Question

6．酸堿中和滴定是中學(xué)化學(xué)常見實驗．某學(xué)�；瘜W(xué)課外小組用標準液鹽酸滴定未知濃度的氨水溶液，試回答下列問題．
（1）選用的指示劑是甲基橙，滴定終點的顏色變化為甲基橙．
（2）某學(xué)生根據(jù)3次實驗分別記錄有關(guān)數(shù)據(jù)如表：

滴定次數(shù)	待測氨水溶液的體積/mL	0.10mol/L鹽酸的體積/mL
		滴定前刻度	滴定后刻度	溶液體積/mL
第一次	25.00	0.00	26.11	26.11
第二次	25.00	1.56	30.30	28.74
第三次	25.00	0.22	26.31	26.09

依據(jù)如表數(shù)據(jù)列式并計算該NH₃•H₂O溶液的物質(zhì)的量濃度0.1044mol/L．
（3）下列實驗操作對滴定結(jié)果產(chǎn)生什么影響（填“偏高”、“偏低”或“無影響”）？
A．觀察酸式滴定管液面時，開始仰視，滴定終點平視，則滴定結(jié)果偏低．
B．若將錐形瓶用待測液潤洗，然后再加入25.00mL待測液，則滴定結(jié)果偏高．
C．開始實驗時酸式滴定管尖嘴部分有氣泡，在滴定過程中氣泡消失偏高
D．錐形瓶內(nèi)溶液顏色出現(xiàn)變色，立即記下滴定管內(nèi)液面所在刻度偏低
（4）若用0.10mol•L^-1的鹽酸滴定0.10mol•L^-1的氨水，滴定過程中可能出現(xiàn)的結(jié)果是ABD
A．c（NH₄⁺）＞c（Cl^-），c（OH^-）＞c（H⁺）               B．c（NH₄⁺）=c（Cl^-），c（OH^-）=c（H⁺）
C．c（Cl^-）＞c（NH₄⁺），c（OH^-）＞c（H⁺）               D．c（Cl^-）＞c（NH₄⁺），c（H⁺）＞c（OH^-）
（5）若25℃時，將a mol/L的氨水與0.10mol/L的鹽酸等體積混合，溶液中
c（NH₄⁺ ）=c（Cl^-）．則溶液顯中性（填“酸”、“堿”或“中”）；用含a的代數(shù)式表示NH₃•H₂O的電離常數(shù)K_b=$\frac{1{0}^{-8}}{a-0.1}$．

Answer 1

分析 （1）強酸與弱堿反應(yīng)生成強酸弱堿鹽，強酸弱堿鹽水解顯酸性，應(yīng)選擇甲基橙做指示劑；溶液顏色由由黃變橙色達到終點；
（2）先分析所耗鹽酸標準液的體積的有效性，然后求出所耗鹽酸標準液的體積平均值，然后根據(jù)c（待測）=$\frac{c（標準）×V（標準）}{V（待測}$計算；
（3）分析操作對標準液體積的影響，依據(jù)c（待測）=$\frac{c（標準）×V（標準）}{V（待測}$進行誤差分析；
（4）根據(jù)酸堿滴定中，無論溶液中的溶質(zhì)是氯化銨、氯化銨和氯化氫、氯化銨和一水合氨，該溶液一定不顯電性，則利用遵循電荷守恒來分析解答；
（5）在25℃下，平衡時溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）=0.005mol/L，根據(jù)物料守恒得c（NH₃．H₂O）=（0.5a-0.005）mol/L，根據(jù)電荷守恒得c（H⁺）=c（OH^-）=10^-7mol/L，溶液呈中性，NH₃•H₂O的電離常數(shù)K_b=$\frac{c（OH{\;}^{-}）．c（N{H}_{4}{\;}^{+}）}{c（N{H}_{3}．{H}_{2}O）}$．

解答 解：（1）強酸與弱堿反應(yīng)生成強酸弱堿鹽，強酸弱堿鹽水解顯酸性，應(yīng)選擇甲基橙做指示劑；溶液顏色由由黃變橙色達到終點；
故答案為：甲基橙；甲基橙； 
（2）依據(jù)圖中數(shù)據(jù)可知第二組數(shù)據(jù)誤差較大舍棄，則消耗的標注液體積為：$\frac{26.11+26.09}{2}$=26.10mL；則c（待測）=$\frac{c（標準）×V（標準）}{V（待測}$=$\frac{0.10mol/L×26.10mL}{25.00mL}$=0.1044 mol/L；
故答案為：0.1044 mol/L．
（3）A．觀察酸式滴定管液面時，開始仰視，滴定終點平視，導(dǎo)致消耗的標準液體積偏小，則滴定結(jié)果偏低；
故答案為：偏低；
B．若將錐形瓶用待測液潤洗，然后再加入25.00mL待測液，導(dǎo)致消耗的標注液體積偏大，則滴定結(jié)果偏高；
故答案為：偏高；
C．開始實驗時酸式滴定管尖嘴部分有氣泡，在滴定過程中氣泡消失，導(dǎo)致消耗的標準液體積偏大，則滴定結(jié)果偏高；
故答案為：偏高；
D．錐形瓶內(nèi)溶液顏色出現(xiàn)變色，立即記下滴定管內(nèi)液面所在刻度，導(dǎo)致過早的判斷滴定終點，消耗標準液體積偏小，則滴定結(jié)果偏低；
故答案為：偏低；
（4）A、若滴定后溶液中的溶質(zhì)為氯化銨和一水合氨，則一般溶液顯堿性，即c（OH^-）＞c（H⁺），溶液中弱電解質(zhì)的電離＞鹽的水解，即c（NH₄⁺）＞c（Cl^-），則符合電荷守恒，故A是可能出現(xiàn)的結(jié)果，故A選；
B、若滴定后溶液中的溶質(zhì)為氯化銨和一水合氨，當(dāng)溶液中弱電解質(zhì)的電離程度與鹽的水解程度相同時，溶液為中性，則c（OH^-）=c（H⁺），由電荷守恒可知c（NH₄⁺）=c（Cl^-），故B是可能出現(xiàn)的結(jié)果，故B選；
C、當(dāng)c（Cl^-）＞c（NH₄⁺），c（OH^-）＞c（H⁺），則溶液中陰離子帶的電荷總數(shù)就大于陽離子帶的電荷總數(shù)，顯然與電荷守恒矛盾，故C是不可能出現(xiàn)的結(jié)果，故C不選；
D、若滴定后溶液中的溶質(zhì)為氯化銨，由銨根離子水解則溶液顯酸性，即c（H⁺）＞c（OH^-），又水解的程度很弱，則c（Cl^-）＞c（NH₄⁺），且符合電荷守恒，故D是可能出現(xiàn)的結(jié)果，故D選；
故選：A B D；
（5）解：在25℃下，平衡時溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）=0.005mol/L，根據(jù)物料守恒得c（NH₃．H₂O）=（0.5a-0.005）mol/L，根據(jù)電荷守恒得c（H⁺）=c（OH^-）=10^-7mol/L，溶液呈中性，NH₃•H₂O的電離常數(shù)K_b=$\frac{c（OH{\;}^{-}）．c（N{H}_{4}{\;}^{+}）}{c（N{H}_{3}．{H}_{2}O）}$=$\frac{1{0}^{-7}×5×10{\;}^{-2}}{0.5a-5×10{\;}^{-2}}$=$\frac{1{0}^{-8}}{a-0.1}$；
故答案為：中性；$\frac{1{0}^{-8}}{a-0.1}$．

點評 本題考查酸堿滴定，離子濃度大小比較，弱電解質(zhì)電離平衡常數(shù)的計算，明確溶中和滴定的原理，熟悉溶液中的弱電解質(zhì)的電離及鹽的水解是解題關(guān)鍵，注意溶液中電荷守恒規(guī)律的應(yīng)用，題目難度中等．