準備器具：酸堿滴定管各壹（編號），1L試劑瓶，250mL錐形瓶3只（編號），量筒
準備藥品：無水碳酸鈉基準物質（經280℃幹燥1h），甲基橙指示劑（0.1 % 水溶液），1:1鹽酸（6 mol?L-1）
壹、 實驗目的
（1）了解配制標準溶液的方法：直接法和間接法。
（2）學習滴定基本操作，熟悉甲基橙指示劑的使用和滴定終點的確定。
（3）學習分析天平的減量法操作，掌握用基準物質標定標準溶液濃度的方法。
二、 實驗原理
酸堿滴定利用的是酸堿反應的定量計量關系，來對未知酸或堿的濃度進行測定。參與反應的其中壹方為濃度已知的標準溶液，另外壹方則是待測溶液。為了達到滴定準確，首先要求反應完全，參與反應的酸（堿）至少有壹種是強酸（強堿），這也是為什麽常用鹽酸或氫氧化鈉溶液作為標準溶液的原因；其次還要選擇合適的指示劑來指示滴定終點，在滴定中對指示劑的變色判斷是滴定準確的關鍵點。
標準溶液的獲得有直接配制和間接配制兩種方法，像鹽酸和氫氧化鈉溶液，只能先配置粗略的濃度，然後用基準物質進行標定後，才能得到準確的濃度成為標準溶液。標定氫氧化鈉常用的基準物質是鄰苯二甲酸氫鉀或二水草酸，標定鹽酸常用的基準物質是無水碳酸鈉或硼砂。
以無水碳酸鈉標定鹽酸為例，發生的酸堿中和反應是：Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl +H2CO3
首先準確稱取壹定質量的無水碳酸鈉，用待標定鹽酸溶液進行滴定，反應終點溶液為弱酸性（pH約3.9），用甲基橙（變色範圍3.3~4.4）作為指示劑指示終點誤差較小，如果用酚酞作指示劑則誤差可達50 %。根據鹽酸的滴定體積、無水碳酸鈉的稱量質量就可以計算出鹽酸的準確濃度。
為了減少偶然誤差，壹般要求至少平行測定三次，所得數據越接近越好，可以用相對平均偏差 （如果只有兩個次數據，則可以用相對差值 ）來判斷數據的精密度，壹般小於0.2 %是比較理想的數據。如果沒有達到要求，則應重復滴定，替換明顯偏離均值的數據，直至達到所要求的標準為止。
作為滴定分析的首次實驗需熟悉相關基本操作，包括酸堿滴定管的使用（加液、鉻酸洗液清洗、堵塞和漏液的處理、讀數），滴定終點的判斷，分析天平的使用與減量法。詳細內容參見書本第12頁滴定分析基本操作。
三、實驗內容
（1）0.20 mol?L-1鹽酸的配制。
量筒取1：1鹽酸（約6 mol?L-1 ）34 mL倒入已盛有500 mL蒸餾水1L試劑瓶，再加水稀釋體積為1L，搖勻備用。此時鹽酸濃度約為0.20 mol?L-1，將試劑瓶貼上標簽，寫上班級姓名學號，實驗結束後在教師指定地點放置，下次實驗再用，千萬不要倒掉！
（2）0.20 mol?L-1鹽酸溶液的標定（無水碳酸鈉作為基準物質）。
準備3只250 mL錐形瓶，用蒸餾水洗凈，帶上記錄本和筆去天平室。用減量法準確稱取無水碳酸鈉3份，每份在0.30 g（M=105.99，消耗0.20 mol?L-1鹽酸約28 mL）左右，記錄準確質量。每份碳酸鈉加水50 mL溶解，加1~2滴甲基橙指示劑，用待標定鹽酸滴定至溶液由黃色變為橙色。
（3）數據測定要求
平行測定至少三次，分別計算鹽酸濃度。因為是第壹次實驗，精密度標準可以放寬壹些，要求所得鹽酸濃度相對平均偏差小於 0.4 %。如達不到要求，則需重新稱量碳酸鈉，直至滴定數據滿足上述標準為止。
最後根據達到要求的三組數據，計算鹽酸溶液的平均濃度，即為所配鹽酸標準溶液的濃度。
註：方框文字是與書本內容相比有變化的地方，請特別註意！
第1組 第2組 第3組
mNa2CO3/ g VHCl / mL mNa2CO3/ g VHCl / mL mNa2CO3/ g VHCl / mL
附記錄表格：
望采納！