mol/L；

m——无水碳酸钠之质量，g

V——盐酸溶液之用量，mL

V0——空白试验盐酸溶液之用量，mL

M— 无水碳酸钠的摩尔质量的数值，单位为克每摩尔(g/mol),

六、注意事项

1. 干燥至恒重的无水碳酸钠有吸湿性，因此在标定中精密称取基准无水碳酸钠时，宜采用“减量法”称取，并应迅速将称量瓶加盖密闭。

2. 在滴定过程中产生的二氧化碳，使终点变色不够敏锐。因此，在溶液滴定进行至临近终点时，应将溶液加热煮沸或剧烈摇动，以除去二氧化碳，待冷至室温后，再继续滴定。