分析化学五习题.doc

优点酸性条件下氧化性强，可以直接或间接滴定许多有机物和无机物，应用广泛，且可作为自身指示剂易提纯且稳定，可直接配制，可长期保存和使用，在HCl中可直接滴定Fe2+易提纯，可直接配制，稳定可长期放置，可在HCl用Ce2+滴定Fe2+而不受影响，反应简单，副反应少。缺点其中常含有少量杂质，其易与水和是空气等还原性物质反应，标准溶液不稳定，标定后不易长期使用，不能用还原剂直接滴定来测MnO4-本身显橙色，指示灵敏度差，且还原后显绿色掩盖橙色，不能作为自身指示剂价钱昂贵5.5 设计一个分别测定混合溶液中AsO33-和AsO43-的分析方案（原理、简单步骤和计算公式）。答：分别测定AsO33-和AsO43-碘量法分析方案如下：（1） 于AsO43-AsO33-的混合溶液中，在酸性条件下，加过量KI，此时AsO43-与I-反应：AsO43- +2I-+2H+=AsO33+-I2+H2O析出的I2用Na2S2O3标准溶液滴定： I2+2S2O32-=2I-+S4O62-由Na2S2O3溶液的浓度(C Na2S2O3)和用去的体积(V Na2S2O3)即可求得AsO43-的含量。另外，在取一定量的AsO43-和AsO33-混合溶液，加NaHCO3,在pH=8.0的条件下，用I2标准溶液滴定溶液的AsO33-： AsO33-+I2+2HCO3-=AsO43-+2I-+2CO2+H2O (PH=8.0)根据I2溶液的浓度(CI2)和消耗的体积(VI2)即可求AsO33-的量。（2）测定步骤AsO43-的测定移取混合试液25.00ml于锥形瓶中，加酸和过量KI，析出的I2，用Na2S2O3标准溶液滴定，快到终点时加入淀粉指示剂，继续Na2S2O3用滴定，终点时溶液由蓝色变为无色。由下式计算AsO43-的含量（以g/ml表示）： AsO43-=（2）AsO33-的测定量取AsO33-和AsO43-混合溶液25.00ml，若试液为碱性，可取酸调至微酸性后，加一定量NaHCO3，用I2标准溶液滴定AsO33-，用淀粉作指示剂，终点时溶液由无色变为蓝色，然后由下式计算AsO33-的含量（以g/ml表示）： AsO33-=5.6 在Cl-、Br-和I-三种离子的混合物溶液中，欲将I-氧化为I2，而又不使Br-和Cl-氧化在常用的氧化剂Fe2(SO4)3和KMnO4中应选择哪一种？答：选用Fe2(SO4)3氧化剂即能满足上述要求，因为：E0 MnO4-/Mn2+=1.51VE0Fe3+/Fe2+=0.771VE0Cl2/2Cl-=1.395VE0Br2/Br-=1.087VE0I2/I-=0.621V又标准电极电位可知：E0Fe3+/Fe2+的电位低于E0Cl2/2Cl而E0Br2/Br-高于E0I2/I-故只能将氧化为I2，而不能将Cl-和Br-氧化。如果选用KMnO4时则能将其氧化。5.7 计算在1mol/LHCl溶液中，当Cl-=1.0mol/L时，Ag+/Ag电对的条件电位。 解：经查表在1mol/l的溶液中，E0Ag+/Ag=0.7994V E=E0Ag+/Ag+0.0592lg =0.7994+0.0592lgAg+ 又Cl-=1mol/l KspAgCl=1010 E=0.7994+0.0592lg1010=0.22V5.8 计算在1.5mol/LHCl介质中，当cCr(VI)=0.10mol/L,cCr(III)=0.020mol/L时Cr2O72-/Cr3+电对的电极电位。解：附录中没有该电对相应的条件电位值，采用相近1mol/L的介质中E0=1.00V代替Cr2O72-+14H+6e-=2Cr3+7H2O当C Cr(VI)=0.10mol/L C Cr(III)=0.020mol/L E=E0 Cr(VI)/ Cr(III)+lg1.02V=1.01V5.9 计算pH=10.0,NH4+NH3=0.20mol/L时Zn2+/Zn电对条件电位。若CZn(II)=0.020mol/L,体系的电位是多少？ 解：已知E0Zn2+/Zn=-0.763V, ZnNH3络合物的lg1lg4分别为2.27,4.61,7.01,9.06. HO-=10-4, pKa=9.26 1) pH=pKa+lgNH3/NH4+ 10.0=9.26+ lgNH3/NH4+ (1) CNH3=NH4+NH3=0.20 (2) (1)、(2)联立解得 NH3=0.169 mol/L = =9.41105 E=E0+=-0.763+=-0.94 V2) 若Zn2+=0.020mol/l,则E=-0.94+5.10 分别计算H+=2.0mol/L和pH=2.00时MnO4-/Mn2+电对的条件电位。解：在酸性溶液中的反应为，MnO4-+4H+5e-=Mn2+4H2O，经查表E0=1.51V当H+=2.0mol/l, E=E0+=1.54V当H+=0.01mol/l, E=E0+.5.11 用碘量法测定铬铁矿中铬的含量时，试液中共存的Fe3+有干扰。此时若溶液的pH=2.0，Fe(III)的浓度为0.10mol/L, Fe()的浓度为1.010-5mol/L，加入EDTA并使其过量的浓度为0.10mol/L。问此条件下，Fe3+的干扰能否被消除？解：已知 Fe3+=0.10mol/l，Fe2+=1.010-5mol/l。EDTA=0.10mol/l。查表知：pH =2.0时，lg(H)=13.51, lgKFeY-=25.1, lgKFeY2-=14.32 故： lgKFeY-= lgKFeY- lg(H)=25.1-13.51=11.59 lgKFeY2-= lgKFeY2- lg(H)=14.32-13.51=-0.19 根据：Fe + Y = FeY 得： Fe3+=0.1/0.110-11.59=10-11.59 mol/L; Fe2+=1.010-5/0.110-0.19=10-4.81 mol/L;0.37VEI2/I-=0.54 V 能排除。5.12 已知在1mol/LHCl介质中，Fe(III)/Fe(II)电对的E0=0.70V，Sn(IV)/sn(II)电对的 E0=0.14V。 求在此条件下，反应2Fe3+Sn2+=Sn4+2Fe2+的条件平衡常数。. 解：已知E0Fe3+/Fe2+=0.70V, E0Sn4+/Sn2+=0.14V 对于反应 2Fe3+Sn4+=2Fe2+Sn2+. 则， 5.13 对于氧化还原反应BrO3-+5Br-+6H+-=3Br2+3H2O（1）求此反应的平衡常数（2）计算当溶液的pH=7.0,BrO3-=0.10mol/L,Br-=0.70mol/L时，游离溴的平衡浓度。 解：1）与此有关的两个半电池反应为 根据式（9-18）可得： 2） 将K值及其他有关数据带入， 5.14 在0.5mol/LH2SO4介质中，等体积的0.60mol/LFe2+溶液与0.20mol/LCe4+溶液混合。反应达到平衡后，Cr4+的浓度为多少？解：附录中没有与之相应的电位值，可用1mol/LH2SO4代替。 其反应为： 当体系达到平衡，E为定值 5.15 在1mol/LHClO4介质中