分析化学第六版习题答案 - 高教出版

3. 如何判断氧化还原反应进行的完全程度?是否平衡常数大的氧化还原反应都能用于氧化还原滴定中?为什么?

答:(1) 根据条件平衡常数判断,若滴定允许误差为0.1%,要求lgK≥3(n1+ n2),即

,,

(E10-E20)n / 0.059≥3(n1+ n2),n为n1,n2的最小公倍,则

n1 = n2 =1, lgK≥3(1+1)≥6, E10’-E20’≥0.35V n1 =1, n2 =2,lgK ≥3(1+2)≥9, E10’-E20’≥0.27V;

n1= n2 =2, lgK≥3(1+1)≥6, E10’- E20’≥0.18V (E0’=???)

(2) 不一定。虽然K’很大,但如果反应不能以一定的化学计量关系或反应的速率很慢,都不能用于氧化还原滴定中。

4. 影响氧化还原反应速率的主要因素有哪些?如何加速反应的进行?

答:影响氧化还原反应速率的主要因素有反应物的浓度, 温度, 催化剂, 诱导作用; 增加反应物的浓度,或升高溶液的温度,或加入正催化剂,或有诱导反应存在等都可加速反应的完成。

5. 解释下列现象:

(1) 将氯水慢慢加入到含有Br-和I-的酸性溶液中,以CCl4萃取,CCl4层变为紫色,如继续加氯水,CCl4层的紫色消失而呈红褐色。

答:???(Cl2/Cl-)=1.358 V,???(Br2/Br-) =1.08 V,???(I2/I-)=0.535 V,

(1) 滴加氯水,I2先析出,故CCl4层为紫色;若继续滴加氯水,I浓度逐渐减小, I2/I- 电对的电极电位增加,当增加到与Br2 /Br- 电对电极电位相等时,Cl2同时氧化Br-和I-,Br2和I2一起析出,CCl4层呈红褐色。

-+

(2) 虽然??(I2/2I)> ??( Cu2+/Cu+),从电位的大小看,应该I2氧化Cu,但是Cu+却能将I-氧化为I2。

--

答:当I浓度较大时, 2 Cu + 4 I = 2 CuI? + I2 反应生成沉淀,使[Cu+]降低,则??( Cu2+/Cu+)

增加,使??(I2/2I) < ??(Cu2+/Cu+),反应向右进行。

(3) 用KMnO4溶液滴定C2O42时,滴入KMnO4溶液的红色褪去的速度由慢到快。

答:在反应MnO42? + 5 C2O42? + 16 H+ = 2 Mn2+ +10 CO2 ? + 8 H2O中,Mn2+起催化作用,反应刚开始,[Mn2+]少,随着Mn2+浓度的增加,使反应速度加快,故KMnO4溶液的红色褪去的速度由慢到快。

(4) Fe2+的存在加速KMnO4氧化Cl的反应。 答:在反应5 Fe2+ + MnO4? + 8 H+ = 5 Fe3+ + Mn2+ + 4 H2O中,有Mn(Ⅵ) 、Mn(Ⅴ)、Mn(Ⅳ)、Mn(Ⅲ)等不稳定的中间价态离子,它们均能与Cl?起反应,从而加速KMnO4氧化Cl?的反应。 (5) 以K2Cr2O7标定Na2S2O3溶液浓度时,是使用间接碘量法。能否用K2Cr2O7溶液直接滴定Na2S2O3溶液?为什么?

答:因Cr2O72? 与 S2O3? 反应产物不单一,无定量关系, 反应不能定量地进行,故不能用K2Cr2O7溶液直接滴定Na2S2O3溶液。

6. 哪些因素影响氧化还原滴定的突跃范围的大小?如何确定化学计量点时的电极电位? 答:(1) 对于反应 n2Ox1 + n1Red2 = n2 Red1 + n1 Ox2

0.059cOx23?0.059lg? ??'Ox2/Red2?化学计量点前0.1%:???'Ox2/Red2? n2cRed2n2?

化学计量点后0.1%:????'Ox1/Red1?0.059cOx13?0.059lg? ??'Ox1/Red1? n1cRed1n1所以凡能影响两条件电极电位的因素(如滴定时的介质)都将影响滴定突跃范围,此外与n1, n2有

关,但与滴定剂及被测溶液的浓度无关。 (2) 对于可逆对称氧化还原反应:?spn?'?n2?2' , 与氧化剂和还原剂的浓度无关; ?11n1?n2??对可逆不对称氧化还原反应n2Ox1 + n1Red2 = a n2 Red1 + b n1 Ox2

?spn1?1'?n2?2'0.059b[Ox2]b-1??lg 与氧化剂和还原剂的浓度有关

n1?n2n1?n2a[Red1]a-1??对有H+ 参加的氧化还原反应,还与[H+]有关。

7. 氧化还原滴定中,可用哪些方法检测终点?氧化还原指示剂为什么能指示滴定终点? 答:(1) 电位滴定法可用指示剂(自身指示剂、专属指示剂和氧化还原指示剂)确定终点。

(2) 氧化还原指示剂本身具有氧化还原性质,其氧化态和还原态具有不同颜色,可利用其氧化或还

原反应发生颜色变化以指示终点。

8. 氧化还原滴定之前,为什么要进行预处理?对预处理所用的氧化剂或还原剂有哪些要求?

答:(1) 将被测物处理成能与滴定剂迅速、完全,并按照一定化学计量关系起反应的价态,或处理成高价态后用还原剂滴定,或处理成低价态后用氧化剂滴定。 (2) 反应能定量完成且反应速率要快;反应具有一定的选择性;过量的氧化剂或还原剂要易于除去。

9. 某溶液含有FeCl3及H2O2。写出用KMnO4法测定其中H2O2及Fe3+的步骤,并说明测定中应注意哪些问题? 答:

H2O2 KMnO4标准溶液 V1 HgCl2 3+过量SnCl2 Fe (1) Hg2Cl2+ SnCl4 Fe3+ H+

MnSO4-H2SO4-H3PO4 KMnO4标准溶液 V2 Fe2+ 滴定铁

H+

(2) 测H2O2及Fe2+时,加滴定剂的速度先慢(滴第一滴溶液待溶液褪色后再滴第二滴, 中间稍快,接近终点时慢;测Fe2+时,需加MnSO4-H2SO4-H3PO4混合液,使滴定突跃增加,终点易于观察,也避免Cl- 存在下发生诱导反应。

10. 测定软锰矿中MnO2含量时,在HCl溶液中MnO2能氧化I- 析出I2, 可以用碘量法测定MnO2的含量,但Fe3+有干扰。实验说明,用磷酸代替HCl时, Fe3+无干扰,何故?

答:磷酸代替HCl时: Fe3+ + 2 PO43? = [Fe (PO4)2]3? 生成无色配合物[Fe(PO4)2]3?,使[Fe3+]降低,导致? ( Fe3+/Fe2+)降低,致使Fe3+ 不能氧化I- ,所以Fe3+对测定无干扰。

11. 用间接碘量法测定铜时,Fe3+和AsO43?都能氧化I- 而干扰铜的测定。实验说明,加入NH4HF2,以使溶液的pH≈3.3,此时铁和砷的干扰都消除,为什么?

答:?? (I2/I-)=0.535 V, ?? (Fe3+/ Fe2+)= 0.77 V,?? ( H3AsO4/ HAsO2)=0.56 V

(1) 加入NH4HF2,使Fe3+生成稳定的FeF6- 配离子,由于FeF6- 配离子稳定性很强,使Fe3+/ Fe2+电对的电极电位降低到低于碘电对的电极电位,从而可防止Fe3+氧化I-。 (2) 酸度影响H3AsO4/ HAsO2电对的电极电位,从半反应

?20.059?H3AsO4[H]?'???lg

2?HAsO2??

计算溶液pH≈3.3时(计算略),??’ ( H3AsO4/ HAsO2)= 0.44 V< ?? (I2/I-)=0.535 V,故可防止AsO43?氧化I-。

12. 拟定分别测定一混合试液中Cr3+及Fe3+的分析方案。 答:

Fe2+标准溶液滴定 Cr3+ (NH4)2S2O8 H2SO4

+煮沸 Cr2O72- 3+

Fe

过量煮硝基邻二氮菲-亚铁

沸除去

(Fe3+测定同题9)

习题答案

1. 计算在H2SO4介质中,H+浓度分别为1 mol·L-1和 0.1 mol·L-1的溶液中VO2+/VO2+电对的条件电极电位。(忽略离子强度的影响,已知?? =1.00 V) 解:

VO?2H?e?VO?2??2?? H2O ?0??0?0.059lg,2?VO?H?2??vo2???,?0.059lgaH?

2?[H+]= 1mol·L-1 ??’=1.00 + 0.059lg12 = 1.00 (V )

[H+]= 0.1mol·L-1 ??’=1.00 + 0.059lg0.012 = 0.88 (V )

2.根据??Hg22+/Hg和Hg2Cl2的溶度积计算??Hg2Cl2/Hg。如果溶液中Cl-浓度为0.010 mol·L-1,Hg2Cl2/Hg电对的电位为多少?

解:Hg2Cl2 + 2e- = 2Hg + 2Cl- (??Hg22+/Hg = 0.796 V Ksp = 1.3?10-18 )

θ???Hg2?2/Hg?Ksp0.0590.059??lg[Hg2]???lg 2?2Hg2/Hg22[Cl?]2 [Cl-] = 1 mol·L-1: ??Hg2Cl2/Hg = 0.796 + (0.059lg1.3 ?10-18 ) /2 = 0.268 (V)

[Cl-] = 0.01mol·L-1: ??Hg2Cl2/Hg = 0.796 + (0.059lg1.3 ?10-18 ) /2 ?(0.059lg0.012 )/2 = 0.386 (V)

3.找出以下半反应的条件电极电位。(已知?? = 0.390 V, pH = 7.0, 抗坏血酸pKa1 = 4.10, pKa2 = 11.79)

脱氢抗坏血酸 抗坏血酸

解:半反应设为:A2-? 2H+ ? 2e- = H2A

E0’=E0+ (0.059/2)lg{[Ox][H+]2/[Red]}

= E0+ (0.059/2)lg{cδA[H+]2/cδH2A} = E0+ (0.059/2)lg{δA [H+]2/δH2A}+lgc/c = E0+ (0.059/2)lg{ ka1 ka2 [H+]2/[H+]2} E0’= E0 + (0.059/2)lgka1 ka2 = 0.390V + (0.059/2)lg [10

-4.10

×10

-11.79

] = 0.390V-0.469V = -0.0788V

4.在1 mol.L-1HCl溶液中用Fe3+溶液滴定Sn2+时,计算:(1)此氧化还原反应的平衡常数及化学计量

点时反应进行的程度;(2)滴定的电位突跃范围。在此滴定中应选用什么指示剂?用所选指示剂时滴定终点是否和化学计量点一致?

解: 2Fe3+ ? Sn2+ 2Fe2+ ? Sn4+

(??’Fe3+/Fe2+ = 0.68 V, ??’Sn4+/Sn2+ = 0.14 V ) ???'?2?0.68- 0.14??2lgK'???18.3 (1)

0.0590.059 K? ? 2.0 ? 1018

?x??x?18.3 x ? 99.9999 % 或 [Fe2?]2[Sn4?]?lgK'?lg?lg[Fe3?]2[Sn2?]?1?x?21?x2[Fe2?]2[Sn4?]3??18.3?106.1 反应到计量点时剩余的Sn2+为 3?22?[Fe][Sn][Sn2?]1??7.94?10?7= 7.9×10-5 % 4?2?6.1[Sn]?[Sn]1?10化学计量点时反应进行到: 1-7.9 ×10-5 % = 99.999921%

?'?(2)化学计量点前0.1%:???Sn4?/Sn2?0.05999.9lg?0.23(V) 20.1?'?0.059lg化学计量点后0.1%: ???Fe3?/Fe2?0.1?0.50(V) 1000.68?2?0.14?0.32(V)

1?2’

(3)选用亚甲基兰作指示剂(??In = 0.36 V)。

5.计算pH = 10.0,c (NH3) = 0.100 mol.L-1 Zn2+/Zn的溶液中电对的条件电极电位(忽略离子强度的影响)。已知锌氨配离子的各级累积稳定常数为:lg?1 =2.27, lg?2 = 4.61, lg?3 = 7.01, lg?4 = 9.06;NH4+的离解常数为Ka =10-9.25。

0.059?'?lgaZn2? 解: Zn2+ ? 2e- = Zn (?? = ?0.763 V) ????2化学计量点: ?sp?

?Zn?NH3?2??CZn2?[Zn2?]?[Zn2?]?[ZnNH3]?[Zn?NH3?2]??[Zn2?]24

?1??1?NH3???2?NH3?????4?NH3?

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