酸碱滴定法习题三.doc

酸碱滴定法习题(三)

班级 姓名 分数

一、选择题 ( 共 2题 4分 )
1. 2 分 (0506)
用0.1 mol/L HCl滴定0.1 mol/L NH3水(pKb = 4.7)的pH突跃范围为6.3~4.3, 若用0.1 mol/L HCl滴定0.1 mol/L pKb = 2.7的某碱, pH突跃范围为-----------------------------------( )
(A) 6.3~2.3 (B) 8.3~2.3
(C) 8.3~4.3 (D) 4.3~6.3
思路：[OH-]=Kb×0.1%; [H+]=Kw/( Kb×0.1%)
2. 2 分 (0511)
用NaOH标准溶液滴定一元弱酸时,若弱酸和NaOH的浓度都比原来增大十倍,则滴定曲线中----------( )
(A) 化学计量点前后0.1%的pH均增大
(B) 化学计量点前后0.1%的pH均减小
(C) 化学计量点前0.1%的pH不变,后0.1%的pH增大
(D) 化学计量点前0.1%的pH减小,后0.1%的pH增大
二、填空题 ( 共 3题 12分 )
3. 2 分 (0505)
某酸碱指示剂的K(HIn)为1.0×10-5,其变色点pH为_5.0_,理论变色范围为_ 4.0～6.0_。

4. 5 分 (0519)
0.1 mol/L HCl滴定20.00 mL相同浓度NH3的滴定曲线如下图,

写出曲线上A,B,C三点滴定体系的组成和[H+]的计算式。
点
V(HCl)/mL
体系的组成
[H+]的计算式
A
0.00
NH3

B
19.98
NH4++NH3

C
20.02
H++NH4+

5. 5 分 (0529)
根据下表所给数据,判断在以下滴定中化学计量点及其前后0.1%的pH。
滴定体系
pＨ
化学计量点
前0.1%
化学
计量点
化学计量点
后0.1%
NaOH滴定HCl(0.1 mol/L)
4.3
7.0
9.7
NaOH滴定HCl(1 mol/L)
3.3
7.0
10.7
HCl滴定NaOH(0.01 mol/L)
8.7
7.0
5.3

三、计算题 ( 共 5题 35分 )
6. 10 分 (0540)
0.1000 mol/L NaOH溶液滴定20.00 mL 0.05000 mol/L H2C2O4,计算:
(1) 化学计量点前0.1%的pH
(2) 化学计量点的pH
(3) 化学计量点后0.1%的pH
(H2C2O4的pKa1 = 1.25, pKa2 = 4.29)
解法1
(1) 化学计量点前0.1%
n(H2C2O4) = 0.05×20×0.1% = 1.0×10-3 (mol)
n(C2O42-) = 0.05×20×99.9% = 0.999( mol)
H2C2O4+C2O42- = 2HC2O4-
实际是 n(HC2O4-) = 2.0×10-3 mol
n(C2O42-) = 0.998 mol

(2) 化学计量点时

(3) 化学计量点后0.1% [OH-] = 0.10×0.02/40.02 = 10-4.30(mol/L) pH = 9.70
解法2 按终点误差公式计算
化学计量点 同上 pH = 8.34
Ktc =109.71-1.60 = 108.11 若Et =±0.1%
10DpH - 10-DpH
Et = ─────── 求得⊿pH = 1.35
2(Kt·c)1/2
即 pH 8.34 ±1.35 即 6.99 ~ 9.69

7. 5 分 (0150)
阿斯匹林(乙酰水杨酸)的测定可用已知过量的碱进行水解(煮沸10min), 然后用酸标准溶液滴定剩余的碱:
HOOCC6H4COOCH3 + 2NaOH = CH3COONa + NaOOCC6H4OH + H2O
[Mr(乙酰水杨酸)=180.16]
若称取0.2745 g试样, 用50.00 mL 0.1000 mol/L NaOH溶解, 滴定过量碱需11.03 mL 0.2100 mol/L 的HCl溶液(一般用酚红作指示剂)。试计算试样中乙酰水杨酸的质量分数。
解：
(0.1000×50.00-0.2100×11.03)×180.2
w(乙酰水杨酸) = ────────────────×100% = 88.1%
0.2745×1000×2
8. 5 分 (0645)
测定某工业烧碱中NaOH和Na2CO3的质量分数, 称取试样2.546 g,溶于水并定容于250 mL容量瓶中, 取出25.00 mL, 以甲基橙为指示剂, 滴定到橙色时, 用去HCl标准溶液24.86 mL。另取25.00 mL溶液, 加入过量BaCl2, 以酚酞为指示剂, 滴定到红色刚褪, 用去HCl标准溶液23.74 mL, 又知中和0.4852 g 硼砂(Na2B4O7·10H2O)需要此HCl标准溶液24.37 mL。计算该试样NaOH和Na2CO3的质量分数。
[Mr(Na2B4O7·10H2O) = 381.4, Mr(NaOH) = 40.00, Mr(Na2CO3) = 106.0]
解：
0.4852×1000×2
c(HCl) = ─────────── = 0.1044 (mol/L)
381.4×24.37
0.1044×23.74×40.00
w(NaOH) = ────────────×100% = 38.94%
2.546×1/10
(1/2)×0.1044´(24.86-23.74)×106.0
w(Na2CO3) = ───────────────×100% = 2.43%
2.546×1/10×1000

9. 10 分 (0541)
以0.20 mol/L NaOH溶液滴定0.20 mol/L HAc和0.40 mol/L H3BO3的混合溶液至pH为6.20,计算终点误差。
[Ka(HAc) = 1.8×10-5, Ka(H3BO3) = 5.8×10-10 ]

解：化学计量点时溶液的组成为Ac-、H3BO3
[H+]+[HAc]= [H2BO3-]＋[OH-]

pH = 6.20-6.84 = -0.64
设碱过量cg = [H2BO3-]＋[OH-]－[H+]－[HAc]
由于溶质浓度都较大，酸度又近中性，忽略[OH-]和[H+]。（可通过分布分数讨论他们的大小，进而进行比较，会得到上述结论）。

通过平衡常数大小与终点和计量点无关的特点，与其他终点误差推导一样会得到：

代入滴定误差公式有：

而：

10. 5 分 (0651)
称取0.5000 g某纯一元弱酸HB, 溶于适量水中, 以0.1000 mol/L NaOH溶液滴定, 从电位滴定曲线得到下列数据:
V (NaOH)/mL 0.00 20.47 40.94(化学计量点)
pH 2.65 4.21 8.43
试计算该一元弱酸HB的摩尔质量和pKa值。
解：
设HB的摩尔质量为M,根据化学计量关系,可得
0.500
─────×1000 = 0.100×40.94
M(HB)
0.500×1000
M(HB) = ─────── = 122.1 (g/mol)
0.100×40.94
由上表可知,化学计量点时消耗NaOH溶液为40.94 mL,中和一半时的V(NaOH) = 20.47 mL,此时[HB]=[B-] pKa= 4.21