分析化学 氧化还原滴定法要点及复习题
无机及分析化学第十一章氧化还原滴定课后练习与答案
第十一章氧化还原平衡与氧化还原滴定法一、选择题1．在一个氧化还原反应中，如果两个电对的电极电势值相差越大，则下列描述该氧化还原反应中正确的是（）A．反应速度越大 B．反应速度越小 C．反应能自发进行 D．反应不能自发进行2．在电极反应S2O32－＋2e SO42－中，下列叙述正确的是（）A．S2O32－是正极，SO42－是负极 B．S2O32－被氧化，SO42－被还原C．S2O32－是氧化剂，SO42－是还原剂 D．S2O32－是氧化型，SO42－是还原型3．将反应：Fe2++ Ag+ = Fe3+ + Ag组成原电池，下列表示符号正确的是（）A．Pt|Fe2+，Fe3+||Ag+|Ag B．Cu|Fe2+，Fe3+||Ag+|FeC．Ag|Fe2+，Fe3+||Ag+|Ag D．Pt|Fe2+，Fe3+||Ag+|Cu4．有一原电池：Pt|Fe2+，Fe3+||Ce4+，Ce3+|Pt，则该电池的反应是（）A．Ce3+＋ Fe3+ Fe2+＋Ce4+ B．Ce4+ ＋ e Ce3+C．Fe2+ ＋Ce4+ Ce3+＋ Fe3+ D．Ce3+＋ Fe2+ Fe ＋Ce4+5．在2KMnO4 + 16HCl 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl +8H2O的反应中，还原产物是下面的哪一种（）。
A．Cl2 B．H2O C．KCl D．MnCl26．Na2S2O3与I2的反应，应在下列哪一种溶液中进行（）A．强酸性 B．强碱性 C．中性或弱酸性 D．12mol·L-1 HCl中7．在S4O62－离子中S的氧化数是( )A．2 B．2.5 C．+2.5 D．+48．间接碘量法中，应选择的指示剂和加入时间是（）A．I2液（滴定开始前） B．I2液（近终点时）C．淀粉溶液（滴定开始前） D．淀粉溶液（近终点时）9．用Na2C2O4标定KMnO4溶液浓度时，指示剂是（）A．Na2C2O4溶液 B．KMnO4溶液 C． I2液 D．淀粉溶液10．用K2Cr2O7标定Na2S2O3溶液的浓度，滴定方式采用（）A．直接滴定法 B．间接滴定法 C．返滴定法 D．永停滴定法二、判断题1．氧化还原反应中氧化剂得电子，氧化数降低；还原剂失电子，氧化数升高。
(完整版)氧化还原滴定法习题
简洁定量剖析化学配套练习氧化复原滴定法习题一、判断题：1.全部氧化复原滴定反响的化学计量点电位与该溶液中各组分的浓度没关。
()2.氧化复原条件电位是指必定条件下氧化态和复原态的活度都为 1mol ·L -1 时的电极电位。
( )3.凡是条件电位差＞ 0.4V 的氧化复原反响均可作为滴定反响。
()4.高锰酸钾标准溶液可用直接法配制。
( )5.HC O·2H O 可作为标定 NaOH 溶液的基准物，也可作为标定KMnO4溶液的基准物。
()22426.用重铬酸钾法测定土壤中的铁含量时，常用SnCl 2 使 Fe 3+转变成 Fe 2+。
() 7.用 Ce(SO 4) 2 溶液滴定 FeSO 4 溶液的滴定突跃范围的大小与浓度关系不大。
()8.条件电位就是某条件下电对的氧化型和复原型的剖析浓度都等于1mol/L 时的电极电位。
( )9.碘量法中加入过度 KI 的作用之一是与 I 2 形成 I 3 ，以增大 I 2 溶解度，降低 I 2 的挥发性。
()10. K 2Cr 2O 7 标准溶液有颜色，应于棕色瓶中保留，防备其见光分解。
( )11.在 HCl 介质顶用 KMnO 4 滴定 Fe 2时，将产生正偏差。
( )12.直接碘量法用 I 2 标准溶液滴定复原性物质，间接碘量法用 KI 标准溶液滴定氧化性物质。
()13.间接碘量法滴定反响的计量关系是： 2n(Na 2S 2O 3)= n(I 2)。
( )14.氧化复原指示剂的变色电位范围是= In(O)/In(R) ±1（伏特）。
()15.间接碘量法测定胆矾中的 Cu 2+，若不加 KSCN ，将会致使测定结果偏低。
( ) 16.以 KBrO 3 为基准物标定Na 2 S 2O 3 时，在邻近终点时才加入淀粉指示剂。
()17.在间接碘量法中，用于标定Na S O 溶液常用的基准试剂为KI 。
()2 2 318.一个氧化复原反响的发生能加快另一氧化复原反响进行的现象称为氧化复原引诱作用。
氧化还原滴定法知识点
氧化还原滴定法知识点1.条件电位的数值：条件电位的数值除与电对的标准电位有关外，还与溶液中电解质的组成和浓度以及能与电对发生副反应的物质的组成和浓度有关。
2.影响条件电位的因素：即影响电对物质的活度系数和副反应系数的因素，主要有：盐效应、酸效应、生成沉淀、生成络合物。
3.影响氧化还原速率的因素：氧化剂和还原剂的性质，反应物的浓度，溶液的温度，催化剂的作用。
4.间接碘量法加入淀粉指示剂的适宜时间：滴定至近终点时。
5.选择合适的指示剂：（1）以KMnO4滴定H2C2O4：自身指示剂（2）以I2滴定维生素C：淀粉（3）以Ce4+滴定Fe2+：二苯胺磺酸钠（4）以KBrO3滴定Na2S2O36.选择合适的滴定方法：（1）测定KBrO3含量：碘量法（2）测定微量水分的氧化还原滴定法：碘量法7.用EDTA测定含有Ca2+、Mg2+的溶液中的Ca2+：应先消除Mg2+的干扰，宜采用控制酸度法。
8.间接碘量法防止I2挥发的方法：加入过量的KI、在室温下进行滴定、使用碘量瓶。
9.配制标准溶液时需要加入一定量的KI：作用增加碘在水中的溶解度。
10.配制Na2S2O3标准溶液时要：用新煮沸放冷的蒸馏水、加入少量无水Na2CO3作稳定剂、放置一段时间后进行滴定。
11.下列现象各属于什么反应（1）用KMnO4滴定Fe2+时Cl-的氧化反应速率被加速——诱导反应（2）用KMnO4滴定C2O42-时，红色消失由慢到快——自动催化反应（3）Ag+存在时，Mn2+被S2O82-氧化成MnO4-——催化反应12.间接碘量法的误差来源：I-的氧化和I2的挥发。
13.以KMnO4溶液滴定Fe2+的理论滴定曲线与实验滴定曲线有较大的差别，因为——MnO4-/Mn2+电对为不可逆电对；计量点电位E sp不在滴定突跃的终点，这是由于——两电对电子转移数不同。
14.配制I2标准溶液，必须加入KI，目的——I-与I2形成络合物易溶于水，防止I2挥发。
B133-分析化学-第八章 氧化还原滴定法答案 (2)
第七章氧化还原滴定法第一节氧化还原平衡1 对Ox-Red 电对, 25℃时条件电位(Eө') 等于(D )(A) Eө+ 0059.lgnaaOxRed(B) Eө+ 0059.lgnccOxRed(C) Eө+ 0059.lgnaaγγOx OxRed Red⋅⋅(D) Eө + 0059.lgnaaγγOx RedRed Ox⋅⋅2 为降低某电对的电极电位, 可加入能与( 氧化)态形成稳定络合物的络合剂; 若要增加电极电位, 可加入能与( 还原)态形成稳定络合物的络合剂。
3. MnO4-/Mn2+电对的条件电位与pH的关系是( B )(A) Eө'= Eө -0.047pH (B) Eө'= Eө -0.094pH(C) Eө'= Eө -0.12pH (D) Eө'= Eө -0.47pH4. Fe3+与Sn2+反应的平衡常数对数值(lg K)为( B )(Eө (Fe3+/Fe2+)= 0.77 V, Eө (Sn4+/Sn2+)= 0.15 V)(A) (0.77-0.15)/0.059 (B) 2×(0.77-0.15)/0.059(C) 3×(0.77-0.15)/0.059 (D) 2×(0.15-0.77)/0.0595. 当两电对的电子转移数均为2时，为使反应完全度达到99.9%，两电对的条件电位至少大于( B )(A) 0.09V (B) 0.18V (C) 0.27V (D) 0.36V6 若两电对的电子转移数分别为1 和2, 为使反应完全度达到99.9%, 两电对的条件电位差至少应大于( C )(A) 0.09V (B) 0.18V (C) 0.27V (D) 0.36V7. 欲以氧化剂O T滴定还原剂Rx, O T+n1e=R T Ox=Rx-n2e，设n1=n2=1，要使化学计量点时，反应的完全程度达到99.9%，两个半反应的标准电位的最小差值应为( B )(A) 0.177V (B) 0.354V (C) 0.118V (D) 0.236V8. 下列现象各是什么反应？(填A,B,C,D)(1) MnO4-滴定Fe2+时, Cl-的氧化被加快_______D_________(2) MnO4-滴定C2O42-时, 速度由慢到快_______B _________(3) Ag+存在时, Mn2+氧化成MnO4-_______ A _________(4) PbSO4沉淀随H2SO4浓度增大溶解度增加_______ C _________(A) 催化反应(B) 自动催化反应(C) 副反应(D) 诱导反应9. 用Ce4+滴定Fe2+，当体系电位为0.68V时, 滴定分数为( B )[Eө' (Ce4+/Ce3+)=1.44V，Eө' (Fe3+/Fe2+)=0.68V](A) 0 (B) 50% (C) 100% (D) 200%10. 用铈量法测定铁时, 滴定至50% 时的电位是( A )[已知Eө' (Ce4+/Ce3+)= 1.44 V, Eө' (Fe3+/Fe2+)= 0.68 V](A) 0.68 V (B) 1.44 V(C) 1.06 V (D) 0.86 V11. 用K2Cr2O7滴定Fe2+, 在化学计量点时, 有关离子浓度的关系是( C )(A) [Fe3+] = [Cr3+], [Fe2+] = [Cr2O72-](B) 3[Fe3+] = [Cr3+], [Fe2+] = 6[Cr2O72-](C) [Fe3+] = 3[Cr3+], [Fe2+] = 6[Cr2O72-](D) [Fe3+] = 3[Cr3+], 6[Fe2+] = [Cr2O72-]12. 已知在1 mol/L HCl溶液中Eө' (Fe3+/Fe2+)=0.68 V, Eө' (Sn4+/Sn2+)=0.14 V。
分析化学第7章课后知识题目解析
第七章氧化还原滴定1.条件电位和标准电位有什么不同？影响电位的外界因素有哪些？答：标准电极电位E′是指在一定温度条件下（通常为25℃）半反应中各物质都处于标准状态，即离子、分子的浓度（严格讲应该是活度）都是1mol/l（或其比值为1）（如反应中有气体物质，则其分压等于1.013×105Pa，固体物质的活度为1）时相对于标准氢电极的电极电位。
电对的条件电极电位（E0f）是当半反应中氧化型和还原型的浓度都为1或浓度比为，并且溶液中其它组分的浓度都已确知时，该电对相对于标准氢电极电位（且校正了各种外界因素影响后的实际电极电位，它在条件不变时为一常数）。
由上可知，显然条件电位是考虑了外界的各种影响，进行了校正。
而标准电极电位则没有校正外界的各种外界的各种因素。
影响条件电位的外界因素有以下3个方面；（1）配位效应；（2）沉淀效应；（3）酸浓度。
2．是否平衡常数大的氧化还原反应就能应用于氧化还原中？为什么？答：一般讲，两电对的标准电位大于0.4V（K>106），这样的氧化还原反应，可以用于滴定分析。
实际上，当外界条件（例如介质浓度变化、酸度等）改变时，电对的标准电位是要改变的，因此，只要能创造一个适当的外界条件，使两电对的电极电位超过0.4V ，那么这样的氧化还原反应也能应用于滴定分析。
但是并不是平衡常数大的氧化还原反应都能应用于氧化还原滴定中。
因为有的反应K虽然很大，但反应速度太慢，亦不符合滴定分析的要求。
3.影响氧化还原反应速率的主要因素有哪些？答：影响氧化还原反应速度的主要因素有以下几个方面：1）反应物的浓度；2）温度；3）催化反应和诱导反应。
4.常用氧化还原滴定法有哪几类？这些方法的基本反应是什么？答：1）高锰酸钾法．2MnO4+5H2O2+6H+==2Mn2++5O2↑+8H2O.MnO2+H2C2O4+2H+==Mn2++2CO2+2H2O2) 重铬酸甲法. Cr2O72-+14H++Fe2+===2Cr3++Fe3++7H2OCH3OH+Cr2O72-+8H+===CO2↑+2Cr3++6H2O3)碘量法3I2+6HO-===IO3-+3H2O，2S2O32-+I2===2I-+2H2OCr2O72-+6I-+14H+===3I2+3Cr3++7H2O5.应用于氧化还原滴定法的反应具备什么条件？答：应用于氧化还原滴定法的反应，必须具备以下几个主要条件：（1）反应平衡常数必须大于106，即△E>0.4V。
化学氧化还原滴定计算试题
化学氧化还原滴定计算试题化学氧化还原滴定是分析化学中常用的一种定量分析方法。
它通过添加氧化剂和还原剂来定量测定待测溶液中含量未知的物质。
本文将提供一些基于化学氧化还原滴定的计算试题，以帮助读者更好地理解和应用这一分析方法。
1. 试题一：通过滴定法测定一溶液中二价铁含量的实验中，测得消耗0.025 mol 的次氯酸溶液需要7.60 mL，求二价铁的摩尔浓度。
解答：首先，根据次氯酸溶液和二价铁的反应方程：2Fe2+ + ClO- → 2Fe3+ + Cl-可以得知，1 mol的次氯酸溶液与2 mol的二价铁发生反应。
根据已知条件，消耗0.025 mol的次氯酸溶液需要7.60 mL，可以得到以下比例：0.025 mol次氯酸溶液/7.60 mL次氯酸溶液 = 2x mol二价铁/1000 mL 溶液解方程，求得x为：x = (0.025 mol次氯酸溶液/7.60 mL次氯酸溶液) × (1000 mL溶液/2 mol二价铁) = 1.644 mol/L所以，二价铁的摩尔浓度为1.644 mol/L。
2. 试题二：某实验室使用希硫酸作为滴定溶液，测定一种含有铜离子的溶液中的亚铜离子。
已知消耗26.5 mL希硫酸溶液，求该溶液中亚铜离子的质量浓度。
解答：根据希硫酸和亚铜离子的反应方程：Cu+ + 2H+ → Cu2+ + H2可以得知，1 mol的希硫酸溶液与1 mol的亚铜离子发生反应。
根据已知条件，消耗26.5 mL希硫酸溶液，可以得到以下比例：1 mol希硫酸溶液/26.5 mL希硫酸溶液 = 1 mol亚铜离子/x g溶液解方程，求得x为：x = (1 mol希硫酸溶液/26.5 mL希硫酸溶液) × (1000 mL溶液/1 mol 亚铜离子) = 37.74 g/L所以，该溶液中亚铜离子的质量浓度为37.74 g/L。
3. 试题三：某实验室使用硝基铅溶液滴定一溶液中硫酸亚铁。
酸碱中和滴定、氧化还原滴定、沉淀滴定(解析版)--高考化学
酸碱中和滴定、氧化还原滴定、沉淀滴定知识精讲一．酸碱中和滴定二．酸碱中和滴定误差分析三．中和滴定曲线(pH V 曲线)分析四．氧化还原滴定五．沉淀滴定课后精练选择题：20题非选择题：5题建议时长：60分钟实际时长：分钟一．酸碱中和滴定1．实验原理：用已知浓度的酸(或碱)滴定未知浓度的碱(或酸)，根据中和反应的等量关系来测定酸(或碱)的浓度。
①反应实质：H++OH -===H 2O 。
②定量关系：恰好中和时，n (H +)=n (OH -)，即c (H +)V 酸=c (OH -)V 碱。
③酸碱中和滴定的关键：准确测定标准液的体积；准确判断滴定终点。
2．实验用品(1)仪器：酸式滴定管(如图1)、碱式滴定管(如图2)、滴定管夹、铁架台、锥形瓶、烧杯。
试剂性质滴定管原因酸性、氧化性、中性溶液酸式滴定管氧化性物质易腐蚀橡胶管碱性、中性溶液碱式滴定管碱性物质易腐蚀玻璃，致使玻璃活塞无法打开①酸式滴定管的下端是玻璃活塞，碱式滴定管的下端是由橡皮管和玻璃球构成的阀，实验室中常用滴定管的规格有25mL和50mL两种。
②滴定管“0”刻度在上方，且尖嘴部分无刻度，从上往下读，读数时取小数点后两位，估读至0.01mL；如：24.00mL、23.38mL。
③由于滴定管尖嘴处无刻度，故将滴定管中的液体全部放出时，放出的液体体积比理论值要大。
(2)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
3．实验操作(以酚酞作指示剂，用标准盐酸滴定未知浓度的氢氧化钠溶液)(1)滴定前的准备①检查滴定管是否漏水的方法：向滴定管内加水(对酸式滴定管，要先关闭活塞)至液面在“0”刻度线附近，用滴定管夹将滴定管固定在铁架台上，观察滴定管是否漏水。
若不漏水，对酸式滴定管将活塞旋转180°，对碱式滴定管松动其阀门，放出少量液体，再次观察滴定管是否漏水，经两次检查都不漏水的滴定管是检漏合格的滴定管。
只有不漏水的滴定管才能使用，若滴定管漏水，则不能使用。
分析化学第07章练习题
复习提纲：第七章氧化还原滴定法1. 氧化还原反应平衡氧化还原电对（可逆、不可逆；对称、不对称）、氧化还原半反应及氧化反应的本质（掌握）电极电位、标准电极电位和条件电极电位的定义及关系、Nernst方程（掌握）决定条件电极电位的因素：离子强度，配位、沉淀等副反应和溶液酸度（掌握课件例子）氧化还原反应进行的方向（会判断，并且介质条件改变可能会导致氧化还原反应的方向及完成度发生改变）；氧化还原反应的程度即条件平衡常数的计算公式（掌握）；反应完成度≥99.9%时对两电对∆ϕθ'的要求（既要记住，又要会计算）2. 反应速率及影响因素要清楚两电对∆ϕθ'的大小对反应速度没有明确影响；温度和浓度升高，反应速度升高；催化剂的影响和诱导反应记住课件的例子3. 氧化还原滴定曲线滴定曲线的横纵坐标；sp时及前、后平衡电位的计算（掌握）；关于滴定突跃的几点讨论（掌握）；指示剂：自身指示剂、专属指示剂和氧化还原指示剂（了解）氧化还原指示剂的原理、理论变色点和变色范围（掌握）4. 氧化还原的预处理预处理的必要性及预处理剂的选取原则（了解）；课件中的例子（掌握）5. 氧化还原滴定法：能熟练运用等电子规则处理氧化还原反应的计算题高锰酸钾法：高锰酸钾氧化能力及还原产物与pH的关系（掌握）；高锰酸钾标准溶液的配制与标定方法及注意事项（掌握）；高锰酸钾测铁、过氧化氢、MnO2等物质反应式及注意事项（掌握）重铬酸钾法：重铬酸钾的特点及其测定铁（有汞法和无汞法）的操作注意事项（掌握）；化学耗氧量的定义及计算（掌握）。
碘量法：直接碘量法和间接碘量法的原理及碘量法指示剂（掌握）；碘和硫代硫酸钠的基本反应及对pH的要求（掌握）；碘及硫代硫酸钠标准溶液的配制及标定（掌握）；碘量法测定铜和葡萄糖（掌握）溴酸钾法：该法测定有机物的原理（掌握）；测定苯酚的反应及相关例题（掌握）一、单选题（本题共20小题）1. 在不发生自身歧化反应的条件下，以下电对ϕ值不受溶液酸度影响的是（）A. MnO4-/ MnO42-B. MnO2/Mn2+C. S/H2SD. O2/H2O2. 下面说法中错误的是（）A. 电对的电极电位越低，其还原态的还原能力就越强B. 电对的电极电位越高，其氧化态的氧化能力就越强C. 某电对的氧化态可氧化电极电位比它高的另一电对的还原态D. 某电对的还原态可还原电极电位比它高的另一电对的氧化态3. 在含有Fe3+和Fe2+的溶液中，加入下列何种溶液，Fe3+/Fe2+电对的电位将升高（不考虑离子强度影响）（）A. 邻二氮菲B. HClC. H3PO4D. H2SO44. 已知V 77.023Fe /Fe =ϕθ++，加入NaF 后，94.7)F (Fe 103=α+，1)F (Fe 2=α+，此时'Fe /Fe 23θ++ϕ为（ ） A. 0.030 V B. 0.30 V C. 0.77 V D. 0.79 V5. Cl -对KMnO 4法测定铁有干扰，是因为KMnO 4氧化Fe 2+的同时加速了KMnO 4氧化Cl -的速率，因此KMnO 4氧化Fe 2+的反应称为（ ） A. 催化反应B. 诱导反应C. 连锁反应D. 共轭反应6. 对氧化还原反应速率没有明确影响的因素是 A. 反应温度B. 反应物浓度C. 催化剂D. 两电对电位差7. 若两电对在反应中电子转移数均分别2，为使反应完全程度达到99.9%，两电对的条件电位差至少应大于（ ） A. 0.09 VB. 0.27 VC. 0.36 VD. 0.18 V8. 若两电对在反应中电子转移数分别为1和2，为使反应完全程度达到99.9%，两电对的条件电位差至少应大于： A. 0.09 VB. 0.27 VC. 0.36 VD. 0.18 V9. 已知1 mol.l -1 H 2SO 4溶液中，V 45.1'Mn /MnO 24=ϕθ+-，V 68.0'Fe /Fe 23=ϕθ++，在此条件下用KMnO 4标准溶液滴定Fe 2+，其等当点（化学计量点）的电位为（ ） A. 0.38 VB. 0.73 VC. 0.89 VD. 1.32 V10. 用Fe 3+滴定Sn 2+时，下列有关滴定曲线的叙述中不正确的是（ ） A. 滴定百分率为100%处的电位为计量点电位B. 滴定百分率为50%处的电位为Sn 4+/ Sn 2+电对的条件电位C. 滴定百分率为200%处的电位为Fe 3+/ Fe 2+电对的条件电位D. 滴定百分率为25%处的电位为Sn 4+/ Sn 2+电对的条件电位11. 利用下列反应进行氧化还原滴定时，其滴定曲线在化学计量点前后对称的是（ ） A. +++++=+4223Sn Fe 2Sn Fe 2B. ---+=+2642322O S I 2O S 2IC. +++++=+3324Fe Ce Fe CeD. O H 7Fe 6Cr 2H 14Fe 6O Cr 2332272++=++++++-12. 用0.02 和0.06 mol ⋅L -1 KMnO 4溶液滴定0.1 mol ⋅L -1 Fe 2+溶液，两种情况下滴定突跃大小将（ ） A. 相同B. 浓度大的突跃大C. 浓度小的突跃大D. 无法判定13. 在1 mol ⋅L -1 H 2SO 4溶液中，V 44.1'Ce /Ce 34=ϕθ++；V 68.0'Fe /Fe 23=ϕθ++，以Ce 4+滴定Fe 2+时，最适宜的指示剂是（ ）A. 二苯胺磺酸钠（V 84.0'In =ϕθ） B. 邻苯氨基苯甲酸（V 89.0'In =ϕθ） C. 邻二氮菲—亚铁（V 06.1'In =ϕθ）D. 硝基邻二氮菲—亚铁（V 25.1'In =ϕθ）14. 间接碘量法中加入淀粉指示剂的适宜时间是（ ） A. 滴定开始时B. 滴定至近终点时C. 滴定至溶液无色时D. 滴定至反应完成度约50%时15. 用Na 2C 2O 4标定KMnO 4溶液浓度的时候，如果溶液酸度过低，则会导致测定结果（ ） A. 偏高B. 偏低C. 无影响D. 不确定16. 已知在1 mol ⋅L -1 HCl 介质中V 68.0'Fe /Fe 23=ϕθ++，V 14.0'Sn /Sn 24=ϕθ++，若 20 mL 0.10 mol ⋅L -1 Fe 3+溶液（1 mol ⋅L -1 HCl 介质）与40 mL 0.050 mol ⋅L -1 SnCl 2溶液（1 mol ⋅L -1 HCl 介质）相混合，达到平衡时体系的电位是（ ）A. 0.14 VB. 0.32 VC. 0.50 VD. 0.68 V17. 碘量法要求在中性或弱酸性介质中进行，若酸度太大将会（ ） A. 反应不定量 B. I 2易挥发C. 终点不明显D. I -被氧化，Na 2S 2O 3被分解18. 用K 2Cr 2O 7基准物质标定Na 2S 2O 3溶液时，必须采用间接滴定方式的标定原因是（ ） A. 反应速率慢B. 反应无确定的计量关系C. K 2Cr 2O 7的氧化能力 不足D. 无合适的指示剂19. 间接碘量法测定铜时，加入过量KI 的作用是作为（ ） A. 还原剂、配位剂、催化剂 B. 还原剂、沉淀剂、催化剂 C. 缓冲剂、掩蔽剂、沉淀剂D. 还原剂、配位剂、沉淀剂20. 溴酸钾法测定苯酚的反应式如下：O H 3Br 3H 6Br 5Br 223+⇔+++--；HBr 3OH Br H C Br 3OH H C 336266+⇔+；--+⇔+Br 2I I 2Br 22；---+⇔+2642322O S I 2O S 2I在此测定中，相同物质的量的Na 2S 2O 3与苯酚电子转移数之比 A. 1:6 B. 3:1 C. 4:1 D. 2:1二、填空题（共16小题，35个空） 1. 已知223I Fe 2I 2Fe2+=++-+，已知V 77.023Fe /Fe =ϕθ++，V 535.0I /I 2=ϕ-θ，则其理论平衡常数（25℃）为lgK ＝__________。
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第八章
条件电位定义及计算
根据条件电位计算电极电位
氧化还原反应进行的程度条件平衡常数的计算
自身催化反应特点
标定KMnO4方法方程式及现象
KMnO4测定H2O2含量方法
氧化还原滴定过程电位计算，计量点电位的计算
常用氧化还原滴定方法（反应方程式）：高锰酸钾法、重铬酸钾法、碘量法
间接碘量法原理方程式书写
碘量法误差来源及避免措施
1、已知在1mol/L H2SO4溶液中，MnO4-/Mn2+和Fe3+/Fe2+电对的条件电极电位分别为1.45V和0.68V。
在此条件下用KMnO4标准溶液滴定Fe2+，其化学计量点的电位值为（）。
C
A. 0.73V
B. 0.89V
C. 1.32V
D. 1.49V
2、Fe3+与Sn2+反应的平衡常数的对数值即lgK为（）。
B
（已知Fe3+和Fe2+电对的标准电极电位为0.77V，Sn4+和Sn2+电对的标准电极电位为0.15V）
A. (0.77-0.15)/0.059
B. (0.77-0.15)×2/0.059
C. (0.77-0.15)×3/0.059
D. (0.77-0.15×2)/0.059
3、氧化还原滴定的主要依据是（）。
C
A. 滴定过程中氢离子浓度发生变化
B. 滴定过程中金属离子浓度发生变化
C. 滴定过程中电极电位发生变化
D. 滴定过程中有络合物生成
计算题：
1、 电对2+Zn + 2e = Zn,0.76 E V θ=−。
忽略离子强度的影响，计算在pH=10.00氨溶液分析浓度为0.100 mol/L 时电对的条件电位。
已知：Zn-NH 3的lg β1- lg β4分别为2.27，4.61，7.01，9.06，NH 3的K b =1.8×10-5。
2、称取基准物K 2Cr 2O 7 0.1226g , 用水溶解，加入H 2SO 4和KI, 用待标定Na 2S 2O 3标准溶液滴定至终点，消耗24.95mL 。
计算 Na 2S 2O 3标准溶液的浓度。
(K 2Cr 2O 7的相对分子质量分别为294.18)
化学反应：Cr 2O 72- + 6I - + 14H + == 2Cr 3+ + 3I 2 + 7H 2O （2分） I 2 + 2S 2O 32- == 2I - + S 4O 62- （ 2分） 1Cr 2O 72- ~ 6S 2O 32- （ 2分） 131002.010
95.2418.2941226.06322−−⋅=⨯⨯⨯=L mol C O S Na
3、称取基准物K 2Cr 2O 7 0.4903g , 用水溶解并稀释至100mL , 移取此K 2Cr 2O 7溶液25.00mL, 加入H 2SO 4和KI, 用待标定Na 2S 2O 3标准溶液滴定至终点，消耗24.95mL 。
计算：
（1）Na 2S 2O 3标准溶液的浓度。
（2）与此Na 2S 2O 3标准溶液相当的I 2量，即T Na 2S 2O 3/I 2。
(K 2Cr 2O 7，KI ，Na 2S 2O 3，I 2的相对分子质量分别为294.18，166.01，158.11，127) 解：（1）Cr 2O 72-——6S 2O 32- （2分）
C Na 2S 2O 3=L mol ⋅=⨯⨯⨯−1.010
95.24610000.2528.2944903.03（2分） （2）2S 2O 32-——I 2 （2分）
m=0.1⨯1⨯10-3⨯1/2⨯127=6.35⨯10-3g/mL （2分）。