2023年化學檢驗工技能大賽理論培訓(三)

、2023年化學檢驗工技能大賽理論培訓（三）答案

五、滴定分析基礎學問

學問要點：

（一）、術語:

滴定曲線：滴定過程中，溶液的pH值隨滴定劑體積變更的關系曲線

化學計量點（等當點）：滴定劑的物質量與被測物的物質量恰好完全

反應的點

滴定終點：指示劑顏色變更的點

終點誤差：滴定終點與化學計量點不一樣引起的測量誤差

滴定分析法的類型按化學反應類型分類:酸堿滴定法、配位滴定法（絡

合滴定法）、沉淀滴定法、氧化還原滴定法

按滴定方式分類：干脆滴定、間接滴定、返滴定法、置換滴定法

滴定度T：每mL標準溶液相當的待測組分的質量

表示法：T待測物/標液單位：g?mL1

滴定分析對化學反應的要求：反應定量完成；反應速度快；有比較

簡便的方法確定反應終點；無副反應；反應完全。

（二）、酸堿滴定法

酸堿滴定指示劑的選擇指示劑的變色范圍處于或部分處于滴定突躍

范圍內

影響酸堿滴定突躍范圍的因素酸堿濃度的影響濃度越大，滴定突躍越

大弱酸離解常數的影響Ka越大，滴定突躍越大

弱酸弱堿精確滴定的條件CKae10-8強酸滴定弱堿CKb210-8

(三)、配位滴定法

絡合物的穩(wěn)定常數

M+Y=MY

[MY]J_

K(MY)=K不穩(wěn)=K

絡合物的逐級穩(wěn)定常數居

M+L=ML及不穩(wěn)小得

ML+L=ML2―端齋“不―一】=后

■

■■

::"

■

不

MLn-i+L=MLr,“[ML,JJLJa1K?

K表示相鄰絡合物之間的關系

ID

累積穩(wěn)定常數B

K-[ML]

[MLJs^JM][L]

KK_[ML2]

%12[M][L]-f*ld[L]網]同

■

■

■

[ML2]=^2[M][L]2

4=//???/=

[M][Lf

[MLn]=/?n[M][L]"n

絡合反應的副反應系數a

MYMY|切應)

Oft/\AH?/7H*/\^0H-v

MOHMAHYNYMHYMOHY

■

：：

M(OH)pMAq

r

M'Y(MY)'

條件（穩(wěn)定）常數

副反應系數

」M']

aY

[M]

=[(MY"

aMY

[MY]

[(MY)*]=_f^_jr(MY)

K'(MY)=X

[Mg

絡合物的條件保定）常數

[MY]%

jf'(MY)==K(MY)4Y_

[M'][Y'][M][Y]VY

即：l0r(MY)=l0^(MY)+lgaMY-l0aM-l0aY

通常l0r(MY)=l0^(MY)-l0ay-lg^

僅Y有副所lg^(MY')=lg^(MY)-l0av

僅痛副反應lB^(M'Y)=lB^(MY)-laaM

絡合滴定法測定的條件

考慮到濃度和條件常數對滴定突躍的共同

影響，用指示劑確定終點時，

若ApM=±0.2,要求%W0.1%,

則需18csp?jr（MY）》6.0

若cMfOjOlOnwlI1時，

貝IJ要求IgJT>8JO

常用金屬指示劑

指示劑使fflpH范InMln直接滴定M

€

修黑T(EBT)7-10紅MgHZn2+

二甲第檢(X。)布元晡<6紅Bi>Pb2+Zn2+

磺基水楊霰(SSal)2無落紅Fe3+

筋示劑10-13蔚紅Ca2+

PAN(Cu-PAN)2-12黃紅CuECoHNi^)

□T2-毗碇偶甄)-2-費

M]

使用金屬指示劑應注意

1.指示制的封閉現(xiàn)歙

若黑封閉指示劑

Fe?+、AF+、Cu2+、C&+、Ni2+

對EBT、X。有封閉作用；

若肥(Mln)太小，終0盲

2.指示劑的僵化現(xiàn)象

PAN^I掰M\毒M乙爵或一

3.指示劑的氧化變質現(xiàn)象

EBTxC循示劑與NaC廊

絡合滴定中的酸度控制

1.單一金屬離子滴定的適宜pH范圍

(1)最高允許酸度(pH^^

若△pM=K.2,要求440.1%,則坨4X(MY)K,

若/=0.01mnl：Li,貝

(不考慮ZM)Ig^MY'尸ig^(MY)-igaY(H)^,

有1眄網41如必￥)?8對應的pH即為pH*,

份加:卵iY)=27.9pH>0.7

K(MgY)=8.7坨/(H)<0.7pH>9.7

K(ZnY)=165Ig^^S.SpH>4.0

(2)最低酸度(pH高限)

以不生成氫氧化物沉淀為限

對M(OH)f,

[OH-]=?

(M)(初峋

例七伉"。$2】=1。153

10

[OH]==1DGBmolL'1

2*102即pH<7.2

使用掩蔽劑的選擇性滴定

（△lgX<6）

1.絡合掩蔽法

2.氧化還原掩蔽法

3.沉淀掩蔽法

（四）、氧化還原滴定法

1.電極電位與標準電極電位

當金屬在溶液中形成雙電層時，會使金屬與溶液之間產生一個電位差，這個電位差稱為

電極電位。由于單個電極的電位無法測定，所以實際用標準氫電極與被測電極組成原電池進

行測量。得到被測電極與標準氫電極的電位差，這個電位差稱為被測電極的電極電位。假如

被測電極處于標準狀態(tài)，測得的這個電極電位就是被測電極的標準電極電位。標準電極電位

用E°表示，電化學規(guī)定E°H+/H2=0.00V。電極電位有如下幾方面的應用：

（1）推斷氧化劑、還原劑的相對強弱。電極電位越大，氧化態(tài)物質的氧化性越強，還

原態(tài)物質還原性越弱；電極電位越小氧化態(tài)物質的氧化性越弱，還原態(tài)物質還原性越強。

（2）選擇氧化劑和還原劑。

（3）推斷氧化還原反應進行的方向和程度。氧化還原反應進行的方向總是

強氧化劑+強還原劑=弱還原劑+弱氧化劑

即E°值大的氧化態(tài)物質能氧化E°值小的還原態(tài)物質。要推斷一個氧化還原反應的方向，可

將此反應組成原電池，氧化劑對應的電對作正極，還原劑對應的電對作負極。若

e>0即E°（+）>E%時，反應正向進行；

e=0即E°什產E%時，反應處于平衡狀態(tài)；；

e<0即E°（+）<E%時，反應逆向進行。

2.能斯特方程與非標準電極電位

影響電極電位的因素主要有離子濃度、測定時的溫度、溶液的酸度以及氣體的分壓等。

這些條件一經變更就會變更標準電極電位的數值。應用能斯特方程式可以從標準電極電位來

求算非標準狀態(tài)下的電極電位。

對于任一電極反應：a氧化型+ne-=b還原型

能斯特方程為E=E°+—

nF［還原型b

式中：E為非標準狀態(tài)下的電極電位;E°為標準電位;R是氣體常數（等于8.314J-mor1）；

T是肯定溫度（等于t+273.15K）；〃是進行氧化還原反應時得失電子數；

F是法拉第常數（等于96487C-mol-1）

［氧化型］和［還原型］分別表示氧化型或還原型濃度，單位用mol-L-'5若將

T=298.15K,R=8.314J?K-1?mol1,F=96487C-moH代入上式,并將自然對數換算成常用

對數，即得下式：

E=E）叫g!氧化曹

n［還原型，

應用能斯特方程式應留意以下幾點：

（1）.組成電對的某一物質是純固體或純液體時，濃度可視為常數，不寫入方程。組成

電對的某一物質是氣體，則用該氣體的分壓代入。

（2）.若氧化型、還原型的系數不等于1,就以它們的系數為濃度次方代入。

（3）.除氧化型、還原型物質外，還有其它物質如H+、OH在計算時應將它們的濃度寫

入方程式。在25℃時，當氧化型和還原型濃度相等時的電位等于標準電極電位。

3.氧化還原滴定指示劑的選擇

氧化還原滴定選擇指示劑的原則是：指示劑變色的電極電位范圍應落在滴定突躍范圍之

內。氧化還原滴定指示劑主要有（1）自身指示劑，如KMnCU等；（2）氧化還原指示劑，

這類指示劑本身必需是氧化劑或還原劑，而且它的氧化型和還原型具有不同的顏色。在滴定

到化學計量點旁邊時，因被氧化或還原而發(fā)生顏色變更，從而指示終點，如二笨胺等。（3）

特別指示劑，這類指示劑本身無氧化還原性，它

與某氧化劑或還原劑作用而產生顏色變更以指示終點，這類物質稱特別指示劑。例如淀粉溶

液能與L產生深藍色。

4.常見氧化還原滴定方法

常見氧化還原滴定方法是用標準溶液來命名的：

（1）高鐳酸鉀法，是以高鋅酸鉀為標準溶液的氧化還原滴定法。高鎰酸鉀是強氧化劑。

它的氧化作用與溶液的酸度有關，在強酸性溶液中，KMnO,獲得5個電子還原為Mn",半電

池反應如下：

+

MnO4'+8H=Mi?++4H2O

標準電位E0=L51V。可以測定電位較低的還原性物質的含量。高鎰酸鉀法只能在強酸性溶

液中進行，以充分發(fā)揮其氧化實力。酸度的調整以硫酸為宜，因為硝酸有氧化劑，鹽酸中的

C1具有還原性，可被KMnCU氧化,發(fā)生副反應。

（2）碘量法，碘量法也是常用的氧化還原滴定方法之一。它是以L的氧化性和I的還原

性為基礎的滴定方法，其半反應式為：

/+2e-=27'0.5345V

2E%2//-=

1

12在水中的溶解度很?。?5°C為0.001Smol-r）,為增大其溶解度，通常將12溶解在KI

溶液中，使右以，3-配離子形式存在，其半反應式為：

I~+2e=3廣E°/37/-=0.5355V

由于兩者標準電位相差很小，為了簡便，習慣上仍以前者表示。

人是較弱的氧化劑，只能與較強的還原劑作用；而廠是中強還原劑，能與很多氧化劑作用

而被氧化為因此，可利用人的氧化性干脆測定較強的還原劑，也可以利用廠的還原性

被氧化劑氧化析出碘，再用硫代硫酸鈉溶液滴定碘，可間接地計算出氧化性物質的含量。因

此，碘量法又分為干脆碘量法和間接碘量法。干脆碘量法只能在酸性、中性或弱堿性溶液中

進行。假如pH>9就會發(fā)生副反應。間接碘量法-與右之間的反應必需在中性或弱

酸性溶液中進行。

除上述方法外，還有除上述方法外，還有亞硝酸鈉法、鈾量法、漠酸鹽法、高碘酸鉀

法、重銘酸鉀法等。

五、沉淀滴定法

沉淀滴定法是以沉淀反應為基礎的一種滴定分析方法。雖然沉淀反應很多，

但是能用于滴定分析的沉淀反應必需符合下列幾個條件：

1.沉淀反應必需快速，并按肯定的化學計量關系進行。

2.生成的沉淀應具有恒定的組成，而且溶解度必需很小。

3.有確定化學計量點的簡潔方法。

4.沉淀的吸附現(xiàn)象不影響滴定終點的確定。

由于上述條件的限制，能用于沉淀滴定法的反應并不多，目前有好用價值的

主要是形成難溶性銀鹽的反應，例如：

Ag++C「=AgClI(白色)

Ag++SCN=AgSCNI(白色)

這種利用生成難溶銀鹽反應進行沉淀滴定的方法稱為銀量法。用銀量法主要

用于測定CL、Br\I\Ag+、CN\SCN-等離子及含鹵素的有機化合物。

除銀量法外，沉淀滴定法中還有利用其它沉淀反應的方法，例如：K,[Fe(CN)

61與Zn2+、四苯硼酸鈉與K+形成沉淀的反應。

2++

2K』Fe(CN)6]+3Zn=K2Zn：i[[Fe(CN)6]2!+6K

++

NaB(CeHs)4+K=KB(C6H5)4!+Na

都可用于沉淀滴定法。

莫爾法一銘酸鉀作指示劑法

莫爾法是以KCrO,為指示劑，在中性或弱堿性介質中用AgNQ,標準溶液測

定鹵素混合物含量的方法。

1.指示劑的作用原理

以測定C1為例，KCrO」作指示劑，用AgNCh標準溶液滴定，其反應為：

Ag++Cl=AgClI白色

2Ag++CrO42-=Ag2CrO”I磚紅色

這個方法的依據是多級沉淀原理，由于AgCl的溶解度比AgCrOi的溶解度

小，因此在用AgNCh標準溶液滴定時，AgCl先析出沉淀，當滴定劑Ag*與C1

達到化學計量點時，微過量的Ag,與CrO：反應析出磚紅色的AgCl。沉淀，指

示滴定終點的到達。

2.滴定條件

(1)指示劑作用量

用AgNOs標準溶液滴定C1、指示劑KCrO」的用量對于終點指示有較大的影

響，CrO產濃度過高或過低，AgzCrO,沉淀的析出就會過早或過遲，就會產生肯定

的終點誤差。因此要求AgCrO」沉淀應當恰好在滴定反應的化學計量點時出現(xiàn)。

化學計量點時[Ag+]為：

[Ag[=[C「]=jK?a=73.2xlO_10mol/L=1.8X10mol/L

若此時恰有AgCrO」沉淀，則

K

[CrO/]=sp-Ag^.=5.0X10'7(1.8X105)2mol/L=1.5X102mol/L

【Ag+r

在滴定時，由于KCrO,顯黃色，當其濃度較高時顏色較深，不易推斷病紅

色的出現(xiàn)。為了能視察到明顯的終點，指示劑的濃度以略低一些為好。試驗證明，

：i

滴定溶液中c(K2CrO,)為5X10mol/L是確定滴定終點的相宜濃度。

明顯，KCrO」?jié)舛冉档秃?，要使AgCrO”析出沉淀，必需多加些AgNO：；標

準溶液，這時滴定劑就過量了，終點將在化學計量點后出現(xiàn)，但由于產生的終點

誤差一般都小于0.1%,不會影響分析結果的精確度。但是假如溶液較稀，如用

0.01000mol/LAgNOs標準溶液滴定0.01000mol/LCl溶液，滴定誤差可達0.6%,

影響分析結果的精確度，應做指示劑空白試驗進行校正。

（2）滴定時的酸度

在酸性溶液中，CrO『有如下反應：

2

2CrO：+2H=2HCrO「=Cr2O7+H2O

因而降低了CrO：的濃度，使AgQO沉淀出現(xiàn)過遲，甚至不會沉淀。

在強堿性溶液中，會有棕黑色AgQl沉淀析出：

+

2Ag+2OH-=Ag2Ol+H20

因此，莫爾法只能在中性或弱堿性（pH=6.5—10.5）溶液中進行。若溶液酸

性太強，可用Na2B4（M0H20或NaHCCh中和；若溶液堿性太強，可用稀HNO3

溶液中和；而在有NH4+存在時，滴定的pH范圍應限制在6.5?7.2之間。

3.應用范圍

莫爾法主要用于測定Cl、Br-和Ag+,如氯化物、澳化物純度測定以及自然

水中氯含量的測定。當試樣中C1-和Br共存時，測得的結果是它們的總量。若測

定Ag+,應采納返滴定法，即向Ag+的試液中加入過量的Na。標準溶液，然后

再用AgNO3標準溶液滴定剩余的C1-（若干脆滴定，先生成的AgCrO」轉化為

AgCl的速度緩慢，滴定終點難以確定）。莫爾法不宜測定「和SCN-,因為滴定

生成的Agl和AgSCN沉淀表面會猛烈吸附「和SCN,使滴定終點過早出現(xiàn)，造

成較大的滴定誤差。

莫爾法的選擇性較差，凡能與CrO產或Ag+生成沉淀的陽、陰離子均干擾滴

定。前者如Ba2+、Pb2+、Hg2+等；后者如S。：、PO：、As。：、S2-,等。

佛爾哈德法——鐵鐵磯作指示劑

佛爾哈德法是在酸性介質中，以鐵鏤磯「NdFe(SO4)2」2出0］作指示劑來

確定滴定終點的一種銀量法。依據滴定方式的不同，佛爾哈德法分為干脆滴定法

和返滴定法兩種。

1.干脆滴定法測定Ag+

在含有Ag+的HN03介質中，以鐵鉉磯作指示劑，用NH4SCN標準溶液干脆

滴定，當滴定到化學計量點時，微過量的SCN-與Fe3+結合生成紅色的［FeSCNp

即為滴定終點。其反應是

Ag++SCN-=AgSCN|(白色)K孫Agsav=2-0Xl(yi2

Fe3++SCN-=［FeSCNf+(紅色)K=200

+

由于指示劑中的Fe"在中性或堿性溶液中將形成Fe(OH)\Fe(OH)2……

等深色協(xié)作物，堿度再大，還會產生Fe(0H)3沉淀，因此滴定應在酸性(0.3~1

mol/L)溶液中進行。

用NH4SCN溶液滴定Ag+溶液時，生成的AgSCN沉淀能吸附溶液中的Ag+,

使Ag+濃度降低，以致紅色的出現(xiàn)略早于化學計量點。因此在滴定過程中需猛烈

搖動，使被吸附的Ag+釋放出來。

此法的優(yōu)點在于可用來干脆測定Ag+,并可在酸性溶液中進行滴定。

2.返滴定法測定鹵素離子

佛爾哈德法測定鹵素離子(如Cl、Br、「和SCN)時應采納返滴定法。即

在酸性(HNO3介質)待測溶液中，先加入已知過量的AgNO3標準溶液，再用鐵

錢機作指示劑，用NH4SCN標準溶液回滴剩余的Ag+（HN03介質）。反應如下：

Ag++C[=AgCll（白色）

（過量）

Ag++SCN-=AgSCNj（白色）

（剩余量）

終點指示反應：Fe*+SCN=[FeSCNr（紅色）

用佛爾哈德法測定C1,滴定到接近終點時，經搖動后形成的紅色會褪去，

這是因為AgSCN的溶解度小于AgCl的溶解度，加入的NH4SCN將與AgCl發(fā)

生沉淀轉化反應

AgCl+SCN=AgSCN|+Cl-

沉淀的轉化速率較慢，滴加NH4SCN形成的紅色隨著溶液的搖動而消逝。

這種轉化作用將接著進行到。-與SCN-濃度之間建立肯定的平衡關系，才會出現(xiàn)

長久的紅色，無疑滴定已多消耗了NH4SCN標準滴定溶液。為了避開上述現(xiàn)象

的發(fā)生，通常采納以下措施：

（1）試液中加入肯定過量的AgNCh標準溶液之后，將溶液煮沸，使Ag。

沉淀凝合，以削減AgCl沉定對Ag+的吸附。濾去沉淀，并用稀HNOs充分洗滌沉

淀，然后用NESCN標準滴定溶液回滴濾液中的過量Ag+。

（2）在滴入NH,SCN標準溶液之前，加入有機溶劑硝基苯或鄰苯二甲酸二

丁酯或1,2-二氯乙烷。用力搖動后，有機溶劑將AgCl沉淀包住，使AgCl沉淀

與外部溶液隔離，阻擋AgCl沉淀與NKSCN發(fā)生轉化反應。此法便利，但硝基

苯有毒。

（3）提高Fe"的濃度以減小終點時SCN-的濃度，從而減小上述誤差（試驗證

明，一般溶液中c（Fe"）=0.2mol/L時，終點誤差將小于0.1%）。

佛爾哈德法在測定Br、F和SCN時，滴定終點特別明顯，不會發(fā)生沉淀轉

化，因此不必實行上述措施。但是在測定碘化物時，必需加入過量AgNCh溶液

之后再加入鐵鐵磯指示劑，以免「對Fe”的還原作用而造成誤差。強氧化劑和氮

的氧化物以及銅鹽、汞鹽都與SCN作用，因而干擾測定，必需預先除去。

法揚司法一吸附指示劑法

法揚司法是以吸附指示劑確定滴定終點的一種銀量法。

1、吸附指示劑的作用原理

吸附指示劑是一類有機染料，它的陰離子在溶液中易被帶正電荷的膠狀沉淀

吸附，吸附后結構變更，從而引起顏色的變更，指示滴定終點的到達。

現(xiàn)以AgNQ、標準溶液滴定C1為例，說明指示劑熒光黃的作用原理。

熒光黃是一種有機弱酸，用HFI表示，在水溶液中可離解為熒光黃陰離子

FI,呈黃綠色：

HFI=FI+H+

在化學計量點前，生成的AgCl沉淀在過量的C「溶液中，AgCl沉淀吸附

而帶負電荷，形成的（AgCl）不吸附指示劑陰離子F「，溶液呈黃綠色。達化

學計量點時，微過量的AgNCh可使AgCl沉淀吸附Ag+形成（AgCl）-Ag+而帶正

電荷，此帶正電荷的（AgCl）-Ag+吸附熒光黃陰離子FI',結構發(fā)生變更呈現(xiàn)粉

紅色，使整個溶液由黃綠色變成粉紅色，指示終點的到達。

（AgCl）-Ag++FI吸附>（AgCl）Ag-FI

（黃綠色）（粉紅色）

2、運用吸附指示劑的留意事項

為了使終點變色敏銳，應用吸附指示劑時須要留意以下幾點。

（1）保持沉淀呈膠體狀態(tài)由于吸附指示劑的顏色變更發(fā)生在沉淀微粒表

面上，因此，應盡可能使鹵化銀沉淀呈膠體狀態(tài)，具有較大的表面積。為此，在

滴定前應將溶液稀釋，并加糊精或淀粉等高分子化合物作為愛護劑，以防止鹵化

銀沉淀凝合。

（2）限制溶液酸度常用的吸附指示劑大多是有機弱酸，而起指示劑作用

的是它們的陰離子。酸度大時,H+與指示劑陰離子結合成不被吸附的指示劑分子,

無法指示終點。酸度的大小與指示劑的離解常數有關，離解常數大，酸度可以大

些。例如熒光黃其pKa^7,適用于PH=7T0的條件下進行滴定，若PH<7熒光黃

主要以HFI形式存在，不被吸附。

（3）避開強光照耀鹵化銀沉定對光敏感，易分解析出銀使沉淀變?yōu)榛液?/p>

色，影響滴定終點的視察，因此在滴定過程中應避開強光照耀。

（4）吸附指示劑的選擇沉淀膠體微粒對指示劑離子的吸附實力，應略小

于對待測離子的吸附實力，否則指示劑將在化學計量點前變色。但不能太小，否

則終點出現(xiàn)過遲。鹵化銀對鹵化物和幾種吸附指示劑的吸附實力的次序如下：

r>SCN>Br>曙紅>C1>熒光黃

因此，滴定C1不能選曙紅，而應選熒光黃。表6T中列出了幾種常用的吸附指

示劑及其應用。

練習：

（一）推斷題

1、酸堿溶液濃度越小，滴定曲線化學計量點旁邊的滴定突躍越長，可供選擇的

指示劑越多。（）X

2、鹽酸標準滴定溶液可用精制的草酸標定。（）X

3、酸堿滴定中有時須要用顏色變更明顯的變色范圍較窄的指示劑即混合指示

劑。04

4、用標準溶液HCI滴定CaC03時，在化學計量點時，n（CaC03）=2n（HCI）o

0x

5、非水滴定中,H20是HCI、H2so4、HN03等的拉平性溶劑。()4

6、酸堿質子理論中接受質子的是酸。()X

7、非水溶液酸堿滴定時，溶劑若為堿性，所用的指示劑可以是中性紅。()V

8、酸堿滴定法測定有機弱堿，當堿性很弱(kb<10-8)時可采用非水溶劑。()

x

9、弱酸的電離度越大，其酸性越強。()x

10、酸堿滴定法測定分子量較大的難溶于水的竣酸時，可采納中性乙醇為溶劑。

04

11、用0.1000mol/LNaOH溶液滴定1000mol/LHAc溶液，化學計量點

時溶液的pH值小于7。()x

12、用酸堿滴定法測定工業(yè)醋酸中的乙酸含量，應選擇的指示劑是酚酸。()

q

13、用因吸潮帶有少量濕存水的基準試劑Na2c03標定HC1溶液的濃度時，

結果偏高；若用此HCI溶液測定某有機堿的摩爾質量時結果也偏高

14、由于竣基具有酸性，可用氫氧化鈉標準溶液干脆滴定，測出竣酸的含量。

04

15、用OJmol/LNaOH溶液滴定100ml0.1mol/L鹽酸時，假如滴定誤差在

土0.1%以內，反應完畢后，溶液的PH范圍為4.3~9.7。()4

16、強酸滴定弱堿達到化學計量點時pH>7。()X

17、用雙指示劑法分析混合堿時，如其組成是純的Na2CO3則HCI消耗量V1

禾口V2的關系是V1>V2。()

18、用0.1000mol/LHCI溶液滴定0.1000mol/L氨水溶液,化學計量點時

溶液的pH值小于7。（）X

19、H2c204的兩步離解常數為Ka1=5.6x10-2,Ka2=5.1X10-5,因此不能

分步滴定.（*

20、多元酸能否分步滴定，可從其二級濃度常數Ka1與Ka2的比值推斷，當

Ka1/Ka2>105時，可基本斷定能分步滴定。（x）

21、強酸滴定弱堿時，只有當CKa210-8,此弱堿才能用標準酸溶液干脆目視滴

定。（）x

22、若一種弱酸不能被強堿滴定，則其相同濃度的共輾堿必定可被強堿滴定。

04

23、雙指示劑法測定混合堿含量，已知試樣消耗標準滴定溶液鹽酸的體積

V1>V2,則混合堿的組成為Na2cO3+NaOH.（X）

24、雙指示劑法測混合堿的特點是變色范圍窄、變色敏銳。（）X

25、用NaOH標準溶液標定HCI溶液濃度時，以酚酸作指示劑，若NaOH溶

液因貯存不當汲取了C02,則測定結果偏高。?）

26、酸堿物質有幾級電離，就有幾個突躍。（）X

27、兩根銀絲分別插入盛有0.1mol-L-1和1mol-L7AgN03溶液的燒杯中，

且用鹽橋將兩只燒杯中的溶液連接起來，便可組成一個原電池.（*

28、任何一個氧化還原反應都可以組成一個原電池。W）

29、溶液的酸度越高，KMnO4氧化草酸鈉的反應進行得越完全，所以用基準

草酸鈉標定KMnO4溶液時，溶液的酸度越高越好（）。x

30、現(xiàn)有原電池（-）PtIFe3+,Fe2+IICe4+,Ce3+IPt（+）,該原電池放電

4+2+3+3+

時所發(fā)生的反應是Ce+Fe=Ce+FeoW）

31、氧化數在數值上就是元素的化合價。（）x

32、原電池中，電子由負極經導線流到正極，再由正極經溶液到負極，從而構

成了回路。（）x

33、在設計原電池時，值大的電對應是正極，而值小的電對應為負極。（）x

34、增加還原態(tài)的濃度時，電對的電極電勢減?。ǎ?。4

35、氧化還原滴定中，影響電勢突躍范圍大小的主要因素是電對的電勢差，而

與溶液的濃度幾乎無關（）。x

36、電對的j和j?的值的大小都與電極反應式的寫法無關。（*

37、電極反應C（j2++2eCu和Fe3++eFe2+中的離子濃度減小一半時，j（Cu2+/Cu）

和j（Fe3+/Fe）的值都不變。（）

x

38、對于氧化還原反應，當增加氧化態(tài)濃度時，電極電位降低。（）x

39、變更氧化還原反應條件使電對的電極電勢增大，就可以使氧化還原反應按

正反應方向進行。（）x

40、已知電池（一）Ag,AgCI（s）||HCI（0.01mol-L-1）ICI2（Pe）,Pt（+）在25℃

時的E=1.135V。若以c=0.1mol,L-1的HCI代替c=0.01mol-L-1的HCI時,

電池電動勢將發(fā)生變更。（）x

41、有酸或堿參與氧化還原反應，溶液的酸度影響氧化還原電對的電極電勢（）。

42、在自發(fā)進行的氧化還原反應中，總是發(fā)生標準電極電勢高的氧化態(tài)被還原

的反應。（）x

43、增加還原態(tài)的濃度時，電對的電極電勢增大（）。X

44、氧化還原反應次序是電極電位相差最大的兩電對先反應。?）

45、氧化還原反應的方向取決于氧化還原實力的大小。?）

46、氧化還原反應中，兩電對電極電位差值越大，反應速率越快。（）X

47、在氧化還原反應中，兩電對的電極電勢的相對大小，確定氧化還原反應速

率的大小。（*

48、KMnO4溶液作為滴定劑時，必需裝在棕色酸式滴定管中?）。

49、若某溶液中有Fe2+、Cl-和1-共存，要氧化除去I-而不影響Fe2+和CI-,

可加入的試劑是FeCI3可o

50、在碘量法中運用碘量瓶可以防止碘的揮發(fā)?）。

51、EDTA標準溶液一般用干脆法配制（）。X

52、氨水溶液不能裝在銅制容器中，其緣由是發(fā)生配位反應，生成

[Cu（NH3）4]2+,使銅溶解。N）

53、電負性大的元素充當配位原子，其配位實力強。（）

54、金屬指示劑與金屬離子生成的協(xié)作物越穩(wěn)定，測定精確度越高。（）X

55、協(xié)作物的幾何構型取決于中心離子所采納的雜化類型。W）

56、協(xié)作物的配位體都是帶負電荷的離子，可以抵消中心離子的正電荷。（）

x

57、協(xié)作物由內界和外界組成。（）

x

58、協(xié)作物中由于存在配位鍵，所以協(xié)作物都是弱電解質。（）X

59、配離子的配位鍵越穩(wěn)定，其穩(wěn)定常數越大。?）

60、配位化合物K3[Fe（CN）5c0]的名稱是五鼠根?一氧化碳和鐵（II）酸鉀。

0x

61、配位數是中心離子（或原子）接受配位體的數目。（）x

62、配位物中心離子所供應雜化的軌道，其主量子數必需相同。（）x

63、同一種中心離子與有機配位體形成的協(xié)作物往往要比與無機協(xié)作體形成的

協(xié)作物更穩(wěn)定。?）

64、外軌型配離子磁矩大，內軌型協(xié)作物磁矩小。?）

65、一般說來，內軌型協(xié)作物比外軌型協(xié)作物穩(wěn)定。?）

在螯合物中沒有離子鍵。（）X

66、EDTA滴定法，目前之所以能夠廣泛被應用的主要緣由是由于它能與絕大

67、多數金屬離子形成1：1的協(xié)作物。4

68、EDTA滴定某種金屬離子的最高pH可以在酸效應曲線上便利地查出。X

69、EDTA滴定中，消退共存離子干擾的通用方法是限制溶液的酸度。X

70、滴定各種金屬離子的最低pH值與其對應IgK穩(wěn)繪成的曲線，稱為EDTA

的酸效應曲線。（*

71、配位滴定中，酸效應系數越小，生成的協(xié)作物穩(wěn)定性越高。X

72、溶液的pH值愈小，金屬離子與EDTA配位反應實力愈低。H）

73、若是兩種金屬離子與EDTA形成的協(xié)作物的IgK（MY）值相差不大，也可以

利用限制溶液酸度的方法達到分步滴定的目的。（）x

74、酸效應和其它組分的副反應是影響配位平衡的主要因素。H）

75、向含AgCI固體的溶液中加適量的水使AgCI溶解又達平衡時，AgCI溶度

積不變，其溶解度也不變。（）4

76、由于Ksp（Ag2CrO4）=2.0X10-12，卜于Ksp（AgCI）=1.8x10-10,因止匕在

0042-和］CI-濃度相等時，滴加硝酸鹽，銘酸銀首先沉淀下來（）X

77、沉淀的轉化對于相同類型的沉淀通常是由溶度積較大的轉化為溶度積較小

的過程。（）4

78、沉淀的轉化對于相同類型的沉淀通常是由溶度積較大的轉化為溶度積較小

的過程。（）4

79、欲使沉淀溶解，應設法降低有關離子的濃度，保持Qi<Ksp,沉淀即不斷

溶解，直至消逝。（）4

80、25℃時，BaS04的Ksp=1.1X1O-10,則BaS04溶解度是1.2x1O^mol/L。

0x

81、依據同離子效應，沉淀劑加得越多，沉淀越完全。（）x

（二）、單選題

1、0.04mol/LH2c03溶液的pH為（C）。（Ka1=4.3x10-7,Ka2=5.6x10-11）

A、4.73B、5.61C、3.89D、7

2、0.1mol/LNH4cl溶液的pH為（A）。氨水的Kb=1.8x1

A、5.13B、6.13C、6.87D、7.0

3、H2c204的Ka1=5.9X10—2,Ka2=6.4xl0-5,則其0.1Omol/L溶液的pH

為（B）oA、2.71B、1.11C,12.89D、11.29

4、NaOH滴定H3P04以酚酸為指示劑J,終點時生成（B）。（已知H3Po4的

各級離解常數：Ka1=6.9X10—3,Ka2=6.2x10-8,Ka3=4.8x10-13）

A、NaH2P04B、Na2HPO4C、Na3P04D、NaH2PO4+Na2HPO4

5、pH=5和pH=3的兩種鹽酸以1+2體積比混合，混合溶液的pH是（A）。

A、3.17、B、10.1C、5.3D、8.2

6、標定NaOH溶液常用的基準物是（B）

A、無水Na2co3、B、鄰苯二甲酸氫鉀C、CaCO3D、硼砂

7、對某一元弱酸溶液，物質的量濃度為c,電離常數為Ka,存在cKa220Kw,

且ca/Ka2500,則該一元弱酸溶液［H+］的最簡計算公式為（A）。

A、x/KaCB、Ka-cC、PKa-c

8、酚獻的變色范圍為A

A、8.0—9.6、B、4.4—10.0C、9.4—10.6D、7.2—8.8

9、將0.2mol/LHA（Ka=1.0x10-5）與0.2mol/LHB（Ka=1.0x10-9）等體

積混合，混合后溶液的pH為（A）oA、3.00、B、3.15C、3.30D、4.15

10、某堿樣溶液以酚獻為指示劑，用標準鹽酸溶液滴定至終點時，耗去鹽酸體

積為V1,繼以甲基橙為指示劑滴定至終點，又耗去鹽酸體積為V2,若V2<V1,

則此堿樣溶液是（D）A、Na2c03、B、Na2cO3+NaHCO3C、NaHCO3D、

NaOH+Na2CO3

11、配制酚酰指示劑選用的溶劑是B

A、水一甲醇、B、水一乙醇C、水D、水一丙酮

12、雙指示劑法測混合堿，加入酚酷指示劑時，消耗HCI標準滴定溶液體積為

15.20mL；加入甲基橙作指示劑，接著滴定又消耗了HCI標準溶液25.72mL,

那么溶液中存在（B）。A、NaOH+Na2co3B、Na2CO3+NaHCO3C.NaHCO3D、

Na2CO3

13、酸堿滴定曲線干脆描述的內容是（B）。A、指示劑的變色范圍，B、滴定

過程中PH變更規(guī)律，C、滴定過程中酸堿濃度變更規(guī)律D、滴定過程中酸堿體

積變更規(guī)律

14、下列有關Na2CO3在水溶液中質子條件的敘述，正確的是（B）。A、

[H+]+2[Na+]+[HCO3-]=[OH-]B,[H+]+2[H2CO3]+[HCO3-]=[OH-]C.

[H+]+[H2CO3]+[HCO3-]=[OH-]D,[H+]+[HCO3-]=[OH-]+2[CO32-]

15、已知KHAc=1.75x10-5,0.20mol/L的NaAc溶液pH為（C）。A、2.72B、

4.97C、9.03D、11.27

16、以濃度為0.1000mol/L的氫氧化鈉溶液滴定20mL濃度為0.1000mol/L

的鹽酸，理論終點后，氫氧化鈉過量0.02mL,此時溶液的pH值為（C）。

A、1B、3.3C、8D、9.7

17、用0.1mol/LNaOH滴定0.1mol/L的甲酸（pKa=3.74）,適用的指示劑為

（D）oA、甲基橙（3.46）B、百里酚蘭（1.65）C、甲基紅（5.00）D、酚曲

（9.1）

18、用雙指示劑法測由Na2CO3和NaHCO3組成的混合堿，達到計量點時，

所需鹽酸標準溶液體積關系為（A）oA、V1<V2B,V1>V2C,V1=V2D,無

法推斷

19、有一磷酸鹽溶液，可能由Na3P04、Na2HPO4、NaH2P04或其中二者的

混合物組成，今以百里酚酬為指示劑，用鹽酸標準滴定溶液滴定至終點時消耗

V1mL,再加入甲基紅指示劑，接著用鹽酸標準滴定溶液滴定至終點時又消耗

V2mL0當V2>V1,V1>0時，溶液的組成為(B)。A、Na2HPO4+NaH2PO4B、

Na3PO4+Na2HPO4C、Na2HPO4D、Na3P04+NaH2P04

20、0.10mol/L的HAc溶液的pH為(B)。(Ka=1.8x10-5)

A、4.74B、2.88C、5.3D、1.8

21,c(Na2CO3)=0.1Omol/LWNa2c03水溶液的pH是(A)。Ka1=40x10-7、

Ka2=5.6x10-11A,11.63B、8.70C、2.37D、5.6

22、NaAc溶解于水，pH值A

A、大于7B、小于7C、等于7D、為0

23、pH=5的鹽酸溶液和pH=12的氫氧化鈉溶液等體積混合時pH是D

A、5.3B、7C、10.8D、11.7

24、按質子理論，Na2HPO4是(A)。A、中性物質B、酸性物質C、堿性物

質D、兩性物質

25、測定水質總堿度時，V1表示以酚麟為指示劑滴定至終點消耗的鹽酸體積，

V2表示以甲基橙為指示劑滴定至終點所消耗的鹽酸體積，若V1=0,V2>0,說

明水中(D)。A、僅有氫氧化物B、既有碳酸鹽又有氫氧化物C、僅有碳酸鹽

D、只有碳酸氫鹽

26、分別用濃度c(NaOH)為0.1Omol/L和濃度c((1/5)KMnO4)為0.1Omol/L

的兩種溶渡滴定相同質量的KHC2O4-H2C2O4-2H2O,則滴定消耗的兩種溶液

的體積(V)關系是：(D)A、V(NaOH)=V(KMnO4)B、5V(NaOH)=V

(KMnO4)C、3V(NaOH)=4V(KMnO4)D、4V(NaOH)=3V(KMnO4)

27、甲基橙指示劑的變色范圍是(A)o

A、B、4.4—6.2C、D、

28、將濃度為5moi/LNaOH溶液100ml,加水稀釋至500ml,則稀釋后的溶液

濃度為（A）mol/LoA、1B、2C、3D、4

29、濃溶液或晶體中加入銅片、濃硫酸加熱，放出紅棕色氣體離子是（D）。

A、ANH3+B,Cl-C、032-D、N03-

30、配制pH=7的緩沖溶液時，選擇最合適的緩沖對是（C）。[Ka（HAc）

=1.8x10-5,Kb（NH3）=1.8x10-5,H2CO3Ka1=4.2x10-7,Ka2=5.6x

10-11,H3PO4Ka1=7.6x10-3,Ka2=6.3x10-8,Ka3=4.4x10-13]

A、HAc-NaAcB、NH3-NH4CIC、NaH2PO4-Na2HPO4D、NaHCO3-Na2CO3

31、酸堿滴定過程中，選取合適的指示劑是（A）。A、削減滴定誤差的有效方

法B、削減偶然誤差的有效方法C、削減操作誤差的有效方法D、削減試劑誤差

的有效方法

32、探討酸堿滴定曲線的最終目的是（D）。

A、了解滴定過程B、找出溶液pH值變更規(guī)律C、找出pH值值突越范圍D、

選擇合適的指示劑

33、下列陰離子的水溶液，若濃度相同，則（B）堿度最強。

A、CN-（KCN-=6.2X10-10）B、S2-（KHS-=7.1x10-15,KH2S=1.3x10-7）

C、F-（KHF=3.5X10-4）D、CH3COO-（KHAc=1.8x10-5）

34、已知0.10mol/L一元弱酸溶液的pH=3.0,則0.1Omol/L共粗堿NaB溶液

的pH是（B）oA、11B,9C、8.5D、9.5

35、已矢口Kb（NH3）=1.8x10-5,則其共匏酸的Ka值為（C）。A、1.8x10—9B、

1.8X10-10C,5.6X10—10D、5.6x10-5

36、已知在肯定溫度下，氨水的Kob=1.8x10-5,其濃度為0.500mol/L時溶

液的pH為（B）oA、2.52B、11.48C,9.23D、12.47

37、以甲基橙為指示劑標定含有Na2c03的NaOH標準溶液，用該標準溶液滴

定某酸以酚酰為指示劑，則測定結果（A）。A、偏高B、偏低C、不變D、無

法確定

38、用0.1000mol/LHCI滴定0.1OOOmol/LNaOH時的pH突躍范圍是9.7-4.3,

用0.01mol/LHCI滴定O.OImol/LNaOH的突躍范圍是（C）。A、

9.7-4.3B、8.7-4.3C、8.7-5.3D、

10.7-3.3

39、用0.1000mol/LHCI滴定30.00mL同濃度的某一元