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当前位置:首页 > 行业资料 > 能源与动力工程 > 第8章-酸碱平衡与酸碱滴定习题答案
思考题1.根据酸碱质子理论,什么是酸?什么是碱?酸碱反应的实质是什么?【答】酸碱质子理论:凡能放出质子(氢离子)的分子或离子都是酸,凡能与质子(氢离子)结合的分子或离子都是碱。酸碱反应的实质是质子转移反应。2.根据酸碱电子理论,什么是酸?什么是碱?酸碱反应的实质是什么?【答】酸碱的电子理论:凡是能给出电子对的分子、离子或原子团都叫做碱,也叫做路易斯碱;凡是能接受电子对的分子、离子或原子团都叫做酸,也叫做路易斯酸。酸碱反应的实质是配位键的形成并生成酸碱配合物。3.说明下列名词的意义:(1)酸碱共轭对;(2)两性物质;(3)溶剂的质子自递反应;(4)拉平效应和区分效应;(5)酸的强度和酸度;(6)稀释定律;(7)分析浓度和平衡浓度;(8)分布系数;(9)质子平衡条件;(10)同离子效应和盐效应;(11)化学计量点和滴定终点;(12)酸碱滴定突跃范围。【答】(1)质子酸失去一个质子变为质子碱,质子碱得到一个质子转为酸。因一个质子的得失而相互转变的每一对酸碱就称为共轭酸碱对(2)有些酸碱物质,在不同的酸碱共轭酸碱对中,有时是质子酸,有时是质子碱,把这类物质称为酸碱的两性物质。如:HPO42-、H2PO4-、HS-、H2O等。(3)仅仅在溶剂分子之间发生的质子传递作用称为溶剂的质子自递反应,反应的平衡常数称为溶剂的质子自递常数。(4)拉平效应:在某溶剂中,不能区分酸性强弱的现象。区分效应:在某溶剂中,能区分酸性强弱的现象。(5)酸的强度:表示给出质子的能力。酸度:表示溶液中[H+]浓度或[OH-]浓度的大小。通常以pH或pOH表示。(6)弱电解质的解离度是随着浓度的减小而增大,这一规律就称为稀释定律。(7)在酸(或碱)的解离反应式中,当共轭酸碱对处于平衡状态时,溶液中存在着多种酸碱组分,这些组分的浓度称为平衡浓度,以[]表示;各组分平衡浓度之和称为分析浓度(或总浓度),通常以c表示。(8)溶液中某种酸碱组分的平衡浓度与其分析浓度(或总浓度)的比值称为该组分的分布系数,以δ表示。(9)酸碱反应中,酸给出质子的数目与碱接受质子的数目是相等的,这种质子转移的平衡关系称为质子平衡式或质子条件式(以PBE表示)。(10)在弱电解质的溶液中,加入与弱电解质具有相同离子的强电解质,可使弱电解质的解离度降低,这种现象就叫同离子效应。盐效应:由于强电解质盐类的存在,引起弱电解质解离度增加的现象。(11)在酸碱滴定中,加入的滴定剂与被滴定物质按照化学计量关系完全反应时,所对应的pH值称为化学计量点。化学计量点的判断往往需要借助指示剂颜色的变化,指示剂变色时停止滴定,停止滴定时称为“滴定终点”。(12)通常将化学计量点(100%被滴定)之前(99.9%被滴定)和之后(100.1%被滴定)的区间内pH值的变化范围称为滴定突跃范围。4.指出H3PO4溶液中所有酸与其共轭碱组分,并指出哪些组分既可作为酸又可作为碱。【答】在H3PO4溶液中,存在H3PO4、H2PO4-、HPO42-、PO43-组分,其中可作为酸(括号内为其共轭碱)的有H3PO4(H2PO4-)、H2PO4-(HPO42-)、HPO42-(PO43-),既可作为酸又可作为碱的有H2PO4-、HPO42-。5.在下列情况下,溶液的pH值是否发生变化?若发生变化,是增大还是减小?(1)醋酸溶液中加入醋酸钠;(2)氨水溶液中加入硫酸铵(3)盐酸溶液中加入氯化钾;(4)氢碘酸溶液中加入氯化钾。【答】(1)变大;(2)变小;(3)不变;(4)不变。6.有三种缓冲溶液,其组成是:(1)1.0mol·L-1HAc+1.0mol·L-1NaAc;(2)1.0mol·L-1HAc+0.01mol·L-1NaAc;(3)0.01mol·L-1HAc+1.0mol·L-1NaAc。这三种缓冲溶液的缓冲能力(缓冲容量)有什么不同?加入稍多的酸或碱时,哪种溶液的pH值发生较大的变化?哪种溶液仍具有较好的缓冲作用?【答】缓冲溶液的缓冲能力大小与酸碱的浓度有关,当酸碱的浓度越大,且酸碱的浓度越接近,缓冲溶液的缓冲能力就越大。因此,(1)的缓冲溶液缓冲能力大,(2)和(3)的缓冲能力相同,缓冲能力小。向(2)和(3)的缓冲溶液中加入稍多的酸或碱时,溶液的pH值发生较大的变化,而(1)的溶液仍具有较好的缓冲作用。7.配制pH为3左右的缓冲溶液,应选下列何种酸及其共轭碱(括号内为pKΘa值)。HAc(4.75);甲酸(3.75);一氯乙酸(2.85);二氯乙酸(1.30);苯酚(9.89)【答】选择一氯乙酸。8.适用于滴定分析的化学反应必须具备的条件是什么?【答】(1)反应必须定量地完成。化学反应按一定的反应方程式进行,即反应具有确定的化学计量关系,并且进行得相当完全(通常要求达到99.9%以上),不存在副反应。(2)反应必须迅速地完成。整个滴定过程一定要在很短的时间内完成,如果反应速度比较慢,可以用加热或加入催化剂等措施来加快反应速度。(3)可用指示剂或仪器分析法确定反应的化学计量点。9.什么是酸碱指示剂?酸碱指示剂的选择原则是什么?【答】酸碱指示剂一般都是弱的有机酸或有机碱,在不同的酸度条件下具有不同的结构和颜色。由于酸碱指示剂在不同的酸度条件下具有不同的结构及颜色,因而当溶液酸度改变时,酸碱指示剂从一种结构变为另一种结构,从而使溶液的颜色发生相应的改变。根据计量点附近的pH突跃范围,就可以选择适当的指示剂了。只要变色范围全部处于或部分处于pH突跃的范围内的指示剂,应该都能正确指示滴定终点。10.为什么一般都用强酸(碱)溶液作酸(碱)标准溶液?为什么酸(碱)标准溶液的浓度不宜太浓或太稀?酸碱直接滴定的条件是什么?【答】用强酸或强碱作滴定剂时,滴定反应的平衡常数相当大,反应进行的十分完全。但酸(碱)标准溶液的浓度太浓时,滴定终点时过量的体积一定,因而误差增大;若太稀,滴定突跃范围窄,终点时指示剂变色不明显,滴定的体积也会增大,致使误差增大。故酸(碱)标准溶液的浓度均不宜太浓或太稀。一般来说,当c·KΘa10-8(或c·KΘb10-8)时,就可以使pH突跃超过0.3pH单位,这时人眼就可以辨别出指示剂颜色的改变,滴定就可以直接进行了。11.现有H2SO4和(NH4)2SO4的混合溶液,浓度均为0.050mol·L-1,欲用0.1000mol·L-1NaOH溶液滴定,试问:(1)能否准确滴定其中的H2SO4?为什么?采用什么指示剂?(2)如何用酸碱滴定法测定混合溶液中(NH4)2SO4的含量?指示剂又是什么?【答】(1)能。H2SO4的KΘa2=l.20×l0-2,NH4+的KΘa=5.56×10-10。因为c·KΘa2(H2SO4)=0.025×l.20×l0-2=3×l0-4l0-8,且KΘa2(H2SO4)/KΘa(NH4+)104,所以能完全准确滴定其中的H2SO4,可以采用甲基橙或酚酞作指示剂。(2)可以用蒸馏法,即向混合溶液中加入过量的浓碱溶液,加热使NH3逸出,并用过量的标准HCl溶液,然后用标准NaOH溶液滴定过量的HCl,用酚酞作指示剂。计算式:100)(2))((10)}(][)(]{[))((4243424样mSONHMNaOHVNaOHHClVHClSONHw也可用过量的H3BO3溶液吸收,NH3+H3BO3=NH4H2BO3生成的NH4H2BO3可用HCl标准溶液来滴定:NH4H2BO3+HCl=NH4Cl+H3BO3在计量点时,溶液中有NH4Cl和H3BO3,pH≈5,可选用甲基红或甲基红-溴甲酚绿混合指示剂指示剂终点。计算式:100)(2))((10)(][))((4243424样mSONHMHClVHClSONHw12.一试液可能是NaOH、NaHCO3、Na2CO3或它们的固体混合物的溶液。用20.00mL0.1000mol·L-1HCl标准溶液,以酚酞为指示剂可滴定至终点。问在下列情况下,继以甲基橙作指示剂滴定至终点,还需加入多少毫升HCl溶液?第三种情况试液的组成如何?(1)试液中所含NaOH与Na2CO3、物质的量比为3∶1;(2)原固体试样中所含NaHCO3和NaOH的物质量比为2∶1;(3)加入甲基橙后滴半滴HCl溶液,试液即变为橙色。【答】(1)还需加入HCl为;20.00÷4=5.00mL(2)还需加入HCl为:20.00×2=40.00mL(3)由NaOH组成。13.是非判断(1).由于乙酸的解离平衡常数][][][HAcAcHKaΘ,所以只要改变乙酸的起始浓度即c(HAc),KΘa必随之改变。(2)在浓度均为0.01mol·L-1的HCl,H2SO4,NaOH和NH4Ac四种水溶液中,H+和OH-离子浓度的乘积均相等。(3)弱碱溶液越稀,其解离度越大,因而酸度也越大。(4)在一定温度时,稀释溶液,解离常数不变而解离度增大。(5)两种酸溶液HX和HY,其pH值相同,则这两种酸溶液浓度也相同。(6)Na2CO3溶液中,H2CO3的浓度近似等于KΘa2。(7)可用公式][][lg酸碱ΘapKpH计算缓冲溶液pH值,这说明将缓冲溶液无论怎样稀释,其pH值不变。(8)在共轭酸碱系统中,酸、碱的浓度越大,则其缓冲能力越强。(9)根据酸碱质子理论,水溶液中的解离反应、水解反应和中和反应都是质子传递反应。(10)滴定分析法是将标准溶液滴加到被测物中,根据标准溶液的浓度和所消耗的体积计算被测物含量的测定方法。(11)强碱滴定弱酸时,滴定突越范围大小受酸碱浓度和弱酸的pKΘa控制。(12)滴定剂体积随溶液pH变化的曲线称为滴定曲线。(13)硼酸的KΘa=5.8×10-10,不能用标准碱溶液直接滴定。(14)无论何种酸或碱,只要其浓度足够大,都可被强碱或强酸溶液定量滴定。(15)甲醛与铵盐反应生成的酸可用NaOH溶液滴定,其物质的量关系为n(NaOH)∶n(酸)=1∶3。【答】(1)错;(2)对;(3)对;(4)对;(5)错;(6)错;(7)错;(8)对;(9)对;(10)对;(11)对;(12)对;(13)对;(14)错;(15)错。习题1.选择题(1)将2.500g纯一元弱酸HA[M(HA)=50.0g·mol-1]溶于水并稀释至500.0mL,该溶液的pH值为3.15,弱酸HA的离解常数KΘa为……………………………………………………………….………………..()(A)4.0×10-6(B)5.0×10-7(C)7.0×10-5(D)5.0×10-6(2)已知0.01mol·L-1某弱酸HA有1%解离,它的解离常数为……………………………………..()(A)1×10-6(B)1×10-5(C)1×10-4(D)1×10-3(3)对于弱电解质,下列说法中正确的是…………….…………………………….……………..()(A)弱电解质的解离常数只与温度有关而与浓度无关(B)溶液的浓度越大,达平衡时解离出的离子浓度越高,它的解离度越大(C)两种弱酸,解离常数越小的,达平衡时其pH值越大酸性越弱(D)一元弱电解质的任何系统均可利用稀释定律计算其解离度(4)0.05mol·L-1HAc溶液中添加溶质,使溶液浓度变为0.1mol·L-1,则………….………………..()(A)解离常数增大(B)解离度减小(C)解离常数减小(D)解离度增大(5)某弱酸HA的KΘa=1×10-5,则其0.1mol·L-1溶液的pH值为………………....………………..()(A)1.0(B)2.0(C)3.0(D)3.5(6)将pH=1.0与pH=3.0的两种溶液以等体积混合后,溶液的pH值为…………….…………..()(A)0.3(B)1.3(C)1.5(D)2.0(7)已知弱酸H2A的KΘa1=1.0×10-5,KΘa2=1.0×10-8。当pH=5.00时,0.10mol·L-1二元弱酸H2A溶液中,HA-离子的浓度(mol·L-1)为…………………………………………………….………………..()(A)0.025(B)0.075(C)0.098(D)9.8×10-4
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