分析化学期末复习资料.doc

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分析化学期末复习资料

第一章绪论

1.分析化学包括：

定量分析，定性分析，结构分析（形态分析）

2.定性分析的对象包括：

样本，分析物

3.按样本大小可分为：

常量分析（固：

>100mg，液：

>10mL），半微量分析（固：

10~100mg，液：

1~10mL），微量分析（固：

0.1~10mg，液：

0.01~1mL）

4.按分析物在样品中所占含量可分为：

主要（常量）组分分析（>1%），微量组分分析（0.01~1%），痕量组分分析（<0.01%）

第二章误差及分析数据的统计处理

1.误差：

测定值与真值之间的差值。

2.绝对误差：

E=

3.相对误差：

Er=100%

4.准确度：

测定平均值与真值接近的程度，常用误差大小表示。

误差小，准确度高。

5.偏差：

个别测定结果与几次测定结果的平均值之间的差值。

6.绝对偏差：

di=Xi-

7.相对偏差：

dr=100%

8.相对平均偏差：

100%

9.（样本）标准偏差：

s=

10.精密度：

在相同条件下，多次重复测定值相互符合的程度，常用偏差大小表示。

11.实验结果首先要求精密度高，才能保证有准确的结果，但高的精密度不一定能保证有高的准确度。

（如无系统误差存在，则精密度高，准确度也高）

12.校正系统误差（准确度，误差）的方法：

改进方法，校正仪器，对照实验，空白实验，回收率实验

13.校正随机（偶然）误差（精密度，偏差）的方法：

增加测定次数

14.随机误差大，系统误差不一定大

15.可疑值的取舍：

G检验（书p17）（G=，s：

标准偏差），Q检验（p18）

16.平均值的置信区间（p14）：

（t：

查表可得，n；测定次数）

17.判断两组数据精密度是否有差异（p19）：

F检验（与偏差有关）（F=）

18.比较某测定值与标准值有无显著性差异（p19）：

t检验（与误差有关）[t=（μ：

标准值）]

19.有效数字：

1）pH、pM、pKa、pKb、lgK等有效数字位数，按小数点后的位数来算（书p23；eg：

pKa=4.74，则Ka=1.8都是2位有效数字）

2）修约规则：

“四舍六入五留双”&“奇进偶舍（倒数第二位为5时）”（书p23）

3）运算规则：

加减法：

先计算后修约，与小数点后位数最少的相同；乘除法：

结果的有效数字位数与所有数中有效数字位数最少的相同

4）实验中数据统计中的有效数字：

万分之一天平（保留到小数点后4位）；滴定管（小数点后2位）；移液管（小数点后2位）；标准溶液浓度（小数点后4位）；高含量组分>10%（小数点后4位）；中含量组分1~10%（小数点后3位）；微量组分<1%（小数点后2位）

第三章滴定分析

1.滴定分析法按原理分：

氧化还原滴定法，酸碱滴定法，配位（络合）滴定法，沉淀滴定法

2.按实验方法分：

直接滴定法，间接滴定法，置换滴定法，返滴定法

3.直接滴定法：

使用一种标准溶液eg：

NaOH滴定HAc

4.返滴定法：

用两种标准溶液eg：

测定Al3+：

Al3++EDTA（过量）=AlEDTAEDTA+Zn=ZnEDTA

5.标准溶液：

在滴定分析中用来和被测组分发生反应的浓度准确已知的试剂溶液。

6.滴定：

将标准溶液通过滴定管剂量加入待测溶液中直到两者间反应完全的过程。

此时被滴定的试液称为滴定液，所滴加的标准溶液称为滴定剂。

7.化学计量点：

当加入的标准溶液与待测组分按反应式的化学计量关系恰好反应完全时，反应到达了化学计量点（不一定pH=7）

8.滴定终点：

指示剂的变色点

9.基准物：

能够直接用于配制标准溶液的物质（条件：

物质组成与化学式完全相符；试剂纯度高，在99.9%以上；化学性质稳定；试剂最好具有较大的摩尔质量）

10.常用的基准物有：

基准物（滴定液）

滴定剂

反应方程式

K2Cr2O7

Na2S2O3

6I-+14H++Cr2O72-2Cr3++3I2+7H2O；

I2+2S2O32-=2I-+S4O62-

Na2C2O4

KMnO4

2MnO4-+5C2O42-+16H+=2Mn2++10CO2+8H2O

H2C2O4·2H2O

NaOH（1：

2）

H2C2O4+2NaOH=Na2C2O4+2H2O

KHP邻苯二甲酸氢钾

NaOH

KHP+NaOH=KNaP+H2O

Na2B4O7·10H2O

HCl（1：

2）

B4O72-+2H++5H2O=4H3BO3

CaCO3

EDTA

\

NaCl

AgNO3

Ag++Cl-=AgCl

Na2CO3

HCl

Na2CO3+HCl=NaHCO3+NaCl（酚酞作指示剂）；

Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2（甲基橙）

11.NaOH、盐酸（除恒沸溶液外）、KMnO4、EDTA、Na2S2O3等不宜用直接法配制

12.滴定分析对化学反应的要求：

1）反应按一定的方程式进行，无副反应，即具有确定的化学计量关系

2）反应程度完全，能达到99.9%以上

3）反应速度要快，或通过改变反应条件能使反应加速

4）有适当的方法确定反应化学计量点

第四章酸碱滴定法

1.共轭酸共轭碱+H+

2.酸碱半反应：

各个共轭酸碱对的质子得失反应，该反应不能单独发生

3.共轭酸碱对满足：

Ka·Kb=Kw=10^-14（eg：

H3PO4~H2PO4-：

Ka1·Kb3=Kw）

4.共轭酸酸性越强，其对应的共轭碱碱性越弱（书p48~50）

5.分布系数（）：

某一存在形式的平衡浓度占总浓度的分数。

（eg：

书p52H3PO4）

6.分布系数仅与溶液中的[H+]及本身的酸特性Ka有关，而与酸的总浓度无关。

7.分布曲线：

不同pH溶液中酸碱存在形式的分布。

（书p52）

8.分布曲线在酸碱滴定中的作用：

1）判断能否家通过控制溶液的pH进行分步测定（几个滴定突跃）

2）判断在某个pH时，同时有哪几种存在形式，以哪一种存在形式为主

9.质子平衡（PBE）（书p55）

10.pH计算（书p60表4-1，尤其是最简式（c）），以及化学计量点时pH的计算

11.共轭酸碱对构成的缓冲溶液能控制的pH范围：

pKa1（缓冲能力最大对应pH=pKa）

12.酸碱指示剂的理论变色范围：

pKa1

13.酸碱指示剂选择原则：

1）应使指示剂的变色范围处于或部分处于滴定突跃范围内

2）化学计量点与指示剂变色范围接近

14.强碱滴定弱酸：

可直接准确滴定的条件：

cKa10^-8

15.强酸滴定弱碱：

可直接准确滴定的条件：

cKb10^-8

16.二元酸可进行分步滴定的条件：

cKa110^-9，cKa2＞10^-9且Ka1/Ka2>10^4（2个滴定突跃）；

cKa110^-9，cKa2＞10^-9且Ka1/Ka2<10^4（1个滴定突跃）；

cKa110^-9，cKa2＜10^-9且Ka1/Ka210^4（只有二元酸的一级离解的H+被滴定）

17.n元酸不一定有n个滴定突跃

18.滴定突跃的影响因素：

1）强碱滴定强酸：

起点与CHCl有关，落点与CNaOH有关

2）强碱滴定弱酸：

起点与pKa（酸）有关，落点与CNaOH有关

19.双指示剂法测定混合碱：

样品

V1

V2

V1&V2

NaOH

V1>0

V2=0

V1>V2

Na2CO3

V1>0

V2>0

V1=V2

NaHCO3

V1=0

V2>0

V1

NaOH、Na2CO3

V1>0

V2>0

V1>V2

Na2CO3、NaHCO3

V1>0

V2>0

V1

当V1>V2时：

酚酞变色：

NaOH+HCl=NaCl，Na2CO3+HCl=NaHCO3+NaCl

甲基橙变色：

NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2

VNaOH=V1-V2，VNa2CO3=V2

当V1

酚酞变色：

Na2CO3+HCl=NaHCO3+NaCl

甲基橙变色：

NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2

VNa2CO3=V1，VNaHCO3=V2-V1

V1：

使酚酞变色所用的HCl的体积

V2：

使甲基橙变色所用HCl的体积

20.酸碱滴定法应用：

1）硼酸（H3BO3，一元酸）的测定：

不能用标准碱溶液直接滴定。

当其与多羟基化合物形成配合酸后，用NaOH标准溶液滴定，化学计量点的pH在9左右，用酚酞作指示剂。

2）铵盐的测定：

不能用标准碱溶液直接滴定。

用甲醛法进行测定，当其与甲醛反应后，用标准碱溶液滴定，由于反应生成六亚甲基四胺，是一种极弱的有机酸，用酚酞作指示剂。

第五章配位（络合）滴定法

1.乙二胺四乙酸，即EDTA（H4Y），六元酸，在溶液中有7种存在形式

在这七种型体中，只有Y4-能与金属离子直接络合，溶液的酸度越低，Y4-的分布分数就越大。

因此，EDTA在碱性溶液中络合能力较强。

2.用乙二胺四乙酸二钠（Na2H2Y·2H2O）作为滴定剂，此时pH在4.3左右

3.EDTA与金属离子形成的配合物的特点：

1）配位能力强，络合广泛。

2）配比比较简单，多为1:

1

3）配合物大多带电荷，水溶性较好。

4）配合物的颜色主要决定于金属离子的颜色。

即无色的金属离子与EDTA络合，则形成无色的螯合物，有色的金属离子与EDTA络合物时，一股则形成颜色更深的螯合物。

4.金属离子与EDTA发生配位反应的稳定（形成）常数KMY：

5.EDTA的酸效应及酸效应系数

1）pH越低，越大，K’MY越小；pH越高，越小，K’MY越大

2）越大，越不利于主反应的进行，条件稳定常数越小（=KMY/）

6.不考虑其他副反应：

7.溶液pH对滴定的影响可归结为：

1）提高溶液pH，酸效应系数减小，增大，有利于滴定

2）提高溶液pH，金属离子易发生水解反应，使减小，不利于滴定

故两种因素相互制约，直至达到最佳点（或范围），即条件稳定常数能够满足滴定要求，同时金属离子也不发生水解。

8.判断单一金属离子能够被准确滴定的条件：

1）（c：

金属离子的分析浓度，即化学计量点时金属离子的浓度；：

MY的条件形成常数）

2）当c=0.01mol/L时，仅考虑酸效应

（最低pH，即最高酸度）

3）最低酸度：

由金属离子氢氧化物的溶度积和金属离子浓度决定

[OH-]max=

9.金属指示剂指示原理：

M+In（颜色A）MIn（颜色B）

滴定前：

M（过量）+InMIn（B）

滴定过程中：

M+YMY

滴定终点：

MIn+Y=MY+In（A）

故EDTA直接滴定有色金属离子时，其指示终点的颜色：

游离指示剂的颜色和EDTA-金属指示剂络合物的混合颜色。

10.金属指示剂必须具备的几个条件:

①在滴定的pH范围内，游离指示剂和指示剂与金属离子形成的络合物两者颜色有显著差别

②指示剂与金属离子形成的有色络合物要有适当的稳定性。

③指示剂与金属离子形成的络合物应易溶于水，不生成胶体溶液或沉淀。

11.常见的金属指示剂：

铬黑T（EBT）；钙指示剂

12.判断能否利用控制酸度对混合金属离子进行分别滴定的条件：

13.掩蔽和解蔽方法：

1）掩蔽方法：

①配位掩蔽法：

以三乙醇胺掩蔽试样中的Fe3+、Al3+和Mn2+，使之生成更稳定的配合物，消除干扰；在Al3+与Zn2+两种离子共存时，可用NH4F掩蔽Al3+，再于pH=5~6（六亚甲基四胺调节pH）时，用EDTA滴定Zn2+。

②沉淀掩蔽法：

测定Ca2+、Mg2+离子，加入NaOH溶液（掩蔽Mg2+），使pH>12，则Mg2+生成Mg（OH）2沉淀，用钙指示剂可以指示EDTA滴定Ca2+的终点。

③氧化还原掩蔽法：

用EDTA滴定Bi3+、Zr4+、Th4+等离子时，以抗坏血酸（Vc）或羟胺将Fe3+还原成Fe2+，消除干扰

2）解蔽方法：

铜合金中Cu2+、Zn2+、Pb2+三种离子共存，预测定其中Zn2+和Pb2+，用氨水中和试液，加KCN掩蔽Cu2+和Zn2+，在pH=10时，用铬黑T作指示剂，用EDTA滴定Pb2+。

滴定后的溶液，加入甲醛或三氯乙醛作解蔽剂，再用EDTA继续滴定Zn2+。

14.配位（络合）滴定法的应用：

测金属离子的含量

15.自来水硬度的测定（EDTA测Ca2+、Mg2+）：

①pH=10.0，以铬黑T（EDT）指示剂，测Ca、Mg总量（Mg-EBT紫红色EBT蓝色）

②pH=12.5，以钙指示剂，测Ca的含量

16.可用EDTA直接滴定法测定的离子

pH=1，滴定Bi3+

pH=1.5～2.5，滴定Fe3+

pH=2.5～3.5，滴定Th4+

pH=5～6，滴定Zn2+、Pb2+、Cd2+、稀土

pH=9～10，滴定Zn2+、Mn2+、Cd2+、稀土

pH=10，滴定Mg2+

pH=12～13，滴定Ca2+

第六章氧化还原滴定法

1.氧化还原反应的实质：

电子的转移Ox（氧化态）+ne-=Red（还原态）

2.能斯特方程式：

（：

标准电极电位，aOx和aRed分别为氧化态和还原态的活度）

3.（：

条件电极电位，是在特定条件下，氧化态和还原态的总浓度均为1mol·L-1时的实际电极电位，它在条件不变时为一常数）

4.若；

若

5.可逆对称氧化还原反应：

n2Ox1+n1Red2=n2Red1+n1Ox2

条件平衡常数的对数：

（n：

n1，n2的最小公倍数）

6.氧化还原反应完全两电