滬科版化學高二上10.3《酸堿滴定法》 試題及答案.doc
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中小學教育資源站（http://www.edudown.net)，百萬免費教育資源當下來，無須注冊！ 第三章 酸堿滴定法 思考題 1．寫出下列酸的共軛堿： H2C2O4；NH4+； H2PO4-； 答：上述酸對應的共軛堿分別為： HC2O4- ；NH3 ；HPO42-； 2．寫出下列堿的共軛酸： HCO3-；H2O；AsO4 3-；AsO2-；C5H5N； 答：上述堿對應的共軛酸分別為： H2CO3；H3O+；HAsO4 2-；HAsO2；C5H5NH+； 3．在pH=2的H3P04溶液中存在哪些型體，以哪種型體為主？在pH=12的H3P04溶液中存在哪些型體，以哪種型體為主? 答：在pH=2的H3PO4溶液中存在的型體有：H3PO4、H2PO，以H3PO4為主；在pH=12的 H3PO4 溶液中存在的型體有：HPO、PO，以PO為主。(參考H3PO4的δ-pH圖解答此題) 4．對一元弱酸來說，在什么情況下 c-[H+]≈c 答：Kac>20Kw，且c>20[H+]或Ka/c<2.510-3。 5．下列說法是否正確？不對的應如何更正? (1) 對二元弱酸，pKa1+pKb1=pKw。 答：不正確。應為：對二元弱酸，pKa1+pKb2=pKw。 (2)衡量KHC2O4酸性的是Ka2，衡量KHC2O4堿性的是Kb2。 答：正確。 (3)配制pH=4的緩沖溶液選擇HCOOH-HCOO-或酒石酸(H2A)-酒石酸氫鈉(HA-)較為合適， 配制pH=7的緩沖溶液選擇H2PO4—HPO42-或檸檬酸(H3A)的H2A –HA2-較為合適。 答：不正確。應為：配制pH=4的緩沖溶液選擇HCOOH-HCOO-較為合適，配制pH=7的緩 沖溶液選擇H2PO4—HPO42-較為合適。 6.化學計量點、指示劑變色點、滴定終點有何聯系,又有何區(qū)別? 答：化學計量點是指當滴加的標準溶液與待測組份恰好反應完全時的一點；指示劑變色點是 指pH=pKHin一點，即指示劑的堿式濃度等于酸式濃度時的pH值，滴定終點是指在指示 劑變色時停止滴定的一點。 7.強堿滴定弱酸或強酸滴定弱堿，caKa或cbKb大于10-8就可以滴定，如果用Kt表示滴定反應的完全程度，那未可以滴定的反應的cKt值應是多少? 答：強堿滴定弱酸：HA+OH-A-+H2O Kt== caKa= caKwKt= caKt10-14>10-8 ∴ caKt>106 強酸滴定弱堿：B+H+HB+ Kt=== ∴ cbKt>106 8.下列各物質能否用酸堿滴定法直接滴定？若能滴定，應選用什么標準溶液？選用哪種指示劑？指示劑的顏色變化如何? ⑴HAc；⑵NaAc；⑶NH3；⑷NH4Cl；⑸C5H5N；⑹C5H5NHCl。 答：⑴HAc的Ka=1.810-5>10-7，能用酸堿滴定法直接滴定，用NaOH標準溶液； ⑵NaAc的Kb=5.510-10<10-7，不能用酸堿滴定法直接滴定； ⑶NH3的Kb=1.810-5>10-7，能用酸堿滴定法直接滴定； ⑷NH4Cl的 Ka=5.510-10<10-7，不能用酸堿滴定法直接滴定； ⑸C5H5N的Kb=1.910-9<10-7，不能用酸堿滴定法直接滴定； ⑹C5H5NHCl的 Ka=5.910-6>10-7，能用酸堿滴定法直接滴定。 9．下列各物質能否用酸堿滴定法直接滴定？滴定到哪一級？選用什么滴定劑？選用哪種指示劑？ ⑴H3PO4；⑵KH2PO4；⑶K2HPO4；⑷K3PO4。 答：Ka1=10-2.12，Ka2=10-7.20，Ka3=10-12.36，Kb1=10-1.64，Kb2=10-6.80，Kb3=10-11.88。 ⑴Ka1/ Ka2>105，Ka2/ Ka3>105，且Ka1=10-2.12>10-7, Ka2=10-7.20≈10-7, Ka3=10-12.36<10-7，故可以用NaOH標準溶液直接滴定H3PO4，第一步滴定到H2PO，用甲基橙作指示劑；第二步滴定到HPO，用百里酚酞作指示劑；但不能滴定第三級。 ⑵KH2PO4作為酸，其酸性以Ka2衡量，Ka2=10-7.20≈10-7，又Ka2/ Ka3>105，而Ka3=10-12.36<10-7，故可以用NaOH標準溶液直接滴定KH2PO4，滴定到HPO，用百里酚酞作指示劑。 KH2PO4作為堿，其堿性以Kb3衡量，Kb3=10-11.88<10-7，故不能被酸滴定。 ⑶K2HPO4作為酸，其酸性以Ka3衡量，Ka3=10-12.36<10-7，故不能被堿滴定。 K2HPO4作為堿，其堿性以Kb2衡量，Kb2=10-6.80>10-7，Kb3=10-11.88<10-7，Kb2/Kb3>105，故可以用HCl標準溶液直接滴定K2HPO4，滴定到H2PO，用甲基橙作指示劑。 ⑷Kb1/Kb2>105，Kb2/Kb3>105，且Kb1>10-7, Kb2>10-7, 而Kb3<10-7，故可以用HCl標準溶液直接滴定K3PO4，第一步滴定到HPO，用酚酞作指示劑；第二步滴定到H2PO，用甲基橙作指示劑；但不能滴定第三級。 10.下列各多元酸或混合酸能否用酸堿滴定法測定？能否分步滴定或分別滴定？滴定到哪一級 (不計算)？ ⑴H2C2O4；⑵H2S；⑶檸檬酸（簡寫為H3A）；⑷0.1mol/L HAc+0.001rnol/L H3BO3； ⑸0.1rnol/L H2SO4+0.1mol/L H3BO3；⑹0.lmol/L H2SO4+0.1mol/L HCl ⑴答：已知H2C2O4的Ka1=10-1.22，Ka2=10-4.19，且Ka1> Ka2>10-7，而Ka1/ Ka2<105，故能用酸堿 滴定法測定H2C2O4，但不能分步滴定，只測得其總量。 ⑵答：已知H2S的Ka1=10-7.04≈10-7，Ka2=10-11.96<10-7，且Ka1/ Ka2≈105，故可以分步滴定， 但不能滴定第二級。 ⑶答：檸檬酸的Ka1=10-3.15，Ka2=10-4.77，Ka3=10-6.39，由于Ka1> Ka2> Ka3>10-7，Ka1/ Ka2<105，Ka2/ Ka3<105，因此不能分步滴定，可以滴定到第三級，測得檸檬酸的總量。 ⑷答：HAc的Ka=10-4.75，H3BO3的Ka1=10-9.14，由于Ka>10-7，Ka1<10-7，Ka/ Ka1>105，故可以 分別滴定，只能滴定HAc，但不能滴定H3BO3。 ⑸答：H2SO4的Ka2=10-1.92，H3BO3的Ka1=10-9.14，由于Ka2>10-7，Ka1<10-7，Ka2/ Ka1>105，故 可以分別滴定，只能滴定H2SO4，但不能滴定H3BO3。 ⑹答：H2SO4的Ka2=10-1.92，可以用酸堿滴定法測定，但不能分別滴定。 11.為什么一般都用強酸、強堿溶液作酸、堿標準溶液？為什么酸、堿標準溶液的濃度常采用0.05~0.2mol/L，很少用更濃或更稀的溶液？ 答：突躍大，Kt大；濃度太小，突躍范圍小，濃度太大，浪費。 12.今欲測定一未知HC1溶液（約0.lmol/L）的準確濃度。實驗室備有下列標準溶液，1.060mol/LNaOH；0.0101mol/L NaOH，0.1002mol/L Na2CO3，0.1034mol/L KOH，0.0993mol/L KOH，試說明哪幾種標準溶液可直接測定HCl溶液的濃度？選用哪種指示劑？ 答：0.1002mol/L Na2CO3，0.1034mol/L KOH，0.0993mol/L KOH。 13.如何獲得下列物質的標準溶液? ⑴HCl；⑵NaOH；⑶H2C2O42 H2O。 答：⑴、⑵標定法，⑶直接法。 14.用H2C2O42 H2O標定NaOH溶液的濃度。若H2C2O42 H2O ⑴部分風化；⑵帶有少量濕存水；⑶含有不溶性雜質，問標定所得的濃度偏高，偏低還是準確？為什么? 答：⑴偏低，⑵偏高，⑶偏高。 15.以Na2B4O710H2O作基準物質標定HCl溶液的濃度。若Na2B4O710H2O因保存不當部分潮解，標定所得HCl溶液的濃度偏高還是偏低？若再以此HCl標準溶液標定NaOH溶液，則標定所得NaOH溶液的濃度又是如何? 答：HCl溶液的濃度偏高；NaOH溶液的濃度偏高。 16．擬定下列混合物的測定方案，選用什么滴定劑?選用哪種指示劑?(溶液濃度約為0.1mol/L）。 ⑴HAc+ H3BO3測定HAc； ⑵NH4++H2BO2-測定H2BO2-； ⑶Na2CO3+NaHCO3； ⑷NaH2PO4+Na2HPO4。 答：⑴滴定劑NaOH，指示劑為酚酞。 ⑵滴定劑HCl，指示劑用甲基紅。 ⑶滴定劑HCl，指示劑用酚酞、甲基橙。 ⑷滴定劑NaOH，指示劑百里酚酞、酚酞。 17.滴定時為什么不能加入過多量的指示劑，如果加入了過多量指示劑，對滴定結果有什么影響? 答：見課本P39。 習題 1. 從附錄一查出下列各酸的pKa 值。(1)計算各酸的Ka值，并比較各酸的相對強弱；（2）寫出各相應的共軛堿的化學式，計算共軛堿的pKb值,并比較各堿的相對強弱。 HNO2；CH2ClCOOH；H2C2O4；H3PO4。 解： H2C2O4 H3PO4 CH2ClCOOH HNO2 查表pKa值 1.23 2.12 2.85 3.34 計算Ka值 5.9010-2 7.5210-3 1.4010-3 4.610-4 各酸的相對強弱 強——————— ——————————弱 相應的共軛堿 HC2O H2PO CH2ClCOO NO 計算Kb值 12.77 11.88 11.15 10.66 各堿的相對強弱 弱----------------------------------------------------強 2．從附錄一查出下列各堿的pKb值,（1）比較各堿的相對強弱；（2）寫出各相應共軛酸的化學式，計算共軛酸的pKa值,并比較各酸的相對強弱。 NH2OH；NH3；H2NCH2CH2NH2；（CH2）6N4。 解： H2NCH2CH2NH2 NH3 NH2OH (CH2)6N4 查表pKb值 3.29 4.75 7.97 8.87 各堿的相對強弱 強——————— —————————弱 相應的共軛酸 H2NCH2CH2NH3+ NH4+ NH3+OH (CH2)6N4H+ 計算pKa值 10.71 9.25 6.03 5.13 各酸的相對強弱 弱------------------------------------------------強 3．從附錄一查出H2CO3，H2S,H3PO4的pKa值,并比較下列各物質的堿性強弱。 Na2CO3；NaHCO3；Na2S；NaHS；Na2HPO4；NaH2PO4。 解：查表得： H2CO3 H2S H3PO4 PKa1 6.37 7.04 2.12 PKa2 10.25 11.96 7.21 PKa3 12.36 計算得： S2- CO32- HPO42- HS- HCO3- H2PO4- 計算pKb值 2.04 3.75 6.79 6.96 7.63 11.88 各堿的相對強弱 強————— ———————————弱 ∴堿性強弱：Na2S>Na2CO3>Na2HPO4>NaHS>NaHCO3>NaH2PO4 4．計算pH=3時,0.10mol/L H2C2O4溶液中的[H2C2O4]，[HC2O4-]和[C2O42-]。 解：查表知H2C2O4的Ka值為：Ka1=5.9010-2,Ka2=6.4010-5。 PH=3時，[H+]=1.010-3mol/L。 根據分布分數 = =0.0157 = =0.925 = =0.0592 ∴[H2C2O4]=c0.100.0157=1.5710-3mol/L [HC2O4-]=c0.100.925=9.2510-2 mol/L [C2O42-]= c0.100.0592=5.9210-3mol/L 5．寫出下列各物質水溶液的質子條件式。 (1)HCOOH；（2）CH（OH）COOH（酒石酸,以H2A表示）；（3）NH4Cl；（4）NH4H2PO4； ∣ CH（OH）COOH (5)HAc+H2C03；(6)A-(大量)中有濃度為ca的HA； (7)A-(大量)中有濃度為b的NaOH；(8)NaHCO3(大量)中有濃度為cb的Na2CO3。 解：⑴ PBE: [H+]=[HCOO-]+[OH-] ⑵ PBE: [H+]=[ HA-]+2[A2-]+[OH-] ⑶ PBE: [H+]=[ NH3]+ [OH-] ⑷ PBE: [H+]+[ H3PO4]= [OH-]+[ NH3]+[ HPO42-]+2[PO43-] ⑸ PBE: [H+]=[ Ac-]+[ HCO3-]+2[CO32-]+[ OH-] ⑹ PBE: [H+]+[ HA]-ca= [ OH-] ⑺ PBE: [H+]+[ HA]+b= [ OH-] ⑻ PBE: [H+]+[ H2CO3]= [ OH-]+[ CO32-]-cb 6．推導一元強酸溶液[H+]的計算公式,并計算(1)1.0010-2mol/L HCl溶液；（2）1.0010-7mol/L HCl溶液的pH值。 解：一元強酸溶液的[H+]計算方法如下： 濃度為ca的一元強酸溶液的PBE為：[H+]=ca+[OH-] [H+]計算的精確式為：[H+]2-ca[H+]-Kw=0 或 [H+]= 當ca≥20[OH-]時，ca≥1.010-6mol/L（忽略水的離解對[H+]的影響），有最簡式： [H+]=ca 因此只有當強酸濃度極低時即ca≤1.010-6mol/L才使用精確式，一般均用最簡式。 ⑴ ca=1.0010-2mol/L則用最簡式：[H+]=ca=1.0010-2mol/L ∴PH=2 ⑵ ca=1.0010-7mol/L則用精確式： [H+]== =1.6210-7mol/L 7．推導二元酸H2A溶液的[H+]計算公式。 解：設二元弱酸H2A的濃度為c（mol/L），解離常數為Ka1和Ka2，其質子條件式為： [H+]=[HA-]+2[A2-]+[OH-]= 整理后，得到 [H+]=…………………………⑴ 根據分布分數[H2A]=cδH2A =，代入上式， 整理后得到： [H+]4+Ka1[H+]3+(Ka1Ka2-Ka1c-Kw) [H+]2-(Ka1Kw+2Ka1Ka2c) [H+]- Ka1 Ka2Kw=0……⑵ 上⑴、⑵兩式均是計算二元弱酸溶液中H+濃度的精確公式。 當Ka1[H2A]≈Ka1c≥20Kw時，Kw可忽略。又若≈< 0.05，即當第二級解離也可忽略時，則此二元弱酸可按一元弱酸處理。此時，在濃度為c(mol/L)的二元弱酸H2A的溶液中，H2A的平衡濃度 [H2A]≈c-[H+] 根據上述討論的結果，并將上式代入⑴式，得到 [H+]=……………………………………………….⑶ 即 [H+]2+Ka1[H+]-cKa1=0………………………………………………. .⑶a 或 [H+]=…………………………………….. ⑶b 上三式均是計算二元弱酸溶液中H+濃度的近似公式。與一元弱酸相似，如果 cKa1≥20Kw，≈< 0.05，而且當>400時，說明二元弱酸的解離度較小，在這種情況下，二元弱酸的平衡濃度可視為等于其原始濃度c，即 [H2A]≈c-[H+]≈c ∴由⑶式得： [H+]= 該式即為計算二元弱酸溶液中H+濃度的最簡公式 8．計算下列溶液的pH值： (1)0.010mol/L丙二酸；（2）O.Ol0mol/L丙二酸氫鉀；（3）0.010mol/L丙二酸和0.010mol/L丙二酸氫鉀的混合溶液。 解：丙二酸（HOOC-CH2-COOH）：Ka1=1.4910-3，Ka2=2.0310-6。 ⑴∵c=0.010mol/L cKa1=0.0101.4910-3=1.4910-5>20Kw ==1.0510-3<0.05 ==6.71<400 ∴[H+]= ==3.18610-3mol/L PH=2.50 ⑵丙二酸氫鉀(HOOC-CH2-COOK)：c=0.010mol/L ∵cKa2=0.0102.0310-6=2.0310-8>20Kw ∴[H+]===5.1310-5mol/L PH=4.29 ⑶設平衡時[H+]為x(mol/L)則 H2A H+ + HA- 起始濃度(mol/L) 0.010 0.010 平衡濃度(mol/L) 0.010-x x 0.010+x Ka1==1.4910-3 x=1.1810-3 ∴[H+]=x=1.1810-3 mol/L PH=2.93 另解：∵[H+]>>[OH－] ∴[H+]=Ka 即[H+]2+(Ka+cb) [H+]－Kaca=0 =1.18mol/L pH=2.93 9．分別以HAc-NaAc和(CH2)6N4H+-(CH2)6N4配制緩沖溶液(pH=5.0),若兩種緩沖溶液的酸的濃度都是0.10mol/L,求[NaAc]/[HAc]和[(CH2)6N4/[(CH2)6N4H+]之中,哪一種緩沖溶液的緩沖容量較大？ 解：HAc的pKa=4.75 根據pH=pKa+lg 即5.0=4.75+ lg ∴ lg=0.25 =1.78 (CH2)6N4的pKb=8.87，pKa=5.13 根據pH=pKa+lg 即5.0=4.75+ lg lg=-0.13 =0.74 ∵兩種緩沖溶液的酸的濃度相同，即總濃度相同，且[(CH2)6N4]/[(CH2)6N4H+]的比值更接近于1。 ∴緩沖溶液(CH2)6N4H+-(CH2)6N4的緩沖容量較大。 10．10.用0.1000mol//L HCl滴定20.00mL 0.1000mol/L NH3H2O (l)計算下列情況時溶液的pH值：①滴定前；②加入10.00mL 0.1000mol/L HCl；③加入19.98mL 0.1000mol/L HCl；④加入20.00mL 0.1000mol/L HCl；⑤加入20.02mL 0.1000mol/L HCl。 (2)在此滴定中,化學計量點、中性點、滴定突躍的pH值各是多少? (3)滴定時選用哪種指示劑,滴定終點的pH值是多少? 解：⑴ Kb(NH3H2O)=1.7910-5 ① 滴定前，溶液組成為NH3H2O。 ∵c/Ka>400 ∴[OH-]===1.33810-3 mol/L POH=2.87 PH=11.13 ② 此時溶液為NH3H2O-NH4Cl緩沖溶液， [NH3H2O]== =0.03333mol/L [NH4+]===0.03333mol/L 根據公式[OH-]=Kb=1.7910-5=1.7910-5 mol/L pOH=4.75 pH=9.25 ③ 此時溶液仍為NH3H2O-NH4Cl緩沖溶液， [NH3H2O]== =5.00210-5mol/L [NH4+]===0.04997mol/L 根據公式 [OH-]=Kb=1.7910-5=1.7910-8mol/L pOH=7.75 pH=6.25 ④ 此時溶液組成為NH4Cl溶液,Ka=5.5910-10 c(NH4+)===0.05000mol/L [H+]===5.28710-6 mol/L pH=5.28 ⑤ 此時溶液組成為NH4Cl和HCl的混合溶液, 溶液的[H+]取決于過量的HCl。 [H+]===4.99810-5 mol/L pH=4.30 ⑵由上述計算可知：化學計量點：pH=5.28 中性點：pH=7.00 滴定突躍：pH值為6.25∽4.30 ⑶根據此滴定中，化學計量點的pH=5.28，可選用甲基紅作指示劑，其變色點的pH值為5.0,即滴定終點的pH=5.0。 11．11.用0.1000mol/L NaOH滴定0.1000mol/L HA(Ka=10-6),計算：(l)化學計量點的pH值；(2)如果滴定終點與化學計量點相差士0.5pH單位,求終點誤差。 解：Ka=10-6，Kb=10-8 ⑴化學計量點時溶液組成為NaA，c(NaA)=c(HA)=0.1000=0.05000mol/L [OH-]===2.23610-5mol/L pOH=4.65 pH=9.35 ⑵若終點pH=9.35-0.5=8.85，則[H+]=10-8.85mol/L, [OH-]=10-5.15mol/L [HA]===7.05310-5mol/L TE%=100% =100%=-0.13% 若終點pH=9.35+0.5=9.85，則[H+]=10-9.85mol/L, [OH-]=10-4.15mol/L [HA]===7.06210-6mol/L TE%=100% =100%=+0.13% 12．用Na2CO3作基準物質標定HCl溶液的濃度。若以甲基橙作指示劑,稱取Na2CO30.3524g,用去HCl溶液25.49mL,求HC1溶液的濃度。 解：已知Mr(Na2CO3)=106.0，以甲基橙為指示劑時的反應為 Na2CO3+2HCl======2NaCl+CO2+H2O 則n=2n，即cVHCl=21000 ∴c=21000=1000=0.2608mol/L 13．稱取僅含有Na2CO3和K2CO3的試樣1.000g,溶于水后,以甲基橙作指示劑,用0.5000mol/LHCl標準溶液滴定,用去HCl溶液30.00mL,分別計算試樣中Na2CO3和K2CO3的百分含量。 解：已知Mr(Na2CO3)=106.0，Mr(K2CO3)=138.2，以甲基橙為指示劑時的反應為 Na2CO3+2HCl======2NaCl+CO2+H2O K2CO3+2HCl======2KCl+CO2+H2O 則 += 即 +==7.510-3……..① 又 m(Na2CO3)+m (K2CO3)=1.000…………………………………………..② 解.①、②兩式聯立方程式，得到 m(Na2CO3)=0.1202g， m (K2CO3)=0.8798g ∴Na2CO3%=100%=100%=12.02% K2CO3%=100%=100%=87.98% 14． 某試樣可能含有NaOH或Na2CO3,或是它們的混合物,同時還存在惰性雜質。稱取試樣0.5895g,用0.3000mol/L HCl溶液滴定到酚酞變色時,用去HCl溶液24.08mL。加入甲基橙后繼續(xù)滴定,又消耗HCl溶液12.02mL。問試樣中有哪些組分?各組分的含量是多少? 解：用酚酞作指示劑，變色時終點消耗HCl的體積為V1，甲基橙作指示劑，變色時終點消耗HCl的體積為V2，V1 >V2，試樣組成為NaOH和Na2CO3的混合物。 已知Mr(NaOH)=40.00，Mr(Na2CO3)=106.0。 NaOH%=100%=100% =24.55% Na2CO3%=100%=100%=64.84% 15．某試樣可能含有Na2CO3或NaHCO3,或是它們的混合物,同時存在惰性雜質。稱取該試樣0.3010g,用酚酞作指示劑,滴定時用去0.l060mol/LHCl溶液20.10mL，加入甲基橙后繼續(xù)滴定,共消耗HCl溶液47.70mL。問試樣中有哪些組分?各組分的含量是多少? 解：用酚酞作指示劑，變色時終點消耗HCl的體積為V1=20.10mL，甲基橙作指示劑，變色時終點消耗HCl的體積為V2=47.70-20.10=27.60mL，V1
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