Question

【題目】氨氣是重要的化工原料。

(1)檢驗氨氣極易溶于水的簡單操作是：收集一試管氨氣，______________。

(2)往飽和食鹽水中依次通入足量的NH3和足量的CO2，生成沉淀的化學式為_________；過濾后，使余液盡可能析出較多NH4Cl晶體的方法是：再通入足量的NH3、冷卻并加入________，請說明這樣操作為什么可以析出較多NH4Cl的原因：_________________。某NaHCO3晶體中含有NaCl雜質，某同學在測定其中NaHCO3的含量時，稱取5.000g試樣，定容成100mL溶液，用標準鹽酸溶液滴定(用甲基橙做指示劑)，測定數據記錄如下：

滴定次數	待測液(mL)	0.5000mol/L鹽酸溶液的體積(mL)
		初讀數	終讀數
第一次	20.00	1.00	21.00
第二次	20.00	如圖Ⅰ	如圖Ⅱ

(3)定容過程中需要用到的儀器有燒杯、玻璃棒、___________和____________。

(4)當滴定至__________________________，即為滴定終點；第二次滴定，從圖I圖II顯示消耗的鹽酸溶液體積為_________mL。

(5)該實驗測定樣品中NaHCO3的質量分數為__________(保留2位小數)。

(6)若該同學測定結果偏大，請寫出一個造成該誤差的原因_____________。

Answer 1

【答案】倒插入水中，水迅速充滿試管 NaHCO3 NaCl 足量的NH3、冷卻并加入NaCl，能夠增大NH4+和Cl-的濃度，使平衡NH4Cl(s)NH4+(aq)+Cl-(aq)逆向移動 100mL容量瓶 膠頭滴管 溶液由橙色變成黃色，且半分鐘內部變色 20.20 84.42% 滴定管用蒸餾水洗滌后，直接注入標準酸液進行滴定(或滴定前有氣泡，滴定后氣泡消失或錐形瓶用待測液潤洗了等)

【解析】

(1)根據氨氣極易溶于水分析解答；

(2)根據侯氏制堿法的反應原理分析判斷；結合NH4Cl飽和溶液中存在NH4Cl(s)NH4+(aq)+Cl-(aq)的平衡分析解答；

(3)根據定容的操作分析解答；

(4) 碳酸氫鈉溶液顯堿性，用甲基橙做指示劑時，開始時溶液顯橙色，解甲基橙的變色范圍分析判斷；根據滴定管的結構結合圖I圖II讀出初讀數和終讀數，再計算消耗的鹽酸溶液體積；

(5)計算兩次消耗鹽酸的平均值，計算消耗鹽酸的物質的量，依據方程式：HCl+NaHCO3=NaCl+H2O+CO2↑，然后計算碳酸氫鈉的物質的量和質量，計算其質量分數；

(6)根據c(待測)=，測定結果偏大，造成該誤差的原因為V(標準)偏大，結合造成V(標準)偏大的可能因素解答。

(1)檢驗氨氣易溶于水的簡單操作是：收集一試管氨氣，將試管倒插入水中，水迅速充滿試管，故答案為：倒插入水中，水迅速充滿試管；

(2)根據侯氏制堿法的反應原理，往飽和食鹽水中依次通入足量的NH3和足量的CO2，可生成碳酸氫鈉沉淀；NH4Cl飽和溶液中存在NH4Cl(s)NH4+(aq)+Cl-(aq)，為盡可能析出較多NH4Cl晶體，可以向溶液中再通入足量的NH3、冷卻并加入NaCl，可使平衡逆向移動，故答案為：NaHCO3；NH3；NaCl；足量的NH3、冷卻并加入NaCl，能夠增大NH4+和Cl-的濃度，使平衡NH4Cl(s)NH4+(aq)+Cl-(aq)逆向移動；

(3)定容過程中需要用到的儀器有燒杯、玻璃棒、100mL容量瓶和膠頭滴管，故答案為：100mL容量瓶；膠頭滴管；

(4) 用甲基橙做指示劑，用標準鹽酸溶液滴定NaHCO3，碳酸氫鈉溶液顯堿性，開始時溶液顯橙色，當滴入最后一滴鹽酸，溶液由橙色變成黃色，且半分鐘內部變色，即為滴定終點；根據圖I圖II，初讀數為2.40 mL，終讀數為22.60mL，則消耗的鹽酸溶液體積20.20 mL，故答案為：溶液由橙色變成黃色，且半分鐘內部變色；20.20 ；

(5)第一次消耗鹽酸的體積是21.00mL-1.00mL=20.00mL，所以兩次消耗鹽酸的平均值是=20.10mL，所以消耗鹽酸的物質的量是0.0201L×0.5000mol/L；根據方程式HCl+NaHCO3=NaCl+H2O+CO2↑可知，碳酸氫鈉的物質的量是0.0201L×0.5000mol/L，質量是0.0201L×0.5000mol/L×84g/mol，所以碳酸氫鈉的純度是×100%=84.42%，故答案為：84.42%；

(6)若該同學測定結果偏大，造成該誤差的原因可能是滴定管用蒸餾水洗滌后，直接注入標準酸液進行滴定(或滴定前有氣泡，滴定后氣泡消失或錐形瓶用待測液潤洗了等)，故答案為：滴定管用蒸餾水洗滌后，直接注入標準酸液進行滴定(或滴定前有氣泡，滴定后氣泡消失或錐形瓶用待測液潤洗了等)。