分析化学第五章答案Word文件下载.docx

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吸取25ml，在ph﹥12时，用钙指示剂指示终点，用edta标准溶液滴定，用去24.90ml。

试计算：

（1）edta溶液的浓度；

（2）每毫升edta溶液相当于多少克zno和fe2o3。

答案：

（1）c（edta）=

.00

m?

25

250.0

m

caco3v

0.1005?

25.00

100..0

100.1?

24.90?

-3

2

zncl2

cv?

mms

25.00

0.01024?

17.61?

.0

136.3?

250

0.2500

100%=98.31%

5.8称取1.032g氧化铝试样，溶解后移入250ml容量瓶，稀释至刻度。

吸取25.00ml，加入tal2o3=1.505mg/ml的edta标准溶液10.00ml，以二甲酚橙为指示剂，用zn（oac）2标准

溶液进行返滴定，至红紫色终点，消耗zn（oac）2标准溶液12.20ml。

已知1mlzn（oac）2溶液相当于0.6812mledta溶液。

求试样中al2o3的质量分数。

cvedtam

caco3?

ms

2.542?

250?

1025.00

1.032

v水?

19.20?

100.1

镁含量=

mgco3?

=0.01060

（31.30?

19.20）?

84.32100.0?

锌，用去37.30ml。

另外又吸取25.00ml试液，调至ph=10，加kcn以掩蔽铜和锌，用同浓度edta溶液滴定mg2+，用取4.10ml，然后再滴加甲醛以解蔽锌，又用同浓度edta溶液滴定，用去13.40ml。

计算试样中铜、锌、镁的质量分数。

mg

m

25.00100.0

ms?

0.05000?

4.10?

0.5000?

24.30

zn

13.40?

65.39

cu

10?

（37.30?

13.40）?

63.55

100%=60.75%

fe2o3

12

0.02008?

15.20?

0.2015

159.69

（cedtavedta?

c

v

）?

al2o3

【篇二：

分析化学第五章习题】

txt>

Ａ．标准电极电位

Ｂ．任意温度下的电极电位c．任意浓度下的电极电位

Ｄ．电对的氧化型和还原型浓度都等于1的电极电位

Ａ．0.545vＢ．0.507vＣ．0.574vＤ．0.486v

2-2-5.3为使cro4转化为cr2o7，就必须加（b）。

Ａ．水Ｂ．酸

Ｃ．氧化剂Ｄ．还原剂

Ａ．变更电极b．[mn2+]增加Ｃ．温度

Ｄ．向体系中投入o2e．以上全对

0.14v，?

fe?

0.70v，在此条件下，5．5在1mol/l的hcl中，?

sn4?

3?

/sn2?

/fe2?

以fe3+滴定sn2+，计量点的电位为（c）。

Ａ．0.25vＢ．0.23vＣ．0.33vＤ．0.52v5．6对于2a++3b4+=2a4++3b2+这个滴定反应，等量点时的电极电位是（d）

Ａ．

Ｃ．

5

5.1如果溶液中同时存在hgcl2和cl2，加入还原剂sncl2时，（）先被还原。

（已知?

2?

hg2?

/hg/sn

2cl2

0.62v，?

cl

/cl?

1.36v）

cl2

5.2将25.00ml0.0100mol/lfe2+与40.00ml0.1000mol/lfe3+混合后，fe3++e=fe2+这个反应的电极电位为（）。

0.842v

5.3增大氧化态浓度或减小还原态浓度，电对的电极电位就（）；

减小氧化态浓度或增大还原态浓度，电对的电极电位就（）。

增加，减小

5.4氧化还原滴定计量点附近的电位突跃的长短和氧化剂与还原剂两电对的（）有关，它们相差愈（），电位突跃愈（）；

若两电对转移的电子数相等，计量点正好在突跃的（）；

若转移的电子数不等，则计量点应偏向（）。

标准电极电势，大，大，中点，转移电子数多的电对一方5．5氧化还原滴定所用的指示剂可分为（）、（）、（）三大类。

自身指示剂，特殊指示剂，氧化还原指示剂

5.6若采用氧化还原指示剂指示终点，应使其变色点位于（）之内，并尽量与（）一致。

滴定活跃范围，计量点

5.7在0.5mol/l的hcl介质中，当ccro2?

0.200mol/l，ccr3?

0.010mol/l时，

7

体系的电位值为（）。

1.468v

5.8常用的氧化还原方法有（）、（）和（）。

kmno4法，k2cr2o7法，i2量法

5.9在1mol/l的hcl介质中，用cr2o7滴定fe2+，则计量点的电极电位值为

（）。

1.24v

5.10用kmno4滴定h2c2o4溶液，第一滴kmno4滴入后紫色退去很慢，而随着滴定的进行反应越来越快，这是因为（）。

反应生成的mn2+起着催化剂的作用，从而加快了反应的进程

5.11用kmno4法间接测定钙或直接滴定fe2+时，若滴定反应中用hcl调节酸度，测定结果会（）；

这主要是由于（），反应为（）。

--+-2+

偏高，部分mno4被cl还原，2mno4+16h+10cl=2mn+5cl2+8h2o5.12间接碘量法在酸性或中性溶液中进行，这是因为在碱性溶液中（），在强酸性溶液中（）易分解，（）。

i2将发生副反应和歧化反应，na2s2o3，i-易被空气中的o2氧化5.13配制na2s2o3溶液，需用（），目的是（）；

加入少量（）使溶液呈弱碱性，配好后贮存于（）中，使用时必须（）。

新煮沸并冷却了的蒸馏水，除去co2、o2和杀死细菌，na2co3，棕色瓶，

-?

5．1根据?

hg和hg2cl2的ksp，计算?

hgcl/hg。

若溶液中cl的浓度为2?

/hg22

0.010mol/l时，hg2cl2/hg电对的电极电位是多少？

已知：

（hg2/hg）?

0.789v

（2）当c（cl-）=0.0100mol/l时，?

（hg2cl2/hg）=？

解：

当c（cl-）=1.0mol/l时

（hg2cl2/hg）=?

（hg2/hg）+

-18

0.0592?

lg[hg2]2

0.059ksp

lg?

2[cl]

=?

0.059

lgksp2

lg2.0?

182

=0.261（v）

-

（2）当[cl]=0.0100mol/l时，

=0.789+

（hg2cl2/hg）?

0.059lg[cl?

]

=0.261-0.059lg0.0100=0.379（v）5．2计算1mol/l的hcl溶液中用fe3+滴定sn2+时计量点的电位，并计算滴定至99.9％和100.1％时的电位。

说明为什么计量点前后同样变化0.1%，但电位的变化不相同。

（2）计量点前后0.1%时的电位解：

（计）=

1?

0.680?

0.140

4+

=0.320（v）

（2）计量点前：

0.059[sn4?

=?

（sn/sn）+2sn2?

5.1氧化还原指示剂的变色原理和选择与酸碱指示剂有何异同？

答：

氧化还原滴定所用的指示剂分为两个类型：

氧化还原指示剂和其他指示剂。

后者的变色原理和选择与酸碱指示剂无有任何异同点。

而前者——氧化还原指示剂的变色原理和选择与酸碱指示剂的异同点如下：

①酸碱指示剂的变色主要与溶液的酸度（ph值）有关；

而氧化还原指示剂的变色主要是决定于其氧化型和还原型（两型的颜色不同）的颜色。

②酸碱指示剂变色和氧化还原指示剂变色均有变色点；

两者均有变色范围。

③酸碱指示剂和氧化还原指示剂的选择均与滴定曲线的突跃范围有关。

酸碱指示剂是范围，而氧化还原指示剂则是电位范围。

其颜色强度的变化均是从10变到0.1的关系。

④酸碱指示剂的变色除与溶液的值有关外，而指示剂本身也有结构变化；

氧化还原指示剂则只与电位有关。

5.2在进行氧化还原滴定之前，为什么要进行预氧化或预还原的处理？

预处理时对所用的预氧化剂或还原剂有哪些要求？

在进行氧化还原滴定之前，为了能成功的完成氧化还原滴定，时常需要将被测定的组分处理成能与滴定剂迅速、完全并按照一定计量关系起反应的状态，或者处理成高价后用还原剂进行滴定，或者处理成低价后用氧化剂滴定。

滴定前使被测组分转变为一定价态的步骤称为滴定前的预处理。

预处理时对所用的氧化剂或还原剂有以下几点要求：

（1）反应进行完全而且速度要快；

（2）反应应该具有一定的选择性。

（3）过量的氧化剂或还原剂应易于除去；

5.3碘量法的主要误差来源有哪些？

为什么碘量法不适宜在高酸度或高碱度介质中进行？

答；

碘量法的主要误差来源有以下几个方面：

（1）标准溶液的遇酸分解；

（2）碘标准溶液的挥发和被滴定碘的挥发；

（3）空气对ki的氧化作用：

（4）滴定条件的不适当。

由于碘量法使用的标准溶液和它们间的反应必须在中性或弱酸性溶液中进行。

因为在碱性溶液中，将会发生副反应：

s2o32-+4i2+10oh-=2so42-+8i-+5h2o

而且在碱性溶液中还会发生歧化反应：

3i2+6oh-=io3-+5i-+3h2o

如果在强碱性溶液中，溶液会发生分解：

2-+

s2o3+2h=so2↑+s↓+h2o

同时，在酸性溶液中也容易被空气中的氧所氧化：

4i-+4h++o2=2i2+2h2o

基于以上原因，所以碘量法不适宜在高酸度或高碱度介质进行。

5.4比较用kmno4’k2cr2o7和ce（so4）2作滴定剂的优缺点。

34和计算公式）。

分别测定aso33-和aso43-碘量法分析方案如下：

（1）于aso43-﹑aso33-的混合溶液中，在酸性条件下，加过量ki，此时aso43-与i-反应：

aso43-+2i-+2h+=aso33+-i2+h2o

析出的i2用na2s2o3标准溶液滴定：

i2+2s2o32-=2i-+s4o62-

由na2s2o3溶液的浓度（cna2s2o3）和用去的体积（vna2s2o3）即可求得aso43-的含量。

另外，在取一定量的aso43-和aso33-混合溶液，加nahco3,在ph=8.0的条件下，用i2标准溶液滴定溶液的aso33-：

aso33-+i2+2hco3-=====aso43-+2i-+2co2↑+h2o（ph=8.0）

根据i2溶液的浓度（ci2）和消耗的体积（vi2）即可求aso33-的量。

（2）测定步骤①aso43-的测定

移取混合试液25.00ml于锥形瓶中，加酸和过量ki，析出的i2，用na2s2o3

标准溶液滴定，快到终点时加入淀粉指示剂，继续na2s2o3用滴定，终点时溶液由蓝色变为无色。

由下式计算aso43-的含量（以g/ml表示）：

11

cna2s2o3?

vna2s2o3?

maso3?

43-aso4=25.00

3-

（2）aso3的测定

量取aso33-和aso43-混合溶液25.00ml，若试液为碱性，可取酸调至微酸性后，加一定量nahco3，用i2标准溶液滴定aso33-，用淀粉作指示剂，终点时溶液由无色变为蓝色，然后由下式计算aso33-的含量（以g/ml表示）：

ci2?

vi2?

33-aso3=

25.00--5.6在cl、br和i-三种离子的混合物溶液中，欲将i-氧化为i2，而又不使br-和cl-氧化在常用的氧化剂fe2（so4）3和kmno4中应选择哪一种？

用fe2（so4）3氧化剂即能满足上述要求，因为：

【篇三：

分析化学知识点归纳第五章】

1、离子的活度和活度系数

离子的活度是指其在化学反应中表现出来的有效浓度。

由于溶液中离子间存在静电作用，它们的自由运动和反应活性因此受到影响，这样它们在反应中表现出来的浓度与实际浓度间存在一定差别。

如果以ci表示第i种离子的平衡浓度，ai表示活度。

它们之间的关系可表示为ai?

ici，比例系数?

i称为i的活度系数，它反映了实际溶液与理想溶液之间偏差的大小。

对于强电解质溶液，当溶液的浓度极稀时，离子间距离变得相当大，以至于它们之间的作用力小至可以忽略不计。

这时可将其视为理想溶液，离子的活度系数可视为1，即ai?

ci。

对于稀溶液（0.1mol?

l）中离子的活度系数，可以采用德拜—休克尔公式来计算，即?

lg?

i?

0.512zi?

1

i

其中zi为，?

，

1?

ba

为离子体积参数，约等于水化离子i离子的电荷数；

b是常数，25℃时为0.00328；

a

值表列于下表；

i为溶液的离子强度。

有效半径，以pm10?

12m记，一些常见离子的a

当例子强度较小时，可不考虑水化离子的大小，活度系数可按德拜—休克尔公式的极限式计算，即?

0.512zi2i。

离子强度与溶液中各种离子的浓度及所带的电荷

1n2

数有关，稀溶液的计算式为i?

cizi；

溶液中中性分子的活度系数近似等于1。

2i?

值

离子的a

2、溶液中的酸碱反应与平衡常数⑴酸碱反应的种类

①溶剂分子之间的之子转移反应称为质子自递反应，其平衡常数叫做溶剂分子的质

子自递常数。

②酸碱溶质与溶剂分子之间的反应叫做酸碱的解离，其平衡常数叫做溶质的解离常

数。

③酸碱中和反应的反应常数叫做酸碱反应常数。

④水解反应。

（碱越强，其共轭酸越弱；

酸越强，其共轭碱越弱）⑵用活度或同时用活度和浓度表示反应平衡常数。

假设溶液中的化学反应为ha?

b?

a?

hb当反应物及生成物均以活度表示时，其平衡常数为k?

数，又叫热力学常数，它的大小与温度有关。

各组分都用平衡浓度表示时，则k

c

aa?

ahb?

aaaha

k称为活度常

hb?

k?

bhac

称为浓度常数，其大小不仅与

温度有关，还与溶液的离子强度有关。

k

与k

之间的关系为

k?

bha?

kc?

a。

ha

hb?

若hb用活度表示，其他组分用浓度表示，则述反应的平衡常数表达式为

kmix?

ahb?

k

mix

关。

3、溶液中的三大平衡

⑴物料平衡物料平衡是指在一个化学平衡体系中，某一给定物质的总浓度（即分析浓度）与各有关形式平衡浓度之和想等。

其数学表达式称为物料平衡方程，用mbe表示。

⑵电荷平衡由于溶液呈电中性，因此，同一溶液中阳离子所带正电荷的量应等于阴离子所带负电荷的量，此即电荷平衡。

考虑各离子所带的电荷和浓度列出的表达式叫电荷平衡方程，用cbe。

又因为在同一溶液中，体积相同，所以可以直接用平衡浓度离子电荷量之间的关系。

⑶质子平衡质子平衡就是指在溶液中得质子物质得到的质子量与失质子物质失去的质子量相等。

根据质子得失数和相关组分的浓度列出的表达式叫质子平衡方程或质子条件式，用pbe表示。

4、酸碱组分平衡浓度与分布系数?

溶液中某酸碱组分的平衡浓度占其总浓度的分数，称为分布系数，以?

表示分布系数的大小能定量说明溶液中各种酸碱组分的分布情况。

同一物质不同型体的分布系数的和恒为1.5、溶液中h浓度计算⑴强酸或强碱溶液

当强酸或强碱的浓度较大时，溶液中h或oh的浓度等于溶液中酸或碱的浓度；

当它们的浓度在10mol?

l到10mol?

l之间时，除了考虑酸或碱本身电离出来的h

或oh之外，还应考虑水电离出来的h

8?

6?

或oh；

当强酸或强碱的浓度小于

10?

8mol?

l?

1时，它们本身电离出来的h?

或oh?

可以忽略，只考虑水的电离。

h?

的

浓度称作溶液的酸度，用ph表示，这是在忽略离子强度的影响的情况下的说法。

酸的浓度又叫酸的分析浓度，它是指单位体积溶液中所含的酸的量，包括未解离和已解离的酸的浓度。

溶液的总酸度一般可由酸碱滴定得到。

⑵弱酸或弱碱溶液①一元弱酸或弱碱

精确式h

3

kah?

kac?

kw?

kakw?

0（任何情况下通用）

ka?

4kac

近似式h?

kaha?

（cka?

10kw,

100时使用）ka

最简式h?

a（cka?

对于极稀或极弱酸，若cka?

100，则h?

kwka

对于一元弱碱，只需要将计算一元弱酸的公式中的ka换为kb，即可计算出一元弱碱溶液中oh的浓度。

后面关于h浓度的计算公式均可按以上方法转化为oh浓度的进算公式。

②二元酸碱溶液精确式

ka1h?

ka1ka2?

ka1c?

kwh?

ka1kw?

2ka1ka2ch?

ka1ka2kw?

3?

近似式

ka1h2b?

ka1?

ka21?

4ka1c

（cka1?

ka2c

100,?

0.05时使用）ka1a1

最简式h

cka1

0.05时使用）（cka1?

10kw,kacka1

对于酒石酸等某些ka1与ka2相差不大的二元弱酸可采用迭代法计算h?

，即先以分析浓度代替平衡浓度，通过最简式或近似式计算h的近似浓度，再根据所得h计算酸的平衡浓度，并将其代入h的计算式中求h的二级近似值。

如此反复计算，直到所得的h浓度基本不再变化，此即溶液中的h浓度。

③混合溶液

a、弱酸或弱碱混合溶液

对于弱酸ha和弱酸hb的混合溶液，h?

khacha?

khbchb,当

khbchb,简化为最简式h?

khacha

b、弱酸和弱碱的混合溶液

对于弱酸ha和弱碱b的混合溶液，h?

cha

khakhb?

在这类混合溶液中酸碱cb

之间不应发生显著的酸碱反应。

对于发生酸碱反应的混合溶液，应根据反应产物或反应后溶液的组成来计算。

④两性物质溶液a、酸式盐

以二元弱酸的酸式盐naha为例精确式h

ka1ka2ha?

kw

ka1?

ha?

近似式h

ka1ka2c?

ka1ka2cka?

（cka2?

10kw,c?

10ka1时使用）

ka1ka2（cka2?

6、酸碱缓冲溶液酸碱缓冲溶液是一类对溶液的酸度有稳定作用的溶液。

当向这类溶液中引入少量的酸或碱，或对其稍加稀释时，溶液的酸度基本保持不变。

酸碱缓冲溶液一般有浓度较大的弱酸及其共轭碱组成。

此外浓度较大的强酸、强碱溶液也可以作为缓冲溶液，这是因为强酸、强碱溶液中的h或oh浓度较大，增加少量的酸或碱不会对溶液的酸度产生较大影响。

显然，强酸、强碱溶液只适合做高酸度（ph?

2）或高碱度（ph?

12）时的缓冲溶液。

此外，它们对稀释不具有缓冲作用。

⑴缓冲溶液ph的计算

以弱酸hb及其共轭碱nab组成的缓冲溶液为例：

kb?

a

k?

chb?

oh?

cb?

ohchbcb?

chbcb?

h