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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=7.0。 1-14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HX和HY，其pH值相同，则这两种酸溶液浓度也相同。 1-16在0.1 mol·L-1 H2C2O4溶液中，c(H+)=2c(C2O42-)。 1-17凡是多元弱酸，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缓冲溶液对外加入的酸碱有缓冲作用，不管酸碱加入量是多是少。 1-25有一由HAc-NaAc组成的缓冲溶液，若溶液中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应后，其水溶液呈中性。 1-29在Na2CO3溶液中，若溶液的pH值增大时，溶液中CO32-离子的浓度也增大。 1-30若需要高浓度的某多元弱酸根离子时，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，强酸反应后变成弱酸。 1-32按酸碱质子理论，HCN-CN-为共轭酸碱对，HCN是弱酸，CN-是强酸。 1-33根据酸碱质子理论，水溶液中的解离反应，水解反应和中和反应都是质子传递反应。 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应，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酸碱反应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，反应常数k越大，反应越完全，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失去部分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若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)? 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. 2-3已知0.0