Question

17．某食用白醋是由醋酸與純水配制而成，用0.1000mol/L NaOH溶液準確測定其中醋酸的物質的量濃度．以下為某同學列出的實驗步驟（未排序），請回答下列問題．
A．分別向堿式滴定管、酸式滴定管注入NaOH標準溶液和待測醋酸至0刻度以上2～3cm；
B．調節(jié)滴定管液面至0或0刻度以下，記下讀數；
C．用NaOH標準溶液滴定至終點，記下滴定管液面的刻度；
D．用標準溶液清洗堿式滴定管2～3次；待測醋酸清洗酸式滴定管2～3次；
E．用待測醋酸清洗錐形瓶2～3次；
F．排氣泡使滴定管尖嘴充滿溶液，把滴定管固定好；
G．滴定管檢漏，用水清洗所有儀器，備用；
H．通過酸式滴定管向錐形瓶注入20.00mL待測醋酸，并加入2-3滴指示劑．
（1）用離子方程式表示該實驗的原理CH₃COOH+OH^-=CH₃COO^-+H₂O．
（2）從上述實驗步驟中選出正確的并按操作先后排序．你的實驗順序為：（用字母表示）G→D→A→F→B→H→C．
（3）實驗室常用的酸堿指示劑有甲基橙、石蕊和酚酞，你選擇的指示劑是酚酞，理由是兩者恰好完全中和生成醋酸鈉，其水溶液呈堿性，必需選擇在堿性范圍變色且顏色容易判斷的酚酞作指示劑判斷滴定終點；滴定終點的現象是無色溶液變淺紅色且半分鐘內不褪色．
（4）某同學實驗后得到的數據如表：

滴定次數 實驗數據	1	2	3	4	5
V（NaOH）/mL（初讀數）	0.00	0.20	0.00	0.10	0.05
V（NaOH）/mL（終讀數）	15.75	15.20	14.98	15.12	15.05

原白醋中醋酸的物質的量濃度為0.07500mol/L（結果保留4位有效數字）．
（5）分析下列操作對測定結果的影響，用“偏低”、“偏高”或“不影響”填空．
①滴定前堿式滴定管充滿溶液，滴定后尖嘴處有氣泡偏低；
②讀取標準溶液體積時，滴定前平視，滴定后仰視偏高．

Answer 1

分析 （1）氫氧化鈉與醋酸生成醋酸鈉和水，醋酸是弱酸，書寫離子方程式時不能拆開；
（2）滴定時操作步驟為：滴定管查漏→水洗→潤洗→注液、調節(jié)液面→排氣泡、記錄刻度→注入待測液→滴定至終點讀數．
（3）醋酸與氫氧化鈉溶液完全中和后生成醋酸鈉溶液，呈堿性，所以應選擇在堿性范圍內變色的指示劑（酚酞），終點的現象是當滴加最后一滴氫氧化鈉溶液時，溶液變?yōu)闇\紅色且30s不褪色．
（4）先分析數據的有效性，然后求出平均值，然后根據C（NaOH）V（NaOH）=C（CH₃COOH）V（CH₃COOH）得醋酸物質的量濃度；
（5）根據c（待測）=$\frac{c（標準）×V（標準）}{V（待測）}$分析不當操作對V（標準）的影響，以此判斷濃度的誤差．

解答 解：（1）氫氧化鈉與醋酸生成醋酸鈉和水，用離子方程式表示該實驗的原理為：CH₃COOH+OH^-=CH₃COO^-+H₂O，
故答案為：CH₃COOH+OH^-=CH₃COO^-+H₂O；
（2）滴定時操作步驟為：滴定管查漏→水洗→潤洗→注液、調節(jié)液面→排氣泡、記錄刻度→注入待測液→滴定至終點讀數，
故答案為：G→D→A→F→B→H→C；
（3）醋酸與氫氧化鈉溶液完全中和后生成醋酸鈉溶液，醋酸鈉為強堿弱酸鹽，水溶液中水解生成醋酸與氫氧化鈉，化學方程式：CH₃COONa+H₂O?CH₃COOH+NaOH，呈堿性，所以應選擇在堿性范圍內變色的指示劑（酚酞），終點的現象是當滴加最后一滴氫氧化鈉溶液時，溶液變?yōu)闇\紅色且半分鐘內不褪色，
故答案為：酚酞；兩者恰好完全中和生成醋酸鈉，其水溶液呈堿性，必需選擇在堿性范圍變色且顏色容易判斷的酚酞作指示劑判斷滴定終點；無色溶液變淺紅色且半分鐘內不褪色；
（4）五次實驗消耗氫氧化鈉溶液體積分別為15.75mL、15.00mL、14.98mL、15.02mL、15.00mL，其中15.75mL誤差太大，應舍棄，所以氫氧化鈉溶液體積平均為15.00mL，氫氧化鈉溶液濃度為0.1mol/L，醋酸體積為20.00mL，由C（NaOH）V（NaOH）=C（CH₃COOH）V（CH₃COOH）得醋酸物質的量濃度為0.07500mol/L，
故答案為：0.07500；
（5）①滴定前堿式滴定管充滿溶液，滴定后尖嘴處有氣泡，則氫氧化鈉溶液體積偏小，根據c（待測）=$\frac{c（標準）×V（標準）}{V（待測）}$可知醋酸濃度偏小，
故答案為：偏低；
②讀取標準溶液體積時，滴定前平視、滴定后仰視，則氫氧化鈉溶液體積偏大，根據c（待測）=$\frac{c（標準）×V（標準）}{V（待測）}$可知醋酸濃度偏高，
故答案為：偏高．

點評 本題主要考查了酸堿中和滴定的操作步驟、化學計算、指示劑選擇，在分析誤差時，關鍵是分析滴定管中氫氧化鈉溶液的體積，若氫氧化鈉溶液體積偏大，則所測醋酸濃度偏大，題目難度中等．