分析化学笔记总结第一章.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：①取样（选择具有代表性的试样）。

②试样分解和分析试液的制备。

③分离及测定。

④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：2d k m Q ⨯≥k ：缩分常数的经验值，试样均匀度越差，k 越大，通常k 为1~05.02-⋅mm kg 。

kg m Q 2.7362.062.02=⨯=⨯≥2.试样的分解：①溶解法：溶剂为水、酸、碱、混合酸等 ②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①固体试样：SBm m =ω1-⋅g g μ（610-）；1-⋅g ng （910-）；1-⋅g pg （1210-）②液体试样：a .物质的量浓度：1-⋅L molb .质量摩尔浓度：待测组分的物质的量除以溶剂的质量，单位：1-⋅kg molc .质量分数：量纲为1d .体积分数：e 摩尔分数：f .质量浓度：单位体积中某种物质的质量，1-⋅L mg、1-⋅L g μ③气体试样： 体积分数表示。

§1.2 分析化学中的误差一.真值（T x ）：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（x ）：n 次测量数据的算术平均值。

∑=++++=i n x nx x x x x 1321Λ三.中位数M x ：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。

①重复性； ②再现性。

五.误差和偏差1.误差E ：测定结果与真值（T x ）之间的差值。

E x x T =-（E 为正值，Tx x>；E 为负值，T x x<）①绝对误差a E ：测定值与真实值之差。

例：x =81.18%，T x =80.13%则a E =x -T x =81.18%-80.13%=+1.05% ②相对误差：误差与真实值中所占的百分率()%100%100⨯-=⨯=TT T a r x x x x E E 2．偏差d ：表测定结果与平均结果之间的差值。

∑=--=-=ni ix n x x x d 11--=x x d 11；--=x x d 22；……；--=x x d i i 。

---=-++-+-=∑x x x x x x d i ni i ΛΛ2110111=⨯⨯-=∑∑==ni i ni i x n n x ①平均偏差：（表示精密度）∑=-⨯=+++=ni in d n n d d d d 1211Λ②相对平均偏差：六．极差R ：一组测量数据中，最大值（m ax x ）与最小值（m in x ）之差称为极差。

（全距或范围误差）min max x x R -=相对极差：%100⨯-xR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）①方法误差：由分析方法本身所造成的 ②仪器和试剂误差； ③操作误差； ④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）①有确定的化学计量关系（即按照一定的反应方程式进行）； ②反应必须定量地进行； ③具有较快的反应速度；④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：①试剂的组成与化学式完全相符； ②试剂的纯度足够高（≥99.9%） ③性质稳定；④有较大的摩尔质量（减小称量时的相对误差）⑤标定反应时应定量的进行。

3．标准溶液的配制①直接法 ②标定法 四．滴定分析的计算1．标准溶液浓度的表示方法：1421.0)(-⋅=L mol SO H c1422.0)21(-⋅=L mol SO H c 14205.0)2(-⋅=L mol SO H c)2(2)21(21)(B c B c B c ==)(B c baB a b c =⎪⎭⎫ ⎝⎛ 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。

100500.0722-⋅=mL g T O Cr K Fe2．滴定剂与被测物质之间的关系 3．标准溶液浓度的计算①直接配制法 ②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δ，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； 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①测定的结果是用浓度还是用活度来表示；②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； ③如果这种影响是不可忽略的，如何进行校正。

2．活度系数i γ：c ai γ=3．德拜—休克儿(Debye —H ückel)公式：AB 型11.0-⋅<L mol c⎥⎥⎦⎤⎢⎢⎣⎡+⨯⨯=-I a B IZ oii 1512.0lg 2γ i Z ：电荷B ：常数，25℃时，为0.00328 oa ：离子体积系数（pm ）I ：离子强度，∑=⨯⨯=ni i i Z c I 1221当I 较小时，IZ i i⨯⨯=-25.0lg γ四．酸碱反应的平衡常数—解离常数 1．反应常数：O OH H 2H =+-+100.1410][][1--+==⨯=W t K OH H K 强碱滴定弱酸：O A OH HA 2H +⇔+--1][][][--+==⨯=a Wbc K K K A H HA K 2．活度常数a KHAA H a a a a K -+⨯=3．a K 与ca K 的关系-+-+-+⨯=⨯⨯⨯=⨯=-+A H a A H HA HA A H caK a a a HA A H K γγγγγ][][][§2.2 分布分数δ的计算一．分布分数δ：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：()()][][][][][][][][][][][][][][][HAc H Ac HAc H HAc HAc H HAc H K H Ac HAc HAc c HAc a HAc+-++++-⨯+⨯⨯=+=+==δ ()][][][][][][][][][][HAc H Ac HAc HAc H Ac Ac HAc Ac Ac+-+---⨯+⨯=+=-δHAc c HAc δ⋅=][三．多元酸溶液（如422O C H ）⇒物料守恒422O C H /0δ、-42O HC /1δ、-242O C /2δ总浓度为1/-⋅L mol c][][][24242422--++=O C O HC O C H c1210=++δδδ][][][][][242424224224220--++==O C O HC O C H O C H c O C H δ ][][][][1142224242242O C H O C O C H O HC --++=2][][11211++⨯++=H K K H K a a a211][][][22a a a K K H K H H ⨯+⨯+=+++][][][][323421211++++⨯⨯+⨯⨯+⨯+H K K K H K K H K H a a a a a a§2.3 质子条件与pH 的计算一．物料平衡、电荷平衡和质子条件 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。

①c1-⋅L mol 的43PO Hc PO HPO PO H PO H =+++---][][][][34244243②3102-⨯1-⋅L mol 23)(NO Cu 与2.01-⋅L mol 3NH331022][--⨯⨯=NO 1-⋅L mol])([])([])([])([])([][253243233223232+++++++++++NH Cu NH Cu NH Cu NH Cu NH Cu Cu 3102-⨯=1-⋅L mol])([5])([4])([3])([2])([][253243233223233++++++++++NH Cu NH Cu NH Cu NH Cu NH Cu NH 2.0=1-⋅L mol2．电荷平衡方程（CBE ）单位体积溶液中阳离子所带正电荷的量（mol ）应等于阴离子所带负电荷的量（mol ）。

①c1-⋅L mol 的NaCN][][][][--+++=+OH CN H Na②c1-⋅L mol 的2CaCl-++=Cl Ca CaCl 222 -++⇔OH H O H 2][][][2][2--+++=+OH Cl Ca H③c1-⋅L mol 的2)(Ac Ca-++⇔Ac Ca Ac Ca 2)(22-++⇔OH H O H 2HAc Ac H ⇔+-+][][][][][][][2][2----++=+-++=+OH HAc Ac HAc Ac OH Ca H][][22-+>Ac Ca⇒][][-+<OH H ⇒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（mol ）与酸失去质子的量（mol ）相等。

3NaHCO ：-+→←OH O H H 2 --→←23332CO HCO CO H][][][][2332--++=+CO OH CO H H二．pH 的计算 1．强酸（碱）溶液 2．一元弱酸（碱）溶液HA ：c 1-⋅L mol-++⇔A H HA ][][][--++=A OH H][][][][++++=H HA K H K H a W⇒][][HA K K H a W +=+ aHAa K H H c c K +⨯=⨯=++][][δ⇒()0][][][23=-+-++++W a W a a K K H K c K H K H当W a K HA K 20][≥时，0=W Ka a K H K H -+++23][][W a a K c K HA K 20][≥≈（500≥aK c） 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．O H 2及强酸强碱的浓度对数图 二．一元弱酸的浓度对数图HAc 01.0=c 1-⋅L mol HAc 、-Ac 、+H 、-OH]lg[HAc ～pH][][][+++==H K H c c HAc a HAcδ ()][lg lg ]lg[++--=H K pH c HAc a①当a K H>>+][时，c HAc ≈][则2lg ]lg[-==c HAc②若a K H=+][则c HAc 21][=2．绘制浓度对数图的步骤 ①确定体系点S （a pK ，c lg ）；②通过体系点，绘制斜率为0，-1和+1三条直线； ③校正。