Question

【題目】滴定分析是一種常用的定量分析法。請回答下列問題：

Ⅰ．某學生用已知物質的量濃度的鹽酸來測定未知物質的量濃度的NaOH溶液時，選擇甲基橙作指示劑。

(1)用標準的鹽酸滴定待測的NaOH溶液時，左手握酸式滴定管的活塞，右手搖動錐形瓶，眼睛注視_________________________，直到因加入一滴鹽酸后，溶液由黃色突變?yōu)槌壬�，并半分鐘內不恢復為止�?/span>

(2)下列操作中可能使所測NaOH溶液的濃度數值偏低的是_________(填字母序號)。

a．酸式滴定管未用標準鹽酸潤洗就直接注入標準鹽酸

b．滴定前盛放NaOH溶液的錐形瓶用蒸餾水洗凈后沒有干燥

c．酸式滴定管在滴定前有氣泡，滴定后氣泡消失

d．讀取鹽酸體積時，開始仰視讀數，滴定結束時俯視讀數

Ⅱ．25℃時，向20mL 0.1 mol·L－1的HA溶液中逐滴加入0.1 mol·L－1NaOH溶液，滴加過程中混合溶液的pH變化曲線如圖所示。

(3)①滴加NaOH溶液至恰好反應的過程中，水的電離程度_____________(填寫“逐漸增大”、“不變”或“逐漸減小”)；

②若以NaOH溶液為標準液，通過滴定的方法測定另一未知濃度的HA溶液的濃度，推測最好使用的指示劑為___________________________(常見指示劑的變色范圍是：甲基橙3.1～4.4，酚酞8～10)。

③b點時，共滴入0.1 mol·L－1NaOH溶液體積為V mL，用含V的代數式表示HA的電離平衡常數Ka=__；

Ⅲ．KMnO4溶液常用作氧化還原反應滴定的標準液，四氯化硅粗產品經精餾后，得到的殘留物中常含有鐵元素，為了分析殘留物中鐵元素的含量，先將殘留物預處理，使鐵元素還原成Fe2＋，再用KMnO4標準溶液在酸性條件下進行氧化還原滴定，反應的離子方程式是：5Fe2＋＋＋8H＋=5Fe3＋＋Mn2＋＋4H2O

(4)①滴定前是否要滴加指示劑？_____________ (填“是”或“否”)，請說明理由：_____________________________________________；

②某同學稱取10.000 g 殘留物，經預處理后在容量瓶中配制成100 mL溶液，移取25.00 mL試樣溶液，用 1.000×10－2 mol·L－1 KMnO4標準溶液滴定。達到滴定終點時，消耗標準溶液20.00 mL，則殘留物中鐵元素的質量分數是______________________。

Answer 1

【答案】錐形瓶內溶液的顏色變化 d 增大 酚酞 否 MnO4－轉變成Mn2＋溶液顏色由紫色變成無色 2.240%

【解析】

Ⅰ．（1）用標準的鹽酸滴定待測的NaOH溶液時，左手握酸式滴定管的活塞，右手搖動錐形瓶，眼睛注視錐形瓶內溶液的顏色變化，直到因加入一滴鹽酸后，溶液由黃色突變?yōu)槌壬�，并半分鐘內不恢復為止�?/span>

（2）a．酸式滴定管未用標準鹽酸潤洗就直接注入標準鹽酸，標準液的濃度偏小，造成V（標準）偏大，根據c（待測）= 可知，測定c（NaOH）偏大，故a錯誤；

b．滴定前盛放NaOH溶液的錐形瓶用蒸餾水洗凈后沒有干燥，待測液的物質的量不變，對V（標準）無影響，根據c（待測）=可知，測定c（NaOH）無影響，故b錯誤；

c．酸式滴定管在滴定前有氣泡，滴定后氣泡消失，造成V（標準）偏大，根據c（待測）=可知，測定c（NaOH）偏大，故c錯誤；

d．讀取鹽酸體積時，開始仰視讀數，滴定結束時俯視讀數，造成V（標準）偏小，根據c（待測）=可知，測定c（NaOH）偏低，故d正確；

故選d；

Ⅱ．（3）①酸抑制水的電離，氫離子濃度減小，則水的電離程度增大，滴加NaOH溶液至恰好反應的過程中，消耗氫離子，則氫離子濃度減小，所以水的電離程度逐漸增大；

②若以NaOH溶液為標準液，通過滴定的方法測定另一未知濃度的HA溶液的濃度，由圖生成物NaA溶液呈堿性，推測最好使用的指示劑為酚酞；

③NaA為強堿弱酸鹽，其溶液呈堿性，要使溶液呈中性，則酸應該稍微過量，呈中性時，溶液中c（Na＋）=c（A－）=mol·L－1，c（HA）=，電離平衡常數Ka= = = ；

Ⅲ．（4）①MnO4－轉變成Mn2＋溶液顏色由紫色變成無色，KMnO4標準溶液在酸性條件下進行氧化還原滴定時，不需要指示劑；

②用關系式法計算：即5Fe2＋～MnO4－，鐵元素的質量為：5×1.000×10-2mol·L-1×0.02L×4×56g·mol－1=2.24×10-1g，鐵元素的質量分數×100%=2.240%。