分析化學課程知識點總結

1、i第二章誤差和分析數據處理-章節(jié)小結1.基本概念及術語準確度：分析結果與真實值接近的程度，其大小可用誤差表示。精密度:平行測量的各測量值之間互相接近的程度， 其大小可用 偏差表示。系統(tǒng)誤差:是由某種確定的原因所引起的誤差， 一般有固定的方 向（正負）和大小，重復測定時重復出現(xiàn)。包括方法誤差、儀器或試 劑誤差及操作誤差三種。偶然誤差:是由某些偶然因素所引起的誤差，其大小和正負均不 固定。有效數字:是指在分析工作中實際上能測量到的數字。 通常包括 全部準確值和最末一位欠準值（有1個單位的誤差）。匕布：指少量測量數據平均值的概率誤差分布。可采用t分布 對有限測量數據進行統(tǒng)計處理。置信水平與顯著性水平

2、：指在某一t值時，測定值x落在士tS范圍內的概率，稱為置信水平（也稱置信度或置信概率），用P表示； 測定值x落在士tS范圍之外的概率（1P）,稱為顯著性水平， 用a表示。置信區(qū)間與置信限：系指在一定的置信水平時，以測定結果X為中心，包括總體平均值在內的可信范圍，即卩=XUc,式中U為置信限。分為雙側置信區(qū)間與單側置信區(qū)間。顯著性檢驗：用于判斷某一分析方法或操作過程中是否存在較大 的系統(tǒng)誤差和偶然誤差的檢驗。包括t檢驗和F檢驗。2.重點和難點（1）準確度與精密度的概念及相互關系準確度與精密度具有不 同的概念，當有真值（或標準值）作比較時，它們從不同側面反映了 分析結果的可靠性。準確度表示測量結果

3、的正確性，精密度表示測量 結果的重復性或重現(xiàn)性。雖然精密度是保證準確度的先決條件，但高 的精密度不一定能保證高的準確度，因為可能存在系統(tǒng)誤差。只有在 消除或校正了系統(tǒng)誤差的前提下，精密度高的分析結果才是可取的，因為它最接近于真值（或標準值），在這種情況下，用于衡量精密度 的偏差也反映了測量結果的準確程度。2（2）系統(tǒng)誤差與偶然誤差的性質、來源、減免方法及相互關系系 統(tǒng)誤差分為方法誤差、儀器或試劑誤差及操作誤差。系統(tǒng)誤差是由某 些確定原因造成的，有固定的方向和大小，重復測定時重復出現(xiàn)，可 通過與經典方法進行比較、校準儀器、作對照試驗、空白試驗及回收 試驗等方法，檢查及減免系統(tǒng)誤差。偶然誤差是由某

4、些偶然因素引起 的，其方向和大小都不固定，因此，不能用加校正值的方法減免。但 偶然誤差的出現(xiàn)服從統(tǒng)計規(guī)律， 因此，適當地增加平行測定次數，取 平均值表示測定結果，可以減小偶然誤差。二者的關系是，在消除系 統(tǒng)誤差的前提下，平行測定次數越多，偶然誤差就越小，其平均值越 接近于真值（或標準值）。（3）有效數字保留、修約及運算規(guī)則保留有效數字位數的原則是，只允許在末位保留一位可疑數。 有效數字位數反映了測量的準確 程度，絕不能隨意增加或減少。在計算一組準確度不等（有效數字位 數不等）的數據前，應采用“四舍六入五留雙”的規(guī)則將多余數字進 行修約，再根據誤差傳遞規(guī)律進行有效數字的運算。 幾個數據相加減 時

5、，和或差有效數字保留的位數，應以小數點后位數最少（絕對誤差 最大）的數據為依據；幾個數據相乘除時，積或商有效數字保留的位 數，應以相對誤差最大（有效數字位數最少）的數據為準，即在運算 過程中不應改變測量的準確度。（4）有限測量數據的統(tǒng)計處理與t分布通常分析無法得到總體 平均值和總體標準差 僅能由有限測量數據的樣本平均值和樣本標準差S來估計測量數據的分散程度， 即需要對有限測量數據進行統(tǒng)計處理， 再用統(tǒng)計量去推斷總體。由于和S均為隨機變量，3因此這種估計必然會引進誤差。 特別是當測量次數較少時， 引入的誤 差更大， 為了補償這種誤差， 可采用t分布（即少量數據平均值的概 率誤差分布）對有限測量數

6、據進行統(tǒng)計處理。（5）置信水平與置信區(qū)間的關系 置信水平越低， 置信區(qū)間就越 窄，置信水平越高， 置信區(qū)間就越寬， 即提高置信水平需要擴大置信 區(qū)間。 置信水平定得過高， 判斷失誤的可能性雖然很小， 卻往往因置 信區(qū)間過寬而降低了估計精度， 實用價值不大。在相同的置信水平下， 適當增加測定次數n,可使置信區(qū)間顯著縮小，從而提高分析測定的 準確度。（6）顯著性檢驗及注意問題t檢驗用于判斷某一分析方法或操4作過程中是否存在較大的系統(tǒng)誤差， 為準確度檢驗， 包括樣本均值與 真值（或標準值）間的t檢驗和兩個樣本均值間的t檢驗；F檢驗是 通過比較兩組數據的方差S2,用于判斷兩組數據間是否存在較大的 偶然

7、誤差，為精密度檢驗。兩組數據的顯著性檢驗順序是，先由F檢驗確認兩組數據的精密度無顯著性差別后， 再進行兩組數據的均值 是否存在系統(tǒng)誤差的t檢驗，因為只有當兩組數據的精密度或偶然誤 差接近時， 進行準確度或系統(tǒng)誤差的檢驗才有意義， 否則會得出錯誤 判斷。需要注意的是：檢驗兩個分析結果間是否存在著顯著性差異 時，用雙側檢驗；若檢驗某分析結果是否明顯高于（或低于）某值， 則用單側檢驗；由于t與F等的臨界值隨a的不同而不同，因此 置信水平P或顯著性水平a的選擇必須適當， 否則可能將存在顯著 性差異的兩個分析結果判為無顯著性差異，或者相反。（7）可疑數據取舍 在一組平行測量值中常常出現(xiàn)某一、 兩個測 量

8、值比其余值明顯地偏高或偏低， 即為可疑數據。 首先應判斷此可疑 數據是由過失誤差引起的，還是偶然誤差波動性的極度表現(xiàn)？若為前 者則應當舍棄，而后者需用Q檢驗或G檢驗等統(tǒng)計檢驗方法，確定該 可疑值與其它數據是否來源于同一總體，以決定取舍。（8）數據統(tǒng)計處理的基本步驟 進行數據統(tǒng)計處理的基本步驟是， 首先進行可疑數據的取舍（Q檢驗或G檢驗），而后進行精密度檢驗 （F檢驗），最后進行準確度檢驗（t檢驗）。（9）相關與回歸分析 相關分析就是考察x與y兩個變量間的相 關性，相關系數r越接近于1，二者的相關性越好， 實驗誤差越小， 測量的準確度越高。回歸分析就是要找出x與y兩個變量間的函數關 系，若x與y

9、之間呈線性函數關系，即可簡化為線性回歸。3基本計算（1）絕對誤差：3=x-卩（2） 相對誤差：相對誤差=（5/匕）x100%或相對誤差=（5/x）x100%53）絕對偏差：d = x4）平均偏差：5）相對平均偏差：66)標準偏差：(7)相對標準偏差：(8)樣本均值與標準值比較的t檢驗：79) 兩 組 數 據 均 值 比 較 的t檢 驗 ：10) 兩 組 數 據 方 差 比 較 的F檢 驗 ：8（S1S2）11） 可 疑 數 據 取 舍 的Q檢 驗 ：(12) 可疑數據取舍的G檢驗：第三章滴定分析法概論-章節(jié)小結一、主要內容1.基本概念化學計量點：滴定劑的量與被測物質的量正好符合化學反應式所 表

10、示的計量關系的一點。滴定終點：滴定終止(指示劑改變顏色)的一點。滴定誤差：滴定終點與化學計量點不完全一致所造成的相對誤 差。可用9林邦誤差公式計算。滴定曲線：描述滴定過程中溶液濃度或其相關參數隨加入的滴定 劑體積而變化的曲線。滴定突躍和突躍范圍:在化學計量點前后士0.1%,溶液濃度及其 相關參數發(fā)生的急劇變化為滴定突躍。突躍所在的范圍稱為突躍范 圍。指示劑：滴定分析中通過其顏色的變化來指示化學計量點到達的 試劑。一般有兩種不同顏色的存在型體。指示劑的理論變色點：指示劑具有不同顏色的兩種型體濃度相等 時，即In=XIn時，溶液呈兩型體的中間過渡顏色， 這點為理論變 色點。指示劑的變色范圍：指示劑

11、由一種型體顏色變?yōu)榱硪恍腕w顏色時 溶液參數變化的范圍。標準溶液：濃度準確已知的試劑溶液。常用作滴定劑。基準物質：可用于直接配制或標定標準溶液的物質。2.基本理論(1) 溶液中各型體的分布：溶液中某型體的平衡濃度在溶質總 濃度中的分數稱為分布系數Si。弱酸HA有n+1種可能的存在型體，即HA,H-iA-HA(n-1)和An-。各型體的分布系數的計算：分母為H+n+H+n-1Kai+H+KalKa2+ +Ka(n-1)+KalKa2+.+Kan,而分子依次為其中相應的各項。能形成n級配合物ML的金屬離子在配位平衡體系中也有n+1種 可能的存在型體。各型體的分布系數計算：分母為1 +BiL+B2L2

12、+BnLn，分子依次為其中相應的各項。(2) 化學平衡處理方法：1質量平衡：平衡狀態(tài)下某一組分的分析濃度等于該組分各種型 體的平衡濃度之和。注意：在質量平衡式中，各種型體平衡濃度前的系數等于1摩爾 該型體中含有該組分的摩爾數。102電荷平衡：溶液中荷正電質點所帶正電荷的總數等于荷負電質 點所帶負電荷的總數。注意：在電荷平衡方程中，離子平衡濃度前的系數等于它所帶電 荷數的絕對值；中性分子不包括在電荷平衡方程中。3質子平衡：酸堿反應達平衡時，酸失去的質子數與堿得到的質 子數相等。寫質子條件式的要點是：a.從酸堿平衡體系中選取質子參考水準(又稱零水準)，它們 是溶液中大量存在并參與質子轉移反應的物質

13、。b.根據質子參考水準判斷得失質子的產物及其得失的質子數， 繪出得失質子示意圖(包括溶劑的質子自遞反應)c.根據得、失質子數相等的原則寫出質子條件式。質子條件式 中應不包括質子參考水準， 也不含有與質子轉移無關的組分。 由于水 溶液中的水也參與質子轉移，所以水是一個組分。注意：在質子條件式中， 得失質子產物平衡濃度前的系數等于其 得、失質子數。還可采用質量平衡和電荷平衡導出質子條件式。3.基本計算（1）滴定分析的化學計量關系：tT + bB = cC + dD，nT/nB=t/b（2）標準溶液配制：cT = mT/（ VTxMT）（3）標準溶液的標定：兩種溶液）11（B為固體基準物質）124）

14、被測物質質量：（5）有關滴定度計算：TT/B=mB/VT與物質量濃度的關系）6）林邦誤差公式：13pX為滴定過程中發(fā)生變化的與濃度相關的參數，如pH或pMpX為終點p%p與計量點pX；p之差即pX=p%ppX；p；Kt為滴定反應平衡常數即滴定常數；C與計量點時滴定產物的總濃度Csp有關。二、重點和難點（一）滴定分析本章介紹了各種滴定分析過程和概念、 滴定曲線和指示劑的一般 性質。在學習滴定分析各論之前，本章能起到提綱挈領的作用；在學 習各論之后，它又是各章的總結。有關問題有待在其后各章的學習中 加深理解。滴定曲線是以加入的滴定齊y體積（或滴定百分數）為橫坐標，溶 液中組分的濃度或其有關某種參數

15、（如pH電極電位等）為縱坐標 繪制的曲線。滴定曲線一般可以分為三段，其中在化學計量點前后 土0.1%（滴定分析允許誤差）范圍內，溶液濃度或性質參數（如酸堿 滴定中的PH）的突然改變稱為滴定突躍，突躍所在的范圍稱為突躍 范圍。一般滴定反應的平衡常數越大，即反應越完全，滴定突躍就越 大，滴定越準確。雖然大部分滴定（酸堿滴定、沉淀滴定、配位滴定）曲線的縱坐 標都是溶液中組分（被測組分或滴定劑）濃度的負對數，但為了把氧 化還原滴定（以溶液的電極電位為縱坐標） 包括在內，因而選用某種 “參數”為縱坐標。還應當指出，本章描述的只是滴定曲線的一種形 式，即隨著標準溶液的加入，“參數”（如pH）升高。實際還有

16、與 此相反的滴定曲線，如以酸標準溶液滴定堿時，隨著酸的加入，溶液 的pH值降低。（二）滴定分析計算滴定分析計算是本章的重點，本章學習的計算公式，可用于各種 滴定分析法。1.滴定分析計算的一般步驟正確寫出滴定反應及有關反應的反應方程式。找出被滴定組 分與滴定劑之間的化學計量關系（摩爾數比）。根據計算關系和有關公式進行正確計算2.滴定分析計算應注意的問題（1）找準化學計量關系：反應物之間的計量關系是滴定分析計 算的基礎。對于比較簡單的一步反應，由反應式即可看出計量關系。14對于步驟比較多的滴定分析，如返滴定、置換滴定和間接滴定，則需 逐步分析各反應物間的計量關系，然后確定待分析組分與標準溶液間 的

17、計量關系。（2）各物理量的單位（量綱）：一般，質量m的單位為g，摩 爾質量M的單位為g/mol，n的單位為mol,體積V的單位為L,但在 滴定分析中常以ml為單位，因此計算時需將ml轉換成以L為單位， 或將g轉換成以mg為單位。（3）摩爾數比和物質的量相等兩種方法的比較：因為物質的量濃度與物質的基本單元密切相關，因此進行滴定分析計算時要特別注 意物質的基本單元。教材采用摩爾數比的計算方法，在此方法中，物 質的基本單元就是反應方程式中的分子式， 其摩爾質量就是通常的分 子量，反應物之間的摩爾數比就是反應式中的系數之比。如果采用物質的量相等（等物質的量）的方法進行計算，即計量點時兩反應物的 物質的

18、量相等，則需要注意，這時物質的基本單元要根據具體化學反 應來決定，一般來說，在酸堿滴定中得失一個質子的單元或氧化還原 滴定中得失一個電子的單元為基本單元。（三）分布系數和化學平衡1.水溶液中溶質各型體的分布和分布系數在平衡體系中，一種溶質往往以多種型體存在于溶液中。 其分析 濃度是溶液中該溶質各種型體平衡濃度的總和， 平衡濃度是某型體的 濃度，以符號表示。分布系數是溶液中某型體的平衡濃度在該溶 質總濃度中所占的分數，又稱為分布分數，即：3i=i/C。（1） 弱酸（堿）分布系數：決定于該酸（堿）的性質（即Ka或Kb）和溶液的酸度，而與總濃度無關。（2）配位平衡中各型體（各級配合物）的分布系數與配

19、合物本身的性質（累積穩(wěn)定常數）及L的大小有關。對于某配合物，Bi值是一定的，因此，Si值僅是L的函數。M離子各型體MLi的平衡 濃度均可由下式求得：MLi= 8iCM通過學習學生應該能自己推導出其他體系 （如弱堿溶液）中的各 型體分布。學習分布系數的目的是為后續(xù)幾章的副反應系數 （如酸效 應系數、配15位效應系數等）奠定基礎。2.化學平衡包括質量平衡、電荷平衡和質子平衡，其中質子平衡是學習的重 點，這為酸堿滴定中溶液pH計算奠定基礎。質子平衡：當酸堿反應達到平衡時，酸失去的質子數與堿得到的 質子數相等。寫出質子條件式的要點是：選取溶液中大量存在并參與質子轉 移反應的物質為質子參考水準（又稱零水

20、準）。找出得失質子的產 物及其得失質子的物質的量。根據得失質子的量相等的原則寫出質 子條件式。質子條件式中不包括質子參考水準本身，也不含有與質子 轉移無關的組分。第四章酸堿滴定法-章節(jié)小結1.基本概念（1）混合指示劑：兩種或兩種以上指示劑相混合，或一種指示劑與另一種惰性染料相混合。利用顏色互補原理，使終點顏色變化敏 銳。（2）滴定反應常數（Kt）:是滴定反應平衡常數。強堿（酸）滴 定強酸（堿）：Kt=1/Kw=1014；強堿（酸）滴定弱酸（堿）：Kt=Ka（b）/Kw。Kt值越大，該滴定反應越完全，滴定突躍越大。（3）滴定曲線：以滴定過程中溶液pH值的變化對滴定體積 （或 滴定百分數）作圖而得

21、的曲線。（4）滴定突躍：化學計量點附近（）.1%）pH的突變。（5）滴定誤差：滴定終點與化學計量點不一致引起的誤差，與指示劑的選擇有關。(6)質子溶劑：能給出質子或接受質子的溶劑。包括酸性溶劑、 堿性溶劑和兩性溶劑。(7)無質子溶劑：分子中無轉移性質子的溶劑。包括偶極親質 子溶劑和惰性溶劑。(8) 均化效應和均化性溶劑：均化效應是指當不同的酸或堿在 同一溶16劑中顯示相同的酸堿強度水平；具有這種作用的溶劑稱為均化 性溶劑。(9) 區(qū)分效應和區(qū)分性溶劑：區(qū)分效應是指不同的酸或堿在同 一溶劑中顯示不同的酸堿強度水平；具有這種作用的溶劑稱為區(qū)分性 溶劑。2.基本原理(1)酸堿指示劑的變色原理：指示劑

22、本身是一類有機弱酸(堿), 當溶液的pH改變時，其結構發(fā)生變化，引起顏色的變化而指示滴定 終點。酸堿指示劑的變色范圍：pH=pKHIn；理論變色點：pH=pKHIn(2)選擇指示劑的原則：指示劑變色的pH范圍全部或大部分 落在滴定突躍范圍內，均可用來指示終點。(3)影響滴定突躍范圍的因素：酸(堿)的濃度，Ca(b)越大, 滴定突躍范圍越大。強堿(酸)滴定弱酸(堿)，還與Ka(b)的大小 有關。Ka(b)越大，滴定突躍范圍越大。(4 )酸堿滴定的可行性：強堿(酸)滴定一元弱酸(堿) :Ca(b)Ka(b)1-8,此酸、堿可被準確滴定。多元酸(堿):Ca1(b1)Ka1(b1)10,Ca2(b2)

23、Ka2(b2)10,則兩級離解的H+均可被滴定。若Ka1(b1)/Ka2(b2)105, 則可分步滴定，形成二個突躍。若Ka1(b1)/Ka2(b2)10,Ca2(b2)Ka2(b2)2Kw,c20Ki,o19弱酸弱堿鹽：若cKa20K,c20K,用最簡式：用最簡式：20緩沖溶液：若Ca20OH-、Cb20H+,(2)終點誤差：強堿滴定強酸的滴定誤差公式:用最簡式：21強酸滴定強堿的 滴定誤差公式：元弱酸的滴定誤差公式:22一元弱堿的滴定誤差公式:第五章配位滴定法-章節(jié)小結1.基本概念穩(wěn)定常數： 為一定溫度時金屬離子與EDTA配合物的形成常數，以KMY表示，此值越大，配合物越穩(wěn)定。逐級穩(wěn)定常數

24、和累積穩(wěn)定常數：逐級穩(wěn)定常數是指金屬離子與其 它配位劑L逐級形成MLn型配位化合物的各級形成常數。將逐級穩(wěn) 定常數相乘，得到累積穩(wěn)定常數。副反應系數：表示各種型體的總濃度與能參加主反應的平衡濃度 之比。它是分布系數的倒數。配位劑的副反應系數主要表現(xiàn)為酸效應 系數a/（H）和共存離子效應a（N）系數。金屬離子的副反應系數以OM表示，主要是溶液中除EDTA外的其他配位劑和羥基的影響。金屬指示劑：一種能與金屬離子生成有色配合物的有機染料顯色 劑，來指示滴定過程中金屬離子濃度的變化。金屬指示劑必須具備的條件：金屬指示劑與金屬離子生成的配合 物顏色應與指示劑本身的顏色有明顯區(qū)別。金屬指示劑與金屬配合物

25、（Mln）的穩(wěn)定性應比金屬-EDTA配合物（MY）的穩(wěn)定性低。一般 要求KMYKMOIO2。最高酸度：在配位滴定的條件下，溶液酸度的最高限度。23最低酸度：金屬離子發(fā)生水解的酸度。封閉現(xiàn)象：某些金屬離子與指示劑生成極穩(wěn)定的配合物，過量的EDTA不能將其從MIn中奪取出來，以致于在計量點附近指示劑也 不變色或變色不敏銳的現(xiàn)象。2基本原理（1）配位滴定法：EDTA與大多數金屬離子能形成穩(wěn)定配位化 合物，此類配合物不僅穩(wěn)定性高，且反應速度快，一般情況下，其配 位比為1：1，配合物多為無色。所以目前常用的配位滴定法就是EDTA滴定，常被用于金屬離子的定量分析。（2）準確滴定的條件：在配位滴定中，若化學

26、計量點和指示劑 的變色點pM=0.2將IgC冰MY6或CXKMY10作為能進行準 確滴定的條件，此時的終點誤差在0.1%左右。（3） 酸度的控制： 在配位滴定中，由于酸度對金屬離子、EDTA和指示劑都可能產生影響， 所以必須控制溶液的酸度， 需要考慮的有： 滿足條件穩(wěn)定常數38時的最高酸度；金屬離子水解最低酸度；指示 劑所處的最佳酸度等。（4） 選擇滴定的條件：當有干擾離子N共存時，應滿足lgCK=lgCMKMY-lgCNKMY5（TE%=0.3，混合離子選擇滴定允許 的誤差可稍大）。可采用控制酸度和使用掩蔽劑等手段來實現(xiàn)選擇性 滴定的目的。55）配位滴定中常用的掩蔽方法：配位掩蔽法、沉淀掩蔽

27、法和 氧化還原掩蔽法。56）配位滴定法能直接或間接測定大多數的金屬離子，所采用 的方式有直接滴定法、 返滴定法、 置換滴定法和間接滴定法。 只要配 位反應符合滴定分析的要求， 應盡量采用直接滴定法。 若無法滿足直 接滴定的要求或存在封閉現(xiàn)象等可靈活應用返滴定法、 置換滴定法和 間接滴定法。3基本計算51）條件穩(wěn)定常數：IgKMY=IgKMY-Iga- Iga+ Ig伽丫52）化學計量點的pM:pM=0.5x（pCMsp+ IgKMY）(3)終點時的pM(即指示劑的顏色轉變點，以pMt表示)：pMt24=IgKMIn - lgaIn(H)(4)Ringbom誤差公式：第六章 氧化還原滴定法 -

28、章節(jié)小結1.基本概念 條件電位 臚、自動催化反應、自身指示劑、外指示劑。2基本理論(1)影響條件電位的因素：鹽效應，生成沉淀，生成配合物， 酸效應。(2)氧化還原反應進行的程度：條件平衡常數K越大，反應向 右進行得越完全。滿足IgK(3i+ n2)或厶0.059細+n2)/nin2的氧化還原反應才可用于滴定分析。一般來說，只需大于0.3V0.4V，均可滿足滴定分析的要求。(3)氧化還原滴定曲線計算及影響滴定突躍范圍的因素：化學 計量點前一般用被測物電對計算；化學計量點后利用滴定液電對計 算；化學計量點時電位值計算公式：滴定突躍范圍及影響因素：越大，突躍范圍較大。氧化還原滴定電位突躍范圍由下式計

29、算：25（4）碘量法：l2+2e=2l-擴=0.5345V直接碘量法以I2為標準溶液，在酸性、中性、弱堿性溶液中測 定還原性物質，滴定前加入淀粉指示劑，以藍色出現(xiàn)為終點。間接碘量法以Na2S2O3為標準溶液，在中性或弱酸性溶液中滴定I2,滴定反應為：l2+2S2O32-=2|-+S4O62-,其中I-是由氧化劑與I仮應 定量置換而來，稱置換碘量法；若l2是還原性物質與定量過量l2標 準溶液反應后剩余的, 則稱剩余碘量法或回滴法。 間接碘量法應在近 終點時加入淀粉指示劑,以藍色褪去為終點。該法應特別注意I2的26揮發(fā)及I-的氧化掌握I2及Na2S2O3標準溶液配制、標定及相關計算。（5）高錳酸鉀

30、法：MnO4-+8H+5e=Mn2+4H2OKMnO4為標準溶液，自身指示劑，宜在1mol/L2mol/L的H2SO4酸性中測還原性物質。掌握用草酸鈉作基準物標定KMnO4標 準溶液的反應、條件和注意事項。（6）重氮化法：ArNH2+NaNO2+2HCI二Ar-N+三NC1+NaCI+2H2ONaNO2為標準溶液， 在1mol/L的HCl酸性溶液中， 用快速滴定 法測芳伯胺類化合物，外指示劑（KI-淀粉）法或永停滴定法指示終 點。第七章 沉淀滴定法和重量分析法 - 章節(jié)小結沉淀滴定法和重量分析法是以沉淀平衡為基礎的分析方法。 沉淀的完 全，沉淀的純凈及選擇合適的方法確定滴定終點是沉淀滴定法和重

31、量 分析法準確定量測定的關鍵。（一）沉淀滴定法 鉻酸鉀指示劑法是用K2Cr2O4作指示劑，在中性或弱堿性溶液中，用AgNO標準溶液直接滴定C（或Br-）。根據分步沉淀的原理，首 先是生成AgCl沉淀，隨著AgNO不斷加入，溶液中CI-濃度越來越少，Ag+濃度則相應地增大，磚紅色AgCrC4沉淀的出現(xiàn)指示滴定終點。應注意以下幾點：（1）必須控制KC.O的濃度。實驗證明，&Cr2Q濃度以5X10-3mol/L左右為宜。（2）適宜pH范圍是6.510.5。（3） 含有能與CrQ2-或Ag+發(fā)生反應離子均干擾滴定，應預先分離。（4） 只能測Cl-、Br-和CN，不能測定I-和SCN。鐵銨釩指示

32、劑法是以KSCN或NHSCN為滴定劑，終點形成紅色FeSCN指示終點的方法。分為直接滴定法和返滴定法兩種：（1）直 接滴定法是以NHSCN（或KSCN為滴定劑，在HNO酸性條件下，直 接測定Ag+O（2） 返滴定法是在含有鹵素離子的HNC溶液中， 加入 一定量過量的AgNO,27用NHSCN標準溶液返滴定過量的AgNQ用返 滴定法測定Cl-時， 為防止AgCl沉淀轉化，需在用NHSCN標準溶液 滴定前，加入硝基苯等防止AgCl沉淀轉化。吸附指示劑法是以吸附劑指示終點的銀量法。 為了使終點顏色變 化明顯，要注意以下幾點：（1）沉淀需保持膠體狀態(tài)。（2）溶液的 酸度必須有利于指示劑的呈色離子存在。

33、（3）滴定中應當避免強光 照射。（4）膠體顆粒對指示劑的吸附能力應略小于對被測離子的吸 附能力。莫爾法、佛爾哈德法和法揚司法的測定原理及應用見下表7-1。常用的吸附指示劑及其適用范圍和條件列于表7-2。表7-1莫爾法、佛爾哈德法和法揚司法的測定原理及應用莫爾法佛爾哈德法法揚司法指 示劑GCaQFe3+吸附指示劑滴疋劑AgNONHSCN或KSCNCl-或AgNO滴疋 反應2Ag+C二AgClSCN+Ag+=AgSCNCl-+Ac+=AgCl終 占八、指 示反 應2Ag +CrO4-=Ag2Cr2Q（磚紅色）SCN+Fe3+=FeSCN（紅色）AgClAg+FIn-=+ AgClAgFIn（粉紅色

34、）28滴疋條件(1)pH=6.510.5(2)5%KCrQ1ml(3) 劇烈搖蕩(4) 除去干擾(1)0.11mol/LHNO3介質(2) 測Cl時加入硝基苯 或高濃度的Fe3+(3) 測I-時要先加AgNG后加Fe3+(1)pH與指示劑的Ka有關，使其以Fin-型體存 在(2) 加入糊精(3) 避光(4)F指示劑F離子測疋對象Cl-、CN、Br-直接滴定法測Ag+;返滴定 法測Cl-、Br-、丨-、SCN、PQ3-和AsQ3-等Cl-、Br-、SCN、SQ2-和Ag等表7-2常用的吸附指示劑指示劑名稱待測離子滴定劑適用的pH范圍熒光黃Cl-Ag+pH710(常用78)芻-Hi、/ 一氯熒光黃

35、Cl-Ag+pH410(常用58)曙紅Br-、I-、SCNAg+pH210(常用38)甲基紫SOT、AgBa2+、Cl-pH1.53.5橙黃素WCl-、丨-混合液及生物堿 鹽類氨基苯磺酸Ag+微酸性溴酚藍二甲基二碘熒光黃I-Ag+中性(二)沉淀重量分析法1.對沉淀形式和稱量形式的要求29對沉淀形式的要求：沉淀完全且溶解度?。怀恋淼募兌雀?；沉淀便于洗滌和過濾；易于轉化為稱量形式。對稱量形式的要求： 化學組成確定； 化學性質穩(wěn)定； 摩爾 質量大。2沉淀的形成沉淀的形成一般經過晶核形成和晶核長大兩個過程。晶核的形 成有兩種， 一種是均相成核， 一種是異相成核。 晶核長大形成沉淀顆 粒，沉淀顆粒大小由聚集速度和定向速度的相對大小決定。如果聚集 速度大于定向速度，則生成的晶核數較多， 來不及排列成晶格， 就會 得到無定形沉淀； 如果定向速度大于聚集速度， 則構晶離子在自己的 晶格上有足夠的時間進行晶格排列，就會得到晶形沉淀。3沉淀的