第五章酸堿滴定法作業(yè)

1、第五章酸堿滴定法作業(yè)4寫出下列酸堿組分的MBE、CBE和PBE(設(shè)定質(zhì)子參考水準直接寫出)，濃度為 c（molL-1）。（1）KHP （2）NaNH4HPO4 （3）NH4H2PO4 （4）NH4CN（1） KHP MBE：K+=c H2P+HP-+P2-=c CBE：K+H+=2P2-+OH-+HP- PBE：H+H2P=P2-+OH-OH-HP-H2O-H+H+-H+H+P2-H+H2P(2) NaNH4HPO4MBE：Na+=NH4+NH3=c H3PO4+H2PO4-+ HPO42-+PO43-=cCBE：Na+NH4+H+= OH-+H2PO4-+2HPO42-+3PO43-PBE：

2、H+H2PO4-+2H3PO4= OH-+NH3+PO43-H2OOH-H+H+-H+H+HPO42-NH4+NH3PO43-H+H+H2PO4-H3PO4+2H+（3） NH4H2PO4MBE：NH4+NH3=c H3PO4+H2PO4-+HPO42-+PO43-=cCBE：NH4+H+= H2PO4-+2HPO42-+3PO43-+OH-PBE：H+H3PO4= OH-+NH3+HPO42-+2PO43- (4) NH4CNMBE：NH4+NH3=c CN-+HCN=cCBE：NH4+H+=OH-+CN-PBE：HCN+H+=NH3+OH-5. （1）討論兩種一元弱酸混合溶液的酸堿平衡問題

3、，推導其H+濃度計算公式。（2）計算0.10 molL-1 NH4Cl和 0.10 molL-1 H3BO3混合液的pH值。已知:NH3 Kb=1.810-5 H3BO3 Ka=5.810-10解:(1)設(shè)HA和HB分別為兩種一元弱酸，濃度分別為CHA和CHB molL-1。兩種弱酸混合液的PBE為 H+=OH-+A-+B- 混合液是酸性，忽略水的電離，即OH-項可忽略，并代入有關(guān)平衡常數(shù)式得如下近似式.(1)(1)當兩種酸都較弱，可忽略其離解的影響，HACHA ，HBCHB 。式（1）簡化為 . (2)(2) 若兩種酸都不太弱，先由式（2）近似求得H+，對式（1）進行逐步逼近求解。pH =

4、4.97 (2)6.根據(jù)圖5-3說明NaH2PO4Na2HPO4 緩沖溶液適用的pH范圍。H3PO4的pKa1=2.12，pKa2=7.20， pKa3=12.36H3PO4H2PO4-HPO42-PO43-答：范圍為：7.219強堿（酸）滴定一元弱酸（堿），cspKa(Kb)10-8就可以直接準確滴定。如果用Kt表示滴定反應(yīng)的形成常數(shù)，那么該反應(yīng)的cspKt應(yīng)為多少？ 解:因為CspKa10-8Ka=KtKw，故：CspKt106HA H+ + A-HA + OH- = A- + H2O12HCl與HAc的混合溶液（濃度均為0.10 molL-1），能否以甲基橙為指示劑，用0.1000 mo

5、lL-1 NaOH溶液直接滴定其中的HCl？此時有多少HAc參與了反應(yīng)？已知: HAc Ka=1.810-5解：(1)CHAc=0.10molL-1 ， Ka=1.810-5假設(shè)HCl被全部滴定，HAc未被滴定，則溶液的pH由HAc決定。而甲基橙變色時pH=4。故HAc參與了反應(yīng)，不能以甲基橙為指示劑準確滴定HCl（2）因為甲基橙的變色范圍為3.14.4， 當pH=4.0時為變色轉(zhuǎn)折點，所以14判斷下列情況對測定結(jié)果的影響：（1）用混有少量的鄰苯二甲酸的鄰苯二甲酸氫鉀標定NaOH溶液的濃度；（2）用吸收了CO2的NaOH標準溶液滴定H3PO4至第一計量點；繼續(xù)滴定至第二計量點時，對測定結(jié)果各如

6、何影響？答：（1）使測定值偏小。鄰苯二甲酸是二元酸，能與2mol NaOH反應(yīng)，m/M=cNaOHVNaOH，則消耗的VNaOH增加，cNaOH降低，負誤差。 （2）對第一計量點測定值不影響， 第二計量點偏大。 CO2被NaOH吸收，在強堿性溶液中進行，則一定轉(zhuǎn)變?yōu)镹a2CO3，即1mol CO2消耗了2mol NaOH。 反過來NaOH滴定H3PO4至第一計量點H2PO4-時，應(yīng)以甲基橙(pH=3.14.4)為指示劑，則此時Na2CO3也被中和至H2CO3，即1mol H3PO4被滴定至H2PO4-時又消耗了2mol Na2CO3，此時相當于NaOH直接滴定H3PO4至H2PO4- ，故無影

7、響。總反應(yīng)為：2NaOH + H2CO3 = Na2CO3 + 2H2ONa2CO3+2H3PO4 = H2CO3+ 2NaH2PO4總反應(yīng)：NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O當?shù)味ㄖ恋诙嬃奎cHPO42-時，應(yīng)以酚酞為指示劑，此時Na2CO3只被中和至NaHCO3，Na2CO3+H3PO4 = NaHCO3+ NaH2PO4即1mol H3PO4被滴定，只消耗了1mol Na2CO3，這樣，吸收時消耗2mol NaOH，反應(yīng)時給出1mol，少的部分只能由NaOH來補充，這樣使消耗的NaOH的體積增加，產(chǎn)生正誤差。15一試液可能是NaOH、NaHCO3、Na2CO3或它們

8、的固體混合物的溶液。用20.00mL 0.1000 molL-1HCl標準溶液，以酚酞為指示劑可滴定至終點。問在下列情況下，繼以甲基橙作指示劑滴定至終點，還需加入多少毫升HCl溶液？第三種情況試液的組成如何？（1）試液中所含NaOH與Na2CO3物質(zhì)的量比為3:1；（2）原固體試樣中所含NaHCO3和NaOH的物質(zhì)量比為2:1；（3）加入甲基橙后滴半滴HCl溶液，試液即成終點顏色。答：（1）還需加入HCl為；20.004=5.00mL（2）還需加入HCl為：20.002=40.00mL（3）由NaOH組成。 17酸堿滴定法選擇指示劑時可以不考慮的因素：A.滴定突躍的范圍； B.指示劑的變色范圍

9、；C.指示劑的顏色變化； D.指示劑相對分子質(zhì)量的大小E.滴定方向答：選 D 22若配制pH=10.00，cNH3+cNH4+=1.0 molL-1的NH3- NH4Cl緩沖溶液1.0L，問需要15 molL-1的氨水多少毫升？需要NH4Cl多少克？ Kb=1.8 10-5 M(NH4-1解法一：需NH3.H2-11.0L=0.85mol, NH4Cl=0.15molV(NH3.H2O)=0.85/15=57mL, m(NH4Cl)=0.15 53.5=8.0g解法二：pH=10.00 H+=10-10.00Kb=1.8 10-5 Ka=5.6 10-10 25計算下列標準緩沖溶液的pH（考慮

10、離子強度的影響）：（2）0.010 molL-1硼砂溶液。已知:H3BO3 Ka=1.810-10解：硼砂溶液中有如下酸堿平衡B4O72-+5H2O = 2H2BO3-+2H3BO3因此硼砂溶液為H2BO3-H3BO3緩沖體系?？紤]離子強度影響：28計算用0.1000 molL-1HCl溶液滴定20.00 mL0.10 molL-1NH3溶液時.（1）計量點；（2）計量點前后0.1%相對誤差時溶液的pH；（3）選擇那種指示劑？已知：Kb=1.810-5 解：(1) 計量點時，HCl和NH3定量反應(yīng)全部生成NH4Cl，又因為溶液體積增大一倍，則cNH4+-1Kb=1.810-5, Ka=5.61

11、0-10 (2) 計量點前-0.1%相對誤差，即加入HCl 19.98mL，此時體系為NH3-NH4+緩沖溶液，按最簡式計算：計量點前+0.1%相對誤差，即加入HCl 20.02mL，此時體系為強酸HCl和弱酸NH4Cl混合體系，按強酸計算：pH:4.30 6.26(3) 因為 pH:4.30 6.26 所以，選擇甲基紅(4.4 6.2)為指示劑解法二：由林邦誤差公式：pH= 0.98 pH=5.28 0.98 4.306.2632在一定量甘露醇存在下，以0.02000 molL-1NaOH滴定0.020 molL-1 H3BO3（此時Ka=4.010-6）至pHep=9.00，（1）計算計量

12、點時的pH（2）終點誤差（3）選用何種指示劑？ 解：(1) H3BO3被強化后，也生成的是一元酸，可表示為HA，其Ka=4.010-6。cHA,sp Ka =0.02000/24.010-6=4.010-810-8能被準確滴定計量點時，體系為NaH2BO3 (NaA),csp-1Kb=KW/Ka=1.010-14/4.010-6=2.5 10-9(2) pHep=9.00 H+=1.010-9(2) 另一解法計量點時pHsp=8.70, 終點時pHep=9.00pH= pHep- pHsp = 9.00-8.70=0.30csp-1Kt=Ka/KW=10-5.4/10-14.00=108.60代入林邦公式：(3) 計量點的pHsp=8.70 所以選擇酚酞為指示劑。34用0.1000 molL-1 HCl溶液滴定20.00 mL 0.10 molL-1 NaOH。若NaOH溶液中同時含有0.20 molL-1NaAc，（1）求計量點時的pH；（2）若滴定到pH=7.00結(jié)束，有多少NaAc參加了反應(yīng)？已知：Ka=1.810-5解：HAc Ka=1.810-5 Kb=5.610-10cNaAc,sp-1cNaAc,sp Kb=0.105.610-