化學 · 酸 · 鹼 / 原理與探索
酸鹼滴定實驗解說
使用已知濃度的鹼中和酸，可以用來估算反應中使用的酸的濃度。透過使用鹽酸樣品和標準氫氧化鈉溶液，比較 pH 變化和指示劑顏色。這是一種滴定實驗，旨在比較由化學計量學確定的等當點與由指示劑確定的終點之間的差異。
它是怎麼工作的？
在25℃，Kw = 10⁻¹⁴。當達到等當點時，pH值為7。同時，等當點附近的濃度也透過計算，利用過量的莫耳數與總體積的比值，以及水的自離子化常數來計算。 估計的酸濃度為：(鹼濃度 × 終體積) / 終酸體積。
關鍵關係
D=(n_酸−n_鹼)/V_總 · [H⁺]−Kw/[H⁺]=D
嘗試這個實驗
- 使用洗滌劑（NaOH）並利用滴定裝置進行新增。 調整指示劑，並比較顏色和最終體積。 輸入的濃度值是一個參考值，它可以改變用於估算未知濃度時的正確答案。
- 執行並記錄 0, 24.9, 25.0, 和 25.1 mL 的 0.1 mol/L 標準濃度 NaOH，以及 25 mL 的 HCl，分別。
- 記錄當僅改變指示劑從 24.9 mL 變為時的值，以及當僅將標準濃度從 25 mL 的 NaOH 變為 0.20 mol/L 時的值。
解讀結果的依據
是否終點和等當點總是相同？
等當點是當 n(H⁺) = n(OH⁻) 時所達到的點。終點是一種透過觀察到的顏色變化標準，其值因指示劑而異。即使改變指示劑，曲線也是相同的。
模型的範圍與限制
假設 25℃ 濃度的單價強酸 HCl 與強鹼 NaOH 發生完全電離·體積新增·活性 1。 忽略二氧化碳吸收、混合延遲和液滴大小誤差。 變色範圍是一個用於教育目的的典型值，且終點被定義為該範圍的中間 pH 值（9.10 或 3.75）。 實際視覺終點可能與此不同。指示劑不改變 pH 值。