1.实验目的

（1）掌握电导滴定法测定溶液浓度的原理和方法。

（2）测定NaOH、Na2SO4溶液的浓度。

2.实验原理

利用测量待测溶液在滴定过程中电导的变化转折来指示滴定终点的方法称为电导滴定法。电导滴定可用于酸碱中和反应、沉淀反应、配位反应及氧化还原反应。当溶液很稀、溶液混浊及溶液有颜色干扰而不易使用指示剂判定滴定终点时，此法更为有效。

被滴定溶液中的一种离子与滴入试剂中的另一种离子结合，使得溶液中离子浓度发生变化，或者被滴定溶液中原有的离子被另一种迁移速率不同的离子所替代，从而导致溶液的电导率发生变化。滴定过程中测量电导或电导率随滴入溶液体积的变化值，以电导或电导率对滴入溶液的体积作图，再将两条直线部分外推，所得交点即为滴定终点。图3-33是常见的两种电导滴定的κ-V曲线。

图3-33（a）为强电解质HCl滴定NaOH溶液的κ-V曲线，其化学反应式为

图3-33　电导滴定曲线

滴定过程中，溶液中的OH-被Cl-替代。由于OH-的电导率远大于Cl-的电导率，所以随着滴定的进行，在终点前，溶液的电导率越来越小；终点后，溶液的电导率由于过量H+和Cl-的浓度逐渐增加而越来越大。在滴定终点前后，溶液电导的改变有一个突出的转折点，相对应于这个转折点的HCl的体积VHCl，就是完全中和NaOH溶液时所需HCl的量。通过相应的计算，可以确定被滴定NaOH溶液的浓度。

用BaCl2标准溶液滴定Na2SO4时，溶液的电导率和加入BaCl2体积的关系如图3-33（b）所示。

温度一定时，在稀溶液中，离子的电导率与其浓度成正比。如果滴定剂加入后，使原溶液体积改变较大，那么所加入溶液的体积与溶液的电导率就不呈线性关系，这是由于存在稀释效应。若使滴定剂的浓度高于被测样品浓度的10～20倍，则可基本消除稀释效应的影响。如果稀释效应显著，溶液的电导率应按稀释程度加以校正，校正后再作κ-V曲线。校正公式如下：

式中，此为校正后溶液的电导率，S·m—1；κ测为实测溶液的电导率，S·m-1；V为被滴定溶液的体积，mL；V1为加入滴定溶液的体积，mL。

3.仪器与试剂

DDS-11D型电导率仪1台；恒温磁力搅拌器1台；25mL酸式滴定管2支；500mL烧杯2个；25mL移液管2支。

0.1000mol·L-1HCl标准溶液；0.0500mol·L-1BaCl2标准溶液；0.1mol·L-1NaOH溶液；0.05mol·L-1Na2SO4溶液。(www.daowen.com)

4.实验步骤

（1）用移液管准确吸取25.00mL待测溶液（NaOH或Na2SO4）置于500mL烧杯中，加蒸馏水稀释至250mL，烧杯中放入搅拌器转子后置于磁力搅拌器上，插入洗净的电导电极并按照图3-34安装仪器。

图3-34　电导滴定装置

1-电导电极；2-滴定管；3-温度计；4-恒温磁力搅拌器；5-烧杯；6-电导率仪

（2）在恒温搅拌状态下，用滴定管将配制好的标准溶液滴入待测溶液中（用HCl滴定NaOH，用BaCl2滴定Na2SO4）。开始每次滴加标准溶液2mL，每次滴加后搅拌均匀再测其电导率。终点前后每次滴加0.5～1.0mL，直到溶液电导率有显著改变后，再按原量每次2mL滴加几次即可。记录每次滴定所用标准溶液的体积及与之对应的溶液的电导率κ。

5.数据处理

将实验中测得的V标准-κ数据记录于表3-5中。

表3-5　电导滴定中的κ-V标准数据

由表3-5记录的原始数据作κ-V标准曲线，从曲线中找出滴定终点时标准溶液的用量，由之计算出待测溶液NaOH及Na2SO4的物质的量浓度。

6.思考题

（1）为什么标准溶液的浓度要比待测溶液浓度大10～20倍？

（2）电导滴定为何要在恒温下进行？

（3）溶液的浓度对电导率有什么影响？