第五章酸碱滴定法作业

1、第五章酸碱滴定法作业4写出下列酸碱组分的MBE、CBE和PBE(设定质子参考水准直接写出)，浓度为 c（molL-1）。（1）KHP （2）NaNH4HPO4 （3）NH4H2PO4 （4）NH4CN（1） KHP MBE：K+=c H2P+HP-+P2-=c CBE：K+H+=2P2-+OH-+HP- PBE：H+H2P=P2-+OH-OH-HP-H2O-H+H+-H+H+P2-H+H2P(2) NaNH4HPO4MBE：Na+=NH4+NH3=c H3PO4+H2PO4-+ HPO42-+PO43-=cCBE：Na+NH4+H+= OH-+H2PO4-+2HPO42-+3PO43-PBE：

2、H+H2PO4-+2H3PO4= OH-+NH3+PO43-H2OOH-H+H+-H+H+HPO42-NH4+NH3PO43-H+H+H2PO4-H3PO4+2H+（3） NH4H2PO4MBE：NH4+NH3=c H3PO4+H2PO4-+HPO42-+PO43-=cCBE：NH4+H+= H2PO4-+2HPO42-+3PO43-+OH-PBE：H+H3PO4= OH-+NH3+HPO42-+2PO43- (4) NH4CNMBE：NH4+NH3=c CN-+HCN=cCBE：NH4+H+=OH-+CN-PBE：HCN+H+=NH3+OH-5. （1）讨论两种一元弱酸混合溶液的酸碱平衡问题

3、，推导其H+浓度计算公式。（2）计算0.10 molL-1 NH4Cl和 0.10 molL-1 H3BO3混合液的pH值。已知:NH3 Kb=1.810-5 H3BO3 Ka=5.810-10解:(1)设HA和HB分别为两种一元弱酸，浓度分别为CHA和CHB molL-1。两种弱酸混合液的PBE为 H+=OH-+A-+B- 混合液是酸性，忽略水的电离，即OH-项可忽略，并代入有关平衡常数式得如下近似式.(1)(1)当两种酸都较弱，可忽略其离解的影响，HACHA ，HBCHB 。式（1）简化为 . (2)(2) 若两种酸都不太弱，先由式（2）近似求得H+，对式（1）进行逐步逼近求解。pH =

4、4.97 (2)6.根据图5-3说明NaH2PO4Na2HPO4 缓冲溶液适用的pH范围。H3PO4的pKa1=2.12，pKa2=7.20， pKa3=12.36H3PO4H2PO4-HPO42-PO43-答：范围为：7.219强碱（酸）滴定一元弱酸（碱），cspKa(Kb)10-8就可以直接准确滴定。如果用Kt表示滴定反应的形成常数，那么该反应的cspKt应为多少？ 解:因为CspKa10-8Ka=KtKw，故：CspKt106HA H+ + A-HA + OH- = A- + H2O12HCl与HAc的混合溶液（浓度均为0.10 molL-1），能否以甲基橙为指示剂，用0.1000 mo

5、lL-1 NaOH溶液直接滴定其中的HCl？此时有多少HAc参与了反应？已知: HAc Ka=1.810-5解：(1)CHAc=0.10molL-1 ， Ka=1.810-5假设HCl被全部滴定，HAc未被滴定，则溶液的pH由HAc决定。而甲基橙变色时pH=4。故HAc参与了反应，不能以甲基橙为指示剂准确滴定HCl（2）因为甲基橙的变色范围为3.14.4， 当pH=4.0时为变色转折点，所以14判断下列情况对测定结果的影响：（1）用混有少量的邻苯二甲酸的邻苯二甲酸氢钾标定NaOH溶液的浓度；（2）用吸收了CO2的NaOH标准溶液滴定H3PO4至第一计量点；继续滴定至第二计量点时，对测定结果各如

6、何影响？答：（1）使测定值偏小。邻苯二甲酸是二元酸，能与2mol NaOH反应，m/M=cNaOHVNaOH，则消耗的VNaOH增加，cNaOH降低，负误差。 （2）对第一计量点测定值不影响， 第二计量点偏大。 CO2被NaOH吸收，在强碱性溶液中进行，则一定转变为Na2CO3，即1mol CO2消耗了2mol NaOH。 反过来NaOH滴定H3PO4至第一计量点H2PO4-时，应以甲基橙(pH=3.14.4)为指示剂，则此时Na2CO3也被中和至H2CO3，即1mol H3PO4被滴定至H2PO4-时又消耗了2mol Na2CO3，此时相当于NaOH直接滴定H3PO4至H2PO4- ，故无影

7、响。总反应为：2NaOH + H2CO3 = Na2CO3 + 2H2ONa2CO3+2H3PO4 = H2CO3+ 2NaH2PO4总反应：NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O当滴定至第二计量点HPO42-时，应以酚酞为指示剂，此时Na2CO3只被中和至NaHCO3，Na2CO3+H3PO4 = NaHCO3+ NaH2PO4即1mol H3PO4被滴定，只消耗了1mol Na2CO3，这样，吸收时消耗2mol NaOH，反应时给出1mol，少的部分只能由NaOH来补充，这样使消耗的NaOH的体积增加，产生正误差。15一试液可能是NaOH、NaHCO3、Na2CO3或它们

8、的固体混合物的溶液。用20.00mL 0.1000 molL-1HCl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，试液即成终点颜色。答：（1）还需加入HCl为；20.004=5.00mL（2）还需加入HCl为：20.002=40.00mL（3）由NaOH组成。 17酸碱滴定法选择指示剂时可以不考虑的因素：A.滴定突跃的范围； B.指示剂的变色范围

9、；C.指示剂的颜色变化； D.指示剂相对分子质量的大小E.滴定方向答：选 D 22若配制pH=10.00，cNH3+cNH4+=1.0 molL-1的NH3- NH4Cl缓冲溶液1.0L，问需要15 molL-1的氨水多少毫升？需要NH4Cl多少克？ Kb=1.8 10-5 M(NH4-1解法一：需NH3.H2-11.0L=0.85mol, NH4Cl=0.15molV(NH3.H2O)=0.85/15=57mL, m(NH4Cl)=0.15 53.5=8.0g解法二：pH=10.00 H+=10-10.00Kb=1.8 10-5 Ka=5.6 10-10 25计算下列标准缓冲溶液的pH（考虑

10、离子强度的影响）：（2）0.010 molL-1硼砂溶液。已知:H3BO3 Ka=1.810-10解：硼砂溶液中有如下酸碱平衡B4O72-+5H2O = 2H2BO3-+2H3BO3因此硼砂溶液为H2BO3-H3BO3缓冲体系。考虑离子强度影响：28计算用0.1000 molL-1HCl溶液滴定20.00 mL0.10 molL-1NH3溶液时.（1）计量点；（2）计量点前后0.1%相对误差时溶液的pH；（3）选择那种指示剂？已知：Kb=1.810-5 解：(1) 计量点时，HCl和NH3定量反应全部生成NH4Cl，又因为溶液体积增大一倍，则cNH4+-1Kb=1.810-5, Ka=5.61

11、0-10 (2) 计量点前-0.1%相对误差，即加入HCl 19.98mL，此时体系为NH3-NH4+缓冲溶液，按最简式计算：计量点前+0.1%相对误差，即加入HCl 20.02mL，此时体系为强酸HCl和弱酸NH4Cl混合体系，按强酸计算：pH:4.30 6.26(3) 因为 pH:4.30 6.26 所以，选择甲基红(4.4 6.2)为指示剂解法二：由林邦误差公式：pH= 0.98 pH=5.28 0.98 4.306.2632在一定量甘露醇存在下，以0.02000 molL-1NaOH滴定0.020 molL-1 H3BO3（此时Ka=4.010-6）至pHep=9.00，（1）计算计量

12、点时的pH（2）终点误差（3）选用何种指示剂？ 解：(1) H3BO3被强化后，也生成的是一元酸，可表示为HA，其Ka=4.010-6。cHA,sp Ka =0.02000/24.010-6=4.010-810-8能被准确滴定计量点时，体系为NaH2BO3 (NaA),csp-1Kb=KW/Ka=1.010-14/4.010-6=2.5 10-9(2) pHep=9.00 H+=1.010-9(2) 另一解法计量点时pHsp=8.70, 终点时pHep=9.00pH= pHep- pHsp = 9.00-8.70=0.30csp-1Kt=Ka/KW=10-5.4/10-14.00=108.60代入林邦公式：(3) 计量点的pHsp=8.70 所以选择酚酞为指示剂。34用0.1000 molL-1 HCl溶液滴定20.00 mL 0.10 molL-1 NaOH。若NaOH溶液中同时含有0.20 molL-1NaAc，（1）求计量点时的pH；（2）若滴定到pH=7.00结束，有多少NaAc参加了反应？已知：Ka=1.810-5解：HAc Ka=1.810-5 Kb=5.610-10cNaAc,sp-1cNaAc,sp Kb=0.105.610-