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1、分 析 化 学 第一章.定量分析化学概论1.1 概述一.定量分析过程任务：测定物质中某种或某些组分的含量。步骤：取样（选择具有代表性的试样）。试样分解和分析试液的制备。分离及测定。分析结果的计算及评价。二.分析试样的制备及分解1.分析试样的采集与制备：缩分常数的经验值，试样均匀度越差，越大，通常为。2.试样的分解：溶解法：溶剂为水、酸、碱、混合酸等熔融法：三.定量分析结果的表示1.待测组分的化学表示形式2.待测组分含量的表示方法固体试样：（）；（）；（）液体试样：a.物质的量浓度：b.质量摩尔浓度：待测组分的物质的量除以溶剂的质量，单位：c.质量分数：量纲为1d.体积分数：e摩尔分数：f.质量
2、浓度：单位体积中某种物质的质量，、气体试样：体积分数表示。1.2 分析化学中的误差一.真值（）：某一物理量本身具有的客观存在的真实数值。1.理论真值：2.计量学约定真值： 这些真值可认为是知道的3.相对真值：二.平均值（）：次测量数据的算术平均值。三.中位数：一组测量数据按大小顺序排列，中间一个数据即为中位数。四.准确度和精密度：1.精密度：表各次分析结果相互接近的程度。重复性；再现性。五.误差和偏差1.误差：测定结果与真值（）之间的差值。（为正值，；为负值，）绝对误差：测定值与真实值之差。例：=81.18%，=80.13%则=-=81.18%-80.13%=+1.05%相对误差：误差与真实值
3、中所占的百分率2偏差：表测定结果与平均结果之间的差值。；。平均偏差：（表示精密度）相对平均偏差：六极差R：一组测量数据中，最大值（）与最小值（）之差称为极差。（全距或范围误差）相对极差：七系统误差和随机误差1系统误差：由某种固定的原因所造成的，具有重复性、单向性。（可测误差）方法误差：由分析方法本身所造成的仪器和试剂误差；操作误差；主观误差。2随机误差：偶然误差，不定误差。八公差1.3 有效数字及其运算规则一有效数字二数字修约规则：四舍六入五成双三计算规则：1相加减时：应以小数点后位数最少的数字为依据；2相乘除时：根据有效数字位数最少的数字来进行修约。1.4 滴定分析法概述一滴定分析法的特点和
4、主要方法1滴定分析法：2滴定剂：3滴定：4化学计量点(Stoichiometric Point)5滴定终点(end point)6终点误差(Et)二滴定分析法对化学反应的要求和滴定方式1适合滴定分析法的化学反应应具备的条件：（直接滴定）有确定的化学计量关系（即按照一定的反应方程式进行）；反应必须定量地进行；具有较快的反应速度；必须有适当简便的方法确定滴定终点。2返滴定法：3置换滴定法：4间接滴定法：三基准物质和标准溶液1基准物质：能用于直接配制或标定标准溶液的物质。2要求：试剂的组成与化学式完全相符；试剂的纯度足够高（99.9%）性质稳定；有较大的摩尔质量（减小称量时的相对误差）标定反应时应定
5、量的进行。3标准溶液的配制直接法标定法四滴定分析的计算1标准溶液浓度的表示方法：滴定度：指每毫升滴定剂溶液相当于被测物质的质量（克或毫克）或质量分数。2滴定剂与被测物质之间的关系3标准溶液浓度的计算直接配制法标定法4待测组份含量的计算第二章.酸碱平衡和酸碱滴定法2.1 概述一酸碱平衡研究的内容1由投料组份的浓度c和相关平衡常数Ka，求算各种形式的浓度c或活度a；2从pH和相关的平衡常数Ka，求算分布系数，是酸碱平衡讨论的重要内容；3如果测出了某些形式的浓度，并且已知投料组份的浓度c，则可以测算相关的平衡常数；4缓冲溶液的理论及应用；5酸碱指示剂、滴定曲线和终点误差。二酸碱平衡的研究手段1代数法
6、；2图解法；3计算机方法。三浓度、活度和活度系数1浓度与活度测定的结果是用浓度还是用活度来表示；判断由于离子强度的变化是否会对计算或测量结果产生不可忽略的影响；如果这种影响是不可忽略的，如何进行校正。2活度系数：3德拜休克儿(DebyeHckel)公式：AB型 ：电荷：常数，25时，为0.00328：离子体积系数（pm）：离子强度，当较小时，四酸碱反应的平衡常数解离常数1反应常数：强碱滴定弱酸：2活度常数3与的关系2.2 分布分数的计算一分布分数：溶液中某酸碱组份的平衡浓度占其总浓度的分数。二一元酸溶液：三多元酸溶液（如）物料守恒/、/、/总浓度为2.3 质子条件与pH的计算一物料平衡、电荷平
7、衡和质子条件1物料平衡方程（MBE）：在一个化学平衡体系中，某一给定物质的总浓度，等于各有关形式平衡浓度之和。的与2电荷平衡方程（CBE）单位体积溶液中阳离子所带正电荷的量（）应等于阴离子所带负电荷的量（）。的的的溶液呈碱性。3质子条件（PBE）在酸碱反应中，碱所得到的质子的量（）与酸失去质子的量（）相等。：二pH的计算1强酸（碱）溶液2一元弱酸（碱）溶液：当时，（）3多元酸（碱）溶液4弱酸混合溶液5两性物质溶液2.4 对数图解法一及强酸强碱的浓度对数图二一元弱酸的浓度对数图 、pH当时，则若则2绘制浓度对数图的步骤确定体系点S（，）；通过体系点，绘制斜率为0，-1和+1三条直线；校正。三多元
8、酸的浓度对数图四对数图解法的应用2.5 酸碱缓冲溶液一pH缓冲溶液能减缓因外加强酸或强碱以及稀释而引起的pH急剧变化的作用的溶液。一般组成：浓度较大的弱酸及其共轭碱所组成（具有抗外加强酸强碱作用和抗稀释作用）；强酸（pH12）（不具抗稀释作用）。二缓冲溶液pH的计算（近似方法）例：三缓冲指数1定义： 越大，抗缓冲能力越大。2物理意义：相关酸碱组份分布线的斜率，具有加和性。四缓冲容量1缓冲容量：2物理意义：某缓冲溶液因外加强酸或强碱的量为而发生pH的变化，变化的幅度为，为区间缓冲溶液具有的平均缓冲指数。五重要的缓冲溶液1标准缓冲溶液；2缓冲溶液的选择原则对测量没有干扰；所需控制的pH应在其缓冲范
9、围之内；具有足够的缓冲容量；缓冲物质应廉价易得，避免污染。2.6 酸碱指示剂一酸碱指示剂的原理二指示剂的用量三离子强度的影响当时，又所以理论变色点为：增强离子强度，指示剂的理论变色点变小。其他因素：温度的改变、胶体的存在等。四混合指示剂1同时使用两种指示颜色，利用彼此颜色之间的互补作用，使颜色更加敏锐；2由指示剂与惰性染料组成。2.7 酸碱滴定基本原理一用强碱滴定强酸标准滴定 滴定常数：滴定分数：滴入比，滴入百分率。二用强碱滴定一元弱酸当时为用滴定，突跃范围为7.749.70。三多元酸和混合酸的滴定：；2.8 终点误差一强碱滴定强酸例：以甲基橙为指示剂，计算滴定等浓度的终点误差。解：，二强碱滴
10、定一元弱酸例：用滴定等浓度的，以酚酞为指示剂（），计算终点误差。解：，三强碱滴定多元弱酸第一化学计量点：第二化学计量点：2.9 酸碱滴定法的应用一混合碱的测定烧碱中和的测定氯化钡法；双指示剂法。二极弱酸（碱）的测定1弱酸强化 （）络合反应、沉淀反应、氧化还原法。三铵盐中氮的测定1蒸馏法2甲醛法四酸碱滴定法测定磷五氟硅酸钾法测定硅2.10 非水溶液中的酸碱滴定一.非水滴定中的溶剂1.分类两性溶剂:中性、酸性、碱性非释质子性溶剂2性质拉平效应；区分效应二非水滴定条件的选择1溶剂的选择2滴定剂的选择第三章.络合滴定法3.1 分析化学中常用的络合物一简单络合物二螯合物1“”型2“”型3“”型4含硫螯合
11、剂“”型、“”型、“”型三乙二胺四乙酸四乙二胺四乙酸的螯合物3.2 络合物的稳定常数一络合物的稳定常数 逐级累积稳定常数：总稳定常数：二溶液中各级络合物的分布设溶液中的总浓度为，的总浓度为 物料平衡： 三平均配位数：表金属离子络合配位体的平均数。3.3 副反应系数和条件稳定常数一副反应系数1络合剂的副反应及副反应系数的酸效应与酸效应系数n元酸：共存离子效应：的总副反应系数：第四章.氧化还原滴定法4.1 氧化还原平衡一概述1可逆与不可逆氧化还原电对2对称与不对称电对二条件电势三氧化还原平衡常数四化学计量点时反应进行的程度五影响反应速率的因素1反应物浓度2温度3催化剂六催化反应和诱导反应1催化反应2诱导反应4.2 氧化还原滴定原理一氧化还原滴定指示剂1自身指示剂2显色指示剂3本身发生氧化还原反应的指示剂二氧化还原滴定曲线1对称的氧化还原滴定反应滴定曲线方程；化学计量电电势的计算；滴定突跃范围。三氧化还原滴定结果的计算四终点误差设滴定反应为氧化剂滴定还原剂，即（两个半反应的电子转移数均为1，且两个电对均为对称电对）对于电对，在终点与化学计量点时有如下关系：当滴定终点与化学计量点接近时，得即： 同理可推出：将与代入，且由于在化学计量点时，得：对于电对，化学计
