1、基礎化學實驗(下)基本知識問答1 指出下列情況中各會引起什么誤差？如果是系統誤差應采取什么方法避免？ 答：(1)砝碼被腐蝕：系統誤差中的儀器誤差，通過校正儀器消除。 (2)在重量分析中被測組分沉淀不完全：系統誤差中的方法誤差，通過對比試驗消除。(3)天平兩臂不等長：系統誤差中的儀器誤差，通過校正儀器消除。 (4)容量瓶和移液管不配套：系統誤差中的儀器誤差，通過校正儀器消除。 (5)試劑中含有微量被測組分：系統誤差中的試劑誤差，通過做空白試驗消除。 (6)讀取滴定管讀數時最后一位數字估測不準：偶然誤差。 (7)某人對終點顏色的觀察偏深或偏淺：系統誤差中的主觀誤差，通過嚴格訓練，提高操作水平。 (

2、8)天平的零點稍有變動：偶然誤差。 (9)移液管移液后管尖殘留量稍有不同：偶然誤差。 (10)灼燒SiO2沉淀時溫度不到1000：系統誤差中的方法誤差，通過對比試驗消除。2 系統誤差產生的原因有哪些，如何消除測定過程中的系統誤差？答：系統誤差產生的原因有方法誤差、試劑誤差、儀器誤差和主觀誤差。方法誤差可通過對比試驗進行消除；試劑誤差可通過空白試驗進行消除；儀器誤差可以通過校正儀器來消除；通過嚴格的訓練，提高操作水平予以避免。3 準確度和精密度有何區別？如何理解二者的關系？怎樣衡量準確度與精密度？答：精密度表示分析結果的再現性，而準確度則表示分析結果的可靠性。精密度高不一定準確度高，而準確度高，

3、必然需要精密度也高。精密度是保證準確度的先決條件，精密度低，說明測定結果不可靠，也就失去了衡量準確度的前提。準確度的高低用誤差來衡量；精密度的高低用偏差來衡量。4 某分析天平的稱量誤差為0.2mg，如果稱取試樣的質量為0.0500g，相對誤差是多少？如果稱量1.000g時，相對誤差又是多少？這些數值說明什么問題？答：稱取試樣的質量為0.0500g，相對誤差為：稱取試樣的質量為1.000g，相對誤差為： 這些數值說明對同一儀器來說，所稱質量越大，相對誤差越小，準確度越高。5 滴定管的讀數誤差為0.02mL，如果滴定用去標準滴定溶液2.50mL，讀數的相對誤差是多少？如果滴定時用去25.00mL，

4、相對誤差又是多少？相對誤差的不同說明什么問題？答：滴定用去標準滴定溶液2.50mL，相對誤差為：滴定用去標準滴定溶液25.00mL，相對誤差為： 這說明使用滴定管時，滴定所用體積越大，相對誤差越小，準確度越高。6 化驗室常用的普通試劑和指示劑溶液通常采用何種濃度表示方式？如何配制？答：普通試劑和指示劑溶液常采用質量濃度表示。有的指示劑用量較少，可以質量濃度的分倍數表示。由于它們對濃度的準確度要求不高，所以配制十分方便，稱取一定量的物質，放入燒杯中以適量溶劑溶解即可。7 什么叫基準物質？作為基準物質應具備哪些條件？答：能用直接法配制標準滴定溶液的物質，稱為基準物質。基準物質應具備以下條件： (1

5、)試劑的實際組成應與其化學式完全相符。若含有結晶水時(如H2C2O42H2O、Na2B4O710H2O)，其結晶水的數目也應與化學式相符。 (2)試劑必須有足夠的純度。一般要求純度在99.9%以上，所含雜質的量應在滴定分析允許的誤差限度以下。 (3)化學性質穩定。如：加熱干燥不揮發、不分解，稱量時不吸收空氣中的CO2和水分，不被空氣氧化等。 (4)具有較大的摩爾質量。因為摩爾質量越大，稱取的量就越多，稱量時相對誤差就越小。8 什么叫滴定度？答：滴定度代表標準滴定溶液的反應強度，是指每毫升標準滴定溶液相當于被測物質的質量(g)，常用TA/B表示。A表示被測物質的分子式，B表示標準滴定溶液中滴定劑

6、的基本單元，單位為g/mL。滴定度與物質的量濃度換算關系為：TA/B = cB MA10-39 標定標準溶液濃度的方法有幾種？各有什么優缺點？答：標定標準溶液濃度的方法有兩種：（1）用基準物質直接標定； （2）用已知準確濃度的標準滴定溶液標定。這種方法不及直接標定法好，因為標準滴定溶液濃度的不準確會直接影響待標定溶液濃度的準確性。因此，標定時應盡量采用直接標定法。10 標定HCl、NaOH、KMnO4、Na2S2O3等溶液時，使用的基準物質有哪些？答：標定HCl用基準的無水Na2CO3； NaOH用基準的鄰苯二甲酸氫鉀(KHC8H4O4)、基準的草酸(H2C2O42H2O)、基準的硼砂(Na2

7、B4O710H2O)；KMnO4用基準的草酸鈉(Na2C2O4)、基準的草酸(H2C2O42H2O)；Na2S2O3用基準的重鉻酸鉀(K2Cr2O7)、基準的溴酸鉀(KBrO3)、基準的碘酸鉀(KIO3)。11 若將H2C2O42H2O基準物質長期保存在放有硅膠的干燥器中，用它標定NaOH溶液的濃度時，結果是偏低還是偏高？答：結果偏低。因為長期放在干燥器中，H2C2O42H2O會失去結晶水，稱量的量中H2C2O4偏多，使濃度偏大，因此標定用量減少，消耗NaOH溶液量較多，導致結果偏低。12 已知密度為1.19g/cm3的鹽酸，其中HCl的質量分數為37%，問1L鹽酸含有多少克HCl？該鹽酸的物

8、質的量濃度為多少？若配制1L 0.15mol/L的HCl溶液，應取這種濃鹽酸多少毫升？解：mHCl=HClVHCl = 1.1937%103=440.3克 cHCl = = 440.3/36.46=1.21mol/L由：c1 V1 = c2 V2 已知c1=0.15 mol/L，V1 = 1L，c2 =1.21 mol/L 得到：V2=10.15/1.21=124mL實驗一、分析天平的稱量練習1. 稱量的方法有哪幾種?指定質量稱樣法和遞減稱樣法各有何優缺點?在什么情況下選用這兩種方法?答：稱量有三種方法：直接稱量法，指定質量稱量法，遞減稱量法。指定質量稱量法：用于稱量某一固定質量的試劑（如基準

9、物質）或試樣。但用此方法稱量操作的速度很慢，適于稱量不易吸潮，在空氣中能穩定存在的粉末狀或小顆粒（最小顆粒應小于0.1mg）樣品，以便容易調節其質量。在直接配制標準溶液和試樣分析時經常使用指定質量稱樣法。遞減稱量法：此法用于稱量一定質量范圍的樣品或試劑。但此稱量操作比較繁瑣，有時一次很難得到合乎質量范圍要求的試樣，可進行幾次相同的操作過程。主要用于稱量過程中樣品易吸水、易氧化或易與空氣中的CO2發生反應的試樣。2. 在實驗中記錄稱量數據應準至幾位?為什么?答：記錄稱量數據準至小數點后四位。操作使用萬分之一天平，實驗需要精確的質量，數據準至小數點后四位可達到特定的質量要求。3. 稱量時，每次均應

10、將砝碼和物體放在天平盤的中央，為什么？答：實際上該題目主要針對過去的機械天平而言，因為是等臂天平，放在天平盤的中央，才能保證等臂，減少不等臂而引起的稱量誤差，使稱量準確。4. 使用稱量瓶時，如何操作才能保證試樣不致損失？答：將稱量瓶取出，在接收器的上方，傾斜瓶身，用稱量瓶蓋輕敲瓶口上部使試樣慢慢落入容器中。當頃出的試樣接近所需量時，一邊繼續用瓶蓋輕敲瓶口，一邊逐漸將瓶身豎直，使粘附在瓶口上得試樣全部進入稱量瓶中，然后再蓋好瓶蓋，稱量。5. 本實驗中要求稱量偏差不大于0.4mg，為什么？答：這是由分析天平得稱量誤差決定的。調零和稱量時兩次讀數的誤差各為0.1mg，稱量一次，允許產生0.2 mg的

11、偏差，用遞減稱量法稱量一份試樣時，需要連續兩次稱取容器+試樣的質，故允許產生0.4 mg的偏差。（但是如果方法中間不再調零點，允許產生 0.3 mg的偏差。現在有的學生采用“容器+樣品”放在天平上直接去皮，傾出樣品后，直接稱量的方式完成遞減稱量法的稱量，這種方式允許產生0.2 mg的偏差。大家討論？）6. 試述遞減稱樣法的操作要點是什么？答：(1).稱量瓶應從干燥器中取出，稱量結束后應該再放回干燥器。(2).不能用手直接接觸稱量瓶，應佩戴干凈的手套，或者用干凈紙條取稱量瓶。用小制片夾住稱量瓶，打開瓶蓋，輕敲瓶口外緣，使樣品落下，再回敲瓶口，蓋上瓶蓋。(3).兩次稱量之差即為試樣質量。(4).動

12、作要迅速，盡量縮短打開瓶蓋的時間。(5).稱量一份樣品傾樣次數太多，最多不能超過3次。7、 述用紙條進行遞減稱樣法的操作要點是什么？答：左手用紙帶套住稱量瓶，放在接受試樣的容器上方，右手用一干凈紙片包住稱量瓶蓋的頂部，打開瓶蓋，傾斜瓶身，用瓶蓋輕輕敲打瓶口上方，使試樣慢慢落在容器中。注意不要讓試樣撒落在容器外。當試樣量接近要求時，將稱量瓶緩緩豎起，用瓶蓋敲動瓶口，使瓶口部分的試樣落回稱量瓶中，蓋好瓶蓋，把稱量瓶放回天平，取出紙帶，關好左邊門，進行準確稱量。稱量一份樣品傾樣次數太多，最多不能超過3次。 實驗二、滴定分析基本操作練習l配制NaOH溶液時，應選用何種天平稱取試劑？為什么？答：選用普通

13、天平（托盤天平、臺秤），由于NaOH容易吸水，且易和空氣中的CO2發生反應，所以不能精確稱量，粗配然后標定。2HCl和NaOH溶液能直接配制準確濃度嗎，為什么？配制HCl和NaOH溶液所用的水的體積，需要準確量度嗎，為什么？答：不能，濃鹽酸易揮發，其濃度不能固定，準確量取體積已無意義；NaOH容易吸水，且易和空氣中的CO2發生反應，不能準確稱量。配制HCl和NaOH溶液所用的水的體積，不需要準確量度，因為是粗配，有個大概濃度就可以，其準確濃度還需要進一步標定獲得。3滴定管和移液管是否要用所盛溶液潤洗內壁23次？用于滴定的錐形瓶和燒杯是否需要干燥？要不要用所盛溶液潤洗？為什么？答：滴定管和移液管

14、需要潤洗，為了避免稀釋待取溶液。用于滴定的錐形瓶和燒杯不需要干燥，對測定沒有影響。不要用所盛溶液潤洗，否則會增加待測物的物質的量，帶來誤差。4HCl溶液與NaOH溶液定量反應完全后，生成NaCl和水，為什么用HCl滴定NaOH時采用甲基橙作為指示劑，而用NaOH滴定HCl溶液時卻使用酚酞作為指示劑? 答：HCl溶液與NaOH溶液，相互滴定兩種指示劑均可采用，但是考慮到終點顏色的觀察敏銳性一般黃色到橙色，無色到紅色容易觀察，因此采用上述方法。（HCl溶液與NaOH溶液相互滴定時，化學計量點時的pH值為7.0，滴定的pH值突越范圍為4.39.7，選用指示劑的原則是：指示劑的變色范圍部分或者全部落在

15、突越范圍內；顏色由淺到深的變化。甲基橙和酚酞的變色區域分別是3.1（紅）4.4（黃），8.0（無色）9.6（紅色），滿足指示劑選擇的第一個條件。根據顏色的變化，在酸滴堿時用甲基橙做指示劑，堿滴酸時用酚酞做指示劑。）5滴定管、移液管、容量瓶是滴定分析中量取溶液體積的三種準確量器，記錄時應記準至小數點后第幾位數字?答：以上三種量器為量取體積準確至0.01mL，因此均能記錄到小數點后兩位。（如果體積在10mL以上應記錄四位有效數字）6滴定讀數的起點為什么每次最好調到0.00刻度處？答：因為滴定管在制作過程中會出現管內刻度不完全均勻的現象，每次滴定都從0.00刻度開始，能消除系統誤差。7配制HCl溶液

16、與NaOH溶液時，需加入去離子水，是否準確量取其體積？答：不需要，因為是粗配。8 滴定至臨近終點時加入半滴的操作是怎樣進行的？答：加入半滴的操作是：將酸式滴定管的旋塞稍稍轉動或堿式滴定管的乳膠管稍微松動，使半滴溶液懸于管口，處于“懸而未滴”狀態，將錐形瓶內壁與管口接觸，使液滴流出，并用洗瓶以純水沖下。9. 酚酞指示劑使溶液變紅后，在空氣中放置一段時間后又變為無色，原因是什么？答：溶液吸收了空氣中的CO2后，酸度增加，pH值降低。實驗三、混堿分析1. 雙指示劑法的測定原理是什么？答：用HCl溶液滴定Na2CO3 為例。H2CO3 為二元酸，離解常數分別為pKa1=6.38; pKa2=10.25

17、，用HCl溶液滴定Na2CO3 溶液時cKb110-9 ，c Kb2=10-8.62 10-9，且Kb1/Kb2=10-3.75/10-7.62=103.87 104，能分步進行：第一步反應：Na2CO3HClNaHCO3NaCl，第二步的反應產物為CO2 ，其飽和溶液的濃度為0.04 molL-1用HCl溶液滴定Na2CO3有2個滴定突躍：第一個突躍在化學計量點pH=8.3的附近,可用酚酞作指示劑；第二個突躍在化學計量點pH=3.9的附近,可用甲基橙作指示劑。2. 采用Na2CO3作基準物質標定0.l molL-1 HCl溶液時，如何烘干？基準物質稱取量如何計算?答：Na2CO3作基準物質標

18、定HCl溶液時，首先將Na2CO3基準物質放入稱量瓶中，瓶蓋留縫隙，在270 300 的烘箱中烘干0.5 h，取出置入放有硅膠的干燥器中冷卻至室溫稱量。標定反應Na2CO32HClNaClHClH2OVHCl =2040mL 時，則若配制250mL,分取25.00mL用于標定HCl溶液濃度則應稱量1.1g 2.2g；通常VHCl =2030mL，若配制250mL，分取25.00mL用于標定HCl溶液濃度則應稱量1.1g 1.6 g3. 采用雙指示劑法測定混堿，試判斷五種情況下混堿的組成？V1V2 ； V10 ；V2=0 , V10 ； V1=V2 答：V1V2，NaOH，Na2CO3； V10

19、，NaHCO3；V2=0 , V10，NaOH；V1=V2，Na2CO3。4堿灰的主要成分是什么?還含有哪些主要雜質?為什么說用HCl溶液滴定堿灰這個測定是總堿量的測定?答：堿灰的主要成分是碳酸鈉，還含有NaCl、Na2SO4、NaOH、NaHCO3等雜質。因為用酸滴定時，除其中主要組分Na2CO3被中和外，其他堿性雜質如NaOH或NaHCO3等也都被中和，因此這個測定的結果稱為總堿量。5“總堿量”的測定應選用何種指示劑?終點如何控制?為什么? 答：指示劑選用：“總堿量”的測定應選用甲基橙作指示劑。溶液由黃色變為橙色時即為終點。因為用和HCl溶液滴定Na2CO3時，其反應包括以下兩步:當中和成

20、NaHCO3時，pH值為8.3；在全部中和后，其pH值為3.7。由于滴定的第一等當點(pH8.3)的突躍范圍比較小，終點不敏銳。因此采用第二等當點，以甲基橙為指示劑，溶液由黃色到橙色時即為終點。終點控制：滴定快到終點時應慢滴快搖，要充分搖動錐形瓶，以防形成CO2的過飽和溶液使終點提前到達。當顏色由黃變橙，且顏色穩定，即為終點。6本法稱取基準物質碳酸鈉，要求稱準至小數點后第幾位?為什么?答：要求稱準至小數點后四位，因為是基準物質，直接配制準確濃度。7若以Na2CO3形式表示總堿度，其結果的計算公式應怎樣?答： 8假設某堿灰試樣含100%的Na2CO3，以Na2O表示的總堿量為多少？ 答：實驗四、

21、含氮量測定1NH4+為NH3的共軛酸，為什么不能直接用NaOH溶液滴定？答：NH3 Kb = 1.8 10-5， pKb =4.74 , NH4+ pKa =14-pKb =14.00-4.74 =9.26 c通常為0.1 mol/L，因為cKa=10_10.26 10_8 故不能用NaOH溶液直接滴定。2NH4NO3、NH4C1或NH4HCO3中的合氮量能否用甲醛法分別測定?答：NH4NO3中NO3里面的N無法直接用甲醛法測定，NH4C1中的可以，但是NH4HCO3中的HCO3- 干擾測定。NH4HCO3中的含氮量不能直接用甲醛法測定。因NH4HCO3 HCHO (CH2)6N4H+ H2C

22、O3 產物 H2CO3易分解且酸性太弱，不能被NaOH準確滴定。3尿素CO(NH2)2中含氮量的測定，先加H2SO4加熱消化，全部變為(NH4)2 SO4后，按甲醛法同樣測定，試寫出含氮量的計算式。答：4中和甲醛及(NH4)2 SO4試樣中的游離酸時，為什么要采用不同的指示劑？答：因為中和甲醛時，化學計量點pH6，為了標測一致選擇用酚酞，甲基紅作指示劑中和(NH4)2 SO4試樣時，pH5，如果選用酚酞，則變色點在堿性范圍內，NaOH會與NH4反應，影響結果的準確度，故選擇用甲基紅（4.46.2）做指示劑。5(NH4)2 SO4試樣溶解于水后呈現酸性還是堿性？能否用NaOH標液直接測定其中的含

23、氮量？答：(NH4)2 SO4試樣溶解于水后呈現酸性，因為cKa10_8，不能用NaOH標液直接測定其中的含氮量6(NH4)2 SO4試液中含有PO43-、Fe3+、Al3+等離子，對測定結果有何影響？答：PO43-產生酸效應使測的結果偏低；Fe3+、Al3+離子在中和參與酸時，容易產生水解現象導致測定結果偏高。7若稱取0.4g KHC8H4O4溶于50mL水中，問此時pH為多少？答：pH=1/2(pKa1+pKa2)3.688若試樣為NH4NO3，用本方法測定時（甲醛法），其結果N%如何表示？此含氮量中是否包括NO3-中的氮？答： 不包含NO3-中的氮。9. 如何配制不含CO32-的NaOH

24、溶液?(1).用小燒杯于臺秤上稱取較理論計算量稍多的NaOH，用不含CO2蒸餾水迅速沖洗兩次，溶解并定溶。(2).制備飽和NaOH（500g/L，Na2CO3基本不溶）待Na2CO3下沉后,取上層清液用不含CO2的蒸餾水稀釋。(3).于NaOH溶液中，加少量Ba(OH)2或BaCI2，取上層清液用不含CO2的蒸餾水稀釋。10標定NaOH標準溶液的基準物質常用的有哪幾種？本試驗選用的基準物質是什么？與其他基準物質比較，它有什么顯著的優點？為何氫氧化鈉不能直接配成標準濃度的溶液？答：標定NaOH標準溶液的基準物質常用的有草酸，苯甲酸，鄰苯二甲酸氫鉀等。本實驗選擇鄰苯二甲酸氫鉀作基準物質。優點：較大

25、的摩爾質量，純度高，試劑組成與化學式完全一致，性質穩定，定量反應。NaOH容易吸水，且易和空氣中的CO2發生反應，不能精確稱量質量，所以只能粗配。11已標定的NaOH溶液在保存中吸收了二氧化碳，用它來測定HCI的濃度，若以酚酞為指示劑對測定結果有何影響？改用甲基橙，又如何?答：測定cHCI，用酚酞指示劑，偏高（多消耗NaOH）；用甲基橙指示劑，無影響。2NaOHNa2CO3 酚酞指示劑: NaOH +HCI= NaCI+H2O Na2CO3+HCI= NaHCO3+NaCI 2NaOH - 1 HCI甲基橙指示劑: NaOH +HCI= NaCI+H2O Na2CO3+2HCI= CO2+H2

26、O+2NaCI 1NaOH - 1 HCI實驗五、水的硬度分析1. 什么是水的硬度？鈣硬？鎂硬？暫時硬度？永久硬度？總硬？答：水的硬度:（也叫礦化度）是指溶解在水中的鈣鹽與鎂鹽含量的多少。暫時硬度水中含有鈣、鎂的酸式碳酸鹽，遇熱即成碳酸鹽沉淀而失去其硬性。永久硬度水中含有鈣、鎂的硫酸鹽、氯化物、硝酸鹽，在加熱時亦不沉淀（但在鍋爐運用溫度下，溶解度低的可析出而成為鍋垢）。暫硬和永硬的總和稱為“總硬”或者水中Ca2+、Mg2+的總量稱為水的總硬度。由鈣離子形成的硬度稱為“鈣硬”，由鎂離子形成的硬度稱為“鎂硬”。 2. 碳酸鈣標定EDTA時，在中和碳酸鈣基準溶液中的HCl時，能否用酚酞取代甲基紅?為

27、什么?答：不能，主要是因為酚酞在終點時呈現紫紅色，該顏色影響EBT藍色的觀察。（甲基紅變色范圍為4.46.2，酚酞變色范圍為8.010.0，從變色范圍上看好似酚酞更好，但是考慮到終點顏色，EBT顏色是由紫色變為純藍色，中間過程藍紫色，如果用酚酞，其紫紅色對其影響很大，會使終點一直呈現藍紫色。）3. 為什么使用EBT指示劑測定水硬時或者用碳酸鈣標定EDTA溶液濃度時要加入Mg2+-EDTA溶液？闡述Mg2+-EDTA能夠提高終點敏銳度的原理。答：Mg2+-EDTA溶液作用：由于Mg2+EBT的變色靈敏，所以當測定水硬時，試液的Mg2+濃度較低或沒有Mg2+時，需要加入Mg2+-EDTA提高變色靈

28、敏度。提高終點敏銳度的原理：與Ca2+與EDTA的絡合常數為10.69，比Mg2+與EDTA的絡合常數8.7大，溶液中開始時存在大量的Ca2+，溶液中加入Mg2+-EDTA后，Ca2+置換Mg2+，形成Ca2+-EDTA，游離出的Mg2+與指示劑絡合形成酒紅色化合物，到滴定終點時，過量的一滴EDTA與Mg2+，釋放出游離的藍色的指示劑，通過終點顏色的變化，可以敏銳的指示滴定終點。4. 滴定為什么要在緩沖溶液中進行?如果沒有緩沖溶液存在，將會導致什么現象發生?答：EDTA滴定分析中采用的標準滴定溶液是Na2H2Y，在滴定過程中發生如下反應： H2Y2- + Ca2+ = CaY2- +2H+H2

29、Y2- + Mg2+ = MgY2- +2H+可以看出，隨著滴定的進行，溶液的酸度逐漸增加，EDTA的酸效應逐漸增強即副反應系數增大，導致逐漸減小，致使，滴定反應不完全，不能準確滴定。為此要達到準確滴定的目的必須嚴格控制溶液的酸度，故需要加入緩沖溶液。5. 本實驗所使用的EDTA，應該采用何種指示劑標定?最合適的基準物質是什么?答：考慮到標測一致，消除在測定與標定時，所用指示劑不同造成的系統誤差，指示劑均選用相同的，如鉻黑T；基準物質選擇盡量選用與待測組分相同或者與待測的主成份相同的物質，本實驗選用碳酸鈣消除系統誤差。6. 在測定水的硬度時，先于三個錐瓶中加水樣，再氨性緩沖液，加，然后再一份一

30、份地滴定，這樣好不好?為什么?答：不能這樣進行操作，因為沒有對試樣進行預處理，影響滴定結果，終點容易返色。原因：水樣需要進行煮沸出去二氧化碳，放置一段時間后樣品溶液會再次吸收二氧化碳，影響測定；在配位滴定中使用的金屬離子指示劑在溶液中容易發生氧化變質現象，所以不能久置。應該分別逐份進行測定。(平行移取數份水樣，如果不加熱，再一份一份的處理是不影響測定的。)7. 寫出以 mgL-1表示水的總硬度的計算公式，并計算本實驗中水樣的總硬度。答：式中 水的硬度，單位 mgL-1cEDTAEDTA標準滴定溶液的濃度，mol/L； VEDTA消耗的EDTA標準滴定溶液的體積，mL；水樣水樣的體積，L8. 絡

31、合滴定法與酸堿滴定法相比，有那些不同點？操作中應注意那些問題？答：絡合滴定法與酸堿滴定法相比有如下不同點：（1）絡合滴定反應速度較慢，故滴定速度不宜太快；（2）絡合滴定法干擾大（在絡合滴定中M有絡合效應和水解效應，EDTA有酸效應和共存離子效應），滴定時應注意消除各種干擾； （3）絡合滴定通常在一定的酸度下進行，故滴定時應嚴格控制溶液的酸度。8. 日常生活中對水的硬度要求是多少？屬于什么水質類型？答：我國生活飲用水規定，總硬度以 CaCO3計，不得超過450 mgL-1。折合成CaO的含量為252 mgL-1，為25.2，屬于硬水。 10. 如何合理選擇基準試劑及指示劑？ 答：基準試劑盡量做到

32、與待測組分或者樣品的主成份一致即標測一致，從而消除系統誤差；指示劑變色范圍要全部或者部分落在滴定突躍范圍內，盡量避免封閉、僵化和氧化變質現象，金屬指示劑及其金屬指示劑與金屬離子形成的配合物的顏色差別大即對比度大從而保證指示劑顏色變色敏銳。11 為什么水樣要進行酸化？如果不酸化即使加熱煮沸會出現什么現象？酸化的目的是為了除去水中的二氧化碳，采用加鹽酸后加熱煮沸的方式除去。水樣若不酸化，盡管也同樣加熱煮沸，還會導致滴定終點提前變色，且返色嚴重。（比如通常消耗30mL左右EDTA，結果在15mL左右就開始變色，到達終點后放置一會兒就返色，再滴定再返色，一直重復下去，10多次后還是沒有穩定的終點。提醒

33、注意： 去離子水在除去二氧化碳的時候由于水中沒有離子，所以就不必加酸，直接加熱煮沸即可。）12. 我國常采用的硬度單位是什么？各國硬度之間的換算關系？如何劃分水的硬度？我國采用mmolL-1 或mgL-1 (CaCO3)為單位表示水的硬度。1升水中含有10 mgcao（或者相當于10 mgcao）稱為1度。各國硬度之間的換算關系一覽表硬度單位1mmolL-1德國硬度英國硬度法國硬度美國硬度1mmolL-11.000005.60807.022010.010100.101德國硬度0.17831.00001.25211.784817.8481英國硬度0.142400.79871.00001.4255

34、14.2551法國硬度0.099910.56030.70151.000010.0001美國硬度0.0099910.056030.070150.100001.0000水質硬度分類：軟水就是硬度小于8的水，如雨水，雪水，純凈水等；硬度大于8的水為硬水，如礦泉水，自來水，以及自然界中的地表水和地下水等。水質硬度分類如下：04 很軟水； 48 軟水；816 中等硬水；1630 硬水； 30 很硬水13. 測定水硬采用EBT指示劑時終點顏色如何變化 ？ 終點顏色一定強調是純藍色，近終點時后慢滴定、細觀察，描述其過程變化：加入EBT指示劑后，溶液成玫瑰紅色（酒紅色），隨著EDTA加入顏色逐漸變成紫色(跨度

35、較大)紫藍色(跨度較大類似紫藥水的顏色)藍紫色（差1d終點）純藍色(終點，在太陽光下午綠色)綠藍色（過量1d，再過量綠色加深）。14. 測定水硬時，采用什么方法消除共存離子的干擾？若水樣中存在Fe3+，Al3+等微量雜質時，可用三乙醇胺進行掩蔽，Cu2+、Pb2+、Zn2+等重金屬離子可用Na2S或KCN掩蔽。實驗六、混合溶液中鉛鉍含量的測定1. 描述連續滴定Bi3+、Pb2+過程中，錐形瓶中顏色變化的情形，以及顏色變化的原因。答：Bi3+首先與指示劑形成紫紅色配合物，當用EDTA滴定至化學計量點附近時，EDTA與指示劑配合物發生配位置換反應而導致溶液顏色的變化，由紫紅色轉化為亮黃色，即為測定

36、Bi3+的終點。在滴定Bi3+后的溶液中，調節溶液的pH為56，此時，Pb2+與指示劑二甲酚橙形成紫紅色配合物，用EDTA滴定至溶液顏色由紫紅色轉化為亮黃色，即為測定Pb2+的終點。2. 為什么不用NaOH、NaAc或者NH3H2O，而用六亞甲基四胺調節pH到56？答：測定金屬離子Pb2+的適宜的滴定酸度pH到56，按照緩沖溶液的選擇原則選擇：所需要控制的溶液的酸度應該在pKa 1范圍內，NaOH、NH3H2O不符合要求，單從pKa分析可以NaAc和六亞甲基四胺緩沖液體系，但是NaAc與Pb2+生成Pb(Ac)3-，增大，減少，影響反應的完全程度3. 滴定Bi3+、Pb2+離子時溶液酸度各控制

37、在什么范圍？怎樣調節？為什么？答：調節混合液的pH=1.0，以二甲酚橙為指示劑，用EDTA標準溶液滴定Bi3+。在此條件下，Pb2+不能被滴定。Bi3+首先與指示劑形成紫紅色配合物，當用EDTA滴定至化學計量點附近時，由紫紅色轉化為亮黃色，即為測定Bi3+的終點。在滴定Bi3+后的溶液中，調節溶液的pH為56，此時，Pb2+與指示劑二甲酚橙形成紫紅色配合物。4. 本實驗中，能否先在pH=56的溶液中測定Pb2+和Bi3的合量，然后再調整pH1時測定Bi3+的含量？答：不能，Bi3+的適宜酸度在pH1，如果pH過高達到56就會產生水解無法定量。在Bi3+-Pb2+混合溶液中，首先調節溶液pH1,

38、 以二甲酚橙為指標劑測定Bi3+，然后將酸度調整到pH=56測定Pb2+，從而分別測定出兩種離子的含量。實驗七、重鉻酸鉀滴定法測定鐵l. K2Cr2O7為什么可以直接稱量配制準確濃度的溶液?答：(1) 物質具有足夠的純度；(2) 物質組成與化學式應完全符合；(3) 穩定；(4) 具有較大的摩爾質量。2. 分解鐵礦石時，為什么要在低溫下進行?如果加熱至沸會對結果產生什么影響答：因為需要用濃鹽酸溶解鐵礦石，FeCl3揮發能力強，當加熱至沸時易揮發損失，所以須在低溫下錐形瓶中進行。（在錐形瓶中比在燒杯中能防止揮發）3. SnCl2還原Fe3+的條件是什么?怎樣控制SnCl2不過量?答：甲基橙指示Sn

39、Cl2還原Fe3+的原理是：Sn2+將Fe3+還原完后，過量的Sn2+可將甲基橙還原為氫化甲基橙而褪色，不僅指示了還原的終點，Sn2+還能繼續使氫化甲基橙還原成N,N-二甲基對苯二胺和對氨基苯磺酸，過量的Sn2+則可以消除。再溶液中加入一滴甲基橙，再滴加SnCl2溶液，當溶液由橙變紅，再慢慢滴加SnCl2至溶液變為淡粉色，再搖幾下直至粉色褪去。如剛加入SnCl2紅色立即褪去，說明SnCl2已經過量，可補加1滴甲基橙，以除去稍過量的SnCl2，此時溶液若呈現粉紅色，表明SnCl2已不過量。在還原Fe3+時HCl溶液濃度應控制在4 mol/L，若大于6 mol/L，Sn2+會先將甲基橙還原為無色，

40、無法指示Fe3+的還原反應。HCl溶液濃度低于2 mol/L，則甲基橙褪色緩慢。4. 以K2Cr2O7基準溶液滴定Fe2+時，加入H3PO4的作用是什么?答：滴定反應為：6 Fe2+Cr2O72-+14H+ 6 Fe3+2 Cr3+7H2O；滴定突躍范圍為0.93 1.34V，使用二苯胺磺酸鈉為指示劑時，由于它的條件電位為0.85V，因而需加入H3PO4使滴定生成的Fe3+生成無色的Fe(HPO4)2-而降低Fe3+/ Fe2+電對的電位，使突躍范圍變成0.711.34V，指示劑可以在此范圍內變色，同時也消除了FeCl4-黃色對終點觀察的干擾。5. 本實驗中甲基橙起什么作用?答：甲基橙指示Sn

41、Cl2還原Fe3+的還原終點，同時消除過量的Sn2+。實驗八、碘量法測定銅鹽中銅的含量1. 碘量法測定銅合金中的銅時，為什么常要加入NH4HF2？為什么臨近終點時加入NH4SCN或KSCN？答：因為Fe3+能氧化I-，對測定有干擾，但可加入NH4HF2掩蔽。NH4HF2是一種很好的緩沖溶液，因HF的Ka=6.610-4，故能使溶液的pH值控制在3.04.0之間。近終點時加入硫氰酸鹽，將CuI轉化為溶解度更小的CuSCN沉淀，把吸附的碘釋放出來，使反應更為完全。硫氰酸鹽應在接近終點時加入，否則SCN-會還原大量存在的I2，致使測定結果偏低。2. 已知 為什么本實驗Cu2+能使I-離子氧化為I2?

42、答：因為在弱酸溶液中，Cu2+與過量的KI作用，生成CuI沉淀，同時析出I2。電勢比EI2/I-高的氧化性物質，可在一定條件下，用I-還原，然后用硫代硫酸鈉標準溶液滴定釋出的I2。3. 碘量法測定銅為什么要在弱酸性介質中進行? 而用K2Cr2O7標定Na2S2O3溶液時卻要先加入5mL 6 molL-1 HCl 溶液，而用Na2S2O3溶液滴定時卻要加入100mL水稀釋，為什么？答：碘量法測定銅溶液的pH值一般應控制在3.04.0之間，酸度過低，Cu2+易水解，使反應不完全，結果偏低，而且反應速率慢，終點拖長；酸度過高，則I-被空氣中的氧氧化為I2(Cu2+催化此反應)，使結果偏高。在堿性溶液

43、中，I2與S2O32-將發生歧化反應生成HOI及IO3-。在強酸性溶液中，硫代硫酸鈉溶液會發生分解。K2Cr2O7標定Na2S2O3溶液時，由于K2Cr2O7與I-的反應在強酸性溶液中反應，所以先加入5mL 6 molL-1 HCl 溶液，有利于反應速度加快，但酸度過大，I-離子容易被空氣氧化。所以酸度一般要控制在 0.4 molL-1 較為合適。定量析出I2后， I2與S2O32-的滴定反應在中性或弱酸性介質中進行，滴定前要進行稀釋，這樣即可以降低酸度，使I-離子被空氣氧化的速度減慢，避免析出過多的I2，又可使Na2S2O3分解作用減小；而且稀釋后Cr3+的綠色減弱，便于終點觀察。4. 如果

44、用Na2S2O3標準溶液測定銅礦或銅合金中的銅，用什么基準物質標定Na2S2O3溶液的濃度最好？以K2Cr2O7標定Na2S2O3溶液時，終點的亮綠色是什么物質的顏色？答：采用純銅標定Na2S2O3溶液濃度最好，因為基準物質與待測樣品主成分含量相同，即標測一致，消除系統誤差。用K2Cr2O7基準物質標定Na2S2O3溶液的濃度的時候，在弱酸溶液中，Cu2+與過量的KI作用，生成CuI沉淀，同時析出I2，析出的I2以淀粉為指示劑，用Na2S2O3標準溶液滴定產生I-：I2+2 S2O32-2I-+ S4O62-，生成的I-與K2Cr2O7反應：Cr2O72-+6 I-+14H+2Cr3+3I2+

45、7H2O，終點的亮綠色即為Cr3+的顏色。5. 溶解膽礬試樣時，為什么加H2SO4溶液？能否用HCl溶液呢？答：加入硫酸是為了防止Cu2+水解，HCl中的Cl-容易與Cu2+形成配合物。6. 實驗中加入的碘化鉀及硫氰酸鹽的作用是什么？答：碘化鉀三個作用：KI既是Cu2+的還原劑（Cu2+Cu+），又是Cu+是沉淀劑（Cu+CuI），還是I2的配位劑（I2I3-）。KI增加可以促進KI 與Cu2+ 可逆反應加快進行，與I2 生成I3-離子防止I2揮發損失。硫氰酸鹽的作用：CuI沉淀強烈吸附I-3，又會使結果偏低。通常的辦法是近終點時加入硫氰酸鹽，將CuI轉化為溶解度更小的CuSCN沉淀，把吸附的

46、碘釋放出來，使反應更為完全。硫氰酸鹽應在接近終點時加入，否則SCN-會還原大量存在的I2，致使測定結果偏低。實驗九、氯化物中氯含量的測定1莫爾法測氯時，為什么溶液的pH須控制在6.510.5？若存在銨離子，溶液的pH應控制在什么范圍，為什么？答：莫爾法測氯時滴定必須在中性或弱堿性溶液中進行。在酸性介質中，鉻酸根將轉化為重鉻酸根，溶液中鉻酸根的濃度將減小，指示終點的鉻酸銀沉淀過遲出現，甚至難以出現。若堿性太強，則有氧化銀沉淀析出。 若有銨鹽存在，溶液的pH需控制在6.57.2之間。最高pH值下降，因為在高的pH值溶液中，NH4+轉化為NH3，會與Ag+絡合，影響測定結果，使結果偏高。2以K2Cr

47、O4為指示劑時，指示劑濃度過大或過小對測定有何影響？答：指示劑的用量對滴定有影響，一般以5 10-3 molL-1為宜。若太大將會引起終點提前，且本身的黃色會影響終點的觀察；若太小又會使終點滯后，都會影響滴定的準確度。3. K2CrO4指示劑指示滴定終點的原理？答：滴定終點的原理是： 在中性或弱堿性溶液中，以K2CrO4為指示劑，以AgNO3標準溶液進行滴定。由于AgCl沉淀的溶解度比Ag2CrO4小，因此，溶液中首先析出AgCl沉淀。當AgCl定量沉淀后，過量1滴AgNO3溶液即與CrO42-生成磚紅色Ag2CrO4沉淀，指示滴定達到終點。實驗十、水泥中SO3含量的測定1沉淀完畢后，為什么要

48、保溫放置一段時間后才進行過濾?答：沉淀完畢后，放置一段時間，這一過程稱為陳化過程，對晶形沉淀是有利的。可以使晶體長大成大晶體，不完整的晶體轉變為完整的晶體，吸留和包夾在晶體內部的雜質在晶體的溶解長大過程中逐漸釋放出來，使晶體純化，從而得到了大而純的完整晶體。2綜述硫酸鋇晶形沉淀的沉淀條件? 答： 晶體沉淀的條件為:稀、慢、攪、熱、陳、冷過濾。稀：沉淀必須在稀溶液中進行，沉淀劑也要為稀溶液，這樣可以降低沉淀物的相對飽和度，降低聚集速度，以獲得較大粒度的沉淀；慢：沉淀劑必須緩慢加入。以使溶液的相對過飽和度小，同時又能保持適當的過飽和度；攪：在不斷攪拌下加入沉淀劑，防止局部的過飽和度過大；熱：沉淀必

49、須在熱溶液中進行，這樣使沉淀的溶解度大一些。相對過飽和度低些。減少沉淀對雜質的吸收，防止形成膠體。陳：沉淀完畢后必須進行陳化。以使小晶體轉為大晶體，同時可使晶體變的更完整和純凈。（酸度是影響沉淀純度的主要因素之一：加入適量的鹽酸，由于酸效應可使溶液中的SO42-濃度略降低，稍稍增大了硫酸鋇的溶解度，相應地降低了溶液的相對過飽和度，有利于生成大顆粒沉淀。為保證BaSO4沉淀完全，需要加入過量的氯化鋇。BaSO4沉淀為晶形沉淀，應按照晶形沉淀條件稀、熱、攪、慢、陳進行。即在稀溶液中，在攪拌下慢慢地加入熱溶液，沉淀后需要陳化過夜或者數小時，最后冷過濾。）3硫酸鋇重量法測定水泥中三氧化硫含量時，洗滌至

50、無Cl-離子的目的和檢查Cl-離子的方法如何?答：其目的是為了獲得純凈的硫酸鋇沉淀。為了使硫酸鋇沉淀完全，利用同離子效應在溶液中加入了過量的BaCl2，BaSO4沉淀表面首先吸附構晶離子Ba2+，其次吸附溶液中帶相反電荷的Cl-，于是形成 了沉淀表面的雙電層，Cl- 繼續吸附溶液中的雜質陽離子如 Fe3+、Al3+、Ca2+、Mg2+等。通常采用溫水洗滌沉淀，顯然當沉淀表面的Cl-離子洗滌干凈后，就說明沉淀上所吸附的共存的雜質陽離子Fe3+、Al3+、Ca2+、Mg2+等全部洗凈，從而保證沉淀洗滌干凈。使用硝酸銀檢驗Cl-離子，取幾滴洗滌液，滴入硝酸銀溶液，若無白色沉淀生成，則證明無Cl-離子

51、存在。4為什么要控制在一定酸度的鹽酸介質中進行沉淀?答：控制酸度在0.250.30mol/L，因為酸度是影響沉淀純度的主要因素之一，必須嚴格控制，包含四個方面的作用：(1) 防止生成BaCO3、Ba3(PO4)2（ 或Ba3HPO4）、Ba(OH)2等共沉淀。(2)在此酸度下，可以不分離鐵鋁等離子而直接進行沉淀。(3)加入適量的鹽酸，由于酸效應可使溶液中的SO42-濃度略微降低，稍稍增大了硫酸鋇的溶解度，相應地降低了溶液的過飽和度，有利于生成大顆粒沉淀。(4)同時克服了因大量Ca2+存在而產生的共沉淀現象。（但不能加入硝酸，因為水泥中的硫化物會被氧化成硫酸，導致結果偏高。）5. 用傾瀉法過濾有

52、什么優點?答：避免了沉淀堵塞濾紙而使過濾速度減慢， 同時也可以減少沉淀的損失。6. 洗滌沉淀時，如何選擇洗滌劑？采用的洗滌原則是什么? 答：沉淀洗滌是為了洗去沉淀表面吸附的雜質和混在沉淀中的母液。 洗滌劑選擇原則：洗滌時要盡量減少沉淀的溶解損失和避免形成膠體溶液，因此需選用合適的洗滌液。選擇洗滌液的原則是：溶解度小而不易成膠體的沉淀，可用蒸餾水洗滌；溶解度較大的晶形沉淀，可用沉淀劑稀溶液洗滌。但沉淀劑必須易在烘干和灼燒時揮發或分解除去；溶解度較小而又可能分散成膠體的沉淀，宜用易揮發的電解質稀溶液洗滌。 洗滌原則：少量多次。洗滌沉淀時，既要將沉淀洗凈，又不能用過多的洗滌液，以免增加沉淀的溶解損失

53、。為此，應采用“少量、多次”的洗滌原則，即每次使用適當少量的洗滌液，分多次洗滌。而且還應特別注意，在前次洗滌液從濾紙上濾盡之前，不要進行下次洗滌。這樣便可得到良好的洗滌效果。 注意問題：洗滌必須連續進行，中途不要間斷，否則沉淀干涸粘結，不能完全洗凈。7. 重量分析中使用的濾紙叫什么名字？按其過濾速度的快慢分為哪幾種？其灼燒后是否影響稱量物的質量？過濾時濾紙采用什么方法進行折疊？答：重量分析中使用的濾紙叫定量濾紙，又稱無灰濾紙，即其灰分很低。按照過濾速度快慢可分為：快速濾紙、中速濾紙和慢速濾紙。其灼燒后不會影響稱量物的質量。采用四折法，折疊時將圓形濾紙兩次對折，成為1/4圓形，然后一邊一層另外一邊三層從中間拉開成錐形，放入漏斗，用玻璃棒將待濾液引流至三層的一面。8. 如何準備和使用干燥器?答： 干燥器的準備：首先將干燥器擦干凈，烘干多孔瓷板后，將干燥劑通過一紙筒裝入干燥器的底部，應避免干燥劑沾污內壁的上部，然后蓋上瓷板。干燥劑一般用變色硅膠。此外還可用無水氯化鈣等。干燥器盛裝干燥劑