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电导分析 实验七 电导分析 一、实验目的 1. 利用电导滴定测定HCl溶液的浓度。 2. 水样纯度分析。 二、实验原理 溶液的电导与溶液的组成和浓度有关，根据溶液电导的变化来指示溶液中离子浓度的变化，此方法称为电导分析法。电导分析法可以分为两类：直接电导法和电导滴定法。 离子交换水为5×10-4 S·m-1；电导水电导率应小于1×10-4 S·m-1。 除了酸碱滴定外,沉淀滴定等凡是终点附近有电导突变的滴定都可以考虑电导法。 电导滴定法是利用两条直线的延长线交点来获得的滴定终点,故终点附近盐类的水解并不能影响结果,因此可用电导法对较弱的酸碱及其盐和混合电解质进行滴定。电导滴定勿需选择指示剂。 三、仪器与试剂 电导率仪 1台；10ml移液管 1支；20ml量筒 1支；温度计（0—50℃）1支；100ml烧杯1个；洗耳球1个；0.1mol/lNaOH标准溶液；0.1mol/l待测盐酸溶液；铂黑电极，光亮电极各1支；碱式滴定管（50ml）1支；滴定台1个。 四、实验步骤 1. 水样电导率的测定：取蒸馏水，自来水各适量，分别放入100ml烧杯中，选择合适的电极和测量频率；用电导率仪分别测出各水样的电导率。并测水样的温度。 2. HCl溶液浓度的测定：用10ml移液管取盐酸溶液于电导池中，加水20ml，搅拌，开始滴加NaOH，每滴加1mlNaOH，充分搅拌后测一次电导率，滴定终点附近，每次加0.1ml。滴定终点后（即开始回升后）再测6次结束，（每次加１mlNaOH）。 重复上述操作一次。 五、数据记录与处理 1. 比较两水样电导率的大小；利用公式（1）分别计算水样中的总含盐量。 2. 以测得电导率为纵坐标，以滴加的标准NaOH溶液的体积为横坐标作图，确定滴定终点，计算HCl溶液的浓度。 六、思考题 1.溶液的电导,电导率和摩尔电导率? 2.强、弱电解质溶液的摩尔电导率与浓度的关系有何不同? 3.何谓电导池常数? 如何测定? * 新乡学院化学与化工学院 物理化学教研室 其主要应用于水质纯度的鉴定以及生产中某些中间流程的控制及自动分析。一般先绘制一系列标准溶液“浓度与其对应的电导”的标准曲线，再测定试液的电导，即可从标准曲线上查出其浓度，但所测电导是溶液中所有电解质电导之和；若溶液中只有一种电解质，则测得的电导代表所指定的电解质的浓度。 例如：测定工业用水（如半导体生产需用高纯水），或工厂废水中溶解电解质成分；或纯水制备用也常用电导连续监测水的质量，它反映水中存在电解质的总量。（注意：非导电物质污染是测不出的）。绝对纯水理论电导率为5.5×10-6 S·m-1(25℃)；蒸馏水（因其与大气中CO2 平衡）为2×10-4 S·m-1 离子交换水为5×10-4 S·m-1； 水样中总含盐量可用经验公式计算： 水样中含盐量（mg/l）=0.72K18 =0.72Kt / [1+0.022(t/℃﹣18)] 式中:Kt为水样电导率(μS·cm－1)； t：水样温度(℃)。 电导滴定法是利用滴定过程中被测溶液电导的变化来指示终点的方法，以酸碱滴定为例。 由于H+和OH—离子迁移速率比其它离子高,故滴定过程中如有H+和OH—参与, 在滴定终点附近将发生电导突变, 例如：NaOH+HCl → Na++Cl－+H2O，滴定过程中,H+不断被中和成H2O, 由于H+被Na+所代替,故溶液电导逐渐下降；终点过后,随着过量NaOH的加入,溶液中OH—积累起来,溶液电导又将快速上升。终点可用两条直线延长线的交点来确定。 另外,电导法特别适用于稀溶液的滴定(10-4mol/l),但由于电导法测定的是所有离子的总的电导,当溶液中存在较浓的其它电解质时,滴定过程中电导的相对变化较小,效果较差。 本实验用电导率仪直接测定水样的电导率,检验其纯度。用电导滴定法测定HCl的含量。 *