Question

某學生用0.2000mol?L^-1的標準NaOH溶液滴定未知濃度的鹽酸，其操作為如下幾步：
①用蒸餾水洗滌堿式滴定管后，立即注入NaOH溶液至“0”刻度線以上
②固定好滴定管并使滴定管尖嘴充滿液體
③調節液面至“0”或“0”刻度線稍下，并記下讀數
④移取20.00mL待測液注入潔凈的錐形瓶中，并加入3滴酚酞溶液
⑤用標準液滴定至終點，記下滴定管液面讀數．
請回答：
（1）以上步驟有錯誤的是（填編號）

①

，該錯誤操作會導致測定結果（填“偏大”、“偏小”或“無影響”）

偏大

；
（2）步驟⑤中，在記下滴定管液面讀數時，滴定管尖嘴有氣泡，將導致測定結果（填“偏大”、“偏小”或“無影響”）

偏小

；
（3）判斷滴定終點的現象是：錐形瓶中溶液從

無

色變為

粉紅

色，且半分鐘不變色；
（4）如圖是某次滴定時的滴定管中的液面，其讀數為

22.60

mL；
（5）根據下表數據：請計算待測鹽酸溶液的濃度為

0.2000

 mol/L．

滴定次數	待測體積	標準燒堿體積
		滴定前讀數	滴定后讀數
第一次	20.00	0.40	20.40
第一次	20.00	4.00	24.00

Answer 1

分析：（1）根據堿式滴定管在裝液前應用待裝液進行潤洗；根據c（待測）=

V(標準)×c(標準)

V(待測)

分析不當操作對V（標準）的影響，以此判斷；
（2）根據c（待測）=

V(標準)×c(標準)

V(待測)

分析不當操作對V（標準）的影響，以此判斷；
（3）根據溶液顏色變化且半分鐘內不變色，可說明達到滴定終點；
（4）根據滴定管的結構和精確度；
（4）先分析數據的有效性，然后求出兩組平均消耗V（NaOH），最后根據HCl+NaOH=NaCl+H₂O計算．

解答：解：（1）根據堿式滴定管在裝液前應用待裝液進行潤洗，用蒸餾水洗滌堿式滴定管，并立即注入NaOH溶液至“0”刻度線以上，堿式滴定管未用標準NaOH溶液潤洗就直接注入標準NaOH溶液，標準液的濃度偏小，造成V（標準）偏大，根據c（待測）=

V(標準)×c(標準)

V(待測)

分析可知c（待測）偏大，
故答案為：①；偏大；
（2）步驟⑤中，在記下滴定管液面讀數時，滴定管尖嘴有氣泡，V（標準）偏小，根據c（待測）=

V(標準)×c(標準)

V(待測)

分析可知c（待測）偏小，
故答案為：偏��；
（3）滴定時，當溶液顏色變化且半分鐘內不變色，可說明達到滴定終點，所以當滴入最后一滴NaOH溶液，溶液由無色變為粉紅色，且半分鐘內不褪色，
故答案為：無；粉紅色；
（4）滴定時的滴定管中的液面，其讀數為22.60mL，故答案為：22.60；
（4）兩次滴定消耗的體積為：20.00mL，20.00mL，均有效，則平均消耗V（NaOH）=20.00mL，
          HCl+NaOH=NaCl+H₂O
 C（HCl）×0.020L    0.020L×0.2000mol?L^-1
則C（HCl）=

0.020L×0.2000mol?L-1

0.020L

=0.2000mol?L^-1，
故答案為：0.2000．

點評：本題主要考查了中和滴定操作、誤差分析以及計算，難度不大，理解中和滴定的原理是解題關鍵．