Question

12．某化学实验小组想要了解市场所售食用白醋（主要是醋酸的水溶液）的准确浓度，现从市场上买来一瓶某品牌食用白醋，用实验室标准NaOH溶液对其进行滴定．
（1）该实验应选用酚酞作指示剂，量取一定体积的白醋所用的仪器是酸式滴定管．
（2）如图表示50mL滴定管中液面的位置，若A与C刻度间相差1mL，A处的刻度为25，滴定管中液面读数应为25.40mL．
（3）为了减小实验误差，该同学一共进行了3次实验，假设每次所取白醋体积均为VmL，NaOH标准液浓度为cmo1/L，3次实验结果记录如下：

实验次数	第一次	第二次	第三次
消耗NaOH溶液体积/mL	26.02	25.35	25.30

从上表可以看出，第一次实验中记录消耗NaOH溶液的体积明显多于后两次，其原因可能是BC
A．初读正确，实验结束时俯视刻度线读取滴定终点时NaOH溶液的体积
B．滴定前滴定管尖嘴有气泡，滴定结束无气泡
C．盛装标准液的滴定管装液前用蒸馏水洗净，未用标准液润洗
D．滴加NaOH溶液过快，未充分振荡，刚看到溶液变色，立刻停止滴定
（4）白醋溶液中存在的电离平衡为CH₃COOH?CH₃COO^-+H⁺，H₂O?OH+H⁺（用电离平衡方程式表示）．
（5）在滴定过程中，当c（CH₃COOˉ）＞c（Na⁺）时，则混合溶液呈A（填序号）．
A．酸性    B．碱性    C．中性  D．无法确定
（6）根据所给数据，写出计算该白醋中醋酸的物质的量浓度的表达式（不必化简）：c=$\frac{cmol•{L}^{-1}×\frac{25.35mL+25.30mL}{2}}{VmL}$．

Answer 1

分析 （1）根据酸碱反应生成了强碱弱酸盐，溶液呈碱性，应选择碱性变色范围内的指示剂；量取酸应该用酸式滴定管； 
（2）A与C刻度间相差1ml，说明每两个小格之间是0.1mL，A处的刻度25，据此确定B的刻度，注意滴定管的上面数值小，下面数值大；
（3）根据C（待测）=$\frac{C（标准）×V（标准）}{V（待测）}$，判断不当操作对V（标准）的影响；
（4）白醋溶液中存在的醋酸的电离平衡和水的电离平衡；
（5）根据溶液中的电荷守恒：c（CH₃COOˉ）+c（OHˉ）=c（Na⁺）+c（H⁺）来解答；
（6）利用平均值计算醋酸溶液的体积，再根据酸度公式计算其物质的量浓度．

解答 解：（1）根据酸碱反应生成了强碱弱酸盐，溶液呈碱性，应选择碱性变色范围内的指示剂，故选酚酞；白醋是酸，应该用酸式滴定管量取；
故答案为：酚酞；酸式滴定管；
（2）A与C刻度间相差1ml，说明每两个小格之间是0.10mL，A处的刻度为25，A和B之间是四个小格，所以相差0.40mL，则B是25.40mL；
故答案为：25.40；
（3）从上表可以看出，第一次实验中记录消耗NaOH溶液体积明显多于后两次，测得的醋酸浓度偏大，
A．初读正确，实验结束时俯视刻度线读取滴定终点时NaOH溶液的体积，导致V（标准）偏小，所以所测醋酸浓度偏小，故A错误；
B．滴定前滴定管尖嘴有气泡，滴定结束无气泡，导致V（标准）偏大，所以所测醋酸浓度偏大，故B正确；
C．盛装标准液的滴定管装液前用蒸馏水润洗过，未用标准液润洗，导致氢氧化钠浓度偏小，所以V（标准）偏大，所测醋酸浓度偏大，故C正确；
D．加NaOH溶液过快，未充分振荡，刚看到溶液变色，立刻停止滴定，所以V（标准）偏小，所测醋酸浓度判断小，故D错误；
故答案为：BC；
（4）白醋溶液中存在电离平衡和水的电离平衡，电离方程式分别为：CH₃COOH?CH₃COO^-+H⁺、H₂O?OH+H⁺；
故答案为：CH₃COOH?CH₃COO^-+H⁺；H₂O?OH+H⁺；
（5）在滴定过程中，无论溶液中成分如何，都存在：c（CH₃COOˉ）+c（OHˉ）=c（Na⁺）+c（H⁺），当c（CH₃COOˉ）＞c（Na⁺）时，c（OHˉ）＜c（H⁺），混合溶液呈酸性；
故选：A；
（6）消耗NaOH溶液体积分别为：26.02mL，25.35mL，25.30mL，舍去第一组，NaOH溶液体积的平均值为$\frac{25.35mL+25.30mL}{2}$，
根据c（酸）=$\frac{c（碱）•V（碱）}{V（酸）}$，醋酸的物质的量浓度c=$\frac{cmol•{L}^{-1}×\frac{25.35mL+25.30mL}{2}}{VmL}$；
故答案为：$\frac{cmol•{L}^{-1}×\frac{25.35mL+25.30mL}{2}}{VmL}$．

点评 本题考查酸碱滴定实验，涉及电离平衡，盐类水解和化学计算，难度较大，会根据实际需要选取指示剂，注意滴定管上的刻度和量筒上刻度的区别，为易错点．