高中化學/目錄/中和滴定實驗

在實驗室中，偶爾會出現因為失誤而丟失標籤或標籤所示濃度與實際濃度不符的情況。為了避免浪費，我們應該去得到它的精確濃度以便用於其它實驗中。那麼，通過什麼方法去得到它的濃度呢？

利用化學反應是一個很好的辦法。我們可以通過測量化學反應速率、化學反應生成物的物質的量等方式來間接算出濃度。不妨從較簡單的酸鹼中和反應入手。

中和滴定[編輯]

我們常用角標「a」來表示酸，角標「b」表示鹼。

提到中和反應，我們腦海中便能浮現出這樣的等式： $c_{a}V_{a}=c_{b}V_{b}$ 。如果我們有一瓶未知濃度的酸（或鹼）和一瓶已知濃度的鹼（或酸），只需求出它們恰好完全中和時各耗的體積便可求出未知濃度的酸（或鹼）的濃度。

我們可以將其中一種溶液的體積取定，便只需求出另一種溶液的體積。那麼，怎麼測量消耗的體積呢？

差量法不失為一種合適的方法。我們只要知道開始和結束時的溶液體積便可。顯然，量筒的精度已經達不到我們實驗的要求了（即使是量程為 $0\sim 10{\mbox{mL}}$ 的量筒也只能精確到 $0.1{\mbox{mL}}$ ）。我們便需要一種新的儀器——滴定管。

滴定管[編輯]

右圖是一支滴定管的向量圖。觀察實物或網際網路上的實物圖，我們可以發現：

滴定管是一根較長的空心玻璃圓管，內徑較小，下有一玻璃旋塞（或橡膠管）。其玻璃管上標有刻度、溫度等信息。不同於量筒等量器，它的刻度從上到下是由小到大，「0」刻度線在刻度的頂部（量筒、燒杯等沒有「0」刻度線）。

滴定管分為兩種：酸式滴定管和鹼式滴定管。每一種都有透明和棕色之分。從名稱上便可知道，酸和鹼要分別放在不同的滴定管中。結合分液漏斗下部的玻璃旋塞，想一想這是為什麼。再思考一下下列物質應使用哪種滴定管：

中性物質	氧化性物質	還原性物質	見光易分解物質

如果我們在酸式滴定管中放入鹼，那麼鹼就會腐蝕玻璃旋塞的活塞；如果我們在鹼式滴定管中放入酸，那麼酸就會腐蝕橡膠。顯然，中性物質無論使用哪種滴定管都是可以的。氧化性物質應該使用酸式滴定管，因為它會腐蝕橡膠；大多數情況下還原性物質使用兩種滴定管均可。見光易分解的物質應選用棕色的滴定管，再根據其性質具體選擇。

指示劑的選擇[編輯]

大多數酸鹼中和反應沒有明確可見的現象，因此就需要使用酸鹼指示劑進行指示。當然，如果實驗室條件允許的話，使用pH計將是一個十分不錯的選擇。

常見的酸鹼指示劑及其變色範圍等列表如下（右圖中數據僅供參考，以表中數據為準）：

指示劑名稱	變色範圍	酸色	中性色	鹼色
甲基橙	3.1-4.4	紅	橙	黃
石蕊	5.0-8.0	紅	紫	藍
溴百里酚藍	6.0-7.6	黃	綠	藍
酚酞	8.2-10.0	無色	淺紅	紅
百里酚酞	9.3-10.5	無色	淺藍	藍

在高中階段，我們一般選擇甲基橙或酚酞作為指示劑而不選用石蕊，是因為它的變色範圍過廣且顏色不便於觀察。在高中生物教材中對溴百里酚藍檢驗 ${\mbox{CO}}_{2}$ 有提及，故列入表中。在一些課外實驗中，可能會出現百里酚酞，故列入表中。

指示劑一般根據滴定終點的酸鹼性而定。若滴定終點為酸性，則選用甲基橙為佳；若滴定終點為鹼性，則選用酚酞為佳。

滴定終點為中性時，使用酸滴定鹼，我們一般使用甲基橙作為指示劑；使用鹼滴定酸，我們一般使用酚酞作為指示劑。但此時對於指示劑的選擇不嚴格要求，即使用酸滴定鹼時也可以使用酚酞作為指示劑，反之亦然。

滴定操作[編輯]

檢漏：檢驗滴定管是否漏液，活塞是否靈活。

洗滌：先使用自來水洗滌滴定管，再使用蒸餾水洗滌滴定管2~3次，最後分別用待滴定溶液潤洗滴定管。先使用自來水洗滌錐形瓶，再使用蒸餾水洗滌錐形瓶2~3次。錐形瓶不需要潤洗，否則會對滴定結果造成影響。

裝液：分別向潤洗後的酸式滴定管和鹼式滴定管中加入待滴定溶液（標準溶液和待測液），趕出滴定管中的氣泡，並讓頁面處於「0」刻度線及以下區域。將兩支滴定管掛在滴定台上，記錄此時兩管讀數。

滴定：先從一隻滴定管中向錐形瓶放適量待滴定溶液，滴入幾滴指示劑搖勻，再從另一隻滴定管中向錐形瓶中緩慢滴加另一隻待滴定溶液，邊滴邊震盪。在釋放後者時要先快後慢，快要到滴定終點時可以放半滴液體。此時目光應看向錐形瓶，但也應注意滴定管中溶液剩餘量。待錐形瓶中溶液變色且半分鐘內不複色時說明已到達滴定終點。記錄此時兩管讀數。（如果實驗室條件允許，可以將指示劑換為pH計，將震盪錐形瓶操作換為使用磁力攪拌器攪拌）

　　　重複洗滌、裝液和滴定操作2次，得出三組數據。

計算：根據等式 $c_{a}V_{a}=c_{b}V_{b}$ ，計算出待測液的濃度。

思考以下幾個問題：

為什麼指示劑只需要加幾滴，難道不是變色越明顯越好嗎？

誠然，我們希望變色明顯一點，以免造成失誤。但我們知道，酸鹼指示劑其實是一類有機弱酸弱鹼，倘使我們在錐形瓶中加入了過多的指示劑，便會影響滴定終點，這顯然得不償失。

對於強酸和強鹼，上面的滴定終點是恰好完全中和的那一點嗎？

顯然不是。指示劑的變色有一定的範圍，上面的滴定終點只是指指示劑變色範圍的邊界。但我們認為，對於一次滴定實驗來說，這點誤差可以忽略了，因此我們通常認為滴定終點時酸鹼恰好完全中和。

誤差分析[編輯]

對於誤差，我們都可以使用等式 $c_{a}V_{a}=c_{b}V_{b}$ 進行分析。但需要注意的是，我們需要判斷的不是真實值比代入值小還是大，而是代入值比真實值小還是大。例如（以下舉例均為使用標準溶液滴定待測液）：

使用待測液潤洗錐形瓶，則體積代入值比真實值小（即真實值比代入值大），因此待測液濃度偏大。

如果滴定結束後有一滴標準溶液殘留在滴定管外，則體積代入值比真實值大，因此待測液濃度偏大。然而，若因為操作不慎導致多滴了幾滴，卻不會對結果產生較明顯的影響。

氧化還原滴定[編輯]

不僅僅是酸鹼中和反應，我們也可以利用氧化還原反應，根據得失電子守恆來設計滴定實驗。敬請讀者自行設計並思考操作步驟等。

列舉一些氧化還原反應供參考：

$2{\mbox{MnO}}_{4}^{-}+5{\mbox{H}}_{2}{\mbox{C}}_{2}{\mbox{O}}_{4}+6{\mbox{H}}^{+}=2{\mbox{Mn}}^{2+}+10{\mbox{CO}}_{2}\uparrow +8{\mbox{H}}_{2}{\mbox{O}}$

${\mbox{I}}_{2}+2{\mbox{S}}_{2}{\mbox{O}}_{3}^{2-}={\mbox{S}}_{4}{\mbox{O}}_{6}^{2-}+2{\mbox{I}}^{-}$

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