Question

用0.20mol/L的NaOH溶液滴定100.0mL0.20mol/LHCl溶液時，滴定誤差在±0.1%以內(nèi)，反應完畢后溶液的pH變化范圍是

A．5～9

B．4.0～10.0

C．4.3～9.7

D．以上都不正確

Answer 1

B

解析試題分析：（1）計量點前計量點前誤差為+0.1%時，即滴入NaOH的體積為99.9mL，NaOH不足。
此時錐形瓶溶液中是中和生成的NaCl和剩余的HCl。所以只要計算該溶液的PH值即可。
剩余的n(HCl)=n(HCl總)-n(NaOH)=0.2*(100.00-99.9)*10^-3=2*10^-6(mol)
則PH(前)=lg[c(HCl)]=4。
（2）計量點后半滴，即加入NaOH的體積為100.1mL，NaOH過量，此時為NaCl和NaOH的混合溶液，所以計算時只需考慮NaOH即可。
n(NaOH過量)=n(NaOH總)-n(NaOH反應)=0.2*(100.1-100)*10^-3)=2*10^-5(mol)
此時溶液體積v=100.00+100.1=200.1mL=200.1*10^-3(L)，
所以[OH-]=n(NaOH過量)/v="2*10^-5/(200.1*10^-3)=1/100.05" *10^-2(mol/L)
[H+]=10^-14/[OH-]  PH(后)=-lg[H+]=10所以突躍范圍為4~10。故選B。
考點：酸堿中和滴定突躍范圍的計算
點評：酸堿中和滴定突躍范圍的計算實際上也是強酸、強堿互相混合的計算，其規(guī)律是
（3）酸I+堿II
完全中和：[H+] =" [OH-]" = 1mol/L
酸過量：  [H+]=
堿過量：[OH-] =
滴定突躍范圍指計量點前半滴和后半滴滴定劑所引起的錐形瓶中溶液PH值的變化范圍。要控制誤差為+/-0.1%時。由于計量點時酸堿恰好完全反應，也就是滴入NaOH的體積為100.00mL時達計量點，所以計量點前誤差為+0.1%時，是指加入NaOH的體積為99.9mL，而計量點后誤差為-0.1%時指加入NaOH的體積為100.1mL。因此計算滴定突躍范圍，只要計算出計量點前、后半滴時錐形瓶中溶液的PH（前）和PH(后)即可。