Question

【題目】Ⅰ.25℃，兩種酸的電離平衡常數(shù)如右表。

	Ka1	Ka2
H2SO3	1.3×10-2	6.3×10-8
H2CO3	4.2×10-7	5.6×10-11

（1）0.10 mol·L-1Na2SO3溶液中離子濃度由大到小的順序為____________

（2）H2SO3溶液和NaHCO3溶液反應的主要離子方程式為________________

Ⅱ.某化學小組設計下列實驗測定硫酸亞鐵銨［(NH4)2Fe(SO4)2］溶液的標定濃度：

步驟1：取20.00mL0.015mol/LK2Cr2O7標準液于250mL錐形瓶中，加入20mL稀硫酸和5mL濃磷酸，用硫酸亞鐵銨溶液滴定，接近終點時加入2滴R溶液作指示劑，繼續(xù)滴定至終點，消耗的體積為10.10mL.

步驟2：重復操作1實驗，接近終點時加入4滴R溶液，消耗的體積為10.20mL。

已知：①6Fe2+ +Cr2O72-+14H+=6Fe3+ +2Cr3+ +7H2O,其中Cr3+為綠色

②R溶液的變色原理：R(氧化型，紫紅色) Q(還原性，無色)

（3）該實驗中需要用到的主要玻璃儀器有錐形瓶、膠頭滴管、___________、______________

（4）如何判斷滴定達到終點：_______________________________

（5）步驟2的主要作用是________________

（6）硫酸亞鐵銨溶液的標定濃度是___________mol/L（保留三位有效數(shù)字）

（7）若滴定前錐形瓶中有水，對測定結果的影響是______（填“偏大”、“偏小”或“無影響”）

Answer 1

【答案】 c(Na+)>c(SO32-)>c(OH-)>c(HSO3-)>c(H+) H2SO3+HCO3-=HSO3-+CO2↑+H2O 酸式滴定管 量筒 當?shù)稳胱詈笠坏瘟蛩醽嗚F銨溶液，紫紅色褪色，且30s保持不變 校正指示劑，減少實驗誤差 0.180 無影響

【解析】Ⅰ.(1)Na2SO3溶液顯堿性，SO32-存在兩步水解：SO32-+H2OHSO3-+OH-，HSO3-+H2OH2SO3+OH-，以第一步水解為主，水解程度較小，則0.1mol/L Na2SO3溶液中的離子濃度順序為：c(Na+)＞c(SO32-)＞c(OH-)＞c(HSO3-)＞c(H+)，故答案為：c(Na+)＞c(SO32-)＞c(OH-)＞c(HSO3-)＞c(H+)；

(2)由表可知H2SO3的二級電離小于H2CO3的一級電離，所以酸性強弱H2SO3＞H2CO3＞HSO3-，所以反應的主要離子方程式為H2SO3+HCO3-=HSO3-+CO2↑+H2O，而不是為H2SO3+2HCO3-=SO32-+2CO2↑+2H2O，故答案為：H2SO3+HCO3-=HSO3-+CO2↑+H2O；

Ⅱ. (3)滴定實驗中需要用到的主要玻璃儀器有錐形瓶、膠頭滴管、酸式滴定管、量筒等，故答案為：酸式滴定管；量筒；

(4)根據(jù)，R溶液的變色原理：R(氧化型，紫紅色) Q(還原性，無色)，滴定終點時，當?shù)稳胱詈笠坏瘟蛩醽嗚F銨溶液，紫紅色褪色，且30s保持不變，故答案為：當?shù)稳胱詈笠坏瘟蛩醽嗚F銨溶液，紫紅色褪色，且30s保持不變；

(5)步驟2：重復操作1實驗，接近終點時加入4滴R溶液，消耗的體積為10.20mL，通過校正指示劑用量，減少實驗誤差，故答案為：校正指示劑，減少實驗誤差；

(6)根據(jù)6Fe2+ +Cr2O72-+14H+=6Fe3+ +2Cr3+ +7H2O，n(Fe3+)=6 n(Cr2O72-)=6×0.020L×0.015mol/L=0.0018mol，消耗的硫酸亞鐵銨溶液的體積平均為10.15mL，則硫酸亞鐵銨溶液的標定濃度==0.180 mol/L，故答案為：0.180；

(7)若滴定前錐形瓶中有水，不影響標準溶液的用量和滴定終點的判斷，對測定結果無影響，故答案為：無影響。