分析化学实验试题及答案=

分析化学实验试题及答案

一、填空题（每空0.5分，共47分）

、分析化学实验中所用纯水的制备方法有蒸馏法、离子交换法

电渗析法。

3、用双盘半机械加码电光分析天平称量，在校正天平零点时（零线与标线相差不大时），天平应处于开启状态；在加减砝码和取放被称量物时，天平应处于关闭状态，在试加圈码时，天平可以处于半开启状态；在读取称量数据时，天平应处于开启状态；为加快称量速度，加减砝码的顺序（原则）是从大到小，中间截取，逐级试验，判断左右两盘熟轻熟重的方法是指针总是偏向轻盘，光标投影总是向重盘方向移动。用分析天平称取试样的方法有指定质量称样法、递减称样法、直接称样法。

4、具塞（酸式）滴定管用来盛装酸性及氧化性溶液；碱式滴定管用来盛装碱性及无氧化性溶液，不宜装对乳胶管有腐蚀作用的溶液；滴定管在装溶液前需用待装溶液润洗2－3 次，其目的是避免引起溶液的浓度变化。50mL滴定管的最小分度是0.1 mL，如放出约5mL溶液时，记录数据为 3 位有效数字,相对误差为0.4% 。若使误差<0.1%，则滴定体积至少为20 mL以上。

5、以下酸碱指示剂的pH变色范围和颜色变化分别为：甲基橙 3.1～4.4, 红～黄；甲基红 4.4～6.2, 红～黄；酚酞8～10, 无～紫红。以下常见金属指示剂适用的pH范围和颜色变化（In——MIn）分别为：铬黑T(EBT) 6.3～11.5, 蓝色－酒红；二甲酚橙（XO）5～6, 黄～紫红；钙指示剂pH大于12，蓝色－酒红。氧化还原指示剂二苯胺磺酸钠的条件电位和颜色变化（氧化态——还原态）为：0.85, 紫红～无色。莫尔法的指示剂、颜色变化、适宜酸度为K2CrO4, 砖红色，pH6.5-10.5；佛尔哈德法的指示剂、颜色变化、适宜酸度为Fe(NH4)(SO4)2, 白色－血红色，强酸性。

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8、为下列操作选择合适的容器

(1) 称取CaCO3基准物时，装CaCO3基准物用称量瓶；

(2) 盛装K2Cr2O7标准溶液以进行滴定，用酸式滴定管；

(3) 储存AgNO3标准溶液，用棕色玻塞试剂瓶；

(4) 储存0.2 mol·L-1NaOH溶液，用胶塞试剂瓶；

9、指出在不同酸度下作络合滴定时应选择的缓冲溶液

(1) pH=1时EDTA滴定Bi3+0.1mol/L HNO3

(2) pH=5时EDTA滴定Pb2+六次甲基四胺及其共轭酸缓冲溶液

(3) pH=10时EDTA滴定Mg2+NH3-NH4Cl缓冲液

(4) pH=13时EDTA滴定Ca2+0.1mol/L NaOH

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11、无汞定铁法（SnCl2-TiCl3联合还原Fe）实验中加入硫酸－磷酸混合酸的作用是使黄色Fe3+生成无色的Fe(HPO4)-2络离子而消除难于观察终点颜色的现象、同时Fe(HPO4)-2的生成，降低了Fe3+/Fe2+电对的电位，使化学计量点附近的电位突跃增大，指示剂二苯胺磺酸钠的变色点落入突跃范围之内，提高了滴定的准确度。钨酸钠和二苯胺磺酸钠两种指示剂各自的作用分别为钨酸钠起到指示控制消除过量TiCl3的作用，二苯胺磺酸钠起到指示滴定终点控制滴定剂K2Cr2O7的作用。12、分光光度法测定铁的显色剂是邻二氮杂菲，测铁的总量时需加入盐酸羟胺

将Fe3+还原为Fe2+，测定时溶液的酸度宜用醋酸钠控制pH在 5 左右，酸度过高则显色反应速度慢，酸度过低则Fe2+离子水解，影响显色。

二、问答题（每题6分，共30分）

1、以下是EDTA连续滴定Bi3+,Pb2+的简要步骤,阅后请回答问题:

移取一定量V0(mL)试液,在pH=1的HNO3介质中,用EDTA标准溶液滴定至二甲酚橙由红变黄,耗去V1。再加入六次甲基四胺,调至pH=5,继续以EDTA滴定至终点(总耗去V2)。

(1) 滴定Bi3+的酸度过高与过低对结果有何影响,能否以HCl代替HNO3?

(2) 滴定Pb2+时加入六次甲基四胺调节pH的机理何在?调节pH是否可以用NaOH或氨水?

(3) 加入六次甲基四胺后溶液为何色?终点为何色?

(4) 写出计算Bi3+和Pb2+质量浓度(以g/mL表示)的公式。

答案

1. 酸度过高BiY-不稳，Bi也与指示剂显色不够敏锐，无法测定;酸度过低Bi3+则水解,无法测定。也不能以HCl代替HNO3,因易生成BiOCl沉淀，不能滴定;

2. 加入六次甲基四胺中和后形成缓冲液，NaOH只中和酸不形成缓冲体系，而氨水的

缓冲区在pH为9~10,均不能保证滴定过程的pH为5左右;

3. 为紫红色(PbIn络合物色),终点由紫红变亮黄;

4. ρ (Bi3+) = cV1M(Bi)/V0,

ρ (Pb2+) = c(V2-V1)M(Pb)/V0

2、在用Na2C2O4标定KMnO4的实验中

(1) 溶液酸度为何要在1mol/L左右?若酸度较低有何影响?为何要在H2SO4介质中, 而不能在HCl或HNO3介质中进行滴定?

(2) 为何必须用KMnO4滴定Na2C2O4而不能以Na2C2O4滴定KMnO4?

(3) 为何要在加热70～80℃下进行，且开始必须慢滴?

答案 1. 滴定必须在强酸性溶液中进行，若酸度过低KMnO4与被滴定物作用生成褐色的MnO(OH)2沉淀，反应不能按一定的计量关系进行。若用HCl调酸度时，Cl-具有还原性，能与KMnO4作用。若用HNO3调酸度时，HNO3具有氧化性。所以只能在H2SO4介质中进行。

2. 若用H2C2O4滴定KMnO4,则生成的Mn2+会与溶液中大量MnO4-反应生成MnO2影响计量关系。而相反的滴定在终点前加入的MnO4-均与C2O42-反应掉,不会过剩;

3. 在室温下，KMnO4与Na2C2O4之间的反应速度慢，故须将溶液加热到70～80℃，但温度不能超过90℃，否则Na2C2O4分解。因KMnO4与Na2C2O4的反应速度较慢，第一滴KMnO4加入，由于溶液中没有Mn2+，反应速度慢，红色褪去很慢，随着滴定的进行，溶液中Mn2+的浓度不断增大，由于Mn2+的催化作用，反应速度越来越快，红色褪去也就越来越快。3、在用碘量法测定硫酸铜中铜含量的实验中，请回答以下问题：

（1）为什么要加入过量的KI？指示剂是什么？滴定到何时加入指示剂？

（2）在接近终点时加入KSCN的作用是什么？

（3）滴定时的酸度过高或过低有什么影响？调节酸度为何用H2SO4而不用HCl？

（4）写出有关反应和结果计算式（W Cu%）。

答案1、Cu2+与I-的反应是可逆的，为了使反应趋于完全，必须加入过量的KI，I-不仅是Cu2+的还原剂，还是Cu+的沉淀剂和I-的络合剂。指示剂为淀粉。将深色的碘滴至淡黄色时再加入淀粉，若淀粉加得太早则它将与I2过早形成蓝色配合物，大量I3－被CuI沉淀吸附，终点称较深得灰色，不好观察。

2、因CuI沉淀表面吸附I2，这部分I2不能被滴定，会造成结果偏低。加入NH4SCN溶液，使CuI转化为溶解度更小的CuSCN，而CuSCN不吸附I2从而使被CuI吸附的那部分I2释放出来与未反应的Cu2+离子发生作用，提高了测定的准确度。但为了防止I2对SCN-的氧化，而NH4SCN应在临近终点时加入。

3、反应在酸性溶液中进行，酸度过低，铜盐水解而使Cu2+氧化I-的反应进行不完全，造成结果偏低，而且反应速度慢，终点延长；酸度过高，则I-被空气氧化为I2的反应被Cu2+催化，使结果偏高。大量Cl-能与Cu2+形成配合物，使I-不易置换配合物中的Cu2+，使用H2SO4调节酸度则可克服这种现象。

4、2Cu2+ ＋4I- ＝2CuI↓＋I2；I2 + 2S2O32- = S4O62- + 2I-；CuI + SCN = CuSCN↓+ I-

因为：2Cu2+～I2～2S2O32-, 所以1Cu2+～1S2O32-