分析化学课程知识点总结

第二章误差和分析数据处理一章节小结

1.基本概念及术语

准确度：分析结果与真实值接近的程度,其大小可用误差表示.

精密度：平行测量的各测量值之间互相接近的程度,其大小可用

偏差表示。

系统误差:是由某种确定的原因所引起的误差，一般有固定的方

向（正负）和大小,重复测定时重复出现。包括方法误差、仪器或试

剂误差及操作误差三种。

偶然误差:是由某些偶然因素所引起的误差，其大小和正负均不

固定.

有效数字:是指在分析工作中实际上能测量到的数字.通常包括

全部准确值和最末一位欠准值（有±1个单位的误差）。

t分布:指少量测量数据平均值的概率误差分布。可采用t分布

对有限测量数据进行统计处理。

置信水平与显著性水平:指在某一t值时,测定值x落在IX土ts

范围内的概率，称为置信水平（也称置信度或置信概率），用P表示;

测定值x落在U土tS范围之外的概率（1-P）,称为显著性水平，用

a表示.

置信区间与置信限:系指在一定的置信水平时，以测定结果x

为中心，包括总体平均值U在内的可信范围，即u=x±u。，式中

U。为置信限.分为双侧置信区间与单侧置信区间.

显著性检验：用于判断某一分析方法或操作过程中是否存在较大

的系统误差和偶然误差的检验。包括t检验和F检验。

2.重点和难点

（1）准确度与精密度的概念及相互关系隹确度与精密度具有不

同的概念，当有真值（或标准值）作比较时，它们从不同侧面反映了分

析结果的可靠性。准确度表示测量结果的正确性，精密度表示测量结

果的重复性或重现性。虽然精密度是保证准确度的先决条件,但高的

精密度不一定能保证高的准确度，因为可能存在系统误差。只有在消

除或校正了系统误差的前提下,精密度高的分析结果才是可取的，因

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为它最接近于真值（或标准值），在这种情况下，用于衡量精密度的

偏差也反映了测量结果的准确程度。

（2）系统误差与偶然误差的性质、来源、减免方法及相互关系系

统误差分为方法误差、仪器或试剂误差及操作误差。系统误差是由某

些确定原因造成的,有固定的方向和大小，重复测定时重复出现,可通

过与经典方法进行比较、校准仪器、作对照试验、空白试验及回收试

验等方法,检查及减免系统误差。偶然误差是由某些偶然因素引起的,

其方向和大小都不固定，因此，不能用加校正值的方法减免。但偶然

误差的出现服从统计规律，因此，适当地增加平行测定次数，取平均

值表示测定结果,可以减小偶然误差.二者的关系是，在消除系统误差

的前提下,平行测定次数越多，偶然误差就越小，其平均值越接近于真

值（或标准值）.

（3）有效数字保留、修约及运算规则保留有效数字位数的原则

是，只允许在末位保留一位可疑数.有效数字位数反映了测量的准确

程度，绝不能随意增加或减少.在计算一组准确度不等（有效数字位

数不等）的数据前，应采用“四舍六入五留双”的规则将多余数字进

行修约，再根据误差传递规律进行有效数字的运算。几个数据相加减

时，和或差有效数字保留的位数，应以小数点后位数最少（绝对误差

最大）的数据为依据；几个数据相乘除时，积或商有效数字保留的位

数，应以相对误差最大（有效数字位数最少）的数据为准，即在运算

过程中不应改变测量的准确度。

（4）有限测量数据的统计处理与t分布通常分析无法得到总体

平均值P和总体标准差。，仅能由有限测量数据的样本平均值和样

本标准差S来估计测量数据的分散程度，即需要对有限测量数据进行

统计处理，再用统计量去推断总体。由于和S均为随机变量，因此这

种估计必然会引进误差。特别是当测量次数较少时，引入的误差更大,

为了补偿这种误差，可采用t分布（即少量数据平均值的概率误差分

布）对有限测量数据进行统计处理。

（5）置信水平与置信区间的关系置信水平越低，置信区间就越

窄，置信水平越高,置信区间就越宽，即提高置信水平需要扩大置信区

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间.置信水平定得过高，判断失误的可能性虽然很小,却往往因置信区

间过宽而降低了估计精度，实用价值不大。在相同的置信水平下，适

当增加测定次数n,可使置信区间显著缩小，从而提高分析测定的准

确度。

（6）显著性检验及注意问题t检验用于判断某一分析方法或操

作过程中是否存在较大的系统误差，为准确度检验,包括样本均值与

真值（或标准值）间的t检验和两个样本均值间的t检验;F检验是通

过比较两组数据的方差S2,用于判断两组数据间是否存在较大的偶

然误差，为精密度检验.两组数据的显著性检验顺序是，先由F检验

确认两组数据的精密度无显著性差别后，再进行两组数据的均值是否

存在系统误差的t检验，因为只有当两组数据的精密度或偶然误差接

近时，进行准确度或系统误差的检验才有意义，否则会得出错误判断。

需要注意的是：①检验两个分析结果间是否存在着显著性差异

时，用双侧检验;若检验某分析结果是否明显高于（或低于）某值，则

用单侧检验;②由于t与F等的临界值随a的不同而不同，因此置信

水平P或显著性水平a的选择必须适当，否则可能将存在显著性差

异的两个分析结果判为无显著性差异，或者相反.

（7）可疑数据取舍在一组平行测量值中常常出现某一、两个测

量值比其余值明显地偏高或偏低，即为可疑数据.首先应判断此可疑

数据是由过失误差引起的，还是偶然误差波动性的极度表现？若为前

者则应当舍弃,而后者需用Q检验或G检验等统计检验方法，确定该

可疑值与其它数据是否来源于同一总体，以决定取舍.

（8）数据统计处理的基本步骤进行数据统计处理的基本步骤是，

首先进行可疑数据的取舍（Q检验或G检验）,而后进行精密度检验（F

检验），最后进行准确度检验（t检验）。

（9）相关与回归分析相关分析就是考察x与y两个变量间的相

关性,相关系数r越接近于±1,二者的相关性越好，实验误差越小，

测量的准确度越高。回归分析就是要找出x与y两个变量间的函数关

系，若x与y之间呈线性函数关系，即可简化为线性回归.

3.基本计算

3

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(1)绝对误差：3=x—u

(2)相对误差:相对误差=(6/R)X100%或相对误差=(5/x)

X100%

(3)绝对偏差：d=x-

(4)平均偏差：

(5)相对平均偏差：

(6)标准偏差：或

(7)相对标准前：

(8)样本均值与标准值比较的t检验：

(9)两组数据均值比较的t检验：

(10)两组数据方差比较的F检验：(SI)S2)

(11)可疑数据取舍的Q检验：

(12)可疑数据取舍的G检验：

第三章滴定分析法概论一章节小结

一、主要内容

1.基本概念

化学计量点滴定剂的量与被测物质的量正好符合化学反应式所

表示的计量关系的一点。

滴定终点：滴定终止(指示剂改变颜色)的一点。

滴定误差：滴定终点与化学计量点不完全一致所造成的相对误

差。可用林邦误差公式计算。

滴定曲线：描述滴定过程中溶液浓度或其相关参数随加入的滴定

剂体积而变化的曲线。

滴定突跃和突跃范围在化学计量点前后±0.1%,溶液浓度及其

相关参数发生的急剧变化为滴定突跃。突跃所在的范围称为突跃范

围。

指示剂:滴定分析中通过其颜色的变化来指示化学计量点到达的

试剂。一般有两种不同颜色的存在型体。

指示剂的理论变色点：指示剂具有不同颜色的两种型体浓度相等

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时，即[In]=[Xin]时，溶液呈两型体的中间过渡颜色，这点为理论

变色点。

指示剂的变色范围：指示剂由一种型体颜色变为另一型体颜色时

溶液参数变化的范围。

标准溶液：浓度准确已知的试剂溶液。常用作滴定剂。

基准物质：可用于直接配制或标定标准溶液的物质。

2.基本理论

(1)溶液中各型体的分布：溶液中某型体的平衡浓度在溶质总

浓度中的分数称为分布系数8io

弱酸”A有n+1种可能的存在型体，即HA,HA-...HA<n-i)-

和A「.各型'体的分布系数的计算：分母为+……+EH-]

al

KK+……+K+KK+……+K,而分子依次为其中相应的各项.

ala2a(n-l)ala2an

能形成n级配合物ML的金属离子在配位平衡体系中也有n+1种

可能的存在型体。各型体曲分布系数计算:分母为1+B[L]+B

12

[L]2+……+B”[L]n,分子依次为其中相应的各项。

(2)化色平衡处理方法：

①质量平衡：平衡状态下某一组分的分析浓度等于该组分各种型

体的平衡浓度之和.

注意：在质量平衡式中，各种型体平衡浓度前的系数等于1摩尔

该型体中含有该组分的摩尔数。

②电荷平衡:溶液中荷正电质点所带正电荷的总数等于荷负电质

点所带负电荷的总数。

注意:在电荷平衡方程中，离子平衡浓度前的系数等于它所带电

荷数的绝对值；中性分子不包括在电荷平衡方程中。

③质子平衡:酸碱反应达平衡时，酸失去的质子数与碱得到的质

子数相等。

一写质子条件式的要点是:

a.从酸碱平衡体系中选取质子参考水准(又称零水准)，它们是

溶液中大量存在并参与质子转移反应的物质。

b.根据质子参考水准判断得失质子的产物及其得失的质子数，

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绘出得失质子示意图（包括溶剂的质子自递反应）。

C.根据得、失质子数相等的原则写出质子条件式。质子条件式

中应不包括质子参考水准，也不含有与质子转移无关的组分。由于水

溶液中的水也参与质子转移，所以水是一个组分。

注意:在质子条件式中，得失质子产物平衡浓度前的系数等于其

得、失质子数.还可采用质量平衡和电荷平衡导出质子条件式.

3.基本计算

（1）滴定分析的化学计量关系：tT+bB=cC+dD,nT/nB=t/b

（2）标准溶液配制:cT=mT/（VTXMT）

（3）标准溶液的标定：

（两种溶液）

（B为固体基准物质）

（4）被测物质质量：

（5）有关滴定度计算：T=mB/VT

T/B

（与物质量浓度的关系）

（6）林邦误差公式：

pX为滴定过程中发生变化的与浓度相关的参数，如pH或pM；

△pX为终点pX与计量点pX之差即ApX=pX-pX；

epspepsp

Kt为滴定反应平衡常数即滴定常数；

c与计量点时滴定产物的总浓度c有关。

SP

二、重点和难点

（一）滴定分析

本章介绍了各种滴定分析过程和概念、滴定曲线和指示剂的一般

性质。在学习滴定分析各论之前，本章能起到提纲挈领的作用；在学

习各论之后，它又是各章的总结.有关问题有待在其后各章的学习中

加深理解。

滴定曲线是以加入的滴定剂体礴滴定百分数为横坐标溶液

中组分的浓度或其有关某种参数如pH、电极电位等）为纵坐标赢IJ

的曲线滴定曲线一般可以分为三段，其中在化学计量点前后±4

设（滴定分析允许误差）范围内，溶液浓度或性质参数（如酸藏滴定

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中的pH）的突然改变称为滴定突跃，突跃所在的范围称为突跃范围。

一般滴定反应的平衡常数越大，即反应越完全，滴定突跃就越福

定越准确。

虽然大部分滴定（酸碱滴定、沉淀滴定、配位滴定）曲线的纵坐

标都是溶液中组分（被测组分或滴定剂）浓度的负对数，但为了把氧

化还原滴定（以溶液的电极电位为纵坐标）包括在内，因而选用某种

“参数”为纵坐标。还应当指出，本章描述的只是滴定曲线的一种形

式，即随着标准溶液的加入，”参数〃（如pH）升高。实际还有与此

相反的滴定曲线，如以酸标准溶液滴定碱时，随着酸的加入，溶液的

pH值降低。

（二）滴定分析计算

滴定分析计算是本章的重点，本章学习的计算公式，可用于各种

滴定分析法。

1.滴定分析计算的一般步骤

①正确写出滴定反应及有关反应的反应方程式。②找出被滴定组

分与滴定剂之间的化学计量关系（摩尔数比）。③根据计算关系和有

关公式进行正确计算。

2.滴定分析计算应注意的问题

（1）找准化学计量关系：反应物之间的计量关系是滴定分析计算

的基础。对于比较简单的一步反应,由反应式即可看出计量关系。对

于步骤比较多的滴定分析，如返滴定、置换滴定和间接滴定，则需逐

步分析各反应物间的计量关系，然后确定待分析组分与标准溶液间的

计量关系。

（2）各物理量的单位（量纲:一般，质量m的单位为g,摩尔

质量M的单位为g/mol,n的单位为mol,体积V的单位为L,但在滴

定分析中常以ml为单位，因此计算时需将ml转换成以L为单位，或

将

g转换成以mg为单位。

（3）摩尔数比和物质的量相等两种方法的比较：因为物质的量浓

度与物质的基本单元密切相关，因此进行滴定分析计算时要特别注意

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物质的基本单元.教材采用摩尔数比的计算方法,在此方法中，物质的

基本单元就是反应方程式中的分子式，其摩尔质量就是通常的分子

量，反应物之间的摩尔数比就是反应式中的系数之比.如果采用物质

的量相等（等物质的量）的方法进行计算，即计量点时两反应物的物

质的量相等，则需要注意,这时物质的基本单元要根据具体化学反应

来决定，一般来说，在酸碱滴定中得失一个质子的单元或氧化还原滴

定中得失一个电子的单元为基本单元。

（三）分布系数和化学平衡

1.水溶液中溶质各型体的分布和分布系数

在平衡体系中，一种溶质往往以多种型体存在于溶液中.其分析

浓度是溶液中该溶质各种型体平衡浓度的总和,平衡浓度是某型体的

浓度，以符号［］表示。分布系数是溶液中某型体的平衡浓度在该溶

质总浓度中所占的分数，又称为分布分数，即：6i=［i］/C。

（1）弱酸（碱）分布系数：决定于该酸（碱）的性质（即K或K）

ab

和溶液的酸度，而与总浓度无关。

（2）配位平衡中各型体（各级配合物）的分布系数与配合物本身

的性质（累积稳定常数）及［L］的大小有关。对于某配合物，Bi值是

一定的，因此，6i值仅是［L］的函数.M离子各型体MLi的平衡浓度

均可由下式求得：

［ML］-6iC

iM

通过学习学生应该能自己推导出其他体系（如弱碱溶液）中的各

型体分布。学习分布系数的目的是为后续几章的副反应系数（如酸效

应系数、配位效应系数等）奠定基础。

2.化学平衡

包括质量平衡、电荷平衡和质子平衡,其中质子平衡是学习的重

点,这为酸碱滴定中溶液pH计算奠定基础。

质子平衡：当酸碱反应达到平衡时,酸失去的质子数与碱得到的

质子数相等。

写出质子条件式的要点是点选取溶液中大量存在并参与质子转

移反应的物质为质子参考水准又称零水准）。②找出得失质子标

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物及其得失质子的物质的量③根据得失质子的量相等的原则写出质

子条件式。质子条件式中不包括质子参考水准本地不含有与质?

转移无关的组分二

第四章酸碱滴定法一章节小结

1.基本概念

（1）混合指示剂：两种或两种以上指示剂相混合，或一种指示

剂与另一种惰性染料相混合。利用颜色互补原理，使终点颜色变化敏

锐.

（2）滴定反应常数（KJ:是滴定反应平衡常数。强碱（酸）滴定

强酸（碱）:Kt=l/Kw=10i4；强碱（酸）滴定弱酸（碱）：Kt=Kab/Kwo

4值越大，该滴定反应越完全，滴定突跃越大。

（3）滴定曲线以滴定过程中溶液pH值的变化对滴定体积（或

滴定百分数）作图而得的曲线。

（4）滴定突跃：化学计量点附近（±0.1%）pH的突变。

（5）滴定误差滴定终点与化学计量点不一致引起的误差，与指

示剂的选择有关。-

（6）质子溶剂：能给出质子或接受质子的溶剂.包括酸性溶剂、

碱性溶剂和两性溶剂。

⑺无质子溶剂：分子中无转移性质子的溶剂。包括偶极亲质子

溶剂和惰性溶剂。

（8）均化效应和均化性溶剂：均化效应是指当不同的酸或碱在同

一溶剂中显示相同的酸碱强度水平；具有这种作用的溶剂称为均化性

溶剂.

（9）区分效应和区分性溶剂：区分效应是指不同的酸或碱在同

一溶剂中显示不同的酸碱强度水平；具有这种作用的溶剂称为区分性

溶剂。

2.基本原理

（7）酸碱指示剂的变色原理指示剂本身是一类有机弱酸（碱），

当溶液的pH改变时，其结构发生变化，引起颜色的变化而指示滴定

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终点。

酸碱指示剂的变色范围PH=PKH1n±1;理论变色点：pH=pKHIn

（2）选择指示剂的原则:指示剂变色的pH范围全部或大部分

落在滴定突跃范围内，均可用来指示终点。

（3）影响滴定突跃范围的因素：①酸（碱）的浓度，Ca,b,越大，

滴定突跃范围越大。②强碱（酸）滴定弱酸（碱），还与Kg的,大小有

关。越大，滴定突跃范围越大.

Ka（bh）

（4）酸碱滴定的可行性强碱（酸）滴定一元弱酸（碱）：c,Kfh

>10-8,此酸、碱可被准确滴定。多元酸（碱）：cal（b1）Kalbl^10-8,ca2（b2）Ka2

h2>108,则两级离解的H+均可被滴定。若0.网的2）>105,则可

分步滴定，形成二个突跃。若K1（hn/K2〈105，则两级离解的

H+（OH）被同时滴定，只出现一个滴定终点。若%.0]小1心10-842

.K,..<10-8,则只能滴定第一级离解的H+（OH-）。

（b2）a2（b2）

（5）溶质在溶剂SH中的表观酸（碱）常数：

3.基本计算

（1）[H+]的计算：一元强酸（碱）：若小芦20[011-|,用最简

式：[H+]=Ca；[OH-]=%.

一元弱酸碱）：若cK,斓20K,c/K>500,用最简式,。

多元弱酸（碱）：若只考虑第一级离解，按一元弱酸（碱）处理：

铲…》。％c/Kag声00,用最简式:；•

酸式盐：若cKa之20（,620%1，用最简式：。

弱酸弱碱盐：若cKa'N20Kw，c>20Ka，用最简式:。

缓冲溶液:若Ca〉20[OH—]、c（>20[H+],用最简式：

（2）终点误差：强碱滴定强酸的滴定误差公式:

一强酸滴定强碱的滴定误差公式

一元弱酸的滴定误差公式-

一元弱碱的滴定误差公式:

第五章配位滴定法一章节小结

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1.基本概念

稳定常数：为一定温度时金属离子与EDTA配合物的形成常数,

以KMY表示，此值越大，配合物越稳定。

逐级稳定常数和累积稳定常数：逐级稳定常数是指金属离子与其

它配位剂L逐级形成MLn型配位化合物的各级形成常数。将逐级稳

定常数相乘，得到累积稳定常数.

副反应系数：表示各种型体的总浓度与能参加主反应的平衡浓度

之比。它是分布系数的倒数.配位剂的副反应系数主要表现为酸效应

系数0丫a[)和共存离子效应(IY,N)系数。金属离子的副反应系数以a.

表示，主要是溶液中除EDTA外的其他配位剂和羟基的影响。

金属指示剂：一种能与金属离子生成有色配合物的有机染料显色

剂,来指示滴定过程中金属离子浓度的变化。

金属指示剂必须具备的条件：金属指示剂与金属离子生成的配合

物颜色应与指示剂本身的颜色有明显区别.金属指示剂与金属配合物

(Mln)的稳定性应比金属-EDTA配合物(MY)的稳定性低。一般要

求KMY'〉Km'〉102.

最高酸度：在配位滴定的条件下，溶液酸度的最高限度.

最低酸度：金属离子发生水解的酸度。

封闭现象:某些金属离子与指示剂生成极稳定的配合物，过量的

EDTA不能将其从Mln中夺取出来，以致于在计量点附近指示剂也

不变色或变色不敏锐的现象。

2.基本原理

(1)配位滴定法：EDTA与大多数金属离子能形成稳定配位化合

物，此类配合物不仅稳定性高，且反应速度快，一般情况下，其配位比

为1：1,配合物多为无色。所以目前常用的配位滴定法就是EDTA

滴定，常被用于金属离子的定量分析。

(2)准确滴定的条件：在配位滴定中，若化学计量点和指示剂的

变色点ApM，=±0°2,将WCXKMY'次或CXKMY2106作为能进行准确

滴定的条件，此时的终点误差在0。1%左右。

(3)酸度的控制：在配位滴定中，由于酸度对金属离子、EDTA

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和指示剂都可能产生影响，所以必须控制溶液的酸度，需要考虑的有：

满足条件稳定常数38时的最高酸度；金属离子水解最低酸度；指示

剂所处的最佳酸度等.

(4)选择滴定的条件：当有干扰离子N共存时，应满足

AlgCK,=lgCMKMY'-lgCNKMY>5(TE%=0.3,混合离子选择滴定允许

的误差可稍大)。可采用控制酸度和使用掩蔽剂等手段来实现选择性

滴定的目的。

(5)配位滴定中常用的掩蔽方法：配位掩蔽法、沉淀掩蔽法和氧

化还原掩蔽法。

(6)配位滴定法能直接或间接测定大多数的金属离子，所采用

的方式有直接滴定法、返滴定法、置换滴定法和间接滴定法。只要配

位反应符合滴定分析的要求，应尽量采用直接滴定法。若无法满足直

接滴定的要求或存在封闭现象等可灵活应用返滴定法、置换滴定法和

间接滴定法。

3.基本计算

(1)条件稳定常数：电/丫'=电&丫一炮时”g0+坨%/丫

(2)化学计量点的pMZpM^Oo5x(pCMsp+lgKMY')

(3)终点时的pM，(即指示剂的颜色转变点，以pMt表示)：pMt

=IgKMIn—Igaln(H)

(4)Ringbom误差公式：

第六章氧化还原滴定法一章节小结

1.基本概念条件电位5，、自动催化反应、自身指示剂、外指示剂。

2.基本理论

(1)影响条件电位的因素：盐效应，生成沉淀，生成配合物，酸

效应.

(2)氧化还原反应进行的程度：条件平衡常数K，越大，反应向

右进行得越完全。满足lgK，N3(ii]+ii2)或△帔加。059x3(n^^)/、4

的氧化还原反应才可用于滴定分析。一般来说，只需△((>/大于0o

3V-0.4V,均可满足滴定分析的要求.

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（3）氧化还原滴定曲线计算及影响滴定突跃范围的因素：化学

计量点前一般用被测物电对计算;化学计量点后利用滴定液电对计算;

化学计量点时电位值计算公式：

滴定突跃范围及影响因素:△5'越大,突跃范围较大。氧化还原滴

定电位突跃范围由下式计算：

（4）碘量法：

（

I2+2e=2Lpo=0o5345V

直接碘量法以I2为标准溶液，在酸性、中性、弱碱性溶液中测

定还原性物质，滴定前加入淀粉指示剂，以蓝色出现为终点。

间接碘量法以Na2s2。3为标准溶液，在中性或弱酸性溶液中滴定

滴定反应为：其中I—是由氧化剂与

LZZb+ZSZzO3y—ZlT4So/V-,I

反应定量置换而来，称置换碘量法；若I?是还原性物质与定量过量

12标准溶液反应后剩余的，则称剩余碘量法或回滴法。间接碘量法应

在近终点时加入淀粉指示剂，以蓝色褪去为终点.该法应特别注意12的

挥发及I-的氧化。

掌握L及Na2s2。3标准溶液配制、标定及相关计算。

（5）高锌酸钾法：

MnO4-i-8H++5e=Mn2++4H2O

KM11O4为标准溶液，自身指示剂，宜在lmol/L〜2mol/L的

H2sO4酸性中测还原性物质。掌握用草酸钠作基准物标定KM11O4标

准溶液的反应、条件和注意事项。

（6）重氮化法：

ArNH2+NaNO7+2HCl=[Ar—N+=N]Cl-+NaCl+2H2O

NaN€>2为标准溶液，在lmol/L的HC1酸性溶液中，用快速滴定

法测芳伯胺类化合物，外指示剂（KI—淀粉）法或永停滴定法指示

”卢.

第七章沉淀滴定法和重量分析法-章节小结

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沉淀滴定法和重量分析法是以沉淀平衡为基础的分析方法。沉淀的完

全，沉淀的纯净及选择合适的方法确定滴定终点是沉淀滴定法和重量

分析法准确定量测定的关键。

（一）沉淀滴定法

铭酸钾指示剂法是用KCrO作指示剂，在中性或弱碱性溶液中，

224

用AgNO标准溶液直接滴定C1-（或B-）°根据分步沉淀的原理，首

3

先是生成AgCl沉淀,随着AgNO,不断加入，溶液中C1-浓度越来越

少,Ag，浓度则相应地增大，砖4色AgCrO沉淀的出现指示滴定终点.

24

应注意以下几点：（1）必须控制KCrO的浓度。实验证明，KCrO

224224

浓度以5Xl（）3mol/L左右为宜。（2）适宜pH范围是6.5〜10。5。（3）

含有能与CrO2.或Ag，发生反应离子均干扰滴定，应预先分离。（4）

4

只能测Cl—、Br和CN-,不能测定I和SCN-。

铁钱专凡指示剂法是以KSCN或NHSCN为滴定剂,终点形成红色

4

FeSCNz，指示终点的方法.分为直接滴定法和返滴定法两种：（1）直接

滴定法是以NHSCN（或KSCN）为滴定剂，在HNO酸性条件下，直接测

43

定Ag+。（2）返滴定法是在含有卤素离子的HNO溶液中，加入一定

3

量过量的AgNO，用NHSCN标准溶液返滴定过量的AgNO.用返滴定法

343

测定C1-时，为防止AgCl沉淀转化,需在用NHSCN标准溶液滴定前，

4

加入硝基苯等防止AgCl沉淀转化。

吸附指示剂法是以吸附剂指示终点的银量法。为了使终点颜色变

化明显，要注意以下几点：（1）沉淀需保持胶体状态。（2）溶液的

酸度必须有利于指示剂的呈色离子存在。（3）滴定中应当避免强光照

射。（4）胶体颗粒对指示剂的吸附能力应略小于对被测离子的吸附

能力.

莫尔法、佛尔哈德法和法扬司法的测定原理及应用见下表7-10

常用的吸附指示剂及其适用范围和条件列于表7-2o

表7—1莫尔法、佛尔哈德法和法扬司法的测定原理及应用

莫尔法佛尔哈德法法扬司法

指KCrOFe3+吸附指示剂

224

14

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75

剂

滴

定AgNONHSCN或KSCNCl-或AgNO

343

剂

滴

定

2Ag++Cl=AgClSCN-+Ag+=AgSCNCl-+Ag+=AgCl

反

应

终

点

AgCl•Ag++FIn-=

指2Ag-+CrO2-=AgCr0（砖SCN-+Fe3+=FeSCN2+（红

4224AgCl,Ag+,Fin

示红色）色）

（粉红色）

反

应

(1)Oorimol/LHN03(1)pH与指示剂

滴（1）pH=6o5~10.5介质的Ka有关，使其

定（2）5%KCrO1ml(2)测Cl-时加入硝基以Fin-型体存在

24

条⑶剧烈摇荡苯或高浓度的Fe3+(2)加入糊精

件（4）除去干扰(3)测I时要先加(3)避光

AgNO后加Fe3+(4)F<F

3指示剂离子

测

直接滴定法测Ag.;返滴

定Cl->Br-、SCN-、

Cl-、CN-、Br-定法测Cl-、Br-、I-、

对SO2-和Ag，等

SCN>P03-和AsO3-等4

象44

表7-2常用的吸附指示剂

指示剂名称待测离子滴定剂适用的pH范围

荧光黄C1Ag+pH7'10（常用7-8）

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二氯荧光黄C1Ag+pH4〜10（常用5-8）

pH2〜10（常用3~

曙红Br->1-、SCN-Ag+

8）

甲基紫$。2-、Ag+Ba2+、ClpHlo5~3.5

4

橙黄素W

Cl、I-混合液及生物碱

氨基本碘酸Ag+微酸性

盐类

混酚蓝

二甲基二碘荧

IAg+中性

光黄

(二)沉淀重量分析法

1.对沉淀形式和称量形式的要求

对沉淀形式的要求：①沉淀完全且溶解度小；②沉淀的纯度高；

③沉淀便于洗涤和过滤；④易于转化为称量形式.

对称量形式的要求：①化学组成确定；②化学性质稳定；③摩尔

质量大。

2.沉淀的形成

沉淀的形成一般经过晶核形成和晶核长大两个过程。晶核的形

成有两种，一种是均相成核,一种是异相成核.晶核长大形成沉淀颗

粒，沉淀颗粒大小由聚集速度