内容发布更新时间 : 2024/6/26 18:59:30星期一 下面是文章的全部内容请认真阅读。

一、直接滴定法反应应具备的条件：

①反应必须具有确定的化学计量关系，按一定的反应式进行。 ②反应必须定量完成，反应完全度应在99.9%以上。 ③反应速度要快。

④必须有适当的方法确定终点。 二、基准物质（primary standard）：

（1）含义：用以直接配制标准溶液或标定标准溶液浓度的物质。 （2）应满足的条件：

①物质的组成与化学式相符； ②试剂的纯度足够高（＞99.9%）； ③试剂稳定，不易变质。

三、准确度与精密度的关系（举例说明）（★）： （1）精密度是保证准确度的先决条件，精密度是前提。 （2）高的精密度不一定能保证高的准确度。 四、误差与错误的关系（★）：

误差与错误不同，错误是应该而且可以避免的，而误差是不可能绝对避免的。从实验的原理，实验所用的仪器及仪器的调整，到每次测量，都不可避免地存在误差，并贯穿于整个实验始终。 五、误差分类（通过列举实例说明误差的各种类型）： 1、系统误差

（1）含义：又称可测误差（determinate error），是由某种固定的原因造成的，具有单向性、重现性，系统误差决定分析结果的准确度。 （2）分类： ①方法误差：

分析方法本身所造成的误差，方法的选择或方法的校正可克服此类误差。 （如酸碱滴定法时指示剂的选择） ②仪器误差：

由仪器本身不准确所造成的误差。通过仪器校准可克服此类误差。 （如天平的砝码长期使用后质量的变化） ③试剂误差：

由试剂不纯引起的误差。通过空白校正和使用高纯度的水可克服试剂误差。 （如基准试剂纯度不够） ④操作误差：

由操作人员的主观原因造成的误差。加强训练可减小此类误差。 （如滴定管读数时视线没有水平） （3）特点：

系统误差重复以固定的形式出现，不能通过增加平行测定次数和数理统计方法加以消除。 2．随机误差

（1）含义：

又称偶然误差（accident error），是由某些难以控制、无法避免的偶然因素造成的，具有非单向性，它的大小决定分析结果的精密度。 （2）应对措施：

随机误差服从统计规律，通过增加测定次数可减小随机误差。 六、正态分布（normal distribution）（★）

随机误差的规律性（会画正态分布图并能结合图解释其意义）：

小误差出现的概率大，大误差出现的概率小，特别大的误差出现的概率极小。 绝对值相等的正、负误差出现的概率相等。 七、减少分析过程误差的措施 1.减小测量误差： （1）称量误差：

仪器本身的误差：±0.0001g

差减称样法称量中存在的误差：±0.0002g

为保证称量的相对误差小于0.1%，试样质量应为： m≥绝对误差/相对误差=0.0002/0.1%=0.2（g） （2）滴定误差：

滴定管本身的误差：±0.01ml 一次滴定中存在的误差：0.02ml

为保证测量的误差小于0.1%，滴定剂体积应： v≥绝对误差/相对误差=0.02/0.1%=20（ml）

在实际测量中，考虑其它因素的影响，通常滴定的体积要大于等于30ml。 2.增加平行测定次数，减小随机误差 平行测定4～6次

3.消除测定过程中的系统误差

（1）有无系统误差的确定（做对照试验）：

①选用其组成与试样相近的标准试样进行测定，测定值与标准值比较，确定有无系统误差。 ②选用标准方法与所选方法同时测定某一试样，由测定结果进行检验。 ③采用加入法作对照试验 （2）查找产生系统误差的原因：

①作空白实验，消除试剂、去离子水及器皿引入的杂质所造成的系统误差。 ②校准仪器以消除仪器不准所引起的系统误差。 ③引用其它分析方法作校正。 八、有效数字的修约规则 “四舍六入五留双” （1）位数≤4时舍去 （2）位数≥6时入上

（3）位数是5而后面数为0时，若“5”前面为偶数则舍去，为奇数则入上；后面数不为“0”时，都要入上。

如：10.2450→10.24 10.2350→10.24 10.2451→10.25 九、有效数字的运算规则（★） （1） 加减运算

是绝对误差的传递，应以绝对误差最大的数值为依据进行修约，再计算。 如：50.1+1.45+0.5812=50.1+1.4+0.6=52.1 （2）乘除运算

是相对误差的传递，应以相对误差最大的数（有效数字位数最小）的数为依据进行修约。如：0.0121×25.64×1.05782 =0.0121×25.6×1.06=0.328 十、运算中常见有效数字位数的确定 （1）化学平衡常数常保留两位有效数字

（2）常量组分的分析，结果常保留四位有效数字 （3）含量超过80%时，常保留三位有效数字 （4）误差的计算，保留不超过两位有效数字。 十一、酸碱反应的实质：

酸碱反应的实质是质子的转移。酸给出质子和碱接受质子的反应必须同时发生。 十二、酸碱中和反应：

H3O++ OH-= H2O + H2O （强酸—强碱反应） HA + OH- = A- + H2O （弱酸—强碱反应） A- + H3O+ =HA + H2O （强酸—弱碱反应） 这几类反应为酸碱滴定法的基础。

十三、注意：Ka、Kb、Kw均为温度的函数。 十四、共轭酸碱对的关系：

Ka.Kb =α（H3O+）.α（OH-）= Kw 即：PKa + PKb =PKw

意义：酸越强，其共轭碱越弱；反之，酸越弱，其共轭碱越强。 十五、质子条件式（proton condition equilibrium）→PCE（★） （1)含义：

酸碱反应达到平衡时，酸失去的质子数应等于碱得到的质子数，酸碱之间质子转移的这种数量关系称为质子平衡（或称为质子条件）

质子平衡式也可根据酸碱平衡体系的组成直接书写出来，这种方法的要点是： （2）参考水准（reference level）或零水准（zero level）

写质子条件式时，要先选择适当物质作为参考，以它作为质子转移的起点， 称为零水准。零水准的选择，多以大量存在的物质为准。 （3）质子条件式（以NaH2PO4为例）的书写 以H2O和H2PO4-为零水准

[H3PO4]+[H+]=[HPO42-]+2[PO43-]+[OH-] 注意：质子条件式中不含零水准物质。 十六、PH的计算（★） 1．一元弱酸

是[H +] = [A-] + [OH-] = Ka .[HA]/ [H +] + Kw/[H +]

[H +] =（ Ka .[HA] + Kw））1/2=中H+的主要来源，水离解的（（1） [HA]=c.x（HA）代入上式得：

[H +]3 + Ka .[H+]2 – （c Ka + Kw）[H +] - Ka .Kw=0 （2） 根据酸碱平衡的具体情况常对作近似处理。 讨论：

1.若酸不是太弱，可忽略水的酸性。当 caKa＞20Kw，水离解的贡献＜5%时可略去Kw项。（1）式可转化为：

[H +] =（ Ka .[HA] + Kw））1/2=[ Ka .（c-[H +]）]1/2

[H +]2 + Ka .[H+] – c Ka=0 （3） 2.如果酸的离解度很小，α＜5%，对应于Ka /c ＜2.5×10-3,则 [HA] = c-[H +]≈c 则（1）式变为：

[H +] = （ Ka .[H+]）1/2 （4） 若此时得出的结果[H +]＜0.05c，则计算结果正确，若不符合，需用（3）式计算。 注意事项：

用最简式计算前，必须检验是否满足条件 2. 一元弱碱（B）溶液 基本步骤同一元弱酸 3.强酸（碱）溶液pH的计算 （1）强酸溶液

强酸在水溶液中全部解离（以HCl为例），其质子条件式是： [H+]=[OH-]+c（HCl） [H+]=Kw/[H+]+c（HCl） 此为强酸溶液的精确计算式

若c（HCl）＞10-6mol.L-1，近似处理得： [H+]= c（HCl）

若强酸浓度太低时，不能忽略水的酸性。 （2）强碱溶液 与强酸溶液类似。

注意事项：在用相关公式做近似处理时，一定要先检验是否满足条件，不满足条件时，用上一步的公式进行计算。

十七、缓冲溶液pH的计算

[H+] ={[HA]/ [A-]}×Ka

={ca-[H+]+[OH-]}×Ka/{cb+[H+]-[OH-]} 精确计算式 （3） 将（3）做近似处理，得：

（1）[H+] ={ca-[H+]}×Ka/{cb+[H+]}

（2）若酸、碱的分析浓度较大，即同时满足： ca﹥﹥[OH-]-[H+] cb﹥﹥[H+] -[OH-] 则：[H+] =ca×Ka/cb

注意：计算时，可先用最简式，然后检验是否满足条件，若不满足，再用近似计算式。 十八、缓冲溶液缓冲容量的确定: 因为：[H+] =ca×Ka/cb

所以：pH=pKa+lg（ca/cb）= pKa-lg（cb/ca）

当ca=cb时，pH=pKa 缓冲容量最大，缓冲能力最强 当ca：/cb=10：1时，即pH=pKa-1 溶液显酸的性质 当ca：/cb=1：10时，即pH=pKa+1 溶液显碱的性质 十九、强碱滴定强酸或强酸滴定强碱（★） 滴定反应为：

H++ OH-= H2O Kt=1/Kw=1014.00

1、滴定过程中pH的变化(以0.1000mol.L-1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol.L-1HCl为例) (1) 滴定前

[H+] =0.1000mol.L-1 pH=1.00

(2)滴定开始到化学计量点前 当加入NaOH19.98mL时,溶液中

[H+]=[(20.00-19.98)×0.1000]/(20.00+19.98) =5.0×10-5(mol.L-1) pH=4.30

(3)化学计量点时

[H+]=[OH-]=10-7.00(mol.L-1) pH=7.00 (4)化学计量点后

当加入NaOH体积为20.02mL时,溶液中: [OH-]=[(20.02-20.00)×0.1000]/(20.00+20.02) =5.0×10-5(mol.L-1) [H+] =2.0×1010mol.L-1 pH=9.70