A、 加入离子强度调节剂
B、 向溶液中加入待测离子
C、 固定离子溶液的本底
D、 将标准溶液稀释
答案：AC
A、 加入离子强度调节剂
B、 向溶液中加入待测离子
C、 固定离子溶液的本底
D、 将标准溶液稀释
答案：AC
A. 0.0001000
B. 0.1000
C. 0.5000
D. 0.005000
A. 使用碘量瓶
B. 滴定时不能摇动,
C. 加入过量 KI
D. 适当加热增加 I2的溶解度, 减少挥发;
A. 对照试验
B. 空白试验
C. 平行试验
D. 预试验
A. σ→σ*
B. n→π*
C. n→σ*
D. π→π*
A. 化合水
B. 吸附水
C. 结晶水
D. 结构水
A. 某电对的还原态可以还原电位比它低的另一电对的氧化态
B. 电对的电位越高, 其还原态的还原能力越强
C. 电对的电位越低, 其氧化态的氧化能力越弱
D. 某电对的氧化态可以氧化电位比它低的另一电对的还原态
A. 3109.9 和0.12V
B. 4.9和0.021V
C. 0.21和0.021V
D. 3109.9 和0.059V
解析：
首先，让我们来分析这个化学反应：2Hg + 2Fe3+ = Hg2+ + 2Fe2+。这是一个氧化还原反应，其中汞（Hg）被氧化，而铁离子（Fe3+）被还原。
在这个反应中，我们需要计算反应的平衡常数K和电动势ΔE（也称为标准电极电势E°）。平衡常数K可以通过反应物和生成物的浓度来计算，而电动势ΔE可以通过Nernst方程来估算。
首先，我们来计算平衡常数K。K是反应物浓度幂之积与生成物浓度幂之积的比值。在这个反应中，K的表达式是：
\[ K = \frac{[Hg2+]}{[Fe3+]^2} \]
根据题目，Fe3+的浓度为5.1064×10^-5 mol/L，Fe2+的浓度为4.1059×10^-5 mol/L。由于反应方程中Fe2+的系数是2，我们需要将Fe2+的浓度平方，然后代入上述公式中。但是，我们需要知道Hg2+的浓度。由于反应物和生成物的浓度变化是成比例的，我们可以假设Hg2+的浓度等于Fe2+的浓度，即4.1059×10^-5 mol/L。
现在我们可以计算K：
\[ K = \frac{4.1059 \times 10^{-5}}{(5.1064 \times 10^{-5})^2} \approx 0.21 \]
接下来，我们来计算电动势ΔE。电动势可以通过Nernst方程来估算，该方程是：
\[ E = E° - \frac{RT}{nF} \ln Q \]
其中，E°是标准电极电势，R是理想气体常数，T是温度（以开尔文为单位），n是电子转移数，F是法拉第常数，Q是反应商。
在这个反应中，n是2，因为每个Fe3+接受1个电子变成Fe2+。Q是反应物浓度幂之积与生成物浓度幂之积的比值，与K的计算类似。由于我们假设温度是25°C，即298K，我们可以使用标准电极电势E°来估算ΔE。对于这个反应，E°大约是0.021V。
现在，我们可以使用Nernst方程来估算ΔE。由于反应在平衡时，Q = K，因此ln Q = ln K。我们可以忽略这个项，因为它是常数，所以ΔE ≈ E°。
综上所述，平衡常数K约为0.21，电动势ΔE约为0.021V。这与选项C相符，所以答案是C。
为了帮助你更好地理解这个知识点，让我们用一个生动的例子来说明。想象一下，你有一个电池，它的电动势是0.021V。这个电池可以用来推动电子从一个电极流向另一个电极。在这个反应中，Fe3+和Hg2+就像电池中的正负极。Fe3+是正极，Hg2+是负极。当反应达到平衡时，电池的电动势就是0.021V，这意味着在这个特定的条件下，反应不会自发进行，因为电动势是正值。如果电动势是负值，那么反应就会自发进行。
A. 加掩蔽剂
B. 使形成沉淀
C. 改变金属离子价态
D. 萃取分离
