[分析化学][大一]考试重点

总复习答疑时间和地点总复习内容第一章概论第二章分析试样的采集与制备第三章误差及数据处理第五章酸碱滴定第六章络合滴定第七章氧化还原滴定第十章吸光光度法化学分析仪器分析第一章概论滴定分析：基准物、标准溶液、待测物含量计算分析方法分类：掌握内容：按试样用量及操作规模分：常量、半微量、微量和超微量分析方法试样质量试液体积常量分析0.1g10ml半微量分析0.01-0.1g1-10ml微量分析0.1-10mg0.01-1ml超微量分析0.1mg0.01ml按待测成分含量分：常量分析(1%),微量分析(0.01-1%),痕量分析(0.01％)第二章分析试样的采集与制备切乔特采样公式：Q≥Kd2缩分掌握内容：了解内容：各种样品采集和分解方法误差和偏差：定义、表示、计算、来源、减免方法、相互关系有效数字及其计算：位数确定、取舍、运算分析结果的数据处理：可疑数据的取舍、t检验法、F检验法、置信度和置信区间掌握内容：第三章误差及数据处理P45公差P45误差的传递P68标准曲线的回归分析不做要求：第三章误差及数据处理1基本概念（1）真值（xT）（2）平均值（X）2准确度和精密度3.1分析化学中的误差准确度:测定结果与真值接近的程度，用误差衡量。精密度:平行测定结果相互靠近的程度，用偏差衡量。3误差绝对误差E:测量值与真值间的差值E=x-xT相对误差Er:绝对误差占真值的百分比Er=E/xT=（x-xT）/xT×100％4偏差d=x-x偏差d:测量值与平均值的差值绝对偏差di：测定结果与平均值之差相对偏差dr：绝对偏差在平均值中所占的百分率xxdii%100xxxdir平均偏差：各单个偏差绝对值的平均值nxxdnii1相对平均偏差dr：平均偏差与测量平均值的比值%100%100%1xnxxxdnii相对平均偏差标准偏差：s相对标准偏差：RSD112nxxsnii%100xsRSD以百分率表示又称为变异系数CV。(n-1)表示n个测定值中具有独立偏差的数目，又称为自由度f。当测定次数趋於无限多时，称为总体标准偏差，用σ表示：μ为总体平均值，在校正了系统误差情况下，μ即代表真值；n为测定次数。总体标准偏差nxnii125系统误差与随即误差系统误差:又称可测误差方法误差:溶解损失、终点误差－用其他方法校正仪器误差:刻度不准、砝码磨损－校准(绝对、相对)操作误差:颜色观察试剂误差:不纯－空白实验主观误差:个人误差具单向性、重现性、可校正特点随即误差:又称偶然误差不可校正，无法避免，服从统计规律性质：时大时小，可正可负。3.3有效数字及运算规则分析工作中实际能测得的数字，包括全部可靠数字及一位不确定数字在内1有效数字有效数字运算中的修约规则四舍六入五成双、禁止分次修约加减法:结果的绝对误差应不小于各项中绝对误差最大的数。(与小数点后位数最少的数一致)乘除法:结果的相对误差应与各因数中相对误差最大的数相适应(与有效数字位数最少的一致)pHpMpK3.3数据处理2总体和样本（1）容量为n的样本平均值x（2）总体平均值μn→∞时，x→μ1随机误差的正态分布（一般了解）（3）单次测量的平均偏差（4）总体标准偏差σnxnii12（5）样本标准偏差s112nxxSnii（6）平均值的标准偏差(了解）有限次测量无限次测量（7）平均值的平均偏差（了解）3少数数据的统计处理（1）t分布t分布曲线随自由度f而变，当f→∞时，t分布趋近正态分布。置信度（P）表示测定值落在（）范围内的概率tα,f（2）平均值的置信区间4可疑数据取舍（1）4d法偏差大于4d的测定值可以舍弃步骤：求异常值(Qu)以外数据的平均值和平均偏差如果Qu-x4d,舍去11211XXXXQXXXXQnnnn或（2）Q检验法步骤：（1）数据排列X1X2……Xn（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：若QQ表舍弃该数据（3）格鲁布斯(Grubbs)检验法（4）由测定次数和要求的置信度，查表得G（5）比较若G计算G表，弃去可疑值，反之保留。由于格鲁布斯(Grubbs)检验法引入了标准偏差，故准确性比Q检验法高。SXXGSXXGn1计算计算或基本步骤：（1）由小到大排序：Ｘ1,Ｘ2,Ｘ3,Ｘ4……（2）求Ｘ和标准偏差s（3）计算G值：5显著性检验b.由要求的置信度和测定次数,查表,得:t表c.比较t计t表,表示有显著性差异,存在系统误差,被检验方法需要改进t计t表,表示无显著性差异，被检验方法可以采用。t检验法①平均值与标准值()的比较a.计算t值nsμ-xt=计算ｃ查表（自由度f＝f1＋f2＝n1＋n2－2）,比较：t计t表,表示有显著性差异②两组数据的平均值比较ｂ计算ｔ值：a求合并的标准偏差：211121||nnnnSXXt合合Ｆ检验法ｂ按照置信度和自由度查表（Ｆ表），比较F计算和F表ａ计算Ｆ值：22小大计算SSF第五章酸碱滴定法掌握内容：指示剂：变色原理、变色范围、常用指示剂（甲基橙、甲基红、酚酞）、选择基本理论：分布曲线（理解）、质子条件、H+浓度计算（简化计算）、缓冲溶液滴定曲线：规律、特征、计算、条件计算：pH计算、含量计算规律：突跃长短与c和K均有关计算：所有的计量点计算和单元酸突跃计算会判断能否滴定、有几个突跃第五章酸碱滴定法滴定误差应用：铵盐、混合碱不做要求：第五章酸碱滴定法P113：活度常数和浓度常数P128:对数图解法P135：缓冲容量P139：离子强度的影响P148：滴定弱酸的终点误差P149：多元酸和混合酸的滴定误差P157:非水溶液中的酸碱滴定ai=ici（1）活度a：表现出来的有效浓度活度系数：反映离子间作用力大小的校正系数1离子的活度与活度系数221iiZcI5.1溶液中的酸碱反应与平衡平衡离子强度I：离子在溶液中产生的电场强度的大小2溶液中的酸碱反应及平衡常数（1）酸碱定义：凡是能给出质子（H+）的物质是酸；凡是能接受质子的物质是碱。（2）酸碱反应：反应的实质是质子转移。（3）酸碱反应的平衡常数：a.水分子的质子自递反应Kw=[H3O+][OH-]=1.0×10-14c.弱碱的解离反应及平衡常数A-+H2OHA+OH-HAA-+H+b.弱酸的解离反应及平衡常数]HA[]A][H[=-+)HA(aK]A[]OH][HA[=)A(b---K（3）酸碱反应的平衡常数：A-+H2OHA+OH-d.共轭酸碱对的平衡常数KaKb=KwpKa+pKb=pKw=14.00HAA-+H+]HA[]A][H[=-+)HA(aK]A[]OH][HA[=--)A(b-Ke.多元酸碱的解离反应pKb1+pKa3=14.00pKb2+pKa2=14.00pKb3+pKa1=14.00H3PO4H2PO4-HPO42-PO43-Kb2Kb1Kb3Ka1Ka2Ka3Kbi=KwKa(n-i+1)物料平衡(Material(Mass)Balance):各物种的平衡浓度之和等于其分析浓度。电荷平衡(ChargeBalance):溶液中正离子所带正电荷的总数等于负离子所带负电荷的总数(电中性原则)。质子平衡(ProtonBalance):溶液中酸失去质子数目等于碱得到质子数目。3物料平衡、电荷平衡及质子条件质子平衡溶液中酸失去质子数目等于碱得到质子数目。质子条件式（PBE）(1)先选零水准(大量存在,参与质子转移的物质)，一般选取投料组分及H2O(2)将零水准得质子产物写在等式一边,失质子产物写在等式另一边(3)浓度项前乘上得失质子数1酸度和酸的浓度酸度：溶液中H＋的平衡浓度或活度，通常用pH表示pH=-lg[H+]酸的浓度：酸的分析浓度，包含未解离的和已解离的酸的浓度对一元弱酸：cHA＝[HA]+[A-]5.2酸碱组分的平衡浓度及分布分数2分布分数分布分数：溶液中某酸碱组分的平衡浓度占其分析浓度的分数，用δ表示“δ”将平衡浓度与分析浓度联系起来[HA]＝δHAcHA,[A-]=δA-cHA一元弱酸溶液多元弱酸溶液分布分数－一元弱酸[H+]=[H+]+KaδHAc[H+]+KaKa=δAc-δ仅是pH和pKa的函数，与酸的分析浓度c无关对于给定弱酸，δ仅与pH有关[H+]n=δ0[H+]n+[H+]n-1Ka1+…+Ka1Ka2..Kan[H+]n-1Ka1=δ1[H+]n+[H+]n-1Ka1+…+Ka1Ka2..Kan…=δn[H+]n+[H+]n-1Ka1+…+Ka1Ka2..KanKa1Ka2..Kan…HnAH++Hn-1A-……H++HA(n+1)-H++An-1一元强酸碱溶液强碱(NaOH):[H+]+cNaOH=[OH-]最简式:[OH-]=cNaOH[H+]=cHCl+[OH-]最简式:[H+]=cHCl5.3溶液中[H+]的计算强酸(HCl):一元弱酸HBKaca10Kw,ca/Ka100:(最简式)[H+]＝Kaca2一元弱酸(碱)溶液一元弱碱(B-)[OH-]=Kbcb3多元弱酸（碱）溶液二元弱酸(H2A)Ka1ca10Kwca/Ka1≥100Ka2Ka1ca≤0.05[H+]＝Ka1ca4两弱酸(HA+HB)溶液[H+]＝KHAcHA5弱酸+弱碱(HA+B-)溶液[H+]＝KHAKHBcHA/cBc10Ka1pH=1/2(pKa1+pKa2)[H+]＝Ka1Ka2（1）酸式盐NaHA6两性物质溶液（2）弱酸弱碱盐NH4AcKa’c10Kwc10Ka[H+]＝KaKa’pH=pKa+lgcacb若ca≥20[H+];cb≥20[H+],或ca≥20[OH-];cb≥20[OH-],最简式[H+]=Kacacb5.4酸碱缓冲溶液camol/LHA+cbmol/LNaA5.5混合酸碱体系强酸(HCl)+弱酸(HA)强碱(NaOH)+弱碱(B-)忽略弱碱的离解:[OH-]≈c(NaOH)(最简式)忽略弱酸的离解:[H+]≈cHCl(最简式)两弱酸(HA+HB)溶液弱酸+弱碱(HA+B-)溶液[H+]＝KHAcHA+KHBcHB[H+]＝KHAKHBcHA/cBHIn+3+3HIn]OH[=]In[]HIn[=]HIn[]OH][In[=KK--[碱式色][酸式色]HIn+H2OIn-+H3O+酸式色碱式色5.5酸碱指示剂1酸碱指示剂作用原理变色范围碱色略带酸色理论变色点中间色略带碱色酸色101101)(11110110变色范围[H3O+]=Ka×[HIn]/[In-]pH=pKa-lg[HIn]/[In-]][][][][InHIn碱式色酸式色变色范围：pH=pKa±15.6酸碱滴定原理1强酸碱滴定2一元弱酸碱的滴定弱酸准确滴定条件：cKa≥10-8pHep与pHsp尽可能接近4.Ka1/Ka2＜105，cKa1≥10-8，cKa2＜10-8，二元酸不能被滴定。3多元酸碱滴定1.Ka1/Ka2≥105，且cKa1≥10-8、cKa2≥10-8，则二元酸可分步滴定，即形成两个pH突跃。2.Ka1/Ka2≥105，cKa1≥10-8、cKa2＜10-8第一级离解的H+可分步滴定。3.Ka1/Ka2＜105，cKa1≥10-8、cKa2≥10-8不能分步滴定，形成一个pH突跃（突跃由第二级离解的H+决定）。5.8终点误差终点误差：指示剂确定的滴定终点(EP)与化学计量点(SP)之间存在着差异(pHep≠pHsp)，使滴定结果产生的误差，用Et表示。Et=100%被测物质的物质的量滴定剂过量或不足的物质的量Et==KtcspHCl10DpH–10-DpH107cspHCl10DpH–10-DpH强酸强碱滴定第六章络合滴定法掌握内容：EDTA性质：弱酸(在强酸介质中为六元酸)配位性质(M:Y=1:1)滴定曲线：一般了解M与Y的稳定性及其影响因素：K稳、αY[H]、M、K’稳、滴定的适宜pH指示剂：变色原理、具备条件、常用指示剂（铬黑T、二甲酚橙