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11页第六章酸碱平衡和酸碱滴定法习题1.是非判断题1-1在水溶液中解离度大的物质,其溶解度也大1-2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),必随之改变1-3在浓度均为0.01 mol·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1-4弱碱溶液越稀,其解离度越大,因而酸度也越大1-5将10mL 0.1 mol·L-1NH3·H2O溶液稀释至100mL,则NH3·H2O的解离度增大,OH-离子浓度也增大1-6在一定温度时,稀释溶液,解离常数不变而解离度增大1-7将氨水的浓度稀释一倍,溶液中OH- 离子浓度就减小到原来的一半1-8弱酸浓度越小,解离度越大,因此溶液中H+ 离子浓度也就增大1-9根据稀释定律,弱碱溶液越稀,其解离度就越大,故溶液中〔OH-〕越大,溶液pH值越大1-10 NaHCO3中含有氢,故其水溶液呈酸性1-11 pH值小于7的溶液一定是酸1-13浓度为1.0×10-7 mol·L-1的盐酸溶液的pH值=7.01-14稀释10mL 0.1 mol·L-1HAc溶液至100mL,则HAc的解离度增大,平衡向HAc解离方向移动,H+离子浓度增大。
1-15两种酸溶液H*和HY,其pH值一样,则这两种酸溶液浓度也一样1-16在0.1 mol·L-1 H2C2O4溶液中,c(H+)=2c(C2O42-)1-17但凡多元弱酸,其酸根的浓度近似等于其最后一级的解离常数1-19 Na2CO3溶液中,H2CO3的浓度近似等于1-20可用公式pH=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1-21将等质量、等浓度的HAc与NaAc的稀溶液相混合,溶液的pH值和HAc的解离常数不变,而解离度会发生改变1-22在共轭酸碱体系中,酸、碱的浓度越大,则其缓冲能力越强1-23缓冲溶液中,当总浓度一定时,则c(A-)/c(HA)比值越大,缓冲能力也就越大1-24缓冲溶液对外参加的酸碱有缓冲作用,不管酸碱参加量是多是少1-25有一由HAc-NaAc组成的缓冲溶液,假设溶液中c(HAc)>c(NaAc),则该缓冲溶液抵抗外来酸的能力大于抵抗外来碱的能力1-26碱的解离常数越大,与其共轭酸配制得到的缓冲溶液的pH值越低1-27组成缓冲溶液的缓冲对一定是具有互为共轭酸碱对关系1-28物质的量浓度相等的一元酸和一元碱反响后,其水溶液呈中性1-29在Na2CO3溶液中,假设溶液的pH值增大时,溶液中CO32-离子的浓度也增大。
1-30假设需要高浓度的*多元弱酸根离子时,应该用弱酸的强碱正盐溶液,而不用其弱酸溶液1-31根据酸碱质子理论,强酸反响后变成弱酸1-32按酸碱质子理论,H--为共轭酸碱对,H是弱酸,-是强酸1-33根据酸碱质子理论,水溶液中的解离反响,水解反响和中和反响都是质子传递反响1-34酸与其共轭碱只是所含质子数的不同1-35 Na2CO3溶液中,C(H2CO3)近似等于CO32-离子的1-36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1-37能用于滴定分析的化学反响,必须满足的条件之一是有确定的化学计算比1-38标准溶液的配制方法有直接配制法和间接配制法,后者也称为标定法1-41酸碱反响实际上是质子转移的过程,因此,其共轭酸与共轭碱分别得到与失去的质子数一定相等1-42滴定分析中,反响常数k越大,反响越完全,则滴定突越范围越宽,结果越准确1-43溶液的pH决定比值[In-]/[HIn]的大小,pH=pk(HIn)时,指示剂呈中间色1-44通常酸碱指示剂要发生明显的颜色变化,需要溶液有1个pH单位的变化1-45在酸碱滴定中被测物与滴定剂溶液各变化10倍,可使突越范围增加2个pH。
1-46失去局部结晶水的硼砂作为标定盐酸的基准物质,将使标定结果偏高1-48滴定剂体积随溶液pH变化的曲线称为滴定曲线1-49变色范围在滴定突越范围内的酸碱指示剂也不一定都是能用作酸碱滴定的指示剂1-51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1-52假设一种弱酸不能被强碱滴定,则其共轭碱必定可被强碱滴定1-55草酸作为二元酸,可被NaOH溶液分步滴定2.选择题2-2 C6H5NH3+(aq)Û C6H5NH2(aq) + H+,C6H5NH3+的起始浓度为c,解离度为α,则C6H5NH3+的值是A. B. C. D.2-30.01 mol·L-1*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.1×10-32-4对于弱电解质,以下说法中正确的选项是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2-5313K时,水的=3.8×10-14,此时c(H+)=1.0×10-7 mol·L-1的溶液是A.酸性 B.中性 C.碱性 D.缓冲溶液2-6以下化合物中,同浓度在水溶液,pH值最高的是A.NaCl B.NaHCO3 C.Na2CO3 D.NH4Cl2-14在纯水中参加一些酸,则溶液中A. c(H+)·c(OH-)的乘积增大 B.c(H+)·c(OH-)的乘积减小C. c(H+)·c(OH-)的乘积不变 D.H+离子浓度增大2-15*弱酸HA 的=1×10-5,则其0.1 mol·L-1溶液的pH值为A. 1.0 B. 2.0 C2-16 0.010 mol·L-1H2O2〔=2.24×10-12〕溶液的pH值为A. 6.74 B. 6.54 C. 5.70 D. 5.90 2-17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. 2.02-23用纯水把以下溶液稀释10倍时,其中pH值变化最大的是 mol·L-1HCl B. 1 mol·L-1NH3·H2O C. 1 mol·L-1HAc D.1 mol·L-1HAc+1 mol·L-1NaAc2-24称取二氯乙酸〔CHC2COOH〕10.44g,溶于适量水中,参加固体NaOH 2.0g,并用水稀释至1.0升,计算该溶液的pH值。
M(CHCl2COOH)=128.9g·mol-1, =5.6×10-2A. 1.51 B. 146 C. 1.35 D. 1.172-25氨水溶液中c(OH-)=2.4×10-3 mol·L-1,则氨水的浓度为(mol·L-1)A. 0.32 B. 0.18 C. 3.2 D. 1.82-26 0.01 mol·L-1*弱酸HA溶液的pH=5.5,该酸的为A. 10-10 B. 10-9 C. 10-6 D. 10-32-28称取一元弱酸HA1.04g(摩尔质量为122.1g·mol –1),准确配制成100.0mL,测得pH=2.64,该一元弱酸的的近似值为A. 2.10 B. 6.20 C. 4.20 D. 3.4002-31当pH=5.00时,计算0.10 mol·L-1二元弱酸H2A中,HA-离子的浓度〔mol·L-1〕。
H2A的=1.0×10-5,=1.0×10-8A. 0.025 B. 0.075 C. 0.055 D. 0.0502-32在0.3 mol·L-1HCl溶液中通人H2S至饱和,H2S的=9.1×10-8,=1.35×10-13,则S2-离子的浓度〔mol·L-1〕是×10-20 B. 1.37×10-20 C. 4.1×10-20 D. 4.5×10-142-33对于关系式=1.23×10-20来说,以下表达中不正确的选项是A.此式表示了氢硫酸在溶液中按下式解离:H2SÛ2H+ + S2-B.此式说明了平衡时,H+、S2-和H2S三者浓度之间的关系C.由于H2S的饱和溶液通常为0.1 mol·L-1,所以由此式可以看出S2-离子浓度受H+离子浓度的控制D.此式说明,通过调节c(H+)可以可以调节S2-离子浓度2-35有体积一样的K2CO3溶液和(NH4)2CO3溶液,其浓度a mol·L-1和b mol·L-1现测得两种溶液中所含CO32-的浓度相等,a与b相比拟,其结果是A.a=b B.a>b C.a












