一、直接滴定法反應應具備的條件：
①反應必須具有確定的化學計量關係，按一定的反應式進行。
②反應必須定量完成，反應完全度應在99.9%以上。
③反應速度要快。
④必須有適當的方法確定終點。
二、基準物質（primary standard）：
（1）含義：用以直接配製標準溶液或標定標準溶液濃度的物質。
（2）應滿足的條件：
①物質的組成與化學式相符；
②試劑的純度足夠高（＞99.9%）；
③試劑穩定，不易變質。
三、準確度與精密度的關係（舉例說明）（★）：
（1）精密度是保證準確度的先決條件，精密度是前提。
（2）高的精密度不一定能保證高的準確度。
四、誤差與錯誤的關係（★）：
誤差與錯誤不同，錯誤是應該而且可以避免的，而誤差是不可能絕對避免的。從實驗的原理，實驗所用的儀器及儀器的調整，到每次測量，都不可避免地存在誤差，並貫穿於整個實驗始終。
五、誤差分類（通過列舉例項說明誤差的各種型別）：
1、系統誤差
（1）含義：又稱可測誤差（determinate error），是由某種固定的原因造成的，具有單向性、重現性，系統誤差決定分析結果的準確度。
（2）分類：
①方法誤差：
分析方法本身所造成的誤差，方法的選擇或方法的校正可克服此類誤差。
（如酸鹼滴定法時指示劑的選擇）
②儀器誤差：
由儀器本身不準確所造成的誤差。通過儀器校準可克服此類誤差。
（如天平的砝碼長期使用後質量的變化）
③試劑誤差：
由試劑不純引起的誤差。通過空白校正和使用高純度的水可克服試劑誤差。
（如基準試劑純度不夠）
④操作誤差：
由操作人員的主觀原因造成的誤差。加強訓練可減小此類誤差。
（如滴定管讀數時視線沒有水平）
（3）特點：
系統誤差重複以固定的形式出現，不能通過增加平行測定次數和數理統計方法加以消除。
2．隨機誤差
（1）含義：
又稱偶然誤差（accident error），是由某些難以控制、無法避免的偶然因素造成的，具有非單向性，它的大小決定分析結果的精密度。
（2）應對措施：
隨機誤差服從統計規律，通過增加測定次數可減小隨機誤差。
六、正態分佈（normal distribution）（★）
隨機誤差的規律性（會畫正態分佈圖並能結合**釋其意義）：
小誤差出現的概率大，大誤差出現的概率小，特別大的誤差出現的概率極小。
絕對值相等的正、負誤差出現的概率相等。
七、減少分析過程誤差的措施
1.減小測量誤差：
（1）稱量誤差：
儀器本身的誤差：±0.0001g
差減稱樣法稱量中存在的誤差：±0.0002g
為保證稱量的相對誤差小於0.1%，試樣質量應為：
m≥絕對誤差/相對誤差=0.0002/0.1%=0.2（g）
（2）滴定誤差：
滴定管本身的誤差：±0.01ml
一次滴定中存在的誤差：0.02ml
為保證測量的誤差小於0.1%，滴定劑體積應：
v≥絕對誤差/相對誤差=0.02/0.1%=20（ml）
在實際測量中，考慮其它因素的影響，通常滴定的體積要大於等於30ml。
2.增加平行測定次數，減小隨機誤差
平行測定4～6次
3.消除測定過程中的系統誤差
（1）有無系統誤差的確定（做對照試驗）：
①選用其組成與試樣相近的標準試樣進行測定，測定值與標準值比較，確定有無系統誤差。
②選用標準方法與所選方法同時測定某一試樣，由測定結果進行檢驗。
③採用加入法作對照試驗
（2）查詢產生系統誤差的原因：
①作空白實驗，消除試劑、去離子水及器皿引入的雜質所造成的系統誤差。
②校準儀器以消除儀器不准所引起的系統誤差。
③引用其它分析方法作校正。
八、有效數字的修約規則
「四捨六入五留雙」
（1）位數≤4時捨去
（2）位數≥6時入上
（3）位數是5而後面數為0時，若「5」前面為偶數則捨去，為奇數則入上；後面數不為「0」時，都要入上。
如：10.2450→10.24 10.2350→10.24 10.2451→10.25
九、有效數字的運算規則（★）
（1） 加減運算
是絕對誤差的傳遞，應以絕對誤差最大的數值為依據進行修約，再計算。
如：50.1+1.45+0.5812=50.1+1.4+0.6=52.1
（2）乘除運算
是相對誤差的傳遞，應以相對誤差最大的數（有效數字位數最小）的數為依據進行修約。如：0.
0121×25.64×1.05782 =0.
0121×25.6×1.06=0.
328十、運算中常見有效數字位數的確定
（1）化學平衡常數常保留兩位有效數字
（2）常量組分的分析，結果常保留四位有效數字
（3）含量超過80%時，常保留三位有效數字
（4）誤差的計算，保留不超過兩位有效數字。
十一、酸鹼反應的實質：
酸鹼反應的實質是質子的轉移。酸給出質子和鹼接受質子的反應必須同時發生。
十二、酸鹼中和反應：
h3o++ oh-= h2o + h2o （強酸—強鹼反應）
ha + oh- = a- + h2o （弱酸—強鹼反應）
a- + h3o+ =ha + h2o （強酸—弱鹼反應）
這幾類反應為酸鹼滴定法的基礎。
十三、注意：ka、kb、kw均為溫度的函式。
十四、共軛酸鹼對的關係：
ka.kb =α（h3o+）.α（oh-）= kw
即：pka + pkb =pkw
意義：酸越強，其共軛鹼越弱；反之，酸越弱，其共軛鹼越強。
十五、質子條件式（proton condition equilibrium）→pce（★）
（1)含義：
酸鹼反應達到平衡時，酸失去的質子數應等於鹼得到的質子數，酸鹼之間質子轉移的這種數量關係稱為質子平衡（或稱為質子條件）
質子平衡式也可根據酸鹼平衡體系的組成直接書寫出來，這種方法的要點是：
（2）參考水準（reference level）或零水準（zero level）
寫質子條件式時，要先選擇適當物質作為參考，以它作為質子轉移的起點，
稱為零水準。零水準的選擇，多以大量存在的物質為準。
（3）質子條件式（以nah2po4為例）的書寫
以h2o和h2po4-為零水準
[h3po4]+[h+]=[hpo42-]+2[po43-]+[oh-]
注意：質子條件式中不含零水準物質。
十六、ph的計算（★）
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**，水離解的（（1）
[ha]=c.x（ha）代入上式得：
[h +]3 + ka .[h+]2 – （c ka + kw）[h +] - ka .kw=02）
根據酸鹼平衡的具體情況常對作近似處理。
討論：1.若酸不是太弱，可忽略水的酸性。當 caka＞20kw，水離解的貢獻＜5%時可略去kw項。（1）式可轉化為：
[h +] =（ ka .[ha] + kw））1/2=[ ka .（c-[h +]）]1/2
[h +]2 + ka .[h+] – c ka=03）
2.如果酸的離解度很小，α＜5%，對應於ka /c ＜2.5×10-3,則
[ha] = c-[h +]≈c 則（1）式變為：
[h +] = （ ka .[h+]）1/24）
若此時得出的結果[h +]＜0.05c，則計算結果正確，若不符合，需用（3）式計算。
注意事項：
用最簡式計算前，必須檢驗是否滿足條件
2. 一元弱鹼（b）溶液
基本步驟同一元弱酸
3.強酸（鹼）溶液ph的計算
（1）強酸溶液
強酸在水溶液中全部解離（以hcl為例），其質子條件式是：
[h+]=[oh-]+c（hcl）
[h+]=kw/[h+]+c（hcl）
此為強酸溶液的精確計算式
若c（hcl）＞10-6mol.l-1，近似處理得：
[h+]= c（hcl）
若強酸濃度太低時，不能忽略水的酸性。
（2）強鹼溶液
與強酸溶液類似。
注意事項：在用相關公式做近似處理時，一定要先檢驗是否滿足條件，不滿足條件時，用上一步的公式進行計算。
十七、緩衝溶液ph的計算
[h+] =×ka
ca-[h+]+[oh-]}×ka/×ka/
（2）若酸、鹼的分析濃度較大，即同時滿足：
ca﹥﹥[oh-]-[h+] cb﹥﹥[h+] -[oh-]
則：[h+] =ca×ka/cb
注意：計算時，可先用最簡式，然後檢驗是否滿足條件，若不滿足，再用近似計算式。
十八、緩衝溶液緩衝容量的確定:
因為：[h+] =ca×ka/cb
所以：ph=pka+lg（ca/cb）= pka-lg（cb/ca）
當ca=cb時，ph=pka緩衝容量最大，緩衝能力最強
當ca：/cb=10：1時，即ph=pka-1 溶液顯酸的性質
當ca：/cb=1：10時，即ph=pka+1 溶液顯鹼的性質
十九、強鹼滴定強酸或強酸滴定強鹼（★）
滴定反應為：
h++ oh-= h2o
kt=1/kw=1014.00
1、滴定過程中ph的變化(以0.1000mol.l-1naoh溶液滴定20.00ml0.1000mol.l-1hcl為例)
(1) 滴定前
[h+] =0.1000mol.l-1
ph=1.00
(2)滴定開始到化學計量點前
當加入naoh19.98ml時,溶液中
[h+]=[(20.00-19.98)×0.1000]/(20.00+19.98)
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