医用物理学习题

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1、习题1.什么是化学计量点？什么是滴定终点？它们有何不同？答：化学计量点:在滴定过程中,当滴入的标准溶液的物质的量与待测定组分的物质的量恰好符合化学反应式所表示的化学计量关系时,我们称反应到达了化学计量点。滴定终点:指示剂颜色发生变化时,即停止滴定,这一点称为滴定终点。不同点:化学计量点是根据化学反应的计量关系求得的理论值,而滴定终点是实际滴定时的测得值2.在滴定分析中,化学计量点与滴定终点的关系是：两者愈接近，滴定误差愈小3.何谓条件电位?条件电位是在特定条件下,氧化态和还原态的总浓度均为1mol/L时,校正了各种外界因素影响后的实际电位。

2、它在离子强度和副反应系数等条件不变的情况下为一常数。4.如何判断一个氧化还原反应能否进行完全？是否条件平衡常数大的氧化还原反应都能用于滴定分析？为什么？答：判断一个氧化还原反应能否进行完全可以从平衡常数的大小,如果考虑溶液中离子强度和各种副反应的影响后,那么条件平衡常数K´,更能说明反应实际进行的程度。条件平衡常数大的反应不一定都能用于氧化还原滴定。这是因为条件平衡常数只能表示反应进行完全的程度,并不能说明氧化还原反应的速率,有些从进行程度上看可以进行完全,但实际上往往因速率太慢而不能用于氧化还原滴定。5.间接碘量法的主要误差来源是什么？I

3、-的氧化及I2的挥发6.碘量法中的主要误差来源有哪些？配制、标定和保存I2及时As2O3标准溶液时，应注意哪些事项？答：主要误差来源有两个方面：一是I2易挥发，在强碱性溶液中会发生歧化反应；二是在酸性溶液中，I－易被空气中的O2氧化。配制、标定和保存I2及As2O3标准溶液时的注意事项：配制I2溶液时，先在托盘天平上称取一定量碘，加入过量KI，置于研钵中，加少量水研磨，使I2全部溶解，然后将溶液稀释，倾入棕色瓶于暗处保存。保存I2溶液时应避免与橡皮等有机物接触，也要防止I2溶液见光遇热，否则浓度将发生变化。标定I2溶液的浓度时，可用已标定好

4、的Na2S2O3标准溶液来标定，也可用As2O3来标定。As2O3难溶于水，但可溶于碱溶液中，与I2的反应是可逆的，在中性或微碱性溶液中，反应定量向右进行。因此标定时先酸化溶液，再加NaHCO3，调节pH≈8。7.在1.0mol·L-1H2SO4介质中用Ce4+滴定Fe2+时，使用二苯胺磺酸钠为指示剂，误差超过0.l％，而加入0.5mol·L-1H3PO4后，滴定的终点误差小于0.1％，试说明原因。答：    在1.0mol·L-1介质中,,    与相差较大，误差超过0.1%。    而加入H3PO4后，由于与Fe3+形成络合物，使降低，

5、Esp相应也降低，与更接近些，故减少了滴定误差。8.以0.1000mol·L-1Na2S2O3溶液滴定20.00mL0.0500mol·L-1的I2溶液（含KIlmol·L-1）。计算滴定分数为0.50，1.00及1.50时体系的电势各为多少？（已知=0.545V，=0.080V）。答：    滴定反应为：    2S2O32-+I3-＝＝　3I-+S4O62-    滴定分数为0.50时：        故：    滴定分数为1.00时：　　(1)    　　(2)    （1）+（2）得：        又化学计量点时，[S2O32-]

6、=2[I3－]，故        滴定分数为1.50时：    9.在H2SO4介质中，用0.1000mol·L-1Ce4+溶液滴定0.1000mol·L-1Fe2+时，若选用变色点电势为0.94V的指示剂，终点误差为多少？（＝0.68V，=1.44V）答：        10.今有25.00mLKI溶液，用10.00mL0.05000mol·L-1KIO3溶液处理后，煮沸溶液以除去I2。冷却后，加入过量KI溶液使之与剩余的KIO3反应，然后将溶液调至中性。析出的I2用0.1008mol·L-1Na2S2O3溶液滴定，用去21.14mL，计

7、算KI溶液的浓度。答：    5I－+IO3－+6H+==3I2+3H2O　　　　(1)    I2+S2O32－==2I－+S4O62－　　　　(2)    由反应（1）可知：　　　　　(3)    由反应（1）、（2）可知，在返滴定时：        由（3）、（4）可知：        11.称取含有As2O3和As2O5试样1.5000g，处理为AsO33-和AsO43-的溶液，然后调节溶液为弱碱性。以淀粉为指示剂，用0.05000mol·L-1碘溶液滴定至终点，消耗30.00mL。将此溶液用盐酸调节至酸性并加入过量KI溶液，释放出

8、的I2仍以淀粉为指示剂，再以0.3000mol·L-1Na2S2O3溶液滴定至终点，消耗30.00mL。计算试样中的As2O3和As2O5的质量分数。（提示：弱碱性时滴定三价砷，