物理化学试验第12组四化材三甲110010110喻思嘉.DOC

物理化學實驗 第12組 四化材三甲 1100101105 喻思嘉 實驗十 實驗目的 1. 瞭解不同酸，以固定濃度氫氧化鈉滴定後的pH值變化差異。 2. 瞭解不同鹼，以固定濃度塩酸滴定後的pH值變化差異。 3. 瞭解弱酸及多質子酸的氫離子並非完全解離。 4. 瞭解指示劑在酸鹼滴定中的功能。 實驗原理1. 滴定： 將標準溶液(已知濃度的溶液)滴入已知體積的被測物質溶液中，待反應達 終點(指示劑變色)後，利用所消耗標準溶液的體積，來計算被測物質濃度 的方法。 2. 酸鹼滴定原理： 酸鹼滴定時，當酸所消耗氫離子莫耳數，等於鹼所消耗氫氧根離子莫耳數 時，稱為當量點(equivalent point)。滴定終點和當量點不一定相同，但只 要選擇合適的指示劑，通常可將滴定終視為當量點。此時 酸所消耗的氫離子莫耳數 = 鹼所消耗的氫氧根離子莫耳數 3. 酸鹼中和公式：在當量點時 酸所消耗的H+ mol數 = 鹼所消耗的OH? mol數 ? (酸的價數)×(酸的莫耳數) = (鹼的價數)×(鹼的莫耳數) ? a MA VA =b MB VB ，其中： a：酸的價數，如H2SO4 之a=2 b：鹼的價數，如NaOH之b=1 MA ,MB 分別為酸、鹼的莫耳濃度 VA , VB 分別為酸、鹼的體積 4. 例如：碳酸鈉與相同濃度足夠量的鹽酸作用時，每一莫耳碳酸納需要二莫耳鹽酸中和。在滴定曲線上，出現兩個當量點，第一個當量點時，碳酸納全部被中合成碳酸氫納。溶液呈弱鹼性，在繼續滴定直至碳酸氫納也全部被作用完而成為碳酸，溶液呈弱酸性。反應式如下： Na2CO3(aq) + HCl(aq) → NaHCO3(aq) + NaCl(aq) NaHCO3(aq )+ HCl(aq) → NaCl(aq) + H2CO3(aq) Na2CO3(aq) + 2HCl(aq) → H2CO3(aq) + 2NaCl(aq) 酸鹼中和時，酸與鹼的質量不一定相同，莫耳數也不一定相同，但反應消耗H+ mol數必等於反應消耗OH? mol數。 當量：可提供相當於1 mol H+ (或OH?)所需酸(或鹼)的質量。如1 mol H2SO4 (98 克)可提供2 mol H+，故H2SO4只需取49克即可提供1 mol H+，稱H2SO4的酸當量=49克。表示為：當量(E)=分子量(M)/價數(n) (二) 酸鹼滴定曲線 1. 強酸與強鹼滴定曲線 (a) 以0.100M NaOH 溶液滴定 25ml 0.100M HCl溶液，以所加入的 NaOH 體積為橫坐標，pH為縱坐標，所繪出之滴定曲線。 (b) 在當量點前後(體積為24及26)所加的NaOH 的體積僅差1毫升，但 pH值的變化很大。 (c) 指示劑的選擇，在 pH = 4~10 的變色範圍中NaOH的體積變化很小，故選擇在此範圍內變色的指示劑所判定的滴定終點與當量點非常接近。 (d) 如果以NaOH的加入量（或中和百分數）為橫坐標，以pH值為縱坐標繪製關係曲線則得到滴定曲線。 2. 弱酸與強鹼的滴定曲線 (a) 以0.100M NaOH溶液滴定25ml 0.100M CH3COOH溶液之滴定曲線。 (b) 達當量點時，溶液呈鹼性，選擇鹼性變色範圍的指示劑如酚。 (c)若使用酸性變 的指示劑如甲基紅，則滴定溶液的體積易產生大範圍的誤差。 3. 弱鹼與強酸的滴定曲線 (a) 以0.100M HCl溶液滴定25ml 0.100M NH3 溶液之滴定曲線。 (b) 達當量點時，溶液呈酸性。選擇酸性變色範圍的指示劑如甲基紅。 (c) 若使用鹼性變色範圍的指示劑如酚，則誤差太大。 (三) 酸鹼指示劑 1. 常用的指示劑顏色及變色範圍： 2. 指示劑的變色的原理 (a) 指示劑通常是一種有機弱酸或弱鹼，其得失H+前後，因分子組成結構改變，而呈現不同的顏色。 (b) 以弱酸型指示劑(以)為例：HIn(酸型色)→In?(鹼型色)+ H+ 在H+多時?平衡向左?呈現HIn顏色。 在H+少時?平衡向右?呈現In?顏色。 實驗器材、藥品 滴定管(50ml)、滴定管夾、鐵架、錐型瓶、燒杯、量瓶(500ml)、玻棒、刻度滴管、濃HCl溶液、Na2CO3、電極攪拌器、pH計、pH=7及pH=4的標準緩衝溶液、指示劑溶液、蒸餾水。 實驗步驟 1. 首先校正pH計：以蒸餾水清洗電極，擦拭乾後，用pH=7及pH=4的標準緩衝溶液，依照pH校正手冊步驟校正。 2. 步驟 A、0.1M-HCl a、4.2ml濃HCl至500ml量瓶中，再加入蒸餾水至標線。 B、pH計測量0.1M-H