计算题

第三章 滴定分析

1.已知浓硫酸的相对密度1.84，其中H2SO4含量约为96%，如欲配置1L0.20mol/LH2SO4溶液，应取这样浓硫酸多少毫升？ 解：设浓硫酸体积为V毫升 1.84×V×96%=1×0.20×98.08 V=11.1ml

2.欲配置0.2500mol/LHCl溶液，现有0.2102mol/LHCl溶液1000mL,应加入1.121mol/LHCL溶液多少毫升？

解：0.2500×(1000+V)=0.2120×1000+1.121V V=43.63mL

3.计算下列溶液的滴定度，以g/mL表示

（1）以0.2015mol/LHCL溶液，来测定Na2CO3,NH3

（2）以0.1896mol/LNaOH溶液，来测定HNO3,CH3COOH. 解：2HCl+Na2CO3=NaCl+CO2+H2O

TNa2CO3/HCl=a/b×cHCl×MNa2SO4×10-3=0.01068 4.计算0.01135mol/LHCl溶液对CaO的滴定度？

5.已知高锰酸钾溶液浓度为Tcaco3/Kmno4=0.005005g/ml,求此高锰酸钾溶液浓度及它对铁

第四章 酸碱滴定法 1.下列各弱酸的pKa已在括号内注明，求它们的共轭碱的pKb (1)HCN(9.21)

解：pKa+pKb=pKw=14 pKb=pKw-pKa pKb=pKw-pKa=14-9.21=4.79

2.已知H3PO4的pKa1=2.12,pKa2=7.20,pKa3=12.36.求其相应共轭碱的pKb1,pKb2,和pKb3 解：pKa1+pKb3=pKa2+pKb2=pKa3+pKb1=pKw=14

3.已知HOAc的pKa=4.74,NH3.H2O的pKb=4.74。计算下列溶液的pH: (1)0.10mol/LHOAc [H+]=cKa

pH=1/2*(pKa-logC)=1/2*(4.74-log0.1)=2.87 (2)0.10mol/LNH3.H2O [OH-]=

cKb

pH=14-1/2*(pKb-logC)=14-1/2*(4.74-log0.1)=11.13 (3)0.15mol/LNH4Cl [H+]=cKa pH=5.04

(4)0.15mol/LNaOAc [OH-]=pH=8.96

cKb

4.计算下列溶液的pH; (1)0.10mol/LNaH2PO4 c/Ka1≥10；c/Ka2≥10Kw [H+]=

Ka1Ka2

pH=1/2*(pKa2+pKa3)=0.5*(2.12+7.20)=4.66 5.计算下列水溶液的pH，括号内为pKa (1)0.10mol/L乳酸和0.10mol/L乳酸钠（3.76） [H+]=

CaCbKa

pH=pKa-logCa+logCb=3.76-log0.1+log0.1=3.76

(2)0.01mol/L邻硝基酚和0.012mol/L邻硝基酚的钠盐（7.21） [H+]=

CaCbKa

pH=pKa-logCa+logCb=7.21-log0.01+log0.012=7.29

(3)0.12mol/L氯化三乙基胺和0.01mol/L三乙基胺（7.90）同上

(4)0.07mol/L氯化丁基胺和0.06mol/L丁基胺（10.71） 同上

7.某弱酸的pKa=9.21,现有其共轭碱NaA溶液20.00mL,浓度为0.1000mol/L,当用0.1000mol/LHCl溶液滴定时，化学计量点的pH值为多少？其附近的滴定突越为多少？ 解：化学计量点时：[H+]=cKa=(0.05*10-9.21)1/2=10-5.25 pH=5.25

化学计量点前滴定剂的加入量为（-0.1%）19.98mL [H+]=

CaCbKa=19.98/0.02*10-9.21=10-6.21

pH=6.21

化学计量点后滴定剂加入量过量（0.1%）20.02mL

[H+]=CHCl=0.02*0.01/40.02=5*10-5 pH=4.3

13.称取混合碱试样1.2000g，溶于水，用0.5000mol/L的 HCl溶液滴定至酚酞褪色，用去30.00ml然后加入甲基橙，继续滴加HCl溶液至呈现橙色，又用去5.00ml,试样中含有何种组分？其百分含量各为多少？ 解：含有Na2CO3和NaOH WNaOH=

c(V1?V2)MNaOHmm*100=41.68 *100=22.08

WNa2CO3=

2cV2MNa2CO3/2第五章 配位滴定法

1. pH=5.0时，锌和EDTA配合物的条件稳定常数是多少？假设 Zn2+和EDTA的浓度皆为

10-2mol/L(不考虑羟基配位等副反应)。pH=5.0时，能否用EDTA标准溶液滴定Zn2+? 解：pH=5查表得：lgαY(H)=6.45,lgKznY=16.50 lgK’znY=lgKznY- lgαY(H)=16.50-6.45=10.05 lgCK’znY=lg10-2*1010.05=8.05>6 所以可用EDTA标准溶液滴定

2.假设Mg2+和 EDTA的浓度皆为10-2mol/L,在pH=6时，镁与EDTA配合物的条件稳定常数是多少（不考虑羟基配位等副反应）

第二章 一．选择题

1.对某试样进行三次平行测定，其平均含量为0.3060，若真实值为0.3030，则0.3060-0.3030=0.0030是（D.绝对偏差）

2.分析结果出现下列情况，（C.称量时试样吸收了空气中的水分）属于系统误差 3.从精密度好就断定分析结果可靠的前提是：B.系统误差小

4.下列有关随机误差的论述中不正确的是（C.随机误差具有单向性）

5.下列各数中，有效数字位数为四位的是（C.w(MgO)=19.96%） 6.如果要求分析结果达到0.1%的准确度，使用灵敏度为0.1mg的天平称取试样时，至少应秤取：（B.0.2g）

7.可以减少偶然误差的方法是：（D.增加平行测定次数） 8.可以消除系统误差的方法是：（A.进行仪器校正）

9.定量分析工作要求测定结果的误差（D.在允许的范围内）

10．甲乙两人同时分析一矿物中含硫量，每次采样3.5g，分析结果的平均值报告为：甲：0.042%，乙：0.04201%，问正确报告应是（B.甲正确） 二．填空题

1．系统误差是由某一固定原因所造成，因而它具有（单向性，重复性）和可测性 2.减少偶然误差的方法是：（增加平行测定的次数）

3.由蒸馏水，试剂和器皿带进杂质所造成的系统误差，一般可做（空白试验）扣除 4.检验和消除系统误差的有效方法有：（空白试验，对照试验，校正仪器）和分析结果的校正等方法。

5.要想获得较准确的测量结果，就必须（消除）系统误差，（减少）偶然误差，（避免）过失误差

6.pH=0.03是（2）位有效数字，1.00×10是（3）位有效数字，500.0是（4）位有效数字,pH=10.08是（2）位有效数字，1.20×10（3）位有效数字，0.0300500是（6）位有效数字 7.按照有效数字的运算规律，下列计算式的结果应保留几位有效数字 213.64+4.402+0.3244 (5)位 0.1000*(25.00-1.52)*246.47/1.000*1000 (4)位

8.在分析过程中，下列情况会造成何种误差

读取滴定管读数时，最后一位数值估测不准 （偶然误差） 分析用试剂中含有微量待测组分 （系统误差）

9.准确度是指（测量值）与（真值）的接近程度。准确度的高低用（误差）来衡量 10.精密度是指（各次分析结果相互接近的程度），精密度的好坏用（偏差）来衡量 第三章 滴定分析 1.下列说法正确的是：（B.直接滴定分析中，各反应物的物质的量应成简单整数比） 2.使用碱式滴定管进行滴定的正确操作是（B.用左手捏稍高于玻璃珠的近旁） 3.下列操作中错误的是（D.用移液管尖部最后留有少量溶液及时吹入接受器中

4.用基准邻苯二甲酸氢钾标定NaOH溶液时，下列情况对标定结果产生负误差的是（A标定完成后，最终读数时，发现滴定管挂有液珠

5.用EDTA标准溶液滴定自来水以测定水的硬度时，下列情况对测定结果产生正误差的是（C.滴定管洗净后，未用EDTA标准溶液荡洗

6.欲配置1000ml0.1mol/LHCl溶液，应取浓HCl(12mol/L)多少毫升（B.8.4ml）

7.欲配置1:5HCL溶液，应在10ml6mol/LHCl溶液中加水（D.20ml）

8.将置于普通干燥器中保存的Na2B4O7.10H2O作为基准物质用于标定HCl的浓度，则HCl的浓度将：（B.偏低）

9.用酸碱滴定法测定氧化镁的含量，宜采用的滴定方式是（A返滴定）

10.现需要配置0.20mol/LHCl溶液，量取盐酸应选用哪种量器最为合适（C量筒）

11.化学试剂按照规格通常分为四个等级，化学分析中最常使用的化学试剂纯度为（B.分析纯A.R. 红）

12.标定NaOH溶液时，邻苯二甲酸氢钾中混有邻苯二甲酸，对NaOH的浓度有何影响（A.偏低）

13.下列情况将对分析结果产生何种影响：A.正误差。B.负误差。C.无影响。D.结果混乱 A.标定HCl溶液浓度时，使用的基准物Na2CO3中含有少量NaHCO3

A.用递减法称量试样时，第一次读数时使用了磨损的砝码

B.加热使基准物溶解后，溶液未经冷却即转移至容量瓶中并稀释至刻度，摇匀，马上进行标定

6

4

D.配置标准溶液时未将容量瓶内溶液摇匀

B.用移液管移取试样溶液时事先未用待移取溶液润洗移液管 C.称量时，承接试样的锥形瓶潮湿 二．填空题

1.滴定度是指（每毫升标准溶液相当于待测组分的质量），可表示为（T待测物/滴定剂），单位为（g/ml）

2.间接法制备标准溶液，常采用（用基准物标定）和（与其他标准溶液比较）两种方法来确定其准确浓度

3.由于（反应速度慢），（试样不易溶解），或（无合适指示剂）等原因不能直接滴定时，可采用回滴定的方式

4.滴定分析中，指示剂变色，称为（滴定终点） 第四章 酸碱滴定法

一 选择题

1. 在水溶液中共轭酸碱对Ka与Kb的关系是：B.KaKb=1

2. 已知0.10mol/L一元弱酸HB溶液的pH=3.0,则0.10mol/L共轭碱NaB溶液的PH是：B.9.0 3. 某弱酸HA的Ka=1*10-5,则其0.1mol/L溶液的PH值为：C.3.0 4. NH4+的Ka=10,则0.1mol/LNH3水溶液的pH值为：11.13 5. 在纯水中加入一些碱，则溶液：（D.[H+][OH-]乘积不变） 6. 按质子理论，Na2HPO4是：（C.两性物质） 7. 下列各组酸碱对中，属于共轭酸碱对的是：（A.H2Ac+---HAc） 8. 下列各组酸碱对中，属于共轭酸碱对的是：(C.H2PO4---HPO42-) 9. 下列各组酸碱对中，不属于共轭酸碱对的是（C.H2SO4---SO42-） 10. HPO42-的共轭碱是（C.PO43-） 11. OH-的共轭碱是（B.H2O）

12. 在下列各组酸碱组分中，属于共轭酸碱对的是（A.HCN—NaCN） 13. 下列各组组分中不属于共轭酸碱对的是：（A.H2CO3和CO32-）

14. 浓度为C(mol/L)的H2SO4溶液的质子条件是：[H+]=[OH-]+[H2SO42-]+c

15. 浓度为c(mol/L)的NaHCO3溶液的质子条件是：（B.[H+]=[OH-]+[CO32-]-[H2CO3] 16. 浓度相同的下列物质水溶液的PH最高的是：（D.Na2CO3）

17. 相同浓度的CO32-,S2-,C2O42-三种碱性物质水溶液，其碱性强弱（由大至小）的顺序是：（S2->CO32->C2O42-）

18. 在下列叙述H2C2O4溶液以H2C2O4形式存在的分布系数中，那一种说法正确:( δH2C2O4随pH增大而减小)

19. 为标定HCl溶液可以选择的基准物是：（Na2CO3）

20. 六亚甲基四胺[(CH2)6N4]缓冲溶液的缓冲PH范围是：（4——6）

{pKb[(CH2)6N4]=8.85} 21. 下列盐的水溶液缓冲作用最强的是：（NaB4O7.10H2O）

22. 欲配置pH=5.1的缓冲溶液，最好选择：（六次甲基四胺（pKb=8.85） 23. 欲配置pH=9的缓冲溶液，应选用：（NH3.H2O(Kb=1.8*10-5)

24. 强酸滴定弱碱，以下指示剂中不适用的是（酚酞）

25. 用0.1mol/LHCl滴定0.1mol/LNH3水（pH=4.7）的PH突跃范围为6.3——4.3，若用0.1mol/LHCl滴定0.1mol/LpKb=2.7的某碱，pH突跃范围为（8.3——4.3）

26. 用0.1mol/LHCl滴定0.1mol/LNaOH的突跃范围为9.7——4.3，则0.01mol/LHCl滴定

0.01mol/LNaOH的突跃范围应为（8.7——5.3）

-9.26

27. 用0.1mol/LNaOH溶液滴定0.1mol/LpKa=4.0的弱酸，突跃范围为7.0——9.7，则可用0.1mol/LNaOH滴定0.1mol/LpKa=3.0的弱酸时突跃范围为：（6.0——9.7） 28. 以同浓度NaOH溶液滴定某一元弱酸（HA），若将酸和碱的浓度均增大10倍，两种滴定

pH相同时所相应的中和百分数是（50）

29. NaOH标准溶液滴定一元弱酸时，若弱酸和NaOH的浓度都比原来增大十倍，则滴定曲线中：（化学计量点前0.1%的pH不变，后0.1%的pH增大

30. 用NaOH标准溶液滴定0.1mol/LHCl——0.1mol/LH3PO4混合液，在滴定曲线上出现个突跃（2）

31. 测定（NH4）2SO4中氮时，不能用NaOH标准溶液直接滴定，这是因为（NH4+的Ka太

小）

32. 以甲基红为指示剂，能用NaOH标准溶液准确滴定的酸是（硫酸） 33. 下列溶液用酸碱滴定法能准确滴定的是（0.1mol/LHF ） 34. 甲基红的变色范围是（4.4——6.2） 35. 甲基橙的变色范围是（3.1——4.4）

36. 酚酞的变色范围是（8.0——9.6）

37. 某弱酸指示剂KHIn=1.0*10-5,其变色范围应为：（4——6）

38. 用NaOH标准溶液滴定相同浓度的HCOOH（Ka=1.8*10-4）溶液。对此滴定适宜的指示剂

是（酚酞pKa=9.1）

39. 有一碱液，可能为NaOH或NaHCO3或它们的混合物，以酚酞为指示剂，用盐酸标准溶

液滴定至终点时，用去盐酸V1mL，继续以甲基橙为指示剂，又用去盐酸V2mL。若V1>V2,则此碱液为：（Na2CO3+NaOH） 40. 有一碱液，可能为NaOH或NaHCO3或它们的混合物，以酚酞为指示剂，用盐酸标准溶液滴定至终点时，用去盐酸V1mL，继续以甲基橙为指示剂，又用去盐酸V2mL。若V1

1.选择指示剂的主要原则是（使指示剂的变色范围处于或部分处于化学计量点）

2.Na2B4O7.10H2O作为基准物质用来标定HCl溶液的浓度，有人将其置于干燥器中保存。这样，对标定HCl溶液的浓度会（偏低） 3.Na2CO3溶液的质子平衡方程为：（[H+]+[HCO3-]+2[H2CO3]=[OH-] 4.HCl溶液的质子平衡方程为：[H+]=[OH-]+[Cl-]

5.NaH2PO4溶液的质子平衡方程为：[H+]+[H3PO4]=[OH-]+[HPO4-]+2[PO43-] 6.根据酸碱质子理论，OH-的共轭酸是（H2O）,HAc的共轭酸是（HAc+） 7.根据酸碱质子理论，HPO42-的共轭酸是(H2PO4-)

8.根据酸碱质子理论，H+的共轭碱是（H2O）,H2SO4的共轭碱是(HSO4-) 9.根据酸碱质子理论，H3PO4的共轭碱是H2PO42-，C6H5OH的共轭碱是C6H5O- 10.已知柠檬酸的pKa1——pKa3分别为3.13,4.76,6.40.则pKb2=(9.24),pKb3=(8.60) 11.已知碳酸的pKa1,pKa2分别为6.38,10.25.则pKb1=(8.62),pKb2=4.75

12.当用强碱滴定强酸时，若浓度增大10倍，则化学计量点前0.1%的pH 减小（1）个单位，化学计量点的pH（不变），化学计量点后0.1%的PH增大（1）个单位。 13.当用强碱滴定强酸时，若浓度增大10倍，则化学计量点前0.1%的pH （减小）1个单位，化学计量点的pH（不变），化学计量点后0.1%的PH（增大）1个单位。 14.六亚甲基四胺的pKb=8085,用它配置缓冲溶液时的pH缓冲范围是（4.15——6.15） 15.NH3的pKb=4.74,用它配置缓冲溶液时的pH缓冲范围是（8.26——10.26） 16. HAc的pKa=4.74,用它配置缓冲溶液时的pH缓冲范围是（3.74——5.74）

17.二元弱酸H2B,已知平pH=1.92时，δH2B=δHb-;pH=6.22时，δHB-=δB2-，则H2B的Ka1为（10-1.92），Ka2为（10-6.22）

18.对于缓冲溶液，影响缓冲容量大小的主要因素是（缓冲溶液的浓度）与（组成比） 19.1.0 mol/LnaOH与2.0mol/LHAc的混合溶液是否构成缓冲溶液（是） 20.1.0mol/LHAc与2.0mol/LNaOH的混合溶液是否构成缓冲溶液（否）

21.用0.100mol/LHCl滴定同浓度的NaOH的pH突跃范围为9.7——4.3.若浓度均减小10倍，则pH突跃范围是（8.7——5.3）

22.用0.100mol/LHCl滴定同浓度的NH3溶液（pKb=4.74）时，pH突跃范围为6.3——4.3 ，若用0.100mol/LHCl滴定同浓度的某碱B（pKb=3.74）时，pH突跃范围是（7.3——4.3） 23.分布系数是指（某一存在形式的平衡浓度占总浓度的分数），以（δ）表示

24.缓冲溶液一般是由浓度较大的(弱酸弱碱)及其（盐）所组成，这类缓冲溶液除了具有抗外加（少量酸碱和水）的作用外，还具有（控制溶液的pH）的作用 25.一元弱酸能否被准确滴定的判别式是（cKa≥10-8） 26.一元弱碱能否被准确滴定的判别式是（cKb≥10-8）

27.酸碱滴定曲线是以（pH）变化为特征的，影响突跃范围的因素有（解离常数）和（浓度） 28.有一碱液，可能为NaOH或NaHCO3或Na2CO3或它们的混合物，以酚酞为指示剂，用盐酸标准溶液滴定至终点，用去盐酸V1ml,继续以甲基橙为指示剂，又用去盐酸V2ml.请依据V1,V2的关系判断该碱液的组成

（1）当V1>V2时为（NaOH,Na2CO3） （2）当V1

（4）当V1=0时为（NaHCO3） （5）当V1>0时为（NaOH）

29.某三元弱酸的电离常数pKa1——pKa3分别为：2,6,12.用NaOH标准溶液滴定该酸至第一化学计量点，溶液的pH=(4),可选用（甲基橙）指示剂；滴定该酸至第二化学计量点时，溶液的pH=(9),可选用（酚酞）指示剂

30.常用于标定HCl溶液浓度的基准物质有（无水Na2CO3）和（硼砂）

31.常用于标定NaOH溶液浓度的基准物质有（H2C2O4.2H2O）和（邻苯二甲酸氢钾）

第五章 配位滴定

一．选择题

1. 质子化的EDTA在水溶液中总以（7）种形式存在

2. 当溶液的PH<1时，EDTA主要以（H6Y2+）离子形式存在 3. 在pH>12时EDTA几乎完全以（Y4-）离子形式存在

4. 若溶液酸度减小，pH增加，EDTA的主反应能力（增大）

5. EDTA能与许多的金属离子如Ca2+形成配位比为（1:1）的稳定的配合物

6. EDTA 与金属离子反应的本质是（Y4-）与金属离子的反应

7. 在一定温度下解离常数为定值，因而酸效应系数仅随溶液酸度而变，溶液的酸度增大，酸效应系数（增大）

8. 如果氢离子与Y4-之间没有发生副反应，则αY(H)(=)1

9. 考虑了酸效应后，pH增大，EDTA与金属离子配合物的稳定常数K’MY(增大)，配位反应

越完全，对滴定越有利

10. 用EDTA滴定时实际应用的pH与理论上允许的最低pH值（大）

11. 指示剂与金属离子配合物的稳定性必须（<）EDTA与金属离子配合物的稳定性 12. EDTA配位滴定的直接终点法呈现的颜色是（B和C的颜色）

B.游离指示剂的颜色 C.EDTA与金属指示剂的颜色

13.若溶液中含有金属离子M和N，且C m=Cn,它们均可以与EDTA形成配合物，今欲滴定M则要求ΔlgK至少应为（5），才能利用控制酸度进行分别滴定 14.配位滴定终点变色时指示剂所发生的反应是（置换反应）

15.在非缓冲溶液中，用EDTA滴定金属离子时，溶液的pH将（降低）

16.在下列叙述EDTA溶液以Y4-形式存在的分布系数（δY4-）各种说法中。正确的是（δY4-随酸度的减小而增大）

17.EDTA的酸效应曲线是指：（lgαY(H)——pH）

18.在pH=13时，以EDTA滴定同浓度的 Ca2+.以下叙述正确的是（滴定至化学计量点时，pCa=pY）

19.以EDTA为滴定剂，下列叙述中那一种是错误的（不论溶液pH值的大小，只形成一种形式的络合物

20.在下列两种情况下，以EDTA滴定同浓度的Zn2+:一是pH=10的氨性缓冲溶液中；二是在pH=5.5的六亚甲基四胺缓冲溶液中，滴定之前，对[Zn2+]值的大小叙述正确的是（[Zn2+]值相等）

21.用EDTA滴定金属离子M，若要求相对误差小于0.1%，则滴定的条件必须满足（CMKMY/αY≧106

二．填空题

1.配位滴定法是以（配位反应）为基础的一种滴定分析方法

2.配合物的稳定性以配合物的（稳定常数）表示，其值越大表示配合物的稳定性（越大），同时说明反应进行的越（完全）

3.各种配合物都有其一定的稳定常数，从配合物稳定常数的大小可以判断（配位反应进行的完全程度）以及（是否满足滴定分析的要求）

4.配位滴定中常用的滴定剂有两类（无机配位剂）和（有机配位剂）无机滴定剂在滴定过程中（形成配合物）故不常用

5.最常用的有机配位剂为（乙二胺四乙酸）简称（EDTA），其结构式为(（HOOCH2C）2N-CH2-CH2-N(CH2COOH)2).EDTA是一个多元酸，可用（H4Y）表示，若将其溶于酸度很高的溶液，它的两个羧基可以再接受H+而形成（H6Y2+）,相当于一个六元酸，故质子化的EDTA在水溶液中（七）种形式存在

6.EDTA中各种存在形式之间的浓度比例取决于（溶液的pH），若溶液的酸度增大，pH减小，(H6Y2+)离子浓度增加，反之，若溶液酸度减小，pH增加（Y4-）离子的浓度增加

7.在EDTA分子结构中，具有（六）个可以与金属离子形成配位键的原子，两个（氨基氮）和四个（羧基氧），因而EDTA可以与金属离子形成配位数为（4）或（6）的稳定配合物。EDTA能与许多的金属离子如Ca2+形成配位比为（1:1）的稳定的配合物

8.无色金属离子与EDTA生成的配合物为（无色），有色金属离子与EDTA形成的配合物其颜色将（加深）

9.EDTA与金属离子形成配合物的稳定性对配位滴定的完全程度有着重要的影响，可以用(lgKMY)衡量在不发生副反应情况下，配合物的稳定程度

10.金属离子与EDTA的配位反应可简写（M+Y≒MY）其稳定常数Kmy为（Kmy=[MY]/[M][Y] 11.EDTA与金属离子的反应（Y4-与金属离子的反应）

12.由于H+离子与Y4-离子作用而使 Y4-离子参与主反应能力下降的现象称为EDTA的（酸效应），其大小用（αY(H)）来衡量

13.酸效应系数表示在一定的pH下未参加配位反应的EDTA的各种存在形式的（总浓度[Y4’]）,与能参加配位反应的（[Y4-]）之比。即（αY[H]=[Y’]/[Y4-]）

14.酸效应系数与EDTA的（各级解离常数）和（溶液酸度）有关。在一定温度下解离常数为定值，因而酸效应系数仅随溶液酸度而变，溶液酸度越大，酸效应系数（越大），表示酸效应引起的副反应越严重。如果氢离子与Y4-之间没有发生副反应，即未参加配位反应的EDTA全部以（Y4-）形式存在，则αY[H]=（1）

15.在配位滴定中，金属离子常发生两类副反应，一类是金属离子在水中的羧基配位效应，另一类是金属离子与辅助配位剂的作用，故对于含配位剂 L的溶液，金属离子的总的副反应系数αM=(αM(L)+ αM(OH)-1)

16.考虑了酸效应后EDTA与金属离子配合物的稳定常数称为条件稳定常数（K’MY）,lgK’MY=(lgKMY-lgαY[H]).pH越大lgαY[H](越小)，K’MY（越大），配位反应越完全，对滴定越有利，反之pH降低K’MY（减小），不利于滴定

17.若综合考虑EDTA的酸效应和金属离子的配位效应，则条件稳定常数应写为（KM’Y’）,此时lgKM’Y’=(lgKMY-lgαM-lgαY[H])

18.配位滴定中适宜 pH条件的控制由EDTA的（酸效应）和金属离子的（羟基配位效应）决定

19.根据酸效应可以确定配位滴定时允许的（最低）pH值，根据金属离子的羟基配位效应大致估计滴定时允许的（最大）pH值。从而得出滴定的适宜pH范围

20.通常将式（lgCK’MY≧6）作为能否用配位滴定法测定单一金属离子的条件。用稳定常数来表示可得lgαY(H) ≤(lgC+lgKMY-6)

21.除了从EDTA酸效应和羟基配位效应来考虑配位滴定的适宜pH范围外还要考虑指示剂颜色的变化对pH的要求，滴定实际应用的pH比理论上允许的最低pH值要（大）一些

22.如果指示剂与金属离子配合物的稳定性必须（小于）EDTA与金属离子配合物的稳定性，这样在滴定达到化学计量点时，指示剂才能被EDTA置换出来，而显示终点的颜色变化 23.如果指示剂与金属离子形成更稳定的配合物而不能被EDTA置换，虽加入过量的EDTA也达不到终点，这种现象称为指示剂的（封闭）。若指示剂与金属离子形成胶体或沉淀，在滴定时指示剂与EDTA的置换作用将因进行缓慢而使终点拖长，这种现象称为指示剂的（僵化） 24.在混合滴定中一般常以（ΔlgK=5）作为判断能否利用酸度进行分别滴定的条件

25.用EDTA溶液滴定某一金属离子时，金属离子浓度的变化情况与溶液的pH有关，溶液的pH越小，滴定曲线突跃部分（越短）

26.一般在配位滴定中，当不存在辅助配位效应时，滴定允许的最大pH即为金属离子开始水解时的pH，通常可粗略的由M(OH)n的（水解溶度积常数）求得

27.采用EDTA为滴定剂测定水的硬度（Ca2+,Mg2+）时，因水中含有少量的Fe3+,Al3+,应加入（三乙醇胺）作掩蔽剂，滴定时控制溶液的PH=（10）

28.EDTA的酸效应曲线是指（lgαY[H]——pH），当溶液的pH越大，则（lgαY[H]突跃）越小 29.在络合滴定过程中，随着滴定的不断进行，体系的pH会不断（降低）为保持体系的pH不变，必须加入（缓冲溶液）

30.影响络合滴定突跃大小的因素有（酸效应）和（配位效应）；当降低体系的pH值，则滴定突跃将（短）

第六章 氧化还原滴定

1.用KmnO4滴定Fe2+时Cl-的氧化反应速度被加快的现象属于：（诱导反应）

2.已知在1mol/LH2SO4溶液中，φ0’MnO4-/Mn2+=1.45V, Φ0’Fe3+/Fe2+=0.68.在此条件下用KmnO4标准溶液滴定Fe2+，其化学计量点的电位值为（1.32V）

3.用Ce4+滴定Fe2+时，下列有关滴定曲线的叙述正确的是（滴定分数为1.00处的电位为计

量点电位）

4.影响化学反应平衡常数数值的因素是（温度）

5.在含有Fe3+和Fe2+的溶液中，加入下述何种溶液，Fe3+/Fe2+电对的电位将升高（邻二氮菲）

6.条件电极电位是指：（电对的氧化态和还原态的总浓度都等于1mol/L时，校正了各种外界因素影响后的实际电位）

7.用0.02 mol/LKMnO4溶液滴定0.1mol/Lfe2+溶液和用0.002mol/LKMnO4溶液滴定0.01mol/LFe2+溶液两种情况下，滴定突跃的大小将（浓度大突跃大） 8.间接碘量法中加入淀粉指示剂的适宜时间是（滴定至终点时） 9.溴酸碘法测定苯酚的反应式如下：BrO3-+5Br-+6H+=3Br2++3H2O; C6H5OH+3Br2=C6H2Br3OH+3HBr; Br2+2I-=I2++2Br-;I2+2S2O32-=2I-+S4O62-

再此测定中，Na2S2O3与苯酚的物质的量之比为（6:1）

10.下列氧化还原电对中，标准电极电势值最小的是（AgI/Ag）

11.反应3A2++2B=3A++2B3+在标准时电池电动势EΦ=1.8V,在某浓度时该反应的电池电动势E=1.6V,该反应的lgKΦ为（6*1.8/0.0592）

12.某氧化还原反应在标准状态下其平衡常数KΦ=104,其电子转移数为2，则该反应的标准电池电动势为（0.12V）

13.点击MnO4-+5e-=Mn2++4H2O的EΦ=1.51V,当除了H+外其他物质处于标准状态时，电极电势与pH的关系是（E=EΦ-0.094pH）

14.由2Fe3++Sn2+=2Fe2++Sn4+，在标准状态下，该电池的标准电动势EΦ为（EΦ=EΦ(Fe3+/Fe2+)-EΦ(Sn4+/Sn2+)

15.在某溶液中，同时存在几种还原剂，若它们在标准状态时都能同一氧化剂反应，则此时影响氧化还原反应进行先后次序的是（除了反应速率外，还决定于氧化剂和还原剂之间的电极电势差）

16.所谓歧化反应就是（某一元素的自身氧化还原反应） 17.在酸性介质中，用KmnO4溶液滴定草酸盐，滴定应（在开始时缓慢进行，以后逐渐加快） 18.用氧化还原法测定钡的含量时，先将Ba2+沉淀为Ba(IO3)2，过滤，洗涤后溶于酸，加入过量的KI析出的I2用Na2S2O3标准溶液滴定，则BaCl2与Na2S2O3的物质的量之比为：（1:12） 19.用0.1mol/LK2Cr2O7溶液滴定0.1mol/LFe2+溶液，其化学计量点的电位为0.86V,对此滴定最适宜的指示剂为（二苯胺磺酸钠（Φ0’=0.84V） 20.用Fe3+滴定Sn2+时，下列有关滴定曲线的叙述正确的是（滴定分数为1.00处的电位为计量点电位）

21.若两点对在反应中电子转移数分别为1和2，为使反应程度达到99.9%，两电对的条件电极电位差至少应大于（0.27V）

22.已知Φ0I2/I-=0.54V, Φ0Br2/Br-=1.09V.若将Cl2水加入到含有Br-和I-的混合溶液中，所发生的反应是（首先析出I2）

23.以K2Cr2O7为基准物标定Na2S2O3溶液，请选择指示该反应终点的指示剂（淀粉） 24.用KmnO4滴定C2O42-时，红色的消失由慢到快的现象属于（自动催化反应）

25.以K2Cr2O7标准溶液滴定0.4000g褐铁矿，若选用K2Cr2O7溶液的体积(以ml为单位)与试样中的Fe2O3百分含量相等，则K2Cr2O7溶液对铁的滴定度为（0.002797g/ml） 26.硫代硫酸钠溶液浓度不稳定，容易改变，下列哪一个不是主要原因（暗处放置所致） 27.下列哪种物质不是标定硫代硫酸钠溶液的基准物质（邻苯二甲酸氢钾） 28.由于碘几乎不溶于水，所以配置该溶液时通常加入过量的(KI)

29.下列哪项与氧化还原反应的速率无关（反应时间）

30.0.1000mol/Lce(SO4)2溶液滴定0.1000mol/LFe2+的酸性溶液（1.0mol/L硫酸）Φce4+/Ce3+=1.44V; Φfe3+/Fe2+=0.68V，滴定分数为99.9%时，溶液电Fe3+/Fe2+为（0.86V） 31.以K2Cr2O7标准溶液滴定Fe2+.请选择指示该反应终点的指示剂（二苯胺磺酸钠） 32.以Na2S2O3标准溶液滴定 Cu2+，请选择指示该反应终点的指示剂（淀粉）

33.以EDTA滴定Cu2+，请选择指示该反应终点的指示剂（PAN）

34.配置I2标准溶液时，必须加入KI，其目的是（使I2溶解在KI溶液中，增加在水中的溶解度）

35.向溶液中加入F-后，电对Fe3+/Fe2+的条件电位（降低）

36.碘量法测铜时，加入NH4HF2的目的是（控制溶液酸度并抑制Fe3+的干扰

37.用碘量法测定铜时，最好用纯铜标定Na2S2O3溶液，主要目的是：（以抵消方法的系统误差）

38.标定KMNO4溶液最常用的基准物质有（Na2C2O4） 二．填空题

1.已知在1mlol/LH2SO$介质中，EΦFe3+/Fe2+=0.68V,EΦCe4+/Ce3+=1.44V,则以Ce4+滴定Fe2+至99.9%时的平衡电位为（0.86V）；计量点电位为（1.06V），滴定至100.1%时的平衡电位是（1.26）

2.电对Fe3+/Fe2+在含F-的介质中，其条件电位将随F-浓度增加而（降低）其氧化能力将（减小）

3.用KmnO4滴定C2O42-时，红色的消失由慢到快的现象属于（自动催化）反应

4.对于氧化还原反应n2Ox1+n1Red2=n2Res1+n1Ox2,n1=n2=1,若要求化学计量点时反应的完全程度达99.9%以上，则lgK’至少应为（6），两个电对的条件电极电位之差应为（0.4V） 5.在氧化还原反应中，当加入一种可与电对的氧化形或还原形生成沉淀的沉淀剂时，电对的电极电位就会发生改变。氧化形生成沉淀时使电对的电极电位（降低），还原形生成沉淀时，则使电对的电极电位（升高）

6.以K2Cr2O7为基准物质采用间接碘法标定0.020mol/Lna2S2O3溶液的浓度。若滴定时，欲将消耗的Na2S2O3溶液的体积控制在25ml左右，问应当称取K2Cr2O7(0.023)克

7.标准电极电位是指在（一定温度下），当（氧化态和还原态总浓度都为1mol/L）时的电极电位

8.条件电极电位是指在（特定）条件下，当（氧化态和还原态总浓度都为1mol/L）时的实际电极电位，它在条件不变时为一常数

9.条件电极电位的大小，反映了在外界因素影响下（氧化还原电对的实际氧化还原）能力 10.应用条件电极电位比用标准电极电位更能正确的判断氧化还原反应的（方向）次序和反应完成的（程度）

11.条件平衡常数K’值的大小是由（氧化剂和还原剂两个电对的条件电极电位差）和（转移电子数）决定的

12.两个电对的条件电极电位之差值越大，（K’）值越大，反应进行的（越完全），并且两个电对的条件电极电位之差必须大于（n1=n2时0.4V n1≠n2时3(n1+n2)0.059/n1n2）V，这样的反应才能用于滴定分析

13.用 Ce4+滴定Fe2+时，滴定分数为（1.00）处的电位为化学计量点电位

14.用KmnO4标准溶液滴定Fe2+，当H2SO4浓度为1mol/L，Φ0’MnO4-/Mn2+=1.45V, Φ0’Fe3+/Fe2+=0.68V时，其化学计量点电位值为（1.32V）

15.氧化还原指示剂是指（本身具有氧化还原性质）的有机化合物，它的（氧化态和还原态）具有不同的颜色，它能因氧化还原作用而发生（颜色）变化

16.用KMNO4作滴定剂滴定无色或浅色的还原剂溶液时，无需再加指示剂，KmnO4起到（ 自身）指示剂的作用

17.MnO4-与Cr2O42-的反应是（自动催化）反应，滴定开始时，加入的第一滴KmnO4红色溶液褪色（慢），所以滴定开始时滴定速度要（缓慢）

18.KmnO4法滴定终点不太稳定，这是由于空气中的（还原物质）和（尘埃）等杂质落入溶液中能使KmnO4（分解），而使粉红色消失

19.碘量法是利用I2的（氧化性）和I-的（还原性）来进行滴定的分析方法

20.碘量法中，淀粉溶液应用（新鲜配制的）否则则其与I2形成的配合物不呈蓝色而呈（紫红）色。

21.硫酸铜中铜的测定实验中，加入KSCN的目的是使（CuI转化为溶解度更小的CuSCN），同时释放出（被CuI吸附的I2）但是KSCN只能在（接近终点）时加入。

22.氧化还原滴定中常用指示剂有以下三种类型:1(氧化还原指示剂)2（自身指示剂）3（专属指示剂）

23.标定KMnO4溶液的基准物质有(草酸钠)（H2C2O4.2H2O）等

24.由于固体I2在水中的溶解度很小，所以实验应用时通常将I2溶解在(KI)溶液中，此时I2在溶液中以（I3-）的形式存在。

25.用KMnO4测定铁矿石中Fe的含量时，加入MnO4和H2PO4的作用是（防止Cl-存在下发生诱导反应使Fe3+变为无色离子[Fe(PO4)23-]）

26.用KMnO4测定Fe2+时Cl-的氧化反应速度被加速的现象属于（诱导）作用 27.用KMnO4滴定C2O42-时，红色的消失由慢到快的现象属于（自动催化）作用

28.为了减小误差，间接碘量法必须在中性或（弱酸性）溶液中及（低温）下进行滴定 29.以KMnO4溶液滴定Fe2+的理论滴定曲线与实验滴定曲线有较大的差别。这是因为（滴定时介质的不同）

30.氧化还原滴定曲线化学计量点附近电位突越的长短与（两个点对的条件电极电位相差大小）有关，电极电位相差越大，突越越（大）

31.在以淀粉做指示剂时，滴定终点后，溶液又会出现蓝色，这是由于（空气氧化I-）所引起的。

32.碘量法滴定铜的过程中，加入KI的作用是（还原剂）（沉淀剂）（络合剂）

33.配置Na2S2O3溶液时，为了（赶去水中的CO2和杀死细菌）应用新煮沸并冷却了的蒸馏水，并且加入少量（Na2CO3）使溶液呈微碱性。

34.Na2S2O3溶液一般都含有少量的（杂质）同时还容易（风化）（潮解）因此不能直接配置标准溶液。

35.氧化还原反应条件平衡常数K’越大，反应（越完全），K’与（氧化剂与还原剂的两个电对的条件电极电位差）和（转移电子数）有关

36.诱导作用是指由于（一种氧化还原反应）的发生而促进（另一种氧化还原反应进行）的现象。

37.绘制氧化还原滴定曲线时，滴定等当点前，常用（被滴定物）电对计算；滴定等当点后，常用（滴定剂）电对进行计算。

38.K2Cr2O7氧化能力比KMnO4（稍弱）应用范围比KMnO4法（窄）；此法只能在（酸）性条件下使用。

39.用 I2标准溶液滴定还原剂的方法是（直接碘量法）；利用I-与强氧化剂作用生成定量的I2，再用还原剂标准溶液与I2反应，测定氧化剂的方法称为（间接碘量法）

40.间接碘量法中，反应必须在（中性或弱酸性）中进行，pH过高，I2会发生歧化反应；在强酸性溶液中，Na2S2O3会发生（分解），I-容易（被氧化），通常pH<9.