第8章 酸碱平衡与酸碱滴定习题答案.docx

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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%被滴定）和之后%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）·L－1HAc+·L－1NaAc；

（2）·L－1HAc+·L－1NaAc；（3）·L－1HAc+·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；甲酸；一氯乙酸；二氯乙酸；苯酚

【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%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·L－1，欲用·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＝×l0－2，NH4+的KΘa＝×10－10。

因为c·KΘa2（H2SO4）＝××l0－2＝3×l0－4>l0－8，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：

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：

12.一试液可能是NaOH、NaHCO3、Na2CO3或它们的固体混合物的溶液。

用标准溶液，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；÷4＝

（2）还需加入HCl为：

×2＝

（3）由NaOH组成。

13.是非判断

（1）.由于乙酸的解离平衡常数

，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·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

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＝×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，该溶液的pH值为，弱酸HA的离解常数KΘa为……………………………………………………………….………………..（）

（A）×10－6（B）×10－7（C）×10－5（D）×10－6

（2）已知·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）·L－1HAc溶液中添加溶质，使溶液浓度变为·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·L－1溶液的pH值为………………....………………..（）

（A）（B）（C）（D）

（6）将pH＝与pH＝的两种溶液以等体积混合后，溶液的pH值为…………….…………..（）

（A）（B）（C）（D）

（7）已知弱酸H2A的KΘa1＝×10－5，KΘa2＝×10－8。

当pH＝时，mol·L－1二元弱酸H2A溶液中，HA－离子的浓度（mol·L－1）为…………………………………………………….………………..（）

（A）（B）（C）（D）×10－4

（8）在·L－1HCl溶液中通入H2S至饱和，已知H2S的KΘa1＝×10－7，KΘa2＝×10－13，则溶液中S2－离子的浓度（mol·L－1）是……………………………..………………………….………………..（）

（A）×10-20（B）×10-21（C）×10－20（D）×10－21

（9）欲配制pH＝9的缓冲溶液，应选用下列何种弱酸或弱碱和它们的盐来配制..……………..（）

（A）HNO2（KΘ＝×10－4）（B）NH3·H2O（KΘb＝×10－5）

（C）HAc（KΘa＝×10－5）（D）HCOOH（KΘa＝×10－4）

（10）与缓冲溶液缓冲容量大小有关的因素是……………………………………..…..…………..（）

（A）缓冲溶液的pH范围（B）缓冲溶液的总浓度

（C）缓冲溶液组分的浓度比（D）外加的酸量

（11）含NaAc1mol·L－1的mol·L－1HAc（KΘa＝×10-5）溶液中HAc的解离度是..…......……..（）

（A）>%（B）%（C）%（D）×10－3%

（12）共轭酸碱对的KΘa和KΘb的关系是…………………………………..…….…..…..……….…..（）

（A）KΘa＝KΘb（B）KΘa×KΘb＝KΘw（C）KΘa/KΘb＝KΘw（D）KΘb/KΘa＝KΘw

（13）根据酸碱质子理论，氨水解离时的酸和碱分别是……………..……………..…..…………..（）

（A）NH4+和OH－（B）H2O和OH－（C）NH4+和NH3（D）H2O和NH3

（14）下列各物质（浓度均为mol·L－1）中，哪几种能用标准NaOH溶液直接滴定……………..（）

（A）（NH4）2SO4（NH3的KΘb＝×10－5）（B）邻苯二甲酸氢钾（KΘa2＝×10－6）

（C）苯酚（KΘa＝×10－10）（D）NH4Cl（NH3的KΘb＝×10－5）

（15）用·L－1HCl标准溶液滴定·L－1NaOH溶液的pH突跃范围是～，则用·L－1NaOH溶液滴定mol·L－1HCl溶液时的pH突跃范围是………………..…..（）

（A）～（B）~（C）~（D）~

（16）用mol·L－1NaOH溶液滴定mol·L－1HAc（pKΘa＝时的pH突跃范围为～，由此可以推断用mol·L－1NaOH溶液滴定pKΘa＝的mol·L－1某一元酸的pH突跃范围是….（）

（A）~（B）~（C）~（D）~

（17）在如图的滴定曲线中，哪一条是强碱滴定弱酸的滴定曲线（）

（A）曲线1（B）曲线2（C）曲线3（D）曲线4

（18）某酸碱指示剂的KΘa（HIn）＝×10－5，则从理论上推算其pH变色范围是…………………..………………………….…………..（）

（A）4～5（B）5~6（C）4~6（D）5~7

（19）某碱样为NaOH和Na2CO3混合溶液，用HCl标准溶液滴定，先以酚酞作指示剂，耗去HCl溶液V1mL，继以甲基红为指示剂，又耗去HCl溶液V2mL，V1与V2的关系是…………………………………………………..…..…………..（）

（A）V1＝V2（B）V1＝2V2（C）2V1＝V2（D）V1＞V2（E）V1＜V2

（20）混合酸HA和HB能直接分步测定的条件是………………………..….……..…..…………..（）

（A）c（HA）·KΘa（HA）≥10－8；c（HB）·KΘa（HB）≥10－8；c（HA）·KΘa（HA）/c（HB）·KΘa（HB）≥104

（B）c（HA）·KΘa（HA）≥10－8；c（HB）·KΘa（HB）≥10－8；KΘa（HA）/KΘa（HB）≥104

（C）c（HA）·KΘa（HA）≥108；c（HB）·KΘa（HB）≥108；KΘa（HA）/KΘa（HB）≥104

（D）c（HA）·KΘa（HA）≥105；c（HB）·KΘa（HB）≥105；KΘ（HB）/KΘa（HA）≥10－4

【答案】

（1）C；

（2）A；（3）A；（4）B；（5）C；（6）B；（7）D；（8）C；（9）B；（10）BC；（11）D；（12）B；（13）D；（14）B；（15）D；（16）B；（17）B；（18）C；（19）D；（20）B

2.填空

（1）根据酸碱质子理论，酸是；碱是。

（提供质子的物质；接受质子的物质）

（2）酸和碱不是孤立存在的，当酸给出质子后成为________；碱接受质子后成为酸。

这种关系称为________。

（碱；酸碱共轭对）

（3）酸碱反应的实质是。

（质子转移反应）

（4）若将氨水溶液稀释，则解离度，溶液的pH值将。

（填增大或减小）（增大；减小）

（5）能抵抗外加的少量、或，而保持溶液基本不变的溶液称为缓冲溶液。

（酸、碱、稀释，pH值）

（6）缓冲溶液是由浓度较大的和组成的。

（共轭酸；共轭碱）

（7）同一缓冲系的缓冲溶液，当相同时，缓冲比为的缓冲容量最大。

（酸碱；1）

（8）盐效应使弱电解质的解离度，同离子效应使弱电解质的解离度。

一般说来，后一种效应。

（增大；减小；占主导作用）

（9）滴定分析中，借助指示剂颜色突变即停止滴定，称为，指示剂变色点和理论上的化学计量点之间存在的差异而引起的误差称为。

（滴定终点；滴定误差）

（10）分析法有不同的滴定方式，除了这种基本方式外，还有﹑﹑______等，以扩大滴定分析法的应用范围。

（直接滴定法；间接滴定法、返滴定法、置换滴定法）

（11）用强酸直接滴定弱碱时，要求弱碱的c·KΘb；强碱滴定弱酸时，应使弱酸的。

（c·KΘb10－8＞；c·KΘa10－8）

（12）酸碱指示剂变色的pH是由决定，选择指示剂的原则是使指示剂处于滴定的内，指示剂的越接近理论终点pH值，结果越。

（指示剂的pKΘa，变色范围全部或部分；突跃范围；pKΘa；准确）

（13）有一碱液可能是NaOH或Na2CO3或NaHCO3，或它们的混合溶液。

今用标准HCl溶液滴定，若以酚酞为指示剂，耗去V1mLHCl溶液。

用以甲基橙作指示剂，继续用HCl溶液滴定，耗去V2mLHCl溶液。

试由V1与V2的关系判断碱液的组成：

①当V1＝V2时，组成是；②当V2＝2V1时，组成是；③当V2>2V1时，组成是；④当V10时，组成是。

（①Na2CO3；②NaHCO3和Na2CO3等摩尔；③n（NaHCO3）＞n（Na2CO3）；④n（Na2CO3）＞n（NaHCO3）；⑤NaHCO3）

（14）用HCl溶液滴定·L－1NH3和mol·L－1甲胺（pKΘb＝的混合溶液时，在滴定曲线上会有个突跃范围，应选用的指示剂是。

（1；酚酞）

3.指出：

（1）各种酸的共轭碱：

H2O、H3PO4、HCO3－、NH4+、H2C2O4、H2PO4－；

（2）各种碱的共轭酸：

H2O、HPO42－、HC2O4－、CO32－、H2PO4－。

【答】

（1）对应的共轭碱为：

OH－、H2PO4－、CO32－、NH3、HC2O4－、HPO42－

（2）对应的共轭酸为：

H+（或H3O+）、H2PO4－、H2C2O4、HCO3－、H3PO4

4.计算mol·L－1KHSO4（KΘa2＝×10－2）溶液中，HSO4－、SO42－、H3O+的浓度。

【解】已知KΘa2（H2SO4）＝×10－2

因为c×KΘa＝×>>20KΘw，c/KΘa＝<500

所以

[SO42－]＝[H3O+]＝mol·L－1[HSO4－]＝－＝mol·L－1

5.计算下列各种溶液的pH值：

（1）×10－4mol·L－1NH3

（2）mol·L－1NH3（3）mol·L－1（NH4）2SO4

（4）×10-4mol·L－1NaCN（5）mol·L－1NaAc（6）mol·L－1Na2S

【解】

（1）×10－4mol·L－1NH3

因为c·KΘb＝×10－4××10－5>20KΘw，c/KΘb＝×10－4/×10－5<500

pOH＝pH＝14－＝

（2）mol·L－1NH3

因为c·KΘb＝××10－5>>20Kθw，c/KΘb＝×10－5>500

pH＝

（3）KΘa（NH4+）＝×10－14/×10－5＝×10－10

c·KΘa＝××10－10>>20KΘw，c/KΘa＝×10－10>500

pH＝

（4）×10－4mol·L－1NaCN

KΘb（CN－）＝×10－14/×10－10）＝×10－5

c·KΘb＝×10－4××10－5>>20KΘw，c/KΘb＝×10－4/×10－5）<500

pOH＝pH＝14－＝

（5）mol·L－1NaAc

因为KΘb（Ac－）＝×10－14/×10－5＝×10－10，且c/KΘb（Ac－）>500

pH＝

（6）mol·L－1Na2S

因为KΘb1（S2－）＝×10－14/×10－13＝>>KΘb2（S2－）＝×10－14/×10－7＝×10－8，c/KΘb1（S2－）<500

pH＝

6.计算室温条件下，饱和CO2水溶液（即mol·L－1的H2CO3溶液）中的[H+]、[HCO3－]、[H2CO3]和[CO32－]。

【解】因为：

KΘa1（H2CO3）＝×10－7>>KΘa2（H2CO3）＝×10－11

所以[H+]主要源于第一步电离，[H+]≈[HCO3－]

cKΘa1＝××10－7＝×10－8>20KΘw

c·KΘa1＝××10-7）>>20KΘw，c/KΘa1＝×10-7）>>500

[H+]＝（cKΘa）1/2＝××10-7）1/2＝×10－4mol·L－1≈[HCO3－]

[H2CO3]＝－[H+]≈mol·L－1

KΘa1·KΘa2＝[H+]2·[CO32－]/[HCO3－]

×10－7××10－11＝×10－4）2·[CO32－]/，[CO32－]＝×10－11mol·L－1

7.某一元弱酸与mol·L－1NaOH完全中和后，再加入mol·L－1HCl溶液，测得溶液的pH值为。

计算该弱酸的解离常数。

【解】设该一元弱为HA，经NaOH和HCl处理后溶液的体积为VmL

依题意，经NaOH和HCl处理后：

NaA与HCl反应生成弱酸的浓度为：

[HA]＝×Vmol·L－1

反应后剩余NaA浓度：

[A－]＝－×V＝×Vmol·L－1

该体系为由HA和NaA组成的缓冲溶液，[HA]＝[A－]＝×Vmol·L－1

根据：

pH＝pKΘa－lg[HA]/[A－]得：

pH＝pKΘa＝，KΘa＝×10－5

8.在100mLmol·L－1氨水中，加入13.2g（NH4）2SO4固体并稀释至1.0L。

求所得溶液的pH值。

【解】[NH3]＝100×1000＝mol·L－1，[NH4+]＝2×132＝mol·L－1

[OH－]＝KΘb·[NH3]/[NH4+]＝×10－5×＝×10－5mol·L－1pH＝

9.配制pH＝、[HAc]＝·L－1的缓冲溶液500mL。

需称取固体NaAc·3H2O多少克量取·L－1HAc溶液多少毫升

【解】

（1）设需固体NaAc·3H2O为x克：

[NaAc]＝2x/136mol·L－1

pH＝pKΘa+lg[NaAc]/[HAc]