=3.21%
35. 解：已知 滴定Cu2+ 、Zn2+ 和Mg2+时，所消耗去EDTA溶液的体积分别为： (37.30-13.40)mL、13.40mL和4.10mL
由教材P355表十四查得：MMg=24.30 g?mol-1、MZn=65.39 g?mol-1和MCu=63.55g?mol-1 试样的质量：
36. 解：设试样中含Fe2O3为x g。 根据
得
又因为 Y4-与Cu2+和Al3+同时配合存在 故 根据关系式 得 则
第八章 氧化还原滴定法
1. 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．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. 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. 答：1）高锰酸钾法．2MnO4+5H2O2+6H+==2Mn2++5O2↑+8H2O. MnO2+H2C2O4+2H+==Mn2++2CO2+2H2O
2) 重铬酸甲法. Cr2O72-+14H++Fe2+===2Cr3++Fe3++7H2O CH3OH+Cr2O72-+8H+===CO2↑+2Cr3++6H2O 3)碘量法 3I2+6HO-===IO3-+3H2O， 2S2O32-+I2===2I-+2H2O
Cr2O72-+6I-+14H+===3I2+3Cr3++7H2O
5. 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。
（2）反应迅速，且没有副反应发生，反应要完全，且有一定的计量关系。
（3）参加反应的物质必须具有氧化性和还原性或能与还原剂或氧化剂生成沉淀的物质。 （4）应有适当的指示剂确定终点。
6. 答：氧化还原滴定曲线中突跃范围的长短和氧化剂与还原剂两电对的条件电位（或标准电位）相差的大小有关。电位差△E较大，突跃较长，一般讲，两个电对的条件电位或标准电位之差大于0.20V时，突跃范围才明显，才有可能进行滴定，△E值大于0.40V时，可选用氧化还原指示剂（当然也可以用电位法）指示滴定终点。
当氧化剂和还原剂两个半电池反应中，转移的电子数相等，即n1=n2时，则化学计量点的位置恰好在滴定突跃的中（间）点。如果n1≠n2，则化学计量点的位置偏向电子转移数较多（即n值较大）的电对一方；n1和n2相差越大，化学计量点偏向越多。 7. 答： 酸碱滴定、配位滴定和氧化还原滴定的滴定曲线共性是： 1） 在滴定剂不足0.1%和过量0.1%时，三种滴定曲线均能形成突跃；
2） 均是利用滴定曲线的突跃，提供选择指示剂的依据。其特性是：酸碱滴定曲线是溶液的pH值为纵坐标，配位滴定的滴定曲线以pM为纵坐标，而氧化还原滴定曲线是以E值为纵坐标，其横坐标均是加入的标准溶液。 8. 答：氧化还原滴定中指示剂分为三类：
（1）氧化还原指示剂。是一类本身具有氧化还原性质的有机试剂，其氧化型与还原型具有不同的颜色。进行氧化还原滴定时，在化学计量点附近，指示剂或者由氧化型转变为还原型，或者由还原型转变为氧化型，从而引起溶液颜色突变，指示终点。
（2）自身指示剂。 利用滴定剂或被滴定液本身的颜色变化来指示终点。
（3）专属指示剂。 其本身并无氧化还原性质，但它能与滴定体系中的氧化剂或还原剂结合而显示出与其本身不同的颜色。
9. 答：氧化还原滴定所用的指示剂分为两个类型：氧化还原指示剂和其他指示剂。后者的变色原理和选择与酸碱指示剂无有任何异同点。而前者——氧化还原指示剂的变色原理和选择与酸碱指示剂的异同点如下：
①酸碱指示剂的变色主要与溶液的酸度（pH值）有关；而氧化还原指示剂的变色主要是决定于其氧化型和还原型（两型的颜色不同）的颜色。
②酸碱指示剂变色和氧化还原指示剂变色 均有变色点；两者均有变色范围。
③酸碱指示剂和氧化还原指示剂的选择均与滴定曲线的突跃范围有关。酸碱指示剂是范围，而氧化还原指示剂则是电位范围。其颜色强度的变化均是从10变到0.1的关系。 ④酸碱指示剂的变色除与溶液的值有关外，而指示剂本身也有结构变化；氧化还原指示剂则只与电位有关。
10. 答：在进行氧化还原滴定之前，为了能成功的完成氧化还原滴定，时常需要将被测定的组分处理成能与滴定剂迅速、完全并按照一定计量关系起反应的状态，或者处理成高价后用
还原剂进行滴定，或者处理成低价后用氧化剂滴定。滴定前使被测组分转变为一定价态的步骤称为滴定前的预处理。预处理时对所用的氧化剂或还原剂有以下几点要求： （1） 反应进行完全而且速度要快； （2） 反应应该具有一定的选择性。
（3） 过量的氧化剂或还原剂应易于除去； 11. 答；碘量法的主要误差来源有以下几个方面： （1） 标准溶液的遇酸分解；
（2） 碘标准溶液的挥发和被滴定碘的挥发； （3） 空气对KI的氧化作用： （4） 滴定条件的不适当。
由于碘量法使用的标准溶液和它们间的反应必须在中性或弱酸性溶液中进行。因为在碱性溶液中，将会发生副反应：
S2O32-+4I2+10OH-=2SO42-+8I-+5H2O
而且在碱性溶液中还会发生歧化反应： 3I2+6OH-=IO3-+5I-+3H2O
如果在强碱性溶液中，溶液会发生分解： S2O32-+2H+=SO2↑+S↓+H2O
同时，在酸性溶液中也容易被空气中的氧所氧化： 4I-+4H++O2=2I2+2H2O
基于以上原因，所以碘量法不适宜在高酸度或高碱度介质进行。 12.答： KMnO4 K2Cr2O7 Ce(SO4)2 优点 酸性条件下氧化性强，可以直接或间接滴定许多有机物和无机物，应用广泛，且可作为自身指示剂 易提纯且稳定，可直接配制，可长期保存和使用，在HCl中可直接滴定Fe2+ 易提纯，可直接配制，稳定可长期放置，可在HCl用Ce2+滴定Fe2+而不受影响，反应简单，副反应少。 缺点 其中常含有少量杂质，其易与水和是空气等还原性物质反应，标准溶液不稳定，标定后不易长期使用，不能用还原剂直接滴定来测MnO4- 本身显橙色，指示灵敏度差，且还原后显绿色掩盖橙色，不能作为自身指示剂 价钱昂贵
13. 答：分别测定AsO33-和AsO43-碘量法分析方案如下：
（1） 于AsO43-﹑AsO33-的混合溶液中，在酸性条件下，加过量KI，此时AsO43-与I-反应：
AsO43- +2I-+2H+=AsO33+-I2+H2O
析出的I2用Na2S2O3标准溶液滴定： I2+2S2O32-=2I-+S4O62-
由Na2S2O3溶液的浓度(C Na2S2O3)和用去的体积(V Na2S2O3)即可求得AsO43-的含量。 另外，在取一定量的AsO43-和AsO33-混合溶液，加NaHCO3,在pH=8.0的条件下，用I2标准溶液滴定溶液的AsO33-：
AsO33-+I2+2HCO3-=====AsO43-+2I-+2CO2↑+H2O (PH=8.0) 根据I2溶液的浓度(CI2)和消耗的体积(VI2)即可求AsO33-的量。 （2）测定步骤
①AsO43-的测定
移取混合试液25.00ml于锥形瓶中，加酸和过量KI，析出的I2，用Na2S2O3标准溶液滴定，快到终点时加入淀粉指示剂，继续Na2S2O3用滴定，终点时溶液由蓝色变为无色。由下式计算AsO43-的含量（以g/ml表示）： AsO43-=
（2）AsO33-的测定
量取AsO33-和AsO43-混合溶液25.00ml，若试液为碱性，可取酸调至微酸性后，加一定量NaHCO3，用I2标准溶液滴定AsO33-，用淀粉作指示剂，终点时溶液由无色变为蓝色，然后由下式计算AsO33-的含量（以g/ml表示）： AsO33-=
14.答：选用Fe2(SO4)3氧化剂即能满足上述要求，因为： E0 MnO4-/Mn2+=1.51V E0Fe3+/Fe2+=0.771V E0Cl2/2Cl-=1.395V E0Br2/Br-=1.087V E0I2/I-=0.621V
又标准电极电位可知：E0Fe3+/Fe2+的电位低于E0Cl2/2Cl而E0Br2/Br-高于E0I2/I-故只能将氧化为I2，而不能将Cl-和Br-氧化。如果选用KMnO4时则能将其氧化。 15. 解：经查表在1mol/l的溶液中，E0`Ag+/Ag=0.7994V ∵E=E0Ag+/Ag+0.0592×lg =0.7994+0.0592×lg[Ag+] 又∵[Cl-]=1mol/l Ksp[AgCl]= ×1010 ∴E=0.7994+0.0592×lg ×1010=0.22V
16. 解：附录中没有该电对相应的条件电位值，采用相近1mol/L的介质中E0=1.00V代替 Cr2O72-+14H++6e-==2Cr3++7H2O
当C Cr(VI)=0.10mol/L C Cr(III)=0.020mol/L E=E0 Cr(VI)/ Cr(III)+ lg 1.02V =1.01V
17. 解：已知E0Zn2+/Zn=-0.763V, Zn－NH3络合物的lg 1－lg 4分别为2.27,4.61,7.01,9.06. [HO-]=10-4, pKa=9.26
1) pH=pKa+lg[NH3]/[NH4+] 10.0=9.26+ lg[NH3]/[NH4+] (1)
CNH3=[NH4+]+[NH3]=0.20 (2)
(1)、(2)联立解得 [NH3]=0.169 mol/L ∵
=
=9.41×105
∴ E=E0+ =-0.763+ =-0.94 V
2) 若[Zn2+]=0.020mol/l,则E=-0.94+
18. 解：在酸性溶液中的反应为，MnO4-+4H++5e-==Mn2++4H2O，经查表E0=1.51V 当[H+]=2.0mol/l, E=E0+ =1.54V 当[H+]=0.01mol/l, E=E0+ .
19. 解：已知 [Fe3+]=0.10mol/l，[Fe2+]=1.0×10-5mol/l。EDTA=0.10mol/l。查表知：pH =2.0时，
lgα(H)=13.51, lgKFeY-=25.1, lgKFeY2-=14.32
∵ 故：
lgK’FeY-= lgKFeY-- lgα(H)=25.1-13.51=11.59 lgK’FeY2-= lgKFeY2-- lgα(H)=14.32-13.51=-0.19 根据：Fe + Y = FeY 得：
[Fe3+]=0.1/0.1×10-11.59=10-11.59 mol/L; [Fe2+]=1.0×10-5/0.1×10-0.19=10-4.81 mol/L;
0.37V ∴ 能排除。 20.解：已知E0Fe3+/Fe2+=0.70V, E0Sn4+/Sn2+=0.14V 对于反应 2Fe3++Sn4+=2Fe2++Sn2+ . 则， 21. 解：1）与此有关的两个半电池反应为 根据式（9-18）可得： 2） 将K值及其他有关数据带入， 22. 解：附录中没有与之相应的电位值，可用1mol/LH2SO4代替。 其反应为： 当体系达到平衡，E为定值 23. 解：1）MnO4-+5Fe2++8H+=Mn2++5Fe3++4H2O 当f=0.5时 24. 解：用Fe3+标准溶液滴定Sn2+的反应如下； 2Fe3++Sn2+=2Fe2++Sn4+ 查附表十一可知，在1mol/LHCl介质中 EofSn4+/Sn2+=0.14V EofFe3+/Fe2+=0.70V 化学计量点Sn2+前剩余0.1%时： E=Eof Sn4+/Sn2++(0.059/2) lg =0.14+(0.059/2)lg99.9/0.1 =0.23V 当Fe3+过量0.1%时， E= EofFe3+/Fe2++0.059㏒ =0.70+0.059㏒ =0.52V 故其电位的突跃范围为0.23—0.52V 化学计量点时的电位可由式（9-22） Esp=(n1E1of+n2E2of)/(n1+n2)