期末考分析化学复习提纲文档格式.docx

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平行测定结果相互靠近的程度，用偏差衡量。

相对偏差：

绝对偏差占平均值的百分比

平均偏差：

各单个偏差绝对值的平均值

相对平均偏差：

平均偏差与测量平均值的比值

练习：

用甲醛法测定某铵盐试样中氮的含量，五次测定的结果如下：

20.43%，20.61%，20.33%，20.78%，20.50%。

计算平均值、平均偏差和相对平均偏差

四、有效数字及其运算规则

（一）有效数字

1.有效数字位数包括所有准确数字和一位欠准数字

2.在0~9中，只有0既是有效数字，又是无效数字

3．单位变换不影响有效数字位数

4．pH，pM，pK，lgC，lgK等对数值，其有效数字的位数取决于小数部分（尾数）数字的位数，整数部分只代表该数的方次

例：

pH=11.20→[H+]=6.3×

10-12[mol/L]两位

（二）有效数字的修约规则

1、“四舍六入五成双，五后有数就进一，五后没数要留双”

0.32554→0.32550.36236→0.362410.2150→10.22150.65→150.675.5→7616.0851→16.09

2有效数字计算规则

（1）加减法：

当几个数据相加减时，它们和或差的有效数字位数，应以小数点后位数最少的数据为依据。

（2）乘除法：

当几个数据相乘除时，它们积或商的有效数字位数，应以有效数字位数最少的数据为依据。

五、分析数据的处理

Q检验法步骤：

（1）数据排列

（2）求极差Xn-X1

（3）求可疑数据与相邻数据之差Xn-Xn-1或X2-X1

（4）计算：

期中试卷计算题2

对某试样进行的四次分析结果为：

1.65，1.54，1.58，1.85。

用Q检验法检验1.85这个数据是否应该舍弃？

（已知：

当n=4时，Q表=0.76）

第三章滴定分析概述

一、基本术语

Ø

滴定：

将滴定剂通过滴管滴入待测溶液中的过程

滴定剂：

浓度准确已知的试样溶液

指示剂：

滴定分析中能发生颜色改变而指示终点的试剂

滴定终点：

滴定分析中指示剂发生颜色改变的那一点（实际）

化学计量点：

滴定剂与待测溶液按化学计量关系反应完全的那一点（理论）

二、滴定分析的分类（按化学反应的类型）

滴定分析法可分为：

酸碱滴定、配位滴定、氧化还原滴定、沉淀滴定

三、基准物质和标准溶液

标准溶液：

浓度准确已知的溶液

基准物质：

能用于直接配制或标定标准溶液的物质

基准物质的要求：

1.实际组成应与化学式完全符含

2.纯度较高

3.在空气中要稳定。

4.试剂最好具有较大的摩尔质量。

（标定HCl的基准物：

无水NaCO3、Na2B4O7·

10H2O；

标定NaOH的基准物：

邻苯二甲酸氢钾、草酸）

四、滴定注意事项

1.一般要求应平行做3～4次，至少平行做2～3，相对偏差要

求不大于0.2％

2.为了减小测量误差，称取基准物质的量不应太少，每一份基准

物都要称量二次，称取基准物的量不少于0.2000g,这样才使称

量的相对误差不大于0.1％；

滴定时消耗标准溶液的体积也不

应太小,由于滴定误差每次的读数有±

0.01ml的误差，每次滴

定误差为±

0.02ml,因此使用的体积必须控制在20-25ml，这

样才使滴定管的读数的相对误差不大于0.1％。

3.配制和标定溶液时用的量器（如滴定管、移液管和容量瓶等），

必要时需进行校正

4.标定后的标准溶液应妥善保存。

第四章酸碱滴定法

一、酸碱质子理论

酸——溶液中凡能给出质子的物质

碱——溶液中凡能接受质子的物质

给出共轭酸或碱能写出对应的酸碱

二、水溶液中酸碱平衡的处理方法

在酸碱溶液中存在物料平衡、电荷平衡、质子平衡

三、一元酸碱的pH值的计算

1、一元强酸（碱）

当C≥10-6mol/L，忽略水的解离

例如：

0.05mol/L的HCl,c（H+）=0.05

C≤10-6mol/L,

C（HCl）=2.0×

10-10mol·

L-1

2、一元弱酸碱

Kaca20Kw,ca/Ka400

P51例4-13、14和期中试卷

Kbcb20Kw,cb/Kb400

四、缓冲溶液

缓冲作用：

抵抗少量强酸、强碱或稀释的影响，pH值保持相对稳定

五、一元酸碱的滴定

1、基本概念

滴定曲线：

以溶液的pH为纵坐标，所滴入的滴定剂的物质的量或体积为横坐标作图。

滴定分数或滴入百分率T%：

衡量滴定反应进行的程度。

滴定突跃：

化学计量点前后0.1%的变化引起pH值突然改变的现象

滴定突跃范围：

滴定突跃所在的范围

酸碱浓度通常为0.1mol/L，且浓度应接近。

2、指示剂的选择：

指示剂变色范围部分或全部落在滴定突跃范围内

六、酸碱标准溶液的配制与标定

1、碱标准溶液:

NaOH

配制:

以饱和的NaOH（约19mol·

L-1）,用除去CO2的去离子水稀释

标定:

（1）邻苯二甲酸氢钾（KHC8H4O4）,Mr=204.2

pKa2=5.4,PP,称小样,平行3份.

（2）草酸（H2C2O4·

2H2O）,Mr=126.07

pKa1=1.25,pKa2=4.29,PP,称大样.

酚酞

大份法：

称样品后，再稀释10倍，如配成250ml,取25ml进行标定

小份法：

直接称量基准物配成溶液，不用稀释进行标定。

2、酸标准溶液:

HCl

用市售HCl（12mol·

L-1）稀释，配制好的HCl需贮存于白色磨口塞试剂瓶中。

1.Na2CO3,270-300℃烘1hr,

1：

2反应pHep=3.9，MOorMR+溴甲酚绿（△）;

2.硼砂（Na2B4O7·

10H2O）

60%相对湿度保存,防失水.1：

2反应pHep=5.1,MR.

第五章氧化还原滴定法

一、实质：

电子的转移

电对的电极电位越高，其氧化型的氧化能力越强

（还原形的还原能力越弱）——氧化剂

电对的电极电位越低，其还原形的还原能力越强

（氧化形的氧化能力越弱）——还原剂

二、分类：

高锰酸钾法、重铬酸钾法、碘量法

三、氧化还原指示剂：

氧化还原指示剂、自身指示剂和专属指示剂。

四、应用

1、高锰酸钾法

高锰酸钾易受水、空气中还原性物质影响，间接法配置：

加热煮沸→暗处保存（棕色瓶）→滤去MnO2→标定（基准物Na2C2O4、H2C2O4·

2H2O、As2O3和纯铁）

注意：

（1）速度：

室温下反应速率极慢，利用反应本身产生的Mn2+起自身催化作用加快反应进行；

（2）温度：

常将溶液加热到70～80℃。

反应温度过高会使C2O42-部分分解，低于60℃反应速率太慢；

（3）酸度：

保持的酸度（0.5～1.0mol·

L-1H2SO4）。

为避免Fe3+诱导KMnO4氧化Cl-的反应发生,不使用HCl提供酸性介质；

（4）滴定终点：

高锰酸钾自身指示终点（淡粉红色30秒不退）。

2、重铬酸钾法

3、碘量法：

直接碘量法和间接碘量法

碘量法误差的主要来源:

✧碘的挥发

预防：

1）过量加入KI——助溶，防止挥发增大浓度，提高速度

2）溶液温度勿高

3）碘量瓶中进行反应（磨口塞，封水）

4）滴定中勿过分振摇

✧碘离子的氧化（酸性条件下）

预防：

1）控制溶液酸度（勿高）

2）避免光照（暗处放置）

3）I2完全析出后立即滴定

4）除去催化性杂质（NO3-，NO，Cu2+）

淀粉指示剂

✓要求：

室温；

弱酸性；

新鲜配制

✓加入时间：

直接碘量法——滴定前加入（终点：

无色→深蓝色）

间接碘量法——近终点加入（终点：

深蓝色消失）

第六章配位滴定法

一、常用有机氨羧配位剂——乙二胺四乙酸（EDTA）

1、存在形式：

在水溶液中可以看成是六元弱酸，有七种型体存在。

2、特点：

•广泛，EDTA几乎能与所有的金属离子形成配合物（除一价碱金属离子外;

•稳定，lgK>

15;

•配合比简单，一般为1：

1；

•配合反应速度快，形成的配合物水溶性好；

•EDTA与无色的金属离子形成无色的配合物，与有色的金属离子形成颜色更深的配合物。

二、副反应系数

1、酸效应与酸效应系数αY（H）

由于H+存在使EDTA与金属离子配位反应能力降低的现象。

酸效应系数随溶液酸度增加而增大，随溶液pH增大而减小

2、金属离子的配位效应和配位系数

三、金属指示剂

利用配位滴定终点前后，溶液中被测金属离子浓度的突变造成的指示剂两种存在形式（游离和配位）颜色的不同，指示滴定终点的到达。

四、EDTA标准溶液及应用

1、标准溶液的配制

间接法配制0.1~0.05M，储存在硬质塑料瓶或玻璃瓶中

常用基准物：

ZnO或Zn粒，以HCl溶解

指示剂：

EBTpH7.0~10.0氨性缓冲溶液酒红——纯蓝

2、应用：

水的硬度测定

水硬度的单位是以CaO为基准物质确定的：

即1L水中含10mgCaO称为1°

，总硬度测定指示剂用铬黑T，钙硬度的测定用钙指示剂作指示剂。

需要配制0.02mol·

L-1EDTA溶液500mL，并采用大份标定法来标定EDTA标准溶液。

如果用ZnO（烘干）（MZnO=81.37g·

mol-1）作为基准物质，那么EDTA二钠盐（MEDTA=372.2g·

mol-1）和ZnO（烘干）各应称取多少？

①m（EDTA）=n（EDTA）×

M（EDTA）

=c（EDTA）×

V（EDTA）×

=0.02×

0.5×

372.2=3.72（g）

在台称上称取EDTA二钠盐3.72g（因EDTA属于待标定，称量允许一定误差）

②拟定c（EDTA）=0.02mol·

L-1EDTA，EDTA溶液的滴定体积V（EDTA）=20-25mL，

若V（EDTA）=20mL

则n（EDTA）=0.02*20/1000=0.0004mol，即n（ZnO）=0.0004mol

故m（ZnO）=n（ZnO）*M（ZnO）=0.0004*81.37=0.0325g

因大份标定，扩大10倍称量，所以称量m（ZnO）为0.0325g*10=0.325g

若V（EDTA）=25mL

则n（EDTA）=0.02*25/1000=0.0005mol，即n（ZnO）=0.0005mol

故m（ZnO）=n（ZnO）*M（ZnO）=0.0005*81.37=0.0407g

因大份标定，扩大10倍称量，所以称量m（ZnO）为0.0407g*10=0.407g

所以应在0.325g-0.407g范围内精确称取ZnO（烘干）。

第七章沉淀滴定法

一、溶解度和溶度积的关系

AB型

AB2或A2B

AB3或A3B

AgCl的溶度积为1.8×

10-10，计算AgCl的溶解度。

在500ml水中的能溶解AgCl多少毫克？

（MAgCl=143.32g·

mol-1）

解：

①设AgCl的溶解度为Smol·

AgCl≒Ag++Cl-

SSS

Ksp=[Ag+][Cl-]=S*S=S2

S=Ksp^（1/2）=（1.8×

10-10）^（1/2）=1.34×

10-5（mol·

L-1）

②m（AgCl）=1.34×

10-5mol·

L-1×

500ml×

10-3×

143.32g·

mol-1

=9.6×

10-4g=0.96mg

注意:

（1）同类型的难溶化合物，可由其溶度积比较其溶解能力。

（2）不同类型的电解质，不能直接由溶度积比较溶解能力的大小

二、影响溶解度的因素

同离子效应：

溶解度降低

盐效应：

溶解度增大

酸效应：

配位效应：

三、银量法的分类

莫尔法——指示剂为K2CrO4

佛尔哈德法：

NH4Fe（SO4）2指示剂铁铵矾

法扬司法—吸附指示剂法

第八章分光光度法

一、物质呈现出某种颜色的原因

是物质对可见光区域的辐射光具有选择性吸收，所呈现的颜色为吸收光互补色光的颜色。

二、分光光度法中测定溶液的最大吸收光波的目的是使测定方法最灵敏

三、每种物质吸收特定波长的光，溶液浓度变化最大的吸收峰的波长位置不变。

三、朗伯比尔定律（入射光为单色光）

A=lg（I0/It）＝bc=lg1/T

在波长520nm处，KMnO4溶液的ε=2235L·

mol-1·

cm-1,在此波长下，2cm吸收皿中，欲使透光率控制在20%-50%，问KMnO4溶液的浓度应在何范围？

∵A=εbCA=-㏒T

∴C=A/εb=（-㏒T）/εb

当T=20%时，C=（-㏒0.20）/（2235*2）=1.6×

10-4（mol·

L-1）（2分）

当T=65%时，C=（-㏒0.65）/（2235*2）=4.2×

KMnO4溶液的浓度应在1.6×

L-1）~4.2×

L-1）范围内。