无机化学滴定实验实验原理及过程.docx

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无机化学滴定实验实验原理及过程

实验三滴定操作练习

一、实验原理

　　0.1MHCI和0.1MNaOH的相互滴定

H++OH-=H2O

滴定的突跃范围：

pH=4.3-9.7

指示剂：

甲基橙（pH=3.1-4.4）或酚酞（pH=8.0-9.6）

红黄　　　　　　无红

当指示剂一定时，用一定浓度的HCI和NaOH相互滴定，指示剂变色时，所消耗的体积比VHCI/VNaOH不变，与被滴定溶液的体积无关。

借此可检验滴定操作技术和判断终点的能力。

本实验以酚酞为指示剂，用NaOH溶液分别滴定HCl和HAc，当指示剂由无色变为淡粉红色，即表示已达到终点。

如果酸（A）与碱（B）中和反应为

aA+bB=cC+dH2O

当反应到化学计量点时，则A的物质的量nA与B的物质的量nB之比为：

nA/nB=a/b

又因为

nA=cA·VA

则可由下面公式求出酸和碱的浓度：

CA·VA=a/bCB·VB

式中CA、CB分别为A、B的浓度（mol·L-1）；VA，VB分别为A，B的体积（L或mL）。

由此可见，酸碱溶液通过滴定，确定他们中和时所需要的体积比，即可确定他们的浓度比。

二、实验材料

仪器：

碱式滴定管，25ml移液管

试计：

0.1mol·L-1HCL标准溶液（准确浓度已知）

0.1mol·L-1NaOH溶液（浓度待标定）

酚酞溶液（w为0.01）

三、实验步骤

NaOH溶液浓度的标定

用0.1mol·L-1NaOH溶液操作液荡洗已洗净的碱式滴定管，每次10mL左右，荡洗液从滴定管两端分别流出弃去，共洗三次。

然后再装满滴定管，赶出滴定管下面的气泡。

调节滴定管内溶液的弯月面在“0”刻度以下。

静置1min，准确读书，并记录。

将已洗净的用于盛放HCl标准溶液的小烧杯和25mL移液管用0.1moL/L，HCl标准溶液荡洗三次后（每次用10~15mL溶液），准确移取25.00mL的HCl标准溶液于250mL锥形瓶中。

加酚酞指示剂2滴，此时溶液应无色。

用已准备好的0.1mol/LNaOH操作滴定酸液。

近终点时，用蒸馏水冲洗锥形瓶内壁，再继续滴定，直至溶液在加下半滴NaOH后，变为明显的淡粉红色，在30s中内不褪，此时即为终点。

准确读取滴定管中NaOH的体积。

终度数和初读数之差，即为与HCl中和所消耗的NaOH体积。

注意：

三次测定结果的相对平均偏差不应大于0.2%。

【相对平均偏差用途：

进行分析时，往往要平行分析多次，然后取几次结果的平均值作为该组分析结果的代表。

但是测得的平均值和真实数值间存在着差异，所以分析结果的误差是不可避免的，为此要注意分析结果的准确度，寻求分析工作中产生误差的原因和误差出现规律，要对分析结果的可靠性和可信赖程度作出合理判断；公式：

平均偏差除以平均值（注意最后求出的是百分数）】

实验四盐酸标准溶液的标定

一．实验原理

标定HCl溶液的基准物质常用无水碳酸钠，其反应式如下：

Na2CO3-+2HCl→2NaCl+CO2++H2O

滴定至反应完全时，化学计量点的PH为3.89，可选用溴甲酚绿—二甲基黄混合指示剂指示钟点，其终点颜色变化为绿色（或蓝绿色）到亮黄色（pH=3.9），根据Na2CO3的质量和所消耗的HCl体积，可以计算出盐酸的浓度c（HCl）。

二．实验材料

Na2CO3基准物质:

先置于烘箱中（270~300℃）烘干至恒重后，保存于干燥剂中。

溴甲酚绿—二甲基黄混合指示剂：

溴甲酚绿－二甲基黄混合指示剂：

取4份w为

0.002溴甲酚绿酒精溶液和1份w为0.002二甲基黄酒精溶液，摇匀。

三．实验步骤

用减量法准确称取经干燥过的无水Na2CO3 3-5份。

每约0.15－0.2g（应准确到小数点后第几位？

）。

分别置于250ml锥形瓶中，各加入80ml水，使其完全溶解。

加9滴溴甲酚绿－二甲基黄混合指示剂溶液（或1～2滴0.2%甲基橙指示剂），用待标定的HCl溶液滴定，快到终点时，用洗瓶中蒸馏水吹洗瓶内壁。

继续滴定到溶液由绿色变为亮黄色（不带黄绿色）（甲基橙由黄色突变为橙色）。

记下滴定用去的HCl体积。

四．实验报告格式

盐酸溶液浓度的标定

记录项目

序号

1

2

3

称量瓶+碳酸钠质量（倒出前）/g

称量瓶+碳酸钠质量（倒出后）/g

称出碳酸钠质量/g

HCL：

最后读数/mL

最初读数/mL

净用体积/mL

C（HCl）/（mol/L）

平均值C（HCl）/（mol/L）

标准偏差s

实验五混合碱中碳酸钠和碳酸氢钠含量的测定

（酸碱滴定法）

一．实验原理

混合碱中组分Na2CO3，NaHCO3的含量和总含量（以Na2O表示）的测定，一般可以用“双指示剂法”。

实验中，先加酚酞指示剂，以HCl标准溶液滴定至无色，此时溶液中Na2CO3仅被滴定成NaHCO3，即Na2CO3只被中和了一半。

反应是如下：

Na2CO3+HCl==NaHCO3+NaCl

然后再加溴甲酚绿-二甲基黄指示剂，继续滴定至溶液由绿色到亮黄色，此时溶液中NaHCO3才完全被中和：

NaHCO3+HCl==NaCl+H2O+CO2↑

假定用酚酞作指示剂时，用去的酸体积为V1，再用溴甲酚绿—二甲基黄作指示剂时，又用去的酸体积为V2，则Na2CO3，NaHCO3以及Na2O的含量可由下列式子计算：

w（Na2O）=[1/2*c（HCl）*V*M（Na2O）]/ms

　式中ms为碱灰式样质量（g）；V为滴定碱灰试液用去HCl的总体积（mL）。

二．实验试剂

碱灰试样，酚酞指示剂，溴甲酚绿—二甲基黄指示剂，0.1mol/LHCl标准溶液

三．实验步骤

准确称取0.15~0.2g碱灰试样三份，分别置于250mL锥形瓶中，各加50mL蒸馏水，1滴酚酞指示剂后，溶液呈红色。

用0.1mol/LHCl标准溶液滴定至无色，记下用去HCl体积（V1）。

注意滴定过程，酸要逐滴加入并不断地摇动溶液以避免溶液局部酸度过大，防止Na2CO3直接转化为CO2，而不是转化成NaHCO3。

第一次重点到达后，再加9滴溴甲酚绿—二甲基黄指示剂，继续用HCl滴定，直到溶液由绿色变为亮黄色。

记下第二次用去HCl体积（V2）。

四、实验报告格式

混合碱中碳酸钠和碳酸氢钠含量测定

记录项目

序号

1

2

3

称量瓶+试样质量（倒出前）/g

称量瓶+试样质量（倒出后）/g

试样质量/g

HCL：

第一次终点读数/mL

初始读数/mL

净用量/mL

HCL：

第二次终点读数/mL

第一次终点读数/mL

净用量/mL

w（Na2O）

平均值

标准偏差s

w（Na2CO3）

平均值

w（NaHCO3）

平均值

实验六EDTA标准溶液的配制和标定

一、实验原理

乙二胺四乙酸（简称EDTA，常用H4Y表示）难溶于水，分析化学中通常使用其二钠盐。

EDTA能与大多数金属离子形成1:

1的稳定配合物，因此可以用含有这些金属离子的基准物，在一定酸度下，选择适当的指示剂来标定EDTA的浓度。

标定EDTA溶液常用的基准物有Zn、ZnO、CaCO3、Bi、Cu、MgSO4⋅7H2O、Hg、Ni、Pb等。

用Zn作基准物可以用铬黑T（EBT）作指示剂，在NH3·H2O—NH4Cl缓冲溶液（pH=10）中进行标定，其反应如下：

滴定前：

Zn2++In2-==ZnIn

（纯蓝色）（酒红色）

式中In为金属指示剂。

滴定开始至终点前：

Zn2++Y4-==ZnY2-

终点时：

ZnIn+Y4-==ZnY2-+In2-

（酒红色）（纯蓝色）

所以，滴定终点时，溶液从就红色变为纯蓝色。

二、实验试剂

NH3·H2O—NH4Cl缓冲溶液（pH=10）：

取6.75gNH4Cl溶于20mL水中，加入57mol/LNH3·H2O，用水稀释到100mL。

铬黑T指示剂，纯Zn，EDTA二钠盐。

三、实验步骤

1、0.01mol/LEDTA的配制

称取3.7gEDTA二钠盐，溶于1000mL水中，必要时可加热加快溶解。

2、0.01mol/LZn2+标准溶液的配制

取适量纯锌粒，用稀HCl稍加泡洗，以除去表面的氧化物，再用水洗去HCl，然后，用酒精洗一下表面，沥干后于110℃下烘几分钟，置于干燥剂中冷却。

准确称取0.15~0.2g，至于100mL烧杯中，加5mL1:

1HCl，盖上表面皿，必要时温热，使Zn完全溶解。

冲洗表面皿及杯壁，小心转移于250mL容量瓶中，用水稀释至标线，摇匀。

计算Zn2+标准溶液的浓度c（Zn2+）。

3、EDTA浓度的标定

用25mL移液管吸取Zn2+标准溶液置于250mL锥形瓶中，逐滴加入1:

1NH3·H2O，同时不断摇动直至开始出现白色沉淀Zn（OH）2。

再加5mLNH3·H2O—NH4Cl缓冲溶液、50mL的水和3滴铬黑T，用EDTA标准溶液滴定至溶液由酒红色变为纯蓝色即为终点。

记下EDTA溶液的用量V（EDTA）。

平行标定三次，计算EDTA的浓度。

实验七水的硬度测定（配位滴定法）

一、实验原理

用EDTA测定Ca2+、Mg2+时，通常在两个等分溶液中，分别测定Ca2+量以及Ca2+、Mg2+总量，Mg2+量则从两者所用EDTA量的差数求出。

在测定Ca2+时，先用NaOH调节溶液到pH=12~13，使Mg2+生成难溶的Mg（OH）2沉淀。

加入钙指示剂与Ca2+配用呈红色。

滴定时，EDTA先与游离的Ca2+配位，然后夺取已和指示剂配位的Ca2+，使溶液的红色变为蓝色为终点。

从EDTA标准溶液用量可计算Ca2+的含量。

测定Ca2+、Mg2+总量时，在pH=10的缓冲溶液中，以铬黑T为指示剂，用EDTA滴定。

因稳定性CaY＞MgY2-＞MgIn＞CaIn。

铬黑T先与部分Mg2+配位为MgIn（酒红色）。

而当EDTA滴入时，EDTA首先与Ca2+和Mg2+配位，然后在夺取MgIn中的Mg2+，使铬黑T游离，因此到达终点时，溶液由酒红色变为纯蓝色。

从EDTA标准溶液的用量，即可以计算样品中的钙镁总量。

二、实验试剂

6mol/LNaOH，NH3·H2O-NH4Cl缓冲溶液（pH=10），铬黑T指示剂，钙指示剂

三、实验步骤

1、Ca2+的测定

用移液管准确吸取水样50mL于250mL的锥形瓶中，加50mL的蒸馏水2mL6mol/LNaOH（pH=12~13）、4~5滴钙指示剂。

用EDTA溶液滴定，不断摇动锥形瓶，当溶液变为纯蓝色时，即为终点。

记下所用的体积V2。

用相同的方法平行测定三份。

2、Ca2+、Mg2+总量测定

准确吸取水样50mL于250mL锥形瓶中，加入50mL蒸馏水、5mLNH3·H2O-NH4Cl缓冲溶液、3滴铬黑T指示剂。

用EDTA溶液滴定，当溶液由酒红色变为纯蓝色的时候，即为终点。

记下所用体积V1。

用同样方法平行测定三份。

按下式分别计算Ca2+、Mg2+总量（以CaCO3含量表示，单位为mg/L）及Ca2+和Mg2+的分量（单位为mg/L）。

CaCO3含量={[c（EDTA）*V1*M（CaCO3）]/V水样}*1000

（上式为Ca2+的含量，下式为Mg2+的含量）

式中V1、V2均取平均值。

四、实验记录

水硬度的测定记录

实验八KMnO4标准溶液的配制与标定

一、实验原理

KMnO4是氧化还原滴定最常用的氧化剂之一。

高锰酸钾滴定法通常在酸性溶液中进行，反应中锰原子的氧化数由+7变到+2。

市售的KMnO4试剂中常含有少量的MnO2和其它杂质，高锰酸钾在制备和贮存过程中，常混入少量的还原性杂质，可待它们可与MnO4-反应而析出MnO（OH）2沉淀，标定其准确浓度。

然而这些生成物以及光、热、酸、碱等外界条件的改变均会促进KMnO4的分解，因此配好的KMnO4溶液应除去杂质，并保存于暗处。

H2C2O4·2H2O与Na2C2O4是较为常用的还原剂，因为它容易提纯，性质稳定，不含结晶水，是标定KMnO4常用的基准物质。

其反应式如下：

2MnO4-+5C2O42-+16H+==2Mn2++10CO2↑+8H2O

反应要在酸性、较高温和有Mn2+作催化剂的条件下进行。

滴定初期，反应很慢，KMnO4溶液必须逐滴加入，如滴加过快，部分KMnO4在热溶液中按下式分解造成误差。

4KMnO4+2H2SO4==4MnO2+2K2SO4+2H2O+3O2↑

在滴定过程中逐渐生成的Mn2+有催化作用，结果使反应速率逐渐加快。

由于KMnO4溶液本身具有特殊的紫红色，滴定时KMnO4溶液稍微过量，即可看到溶液呈微红色，示终点已到。

故不需另加指示剂。

二、实验试剂

H2SO4（3mol/L），KMnO4（s），Na2C2O4（s）

三、实验步骤

（1）KMnO4标准溶液（0.02mol/L）的配制：

称取KMnO41.7g，溶于适当量的蒸馏水中，置于洁净的棕色试剂瓶中，用水稀释至约500mL。

摇匀，塞好，暗处放置7～10天，用玻璃砂芯漏斗过滤上层溶液，存于另一棕色玻璃瓶中，摇匀，待标定。

（2）KMnO4标准溶液（0.02mol/L）的标定：

精确称取0.2g左右的Na2C2O4三份，分别置于250mL锥形瓶中，各加蒸馏水40mL和10mL3mol/LH2SO4的使之溶解。

慢慢加热直至（75～85）℃（见冒热气），趁热用待标定的KMnO4溶液滴定，刚开始滴定时，速度较慢，滴入第一滴KMnO4溶液后，不要摇动溶液，待溶液褪色后，再加第二滴KMnO4。

待溶液中生成Mn2+后，因起催化作用，反应速率加快，此时开始摇动溶液，滴定速度也可适当加快，但也绝不可使KMnO4连续留下。

滴定接近终点时，紫红色褪色很慢，应减慢滴定速度，充分摇匀，防止超过终点。

滴定至加半滴KMnO4且摇匀后，能持续半分钟呈现微红色不褪色，即为终点。

记下终读书并计算KMnO4溶液的浓度c（KMnO4）。

四、注意事项

（1）滴定完成时，溶液温度应不低于55℃，否则反应速度慢而影响终点的观察与准确性。

操作中不要直火加热或使溶液温度过高，以免H2C2O4分解。

（2）开始滴定时反应速度较慢，所以要缓慢滴加，待溶液中产生了Mn2+后，由于Mn2+对反应的催化作用，使反应速度加快，这时滴定速度可加快；但注意仍不能过快。

否则来不及反应的KMnO4在热的酸性溶液中易分解。

近终点时，反应物浓度降低，反应速度也随之变慢，须小心缓慢滴入。

（3）KMnO4溶液受热或受光照将发生分解:

分解产物MnO2会加速此分解反应。

因此配好的溶液应贮存于棕色瓶中。

并置于冷暗处保存。

（4）KMnO4在酸性介质中是强氧化剂，滴定到达终点的粉红色溶液在空气中放置时，由于和空气中的还原性气体和灰尘作用而逐渐褪色。

实验九过氧化氢含量的测定

一、实验原理

H2O2是医药上的消毒剂，在酸性条件下很容易被KMnO4氧化。

在强酸性条件下，KMnO4与H2O2进行如下反应：

2 KMnO4 +5 H2O2 + 3 H2SO4= 2MnSO4+ K2 SO4 + 5O2↑+ 8H2O

在一般的工业分析中，常用KMnO4标准溶液测定H2O2的含量，有反应式子可知，H2O2在反应中氧原子从-1升到0。

二、实验试剂

工业H2O2样品、KMnO4（0.02mol/L）标准溶液， H2SO4（3mol/L）

三、实验步骤

用移液管准确吸取10mLH2O2样品（w约为0.03）置于250mL容量瓶中，加水稀释至标线。

混合均匀。

准确吸取25mL稀释液三份，分别置于三个250mL锥形瓶中，各加5mL3mol/L H2SO4，用KMnO4标准溶液滴定之。

计算未经稀释样品中的H2O2含量。

实验十碘和硫代硫酸钠溶液的配制与标定

一、实验原理

碘量法的基本反应式是：

配好的I2和溶液经比较滴定，求出两者的体积比，然后标定其中一种溶液的浓度，算出另一种溶液的浓度。

准确称取一定量的K2Cr2O7基准试剂，配成溶液，加入过量的KI，在酸性溶液中定地完成下列反应

①

生成的游离的I2，立即用Na2S2O3溶液滴定：

②

结果实际上相当于K2Cr2O7氧化Na2S2O3了。

I-虽在反应①中被氧化，但又在反应②中被还原为I-。

结果并未发生变化。

由反应①减去三倍量的反应②，即可知K2Cr2O7与Na2S2O3反应的物质的量之比为1:

6，即：

n（K2Cr2O7）：

6n（Na2S2O3）

因而根据滴定的K2Cr2O7溶液的体积和所取的K2Cr2O7质量，即可算出溶液准确的浓度。

碘量法用新配置的淀粉溶液作指示剂。

I2与淀粉生成蓝色的加合物，反应很灵敏。

二、实验试剂

K2Cr2O7（s）、HCl（2mol/L）、Na2S2O3·5H2O（s）、KI（s）、I2（s）、淀粉溶液（w为0.005），Na2CO3（s）。

三、实验步骤

1.0.05mol/L I2和0.1mol/L Na2S2O3溶液的配制

用台天平称取Na2S2O3·5H2O约6.2g，溶于适量刚煮沸并已冷却的水中，加入Na2CO3约0.05g后，稀释至250mL，倒入细口试剂瓶中，放置1~2周后标定。

在太天平上称取约3.2g，至于250mL烧杯中，加6g，再加少量水，搅拌，待全部溶解后，加水稀释到250mL。

混合均匀。

贮藏在棕色细口瓶中，放置于暗处。

2.I2和Na2S2O3溶液的比较滴定

 用移液管取25.00mLI2标准溶液于锥形瓶中，加入50mL水，用Na2S2O3溶液滴定至浅黄色后，加入2mL的淀粉指示剂，再用Na2S2O3溶液继续滴定至蓝色刚好褪去为止。

平行滴定2次。

计算出两溶液体积比。

3.Na2S2O3溶液的标定

 准确地称取0.15g左右的K2Cr2O7基准试剂（预先干燥过）3份。

分别置于3个250mL的碘量瓶中（最好用带有磨口塞的锥形瓶或碘瓶），分别加入10～20mL蒸馏水使之溶解。

加2gKI, 10mL 2mol/LHCl，充分混合溶解后，盖好塞子，以防止I2因挥发而损失。

在暗处放置5min，然后加50mL水稀释，用Na2S2O3溶液滴定到溶液呈浅绿黄色时，加2mL淀粉溶液，继续滴入Na2S2O3溶液直到蓝色刚好消失而Cr3+的绿色出现为止。

记下溶液的体积，计算溶液Na2S2O3的浓度。

再根据比较滴定的数据计算I2的浓度。

实验十一葡萄糖含量的测定（碘量法）

一、实验原理

碘与NaOH作用可天生次碘酸钠（NaIO），葡萄糖（C6H12O6）能定量地被次碘酸钠（NaIO）氧化成葡萄糖酸（C6H12O7）。

在酸性条件下，未与葡萄糖作用的次碘酸钠可转变成碘（I2）析出，因此只要用Na2S2O3标准溶液滴定析出的I2，便可计算出C6H12O6的含量。

其反应如下：

⒈I2与NaOH作用：

I2+2NaOH==NaIO+NaI+H2O

⒉C6H12O6和NaIO定量作用：

C6H12O6+NaIO==C6H12O7+NaI

⒊总反应式：

I2+C6H12O6+2NaOH==C6H12O7+NaI+H2O

⒋C6H12O6作用完后，剩下未作用的NaIO在碱性条件下发生歧化反应：

3NaIO==NaIO3+2NaI

⒌在酸性条件下，歧化产物进一步作用生成I2：

NaIO3+5NaI+6HCl==3I2+6NaCl+3H2O

⒍析出过量的I2可用标准Na2S2O3溶液滴定：

I2+2Na2S2O3==Na2S4O6+2NaI

由以上反应可以看出一分子葡萄糖与一分子NaIO作用，而一分子I2产生一分子NaIO，也就是一分子葡萄糖与一分子I2相当。

本法可作为葡萄糖注射液葡萄糖含量测定。

二、实验试剂

I2的标准溶液（0.05mol/L）;Na2S2O3标准溶液（0.1mol/L）；

NaOH溶液（2mol/L）；HCl（6mol/L）;

葡萄糖注射液（w为0.50），淀粉指示剂（w为0.005）。

三、实验步骤

用移液管移取25.00mL待测溶液于碘量瓶中，准确加进I2标准溶液25.00mL，慢慢滴加0.2mol/LNaOH，边加边摇，直至溶液呈淡黄色。

加碱的速度不能过快，否则天生的NaIO来不及氧化C6H12O6，而歧化不与葡萄糖反应的和，使测定结果偏低。

将锥形瓶盖好，于暗处放置10～15分钟，加6mol/LHCl2mL使成酸性，立即用Na2S2O3溶液滴定，至溶液呈浅黄色时，加进淀粉指示剂2mL，继续滴至蓝色消失，即为终点。

记下滴定读数。

实验滴定重复一次。

并按照下式计算葡萄糖的含量（g/L）。

（式中，V样为25.00ml）

四、注意事项

留意事项：

Na2S2O3溶液的配制用新煮沸且刚冷却的蒸馏水；

I2溶液配制在KI的溶液之中；

标定Na2S2O3溶液时淀粉指示剂加进的时间和滴定的现象。

实验十二维生素C含量的测定（直接碘量法）

一、实验原理

维生素C是人体重要的维生素之一，它影响胶元蛋白的形成，参

与人体多种氧化还原反应,并且有解毒作用。

人体不能自身制造维生素C，所以人体必须不断地从食物中摄入维生素C，通常还需储藏能维持一个月左右的维生素C。

缺乏时会产生坏血病，故又称抗坏血酸。

维生素C属水溶性维生素，分子式C6H8O6。

分子中的烯二醇基具有还原性，能被I2定量地氧化成二酮基，因而可用I2标准溶液直接测定。

简写为：

由于维生素C的还原性很强，较容易被溶液和空气中的氧氧化，在碱性介质中这种氧化作用更强，因此滴定宜在酸性介质中进行，以减少副反应的发生。

考虑到I- 在强酸性中也易被氧化，故一般选在pH为3~4的弱酸性溶液（稀醋酸）中进行滴定。

二、实验试剂

维生素C（s）；1:

1HAc；0.05mol/LI2标准溶液；淀粉指示剂

三、实验步骤

准确称取约适量（约相当于维生素C 0.2g）研成粉末的维生素C药片，置于250ml锥形瓶中，加入100ml新煮沸过并冷却的蒸馏水，再加10mL1:

1

HAc，完全溶解后，再加入3mL淀粉指示剂，立即用I2标准滴定溶液滴定至稳定的蓝色，30s 内不褪色即为终点。

重复滴定一次，计算维生素C的含量。

实验十三生理盐水中氯化钠含量的测定（银量法）

一、实验原理

银量法需要借助指示剂来确定指示终点。

根据指示剂不同，银量法又分为莫尔法、佛尔哈德法和法扬司法。

莫尔法是指中性或弱碱性溶液中，以K2CrO4为指示剂，用AgNO3标准溶液滴定氯化物。

（白）

（砖红色）

 AgCl的溶解度＜Ag2CrO4的溶解度，因此溶液中首先析出AgCl沉淀当达到终点后，过量的AgNO3与CrO42－生成砖红色沉淀。

二、实验试剂

AgNO3（s，AR），NaCl（s，AR），K2CrO4溶液（w为0.05），生理盐水样品

三、实验步骤

1.0.1mol/L

标准溶液的配制

标准溶液可直接用分析纯的

结晶配制，但由于

不稳定，见光易分解，故若要精确测定，则要

基准物来标定。

（1）直接配制

在一小烧杯中精确称量1.7g左右的

，加适量水溶解后，定量转移到100mL容量瓶中，用水稀释至刻度，摇匀，计算其准确浓度。

（2）间接配制

将

置于坩埚中，用煤气灯加热至500～600℃干燥后，冷却，放置在干燥器中