《电导滴定分析法测定未知酸》实验报告

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《电导滴定分析法测定未知酸》实验报告

实验五、电导滴定分析法测定未知酸【实验目的】1、掌握电导率仪结构和测定溶液电导值的基本操作；2、了解电导电极的结构和使用；3、掌握电导滴定的基本原理和判断终点的办法。

【实验原理】在滴定分析中，一般采用指示剂来判断滴定终点，但是稀溶液的滴定终点突跃甚小，而有色溶液的颜色会影响对指示剂在终点时颜色变化的判断，因此在稀溶液和有色溶液的滴定分析中，无法采用指示剂来判断终点。

本实验借助于滴定过程中离子浓度变化而引起的电导值的变化来判断滴定终点，这种方法称为电导滴定。

NaOH溶液与HCL溶液的滴定中，在滴定开始时，由于氢离子的极限摩尔电导值较大，测定的溶液电导值也较大；随着滴定进行，H+和OH-离子不断结合生成不导电的水，在H+浓度不断下降的同时增加同等量的Na+离子，但是Na+离子导电能力小于H+离子，因此溶液的电导值也是不断下降的；在化学计量点以后，随着过量的NaOH溶液不断加入，溶液中增加了具有较强导电能力的OH-离子，因而溶液的电导值又会不断增加。

由此可以判断，溶液具有最小电导值时所对应的滴定剂体积即为滴定终点。

【实验仪器与试剂】1、DDS-307型电导率仪2、DJS-1C型电导电极3、85-1型磁力搅拌器一台4、0.1000M NaOH标准溶液5、未知浓度HCL溶液6、10ml移液管1支7、100ml玻璃烧杯1个【实验步骤】1、滴定前准备按照滴定分析基本要求洗涤，润洗滴定管，装入0.1000M的NaOH标准溶液，调节滴定液面至“0.00ml”处。

用移液管准确移取5.00ml未知浓度HCL溶液于100ml玻璃烧杯中，加入50ml蒸馏水稀释被测溶液，将烧杯置于磁力搅拌器上，放入搅拌珠。

按照要求将电导电极插入被测溶液；调节仪器“常数”旋钮至1.004；将仪器的“量程”旋钮旋至检查档；将“校准”旋钮旋至100；调节“温度”旋钮至室温21℃；将“量程”旋钮置于合适的量程范围。

即可开始测量。

2、滴定过程中溶液电导值测定按照下表依次滴加0.1000M的NaOH标准溶液，读取并记录电导率仪上的电导值。

实验三：电导滴定分析法测定未知酸

实验三：电导滴定分析法测定未知酸实验目的和要求：1、掌握电导仪结果和测定溶液电导值的基本操作；2、了解电导电极的结果和使用；3、掌握电导滴定的基本原理和终点的方法。

实验原理：本实验借助滴定过程中离子浓度的变化而引起的电导值的变化来判断滴定终点，这种方法称为电导滴定。

在本次实验过程中，溶液电导的主要构成是OH -,H +,Cl -,Na +,各离子的电导值分别为∧0OH- =198，∧0Cl -=76.34，∧0H+=349.8 ，∧0Na+=50.11，由反应方程式可知，溶液电导值先减小后又逐渐增大，即最低点为反应终点。

实验仪器和试剂：DDS-11型电导率仪，DSJ-1型铂黑电导电极，磁力搅拌器一台 NaOH 标准溶液（0.1ml/L ），未知浓度HCl 溶液，10ml 移液管1只，100ml 玻璃烧杯1只实验步骤：1、滴定前准备洗涤、润洗移液管，装入0.1000mol/L 的NaOH 标准溶液；用移液管移取5.00ml 未知浓度的HCl 溶液于100ml 烧杯中，加入50ml 蒸馏水稀释，将烧杯置于磁力搅拌器上将电导电极安装好，按要求调节仪器各项数据，并校正仪器，准备测量。

2、滴定过程中溶液电导值的测定启动磁力搅拌器，按照下表依次滴加0.1000mol/L 的NaOH 标准溶液，每次测量读数前都要调节校正旋钮，然后调到测量挡读取溶液电导值。

滴定曲线的绘制50010001500200025003000350040000.002.00 4.006.008.0010.0012.0014.00NaOH标准溶液体积 /ml电导测定值 μS /c m3、未知浓度HCl 溶液的浓度计算根据NaOH 标准溶液的浓度、滴定终点的体积，采用下式计算未知浓度HCl 的浓度: Cx=（C NaOH ×Vep ）/5.00 Cx =0.1000mol/L50010001500200025003000350040000.002.004.006.008.0010.0012.0014.00滴定剂体积 /ml电导率 μS /c m未知浓度HCl 溶液的浓度计算根据NaOH 标准溶液的浓度、滴定终点的体积，采用下式计算未知浓度HCl 的浓度Cx=（C NaOH ×Vep ）/5.00 Cx =0.1000mol/L讨论1. 注意在选择量程时应先从大量程开始。

食品物胶化实验一电导滴定

实验一电导滴定一、实验目的：1.熟悉电导滴定的原理，用电导滴定法测定盐酸溶液及醋酸溶液的浓度。

2.掌握用电导率仪测定电导率的实验技术。

二、实验原理：电解质溶液的电导率与溶液中的离子多少、离子本性及温度有关。

在一定温度下，如果离子的浓度、组成改变，电导率也将改变。

滴定过程就是溶液中的离子浓度和组成改变的过程，也是溶液电导率改变的过程，电导率滴定法就是以溶液电导率的转折点作为化学反应终点的分析方法，该法适用于混浊、有色样品的测定。

如以强碱NaOH滴定强酸HCl，滴定反应：H++Cl－+Na++OH－—→Na++Cl－+H2O原液中H+具有较大的电导率，滴定过程中，加入的OH－和H+结合成电离度很小的H2O，同时有另一电导率较小的Na+进入溶液。

相当于Na+代替了H+，故其电导率降低。

到中和点时，主要是Na+、Cl－、H2O，其电导率最低。

超过中和点后，溶液中电导率大的OH－不断增加，故电导率又重新上升，如图4-1，就可由转折点求出酸碱中和的计量点。

NaOH滴定HCl如以强碱NaOH滴定弱酸HAc，则其反应为：HAc+Na++OH－—→Na++Ac－+H2O原液中HAc电离度很小，只有极少量的H+及Ac－，故电导率很低。

滴加入NaOH后，形成了HAc-NaAc缓冲溶液，H+浓度受到控制，随着电导率较小的Na+逐渐增加，溶液的电导率略有上升，超过中和点后，由于电导率大的OH－不断累积，使溶液的电导率迅速上升。

NaOH滴定HAc三、仪器与设备：1.仪器：电导率仪、电磁搅拌器、烧杯、100ml量筒、移液管、50ml容量瓶2.试剂：HCl溶液，HAc溶液四、实验步骤：1.配制溶液：（1）HCl溶液：移液管移取4ml浓盐酸于50ml容量瓶中，加蒸馏水至刻度线，摇匀备用。

（2）HAc溶液：移液管移取10ml冰醋酸于50ml容量瓶中，加蒸馏水至刻度线，摇匀备用。

2.打开电导率仪电源，选择“高周”，并将“电极常数”旋钮调到指定位置。

电导滴定的实验报告

电导滴定的实验报告电导滴定的实验报告引言：电导滴定是一种常用的化学分析方法，通过测量溶液的电导率来确定其中某种物质的浓度。

本实验旨在通过电导滴定法确定未知浓度的硫酸溶液中的氯离子含量。

实验步骤：1. 实验前准备：a. 准备所需试剂：已知浓度的硫酸溶液、氯化钠溶液、硝酸银溶液、二甲基亚砜溶液等。

b. 清洗电导仪，确保其干净无杂质。

c. 标定电导仪：使用已知浓度的硫酸溶液进行标定，记录标定结果。

2. 开始实验：a. 取一定体积的未知浓度硫酸溶液，加入电导仪测量室。

b. 加入适量的氯化钠溶液，使溶液中的氯离子与硝酸银溶液中的银离子发生沉淀反应。

c. 持续滴加硝酸银溶液，直至电导仪显示的电导率不再变化，记录所滴加的硝酸银溶液体积。

d. 重复实验3次，取平均值。

实验结果与讨论：根据实验数据计算得到的平均滴加硝酸银溶液的体积为10.2 mL。

根据滴定方程可知，硝酸银溶液与氯离子反应生成沉淀，反应方程为Ag+ + Cl- → AgCl↓。

根据化学计量关系，1 mol的硝酸银溶液滴定1 mol的氯离子。

根据已知硫酸溶液的浓度和滴定过程中滴加的硝酸银溶液体积，可以计算出硫酸溶液中氯离子的浓度。

假设硫酸溶液的浓度为C，滴定过程中滴加的硝酸银溶液体积为V，则有C × V = 1 mol/L × 10.2 mL，解得C ≈ 0.098 mol/L。

实验误差分析：在实验过程中可能存在一些误差，如仪器误差、操作误差等。

电导仪的读数误差可能会对实验结果产生影响，因此在实验开始前进行了仪器的标定。

此外，实验中液滴的大小和滴定的速度也可能对结果产生影响，为了减小这些误差，实验时需要保持滴定速度均匀，并尽量减小液滴的大小。

结论：通过电导滴定法，我们成功确定了未知浓度硫酸溶液中氯离子的浓度为0.098 mol/L。

实验结果表明，电导滴定是一种可靠、精确的分析方法，可以用于测定溶液中某种物质的浓度。

在实际应用中，电导滴定法常用于水质分析、环境监测等领域，具有广泛的应用前景。

电导滴定法测定醋酸的解离常数

电导滴定法测定醋酸的解离常数一、实验目的1．熟悉电导滴定法的基本原理；2．掌握电导滴定法测定弱酸解离常数的实验方法。

二、实验原理溶液的电导随离子的数目、电荷和大小而变化，也随着溶剂的某些特性如粘度的变化而变化。

这样可以预料，不同品种的离子对给定溶液产生不同的电导。

因此，如果溶液里一种离子通过化学反应被另一种大小或电荷不同的离子取代，必然导致溶液的电导发生显著变化。

电导滴定法正是利用这一原理完成欲测物质的定量测定。

一个电解质溶液的总电导，是溶液中所有离子电导的总和。

即：（2－1）式中c i为第i种离子的浓度(mol∙L-1)，λi为其摩尔电导，θ为电导池常数。

弱酸的解离度α与其电导的关系可表示为：（2－2）G c为任意浓度时实际电导值，它是从实验中实际测量的，G100%为同一浓度完全解离时的电导值，它可从不同的滴定曲线计算而得。

醋酸在溶液中的解离平衡为：解离常数K a为：（2－3）根据电解质的电导具有加和性的原理，对任意浓度醋酸在完全解离时的电导值，能从有关滴定曲线上求得。

假如选用氢氧化钠滴定醋酸和盐酸溶液，可从滴定曲线上查得有关电导值后，按下式计算醋酸在100%解离时的电导值。

（2－4）式中G NaAc为醋酸被氢氧化钠滴定至终点的电导值，G NaCl为盐酸被滴定至终点的电导值。

（注意：所述电导值应按式（2－1）校正至相同的物质的量浓度，式（2－4）才成立）。

三、仪器与试剂1．DZDS-A电导仪(南京多助科技发展有限公司)；DJ51C型电导电极（铂黑电极）（南京多助科技发展有限公司）；2．电磁搅拌器（78-1磁力加热搅拌器）（金台市富华仪器有限公司）；3．碱式滴定管（50ml）；4．NaOH标准溶液：0.2000mol∙L-1；醋酸溶液：～0.1mol∙L-1；盐酸溶液：～0.1mol∙L-1。

四、实验步骤1．预热电导仪，联接电导电极。

2．醋酸电导测定（1）溶液配制；移取约0.1mol∙L-1醋酸溶液20mL于300mL的烧杯中，加蒸馏水170mL，放烧杯在电磁搅拌器上，插入洗净的电导电极，注意不能影响搅拌磁子的转动。

电导滴定法测定食醋中乙酸的含量

电导滴定法测定食醋中乙酸的含量
一、实验目的
1.学习电导率仪的使用方法；
2.掌握电导滴定法测定食醋中乙酸含量的原理和方法方法。

二、实验原理
电导滴定法是根据滴定过程中被滴定溶液电导(率)的变化来确定滴定终点的一种容量分析方法。

1.电阻与电导
电阻(单位Ω):R = ρ
A
l
(ρ--电阻率，单位Ω·m) 电导(单位Ω-1或S):G =R 1
= κl
A (κ--电导率，单位Ω-1·m -1或S·m -1，与
温度、浓度、离子种类有关，∑⋅⋅=i i i C Z λκ)
∴电导率κ=G
A l θ=A
l
——电导池常数/电极常数 2.滴定反应：Na ++OH -+HAc=Na ++Ac -+H 2O 三、实验内容 1.实验流程
2.数据记录与处理[c(NaOH)= mol ·L -1]
2mL 食醋
（200mL 烧杯）
2搅拌、NaOH 滴定
记录体积、电导率
3.滴定曲线(Excell作图)
作图问题：坐标轴标记缺失、确定终点过程与方法
四、思考题
1.电导率与溶液浓度有何关系？纯水和自来水的电导率有何区别？答：离子浓度越大，电导率越大；自来水电导率要高于纯水电导率。

2.在相同浓度下，影响离子电导率的因素有哪些？
答：离子电荷、离子半径
3.根据滴定过程溶液组成判断滴定过程电导率变化规律。

答：随着滴定过程的进行，电导率逐渐增大，化学计量点时达最大，并出现转折，化学计量点后又出现增大。

电导滴定法测未知NaOH浓度

电导滴定法测未知NaOH浓度摘要：目的，学习电导滴定原理和方法等；原理，标准试剂与被测体系发生化学反应使体系电导率发生变化，测其电导变化转折为滴定终点，讨论，电导电极使用前后应浸泡在蒸馏水内以防止铂黑钝化。

关键词：电导滴定；电导率；滴定终点一、实验目的1.学习电导滴定法测定原理和方法2.掌握电导滴定法测定未知NaOH溶液的浓度3.进一步掌握电导仪的使用二、实验原理1.在容量分析中，标准试剂与被测体系发生化学反应，引起体系的电导率发生变化，利用测量待测溶液在滴定过程中电导的变化转折指示滴定终点的方法为电导滴定。

被滴定溶液总的一种离子与滴入试剂中的另一种离子结合，是的溶液中离子浓度发生变化，从而导致溶液的电导率发生变化。

2.H﹢+Cl‐+Na﹢+OH‐=Na﹢+Cl‐+H₂O,D滴定过程中，溶液中的OH‐被Cl‐取代，由于氢氧根离子的电导率远远大雨氯离子的电导率，随着滴定的进行，滴定终点前，溶液电导率越来越小，终点后溶液的电导率随氢离子和氯离子浓度增大而增大。

在滴定终点前后，溶液电导的改变有一个突出的转折点，由转折点可确定被滴定NaOH溶液的体积。

三、仪器与试剂仪器：DDS-11A型电导仪，恒温磁力搅拌器，25ml酸式滴定管1支，10ml移液管1支，250ml烧杯1个，100ml容量瓶1个，试剂：4mol/L标准HCl溶液，浓度约为0.0095mol/L NaOH溶液，蒸馏水四、实验步骤1.仪器的安装：按照使用方法安装调好电导仪，使其处于待用状态。

2.标准溶液的配制：取4mol/L标准HCl溶液10ml于100ml干净容量瓶，加蒸馏水至刻度，混匀。

3.滴定：取上述试剂25ml于干净滴定管中，取待测液25ml于200ml烧杯中，加水到50ml刻度使其浸没电导电极。

打开电源，滴定开始。

4.数据记录：记录滴入相应体积HCl时电导仪读书k。

五、数据记录与处理1.数据记录将实验数据测得V标准～κ数据记录于下表。

电导滴定实验报告

电导滴定实验报告一、实验目的1. 了解电导滴定的基本原理和方法。

2. 掌握电导滴定的操作技能和数据分析。

二、实验原理电导滴定是以电导变化为指示量的滴定法，是一种新型滴定方法。

电导滴定主要基于电解质和电性无关物质（如酸、碱等）的化学滴定过程中所引起的导电度变化。

在滴定过程中，当加入滴定试剂引起体系中电离度的变化，从而导致电导变化，借助电导计来检测滴定曲线上导电度的变化。

在滴定曲线中，导电度随试剂的加入呈现一定的趋势，滴定终点可通过导电度的变化来确定，以此作为滴定终点的指示。

实验过程中，通过使用滴定管取一定体积的样品，滴加标准滴定液，记录导电度的变化。

在滴加到终点时导电度会有显著变化，以此判断终点的进一步滴加会引起导电度的变化和所需要的试剂量。

三、实验步骤1. 准备试液和化学试剂。

将5 mL左右的样品装入烧杯中，并以去离子水稀释至约100 mL。

标准盐酸试剂（0.1 mol/L）和标准氢氧化钠试剂（0.1 mol/L）需要进行稀释，制备成浓度为0.01 mol/L的滴定液。

取出标定好的电导计并打开电源，等待电导计预热至稳定状态。

2. 进行电导滴定。

a) 将100 mL体积瓶中的待测液体置于磁力搅拌器上，以控制搅拌速度，并接入电导计，以记录导电度变化。

b) 使用枪头滴定管取10 mL的待测液加入装有磁力搅拌器的100 mL体积瓶中。

c) 以1~2滴的水滴大小将标准盐酸或氢氧化钠溶液分别滴加入上述容器中。

d) 在滴定过程中，持续搅拌，并记录导电度的变化曲线。

e) 当导电度变化较大，且呈现线性趋势时，可判断其已到达滴定终点，记录滴定所需试剂数量，并计算出样品中的分析物质含量。

四、实验数据处理实验数据如下所示：盐酸滴定实验氢氧化钠滴定实验0.0 ml 1 4.56 μS/cm 11.12 μS/cm试剂体积为盐酸和氢氧化钠滴定实验中所需的体积，滴定次数和对应导电度的曲线图在结果部分附有。

五、实验结果根据盐酸滴定实验的数据，终点电导度为4.44 μS/cm，滴定所需体积为1.5 ml；因此，样品中分析物的含量分别为：盐酸滴定实验：[分析物]=0.01 mol/Lx 1.5 mL/100 mL=0.00015 mol/L。

电导滴定法测定食醋中乙酸的含量

电导滴定法测定食醋中乙酸的含量一、实验目的1．学习电导滴定法的测定原理。

2．掌握电导滴定法测定食醋中乙酸含量的方法。

3．进一步掌握电导率仪的使用。

二、实验仪器DDS-1lA型电导率仪，电导电极，电磁搅拌器，搅拌子。

25mL碱式滴定管，200mL烧杯，2mL吸量管。

0.1mol·L-1 NaOH标准溶液，食醋。

三、实验原理：电导滴定法：根据滴定过程中被滴定溶液电导的变化来确定滴定终点的一种容量分析方法。

电解质溶液的电导取决于溶液中离子的种类和离子的浓度。

在电导滴定中，由于溶液中离子的种类和浓度发生了变化，因而电导也发生了变化，据此可确定滴定的终点。

（1）醋酸含量测定食醋中的酸主要是醋酸，此外还含有少量其它弱酸。

本实验以酚酞为指示剂，用NaOH标准溶液滴定，可测出酸的总量。

结果按醋酸计算。

反应式为NaOH + HAc = NaAc + H2OC NaOH × V NaOH = C HAc × V HAcC HAc = C NaOH × V NaOH/V HAc反应产物为NaAc，为强碱弱酸盐，则终点时溶液的pH>7，因此，以酚酞为指示剂。

（2）NaOH的标定NaOH易吸收水分及空气中的CO2，因此，不能用直接法配制标准溶液。

需要先配成近似浓度的溶液（通常为0.1mol/L），然后用基准物质标定。

邻苯二甲酸氢钾和草酸常用作标定碱的基准物质。

邻苯二甲酸氢钾易制得纯品，在空气中不吸水，容易保存，摩尔质量大，是一种较好的基准物质。

标定NaOH反应式为：KHC8H4O4 + NaOH = KNaC8H4O4 + H2Om/M = C NaOH × V NaOH（L）C NaOH = m/（M × V NaOH）（L）四、实验步骤：（1）0.1mol·L-1 NaOH标准溶液的标定用减量法准确称取0.3~0.4 g KHC8H4O4三份，加25mL蒸馏水溶解。

电导滴定法

电导滴定法测定饮料PH值一、目的要求1．掌握电导滴定法测定饮料PH值的原理和方法。

2．掌握电导仪的使用方法和技术二、实验原理在一定温度下，电解质溶液的电导率与溶液中的离子组成和浓度有关，而滴定过程中系统的离子组成和浓度都在不断变化，因此可以利用电导率的变化来指示反应终点。

电导滴定法是利用滴定终点前后电导率的变化来确定终点的滴定分析方法。

该方法的主要优点是，可用于很稀溶液、有色或混浊溶液、没有合适指示剂体系的测定。

电导滴定法不仅可用于酸碱反应，也可用于氧化还原反应、配位反应和沉淀反应。

本实验采用电导滴定法测定饮料的pH值。

用NaOH滴定饮料的反应为：H+ + HCO3- +CO32-+ 2Na+ + OH－==2 Na+ +2CO32-+H2OH+和OH－的电导率都很大，Na+、CO32-及产物H2O的电导率都很小。

在滴定开始前由于H+浓度较大，所以溶液的电导率较大；随着NaOH的加入，溶液中的H+和HCO3-不断与OH－结合成电导率很小的H2O和CO32-，因此在理论终点前，溶液的电导率不断下降。

当达到理论终点时溶液具有纯NaCl的电导率，此时电导率为最低。

当过量的NaOH加入后，溶液中OH－浓度不断增大，因此溶液的电导率随NaOH的加入而增大。

其电导滴定曲线可通过测得的数据描点得出，由滴定曲线的转折点即可确定滴定终点。

为了避免滴定过程中由于滴定剂加入过多使得总体积变化过大而引起溶液电导率的改变，一般要求滴定剂的浓度比待测定溶液大10倍。

三、实验用品1．仪器：（DDS－11A型）电导仪（DJS－1型）铂黑电极烧杯（100mL）电导池移液管（50mL）量筒（50mL）碱式滴定管（10mL）2．药品：0.1000 mol · L－1NaOH 饮料四、操作步骤1．装好电导池，按（DDS－11A型）电导仪的使用方法开启电导仪（参阅19－3电导仪）。

2．测定用移液管移取50.00mL待测溶液于一干净100mL烧杯中，将电导电极插入溶液中，测此时溶液电导率，待读数稳定后记录数据。

电导滴定法

电导滴定法电导滴定法是一种常用的分析化学方法，它通过测量电导的变化来确定溶液中某种物质的浓度。

这种方法简单易行，准确可靠，被广泛应用于化学实验室和工业生产中。

电导滴定法的基本原理是利用溶液中的离子导电性差异来完成滴定过程。

在滴定过程中，我们先将待测溶液与已知浓度的滴定剂混合，然后逐渐滴加滴定剂直到反应终点出现。

当溶液中的离子浓度达到一定程度时，电导性能会发生明显变化，这个点称为滴定终点。

通过测量滴定过程中电导度的变化，我们可以确定滴定剂的浓度，从而计算出待测溶液中某种物质的浓度。

电导滴定法具有以下优点：1. 灵敏度高：电导滴定法可以测定浓度范围较宽，灵敏度高，即使对于微量物质也能准确测量。

2. 反应迅速：电导滴定法操作简单，滴定速度快，反应时间短，适用于大批量样品的测试。

3. 简便可靠：电导滴定仪器设备简单，容易控制操作条件，误差小，结果可信度高。

下面我们将详细介绍电导滴定法的操作步骤：步骤一：准备滴定剂和待测溶液。

首先准备已知浓度的滴定剂，通常采用标准溶液，然后将待测溶液与滴定剂配制好。

步骤二：调试电导滴定仪器。

将电导计放置在合适的位置上，按照仪器说明书进行调试和校准，确保仪器准确可靠。

步骤三：滴定操作。

将待测溶液倒入容量瓶中，并使用玻璃滴管逐滴加入滴定剂。

每滴滴定剂后，都需要轻轻搅拌溶液，直到溶液电导度发生明显变化。

步骤四：确定滴定终点。

在滴定过程中，观察溶液的颜色变化，当溶液从无色或淡色变为明显的颜色或悬浮物沉淀时，即为滴定终点。

步骤五：记录数据和计算浓度。

滴定结束后，记录滴定剂的用量和电导度数据，根据已知滴定剂浓度计算出待测溶液中物质的浓度。

需要注意的是，在进行电导滴定时，要注意滴定剂和待测溶液的选择，以及仪器设备的操作规范。

此外，还需要根据实际情况进行适当的稀释和预处理，以提高测量的准确性。

综上所述，电导滴定法是一种简便、准确可靠的分析方法，广泛应用于化学实验室和工业生产中。

通过掌握电导滴定法的原理和操作步骤，我们可以准确测量溶液中某种物质的浓度，为科学研究和生产应用提供有力支持。

电导滴定_实验报告

一、实验目的1. 掌握电导滴定法测定盐酸和乙酸溶液浓度的原理和方法。

2. 熟悉电导仪的使用方法和技术。

3. 了解电导滴定在分析化学中的应用。

二、实验原理电导滴定法是一种利用滴定过程中溶液电导率变化来确定滴定终点的滴定分析方法。

在电导滴定过程中，随着滴定剂的加入，溶液中离子的种类和浓度发生变化，从而导致电导率的变化。

通过测量电导率的变化，可以确定滴定终点。

在本实验中，我们使用NaOH溶液滴定盐酸（HCl）和乙酸（HAc）溶液。

由于HCl和HAc都是强酸，它们在水中完全电离，产生大量的H+离子。

在滴定过程中，NaOH与H+离子反应生成水，使得溶液中的离子浓度发生变化，从而引起电导率的变化。

三、实验仪器与试剂1. 仪器：电导仪、滴定管、锥形瓶、移液管、洗瓶、磁力搅拌器、电子天平等。

2. 试剂：盐酸溶液（1.0 mol/L）、乙酸溶液（1.0 mol/L）、NaOH标准溶液（0.1 mol/L）、酚酞指示剂、蒸馏水等。

四、实验步骤1. 准备盐酸溶液和乙酸溶液，用移液管准确移取一定体积的溶液于锥形瓶中。

2. 在锥形瓶中加入适量的酚酞指示剂，用蒸馏水稀释至刻度。

3. 将溶液置于磁力搅拌器上，打开电导仪，调节仪器至合适的测量范围。

4. 使用滴定管滴加NaOH标准溶液，边滴加边搅拌，观察溶液颜色变化。

5. 当溶液颜色由无色变为浅红色时，停止滴定，记录NaOH标准溶液的体积。

6. 重复步骤1-5，进行三次平行实验。

五、实验数据与处理1. 计算NaOH标准溶液的平均体积。

2. 根据NaOH标准溶液的浓度和体积，计算盐酸和乙酸溶液的浓度。

六、结果与分析1. 盐酸溶液的浓度为：1.23 mol/L（±0.02 mol/L）。

2. 乙酸溶液的浓度为：1.19 mol/L（±0.01 mol/L）。

通过实验结果可以看出，电导滴定法可以有效地测定盐酸和乙酸溶液的浓度。

实验过程中，我们使用了酚酞指示剂来判断滴定终点，并采用磁力搅拌器保证溶液均匀混合。

电导滴定实验报告

电导滴定实验报告电导滴定实验报告引言：电导滴定实验是一种常用的化学分析方法，通过测量溶液的电导性来确定其中的物质浓度。

该实验具有简单、快速、准确的特点，因此被广泛应用于环境监测、药物分析、食品检测等领域。

本报告旨在详细介绍电导滴定实验的原理、步骤和实验结果，并对实验中的一些关键问题进行讨论。

一、实验原理电导滴定实验基于溶液中离子传导电流的原理。

当溶液中存在离子时，离子之间会形成离子-离子间的电导路径，从而导致溶液具有一定的电导性。

通过测量溶液的电导率变化，可以推断出其中离子的浓度。

二、实验步骤1. 准备工作：根据实验要求，准备好所需的试剂和仪器设备，确保实验环境干净整洁。

2. 校准仪器：使用标准溶液对电导计进行校准，保证测量结果的准确性。

3. 取样：按照实验要求，取适量的待测溶液样品。

4. 滴定：将标准溶液滴定至待测溶液中，滴定过程中记录电导计示数的变化。

5. 终点判定：当滴定过程中电导计示数发生明显变化时，即可判定滴定终点已达到。

6. 计算结果：根据滴定过程中消耗的标准溶液体积和浓度，计算出待测溶液中目标物质的浓度。

三、实验结果在本次实验中，我们以硫酸钠标准溶液滴定硫酸钠待测溶液为例，测得滴定终点出现在滴定过程中滴定液颜色由无色变为淡黄色的时刻。

记录滴定终点时电导计示数为10.5 mS/cm。

通过计算，得出待测溶液中硫酸钠的浓度为0.1mol/L。

四、实验讨论1. 滴定终点的判定：滴定终点的准确判定对实验结果的可靠性至关重要。

在本次实验中，我们以颜色变化作为滴定终点的判断依据，但这种方法可能存在主观性和误差。

为提高准确性，可以考虑使用自动滴定仪器或使用指示剂辅助判定终点。

2. 电导计的准确性：电导计是测量电导率的关键仪器，其准确性直接影响实验结果的可靠性。

在实验中，我们对电导计进行了校准，但仍需注意保持仪器的良好状态，定期进行校准和维护。

3. 实验条件的控制：实验条件的控制对实验结果的准确性和可重复性具有重要影响。

实验二电导滴定法测定食醋中乙酸的含量20160408

本实验采用电导滴定法测定食醋中HAc的浓度。
m∞
HAc + NaOH = Na+ + Ac－+H2O+OH50.11 40.9
198.6
溶液中离子导电能力通常用极限摩尔电导来衡量。
二、实训原理
食醋中的酸主要是乙酸，用氢氧化钠滴定食醋其反应式为： HAc + NaOH = Na+ + Ac－+H2O+OH•滴定开始时， HAc的解离度不大，因而未滴定前H+和Ac－的浓度较小，电导率很低；随着滴定的不断进行，HAc浓度逐渐减小， Na+ 、Ac－浓度不断增大。故溶液的电导率由极小点不断增加至理论终点，但增加的较为缓慢。理论终点后NaOH过量，溶液中电导率很大的OH－浓度不断增加，因此电导率迅速增加。由滴定曲线的转折点即可确定滴定终点。
实验二电导滴定法测定食醋中乙酸的含量
化学教研室陈先玉
一、实训目的
1．掌握电导滴定法的测定原理。 2. 掌握电导滴定法测定食醋中乙酸含量的方法。 3. 掌握电导率仪的使用方法
二、实训原理
在一定温度下，电解质溶液的电导率与溶液中的离子组成
和浓度有关，而滴定过程中系统的离子组成和浓度都在不断变
化，因此可以利用电导率的变化来指示反应终点。电导滴定法是利用滴定终点前后电导率的变化来确定终点的滴定分析方法。该方法的主要优点是，可用于很稀溶液、有色或混浊溶液、没有合适指示剂体系的测定。
三、实训指导
（一）DDS—11A型电导率仪的使用
7.选择高周将“高周、低周”开关扳向高周位置，1-7量程为“低周”，8-11量程为“高周” 8. 测量电导率将“校正—测量”开关置于“测量”位，“量程”置黑(B)点档，则读表面上行刻度，“量程”置红(R)档，则读数为下行刻度。表针指示数乘以“量程”倍率即为溶液电导率。例： “量程”置x102档，指示值为0.5，则被测值为 0.5×102＝50μ S／cm。 9.重复测定两次再扳回“校正”位置，看指针是否满刻度。再扳回“测量”位置，重复测定一次，取其平均值。 10、实验结束将“校正、测量”开关扳到“校正”位置，取出电极，用蒸馏水冲洗后，放回盒中。关闭电源，拔下插头。

电位滴定法实验报告

电位滴定法实验报告
通过电位滴定法测定盐酸二甲酯中的酸度，了解电位滴定法的原理和操作方法。

实验原理：
电位滴定法是一种常用的测定酸度的方法。

该方法是在滴定溶液中加入标准化的碱溶液，当溶液中的酸被完全中和后，体系中的电位会发生变化。

通过记录电位变化的大小，就可以确定样品中的酸度。

实验步骤：
1.准备样品：取盐酸二甲酯5mL，加入50mL容量瓶中，并加入1-2滴指示剂，用0.1mol/L NaOH溶液标定。

2.操作电位滴定仪：将电位滴定电极插入电位滴定仪中，打开电位滴定仪，将电位滴定仪的电势设置为0，并将标定好的NaOH溶液装在滴定池中。

3.开始电位滴定：将电位滴定电极插入样品中，打开滴定器，开始滴定。

滴定过程中，电位滴定仪会记录下电位的变化。

当加入的NaOH溶液浓度达到一定值时，体系中的电位会发生明显的变化，此时记录下电位值。

4.计算结果：根据标定好的NaOH溶液浓度和体系中电位的变化，可以计算出样品中酸度的值。

实验结果：
通过电位滴定法测定盐酸二甲酯中的酸度，得到的结果为
0.03mol/L。

实验结论：
通过电位滴定法可以精确地测定样品中的酸度。

该方法操作简便，准确性高，因此在化学分析中得到广泛应用。

电导滴定法测定食醋中乙酸的含量

电导滴定法测定食醋中乙酸的含量一、实验目的：(1)学习电导滴定法测定原理。

(2)掌握电导滴定法测定食醋中乙酸含量的方法。

(3)进一步掌握电导率仪的使用二、实验原理：1.电导滴定法是根据滴定过程中被滴定溶液电导的变化来确定滴定终点的一种容量分析方法。

电解质溶液的电导取决于溶液中离子的种类和离子的浓度。

在电导滴定中，由于溶液中离子的种类和浓度发生了变化，因而电导也发生了变化，据此可以确定滴定终点。

2.食醋中的酸主要是乙酸。

用氢氧化钠滴定食醋，滴定开始时，部分高摩尔电导的氢离子被中和，溶液的电导略有下降。

随后，由于形成了乙酸一乙酸钠缓冲溶液，氢离子浓度受到控制，随着摩尔电导较小的钠离子浓度逐渐增加，在化学计量点以前，溶液的电导开始缓慢上升。

在接近化学计量点时，由于乙酸的水解，使转折点不太明显。

化学计量点以后，高摩尔电导的氢氧根离子浓度逐渐增大，溶液的电导迅速上升。

因此，作两条电导上升直线的近似延长线，其延长线的交点即为化学计量点。

食醋中乙酸的含量一般为3—4 g/100 mL, 此外还含有少量其他弱酸如乳酸等。

用氢氧化钠滴定食醋，以电导法指示终点，测定的是食醋中酸的总量，尽管如此，测定结果仍按乙酸含量计算。

(1)醋酸含量测定食醋中的酸主要是醋酸，此外还含有少量其它弱酸。

本实验以酚酞为指示剂，用NaOH标准溶液滴定，可测出酸的总量。

结果按醋酸计算。

反应式为：NaOH + HAc = NaAc + H2OCNaOH * KaOH = CHAc *VHAc'H A C ' NaOH ^NaOH^^HAc反应产物为NaAc,为强碱弱酸盐，则终点时溶液的pH>7,因此，以酚酞为指示剂。

(2) NaOH的标定NaOH易吸收水分及空气中的CO2,因此，不能用直接法配制标准溶液。

需要先配成近似浓度的溶液（通常为0.1 mol/L），然后用基准物质标定。

邻苯二甲酸氢钾和草酸常用作标定碱的基准物质。

电导测定及其应用实验报告

电导测定及其应用实验报告篇一：电导的测定及应用实验报告实验名称一、实验目的1.测量KCl水溶液的电导率，求算它的无限稀释摩尔电导率；2.用电导法测量醋酸在水溶液中的解离平衡常数；3.掌握恒温水槽及电导率仪的使用方法。

二、实验原理1、电导G：对于电解质溶液，常用电导表示其导电能力的大小。

电导G是电阻R的倒数，即 G=1/R。

电导的单位是西门子，常用S表示。

1S=1Ω－12、电导率或比电导：κ=Gl/A（其意义是电极面积为及1m、电极间距为lm的立方体导体的电导，单位为S·m－1。

对电解质溶液而言，令l/A = Kcell，Kcell 称为电导池常数。

所以κ=G l/A =G Kcell 3、摩尔电导率：Λm=κ/ C（强电解质稀溶液的摩尔电导率Λm与浓度有如下关系：Λm= Λ∞m- AC （Λ∞m为无限稀释摩尔电导率。

可见，以∞Λm对C作图得一直线，其截距即为Λm。

2弱电解质溶液中。

在无限稀释的溶液中可认为弱电解质已全部电离。

此时溶液的摩尔电导率为Λ∞m =V+ Λm ,+ + V- Λm ,-（根据电离学说,可以认为,弱电解质的电离度α等于在浓度时的摩尔电导Λ与溶液在无限稀释时的电导Λ∞m之比,即∞：α=Λm/ Λm （4、弱电解质电离平衡常数：弱电解质AB型的电离平衡常数：Kθ=(Cα2)/Cθ（1-α）（所以，通过实验测得α即可得Kθ值。

把（Kθ=(CΛ∞m2)/ Λ∞mCθ（Λ∞m-Λm）（或CΛm=(Λ∞m2) KθCθ1/Λm -Λ∞mKθCθ以CΛm对1/Λm作图，其直线的斜率为(Λ∞m2) KθC θ，如知道Λ∞m值，就可算出Kθ。

三、实验仪器、试剂仪器：梅特勒326电导率仪1台；电导电极一只，量杯(50mL)2个；移液管（25mL）3只；洗瓶一只；洗耳球一只。

药品：10.00（mol/m）KCl溶液；0.093mol/dm)HAc溶液；电导水。

四、实验步骤1.打开电导率仪开关，预热5min。

试验七电导滴定

1．按（DDS－307型）电导仪的使用方法开启电导仪。 2．测定（1）用移液管移取50.00mL待测HCl溶液于一干净 200mL烧杯中，加入50mL去离子水，充分搅拌后，将电导电极插入溶液中，测此时溶液电导率，待读数稳定后记录数据。然后用滴定管加入NaOH标准溶液，每加0.50mL充分搅拌后，测定并记录溶液的电导率，当溶液电导率由减小转为开始增大后，再测 4～5个点即可停止。
11
注释
[1] 以NaOH滴定HAc时，由于Ac－水解的原因，滴定终点附近曲线会弯曲，使得转折并不十分显著，但滴定终点前后电导曲线走向会有明显的改变，因此可以通过滴定终点前后直线部分延线相交而求得理论终点的位置。实际测得的电导率值常常由于水的解离产生 H+和OH－而位于该点的上面。 [2] 为了避免滴定过程中由于滴定剂加入过多使得总体积变化过大而引起溶液电导率的改变，一般要求滴定剂的浓度比待测定溶液大10倍。
1
一、目的要求
2．掌握电导仪的使用方法和技术
2
二、实验原理
在一定温度下，电解质溶液的电导率与溶液中的离子组成和浓度有关，而滴定过程中系统的离子组成和浓度都在不断变化，因此可以利用电导率的变化来指示反应终点。电导滴定法是利用滴定终点前后电导率的变化来确定终点的滴定分析方法。该方法的主要优点是，可用于很稀溶液、有色或混浊溶液、没有合适指示剂体系的测定。电导滴定法不仅可用于酸碱反应，也可用于氧化还原反应、配位反应和沉淀反应。
3
图15—1 电导滴定曲线 1—NaOH滴定HCl； 2—NaOH滴定HAc
4
用NaOH滴定HCl的反应为：
H Cl Na OH Na Cl H 2O
H+和OH－的电导率都很大，Na+、 Cl－及产物H2O的电导率都很小。在滴定开始前由于H+浓度很大，所以溶液的电导率很大；随着NaOH的加入，溶液中的H+不断与OH－结合成电导率很小的H2O，因此在理论终点前，溶液的电导率不断下降。当达到理论终点时溶液具有纯NaCl的电导率，此时电导率为最低。当过量的NaOH加入后，溶液中OH－浓度不断增大，因此溶液的电导率随NaOH的加入而增大。其电导滴定曲线见图15－1中1所示，由滴定曲线的转折点即可确定滴定终点[1]。

《电导滴定分析法测定未知酸》实验报告