本章小結
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，重複測定時重複出現。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）。
2．重點和難點
（1）準確度與精密度的概念及相互關係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的正確性，精密度表示測量結果的重複性或重現性。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，因為可能存在系統誤差。
只有在消除或校正了系統誤差的前提下，精密度高的分析結果才是可取的，因為它最接近於真值（或標準值），在這種情況下，用於衡量精密度的偏差也反映了測量結果的準確程度。
（2）系統誤差與偶然誤差的性質、**、減免方法及相互關係系統誤差分為方法誤差、儀器或試劑誤差及操作誤差。系統誤差是由某些確定原因造成的，有固定的方向和大小，重複測定時重複出現，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**試驗等方法，檢查及減免系統誤差。偶然誤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減免。
但偶然誤差的出現服從統計規律，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。二者的關係是，在消除系統誤差的前提下，平行測定次數越多，偶然誤差就越小，其平均值越接近於真值（或標準值）。
（3）有效數字保留、修約及運算規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）的資料前，應採用「四捨六入五留雙」的規則將多餘數字進行修約，再根據誤差傳遞規律進行有效數字的運算。
幾個資料相加減時，和或差有效數字保留的位數，應以小數點後位數最少（絕對誤差最大）的資料為依據；幾個資料相乘除時，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）的資料為準，即在運算過程中不應改變測量的準確度。
（7）可疑資料取捨在一組平行測量值中常常出現某
一、兩個測量值比其餘值明顯地偏高或偏低，即為可疑資料。首先應判斷此可疑資料是由過失誤差引起的，還是偶然誤差波動性的極度表現？若為前者則應當捨棄，而後者需用q檢驗或g檢驗等統計檢驗方法，確定該可疑值與其它資料是否**於同一總體，以決定取捨。
（8）資料統計處理的基本步驟進行資料統計處理的基本步驟是，首先進行可疑資料的取捨（q檢驗或g檢驗），而後進行精密度檢驗（f檢驗），最後進行準確度檢驗（t檢驗）。
（9）相關與回歸分析相關分析就是考察x與y兩個變數間的相關性，相關係數r越接近於±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兩個變數間的函式關係，若x與y之間呈線性函式關係，即可簡化為線性回歸。
3．基本計算
（1）絕對誤差：δ＝ x －
（2）相對誤差：相對誤差＝
（3）絕對偏差：
（4）平均偏差：
（5）相對平均偏差：相對偏差＝
（6）標準偏差：s =
（7）相對標準偏差：rsd＝
（8）樣本均值與標準值比較的t 檢驗：
（9）兩組資料均值比較的t檢驗：
（10）兩組資料方差比較的f檢驗：
（11）可疑資料取捨的q檢驗：
最小最大
鄰近可疑
（12）可疑資料取捨的g檢驗：
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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示的計量關係的一點。
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引數隨加入的滴定劑體積而變化的曲線。
滴定突躍和突躍範圍：在化學計量點前後±0.1%，溶液濃度及其相關引數發生的急劇變化為滴定突躍。突躍所在的範圍稱為突躍範圍。
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。
指示劑的變色範圍：指示劑由一種型體顏色變為另一型體顏色時溶液引數變化的範圍。
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：可用於直接配製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係數δi。 弱酸hna有n+1種可能的存在型體，，而分子依次為其中相應的各項。
能形成n級配合物mln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。各型體的分布係數計算：分母為1+β，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：平衡狀態下某一組分的分析濃度等於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係數等於1摩爾該型體中含有該組分的摩爾數。
②電荷平衡：溶液中荷正電質點所帶正電荷的總數等於荷負電質點所帶負電荷的總數。
注意:在電荷平衡方程中，離子平衡濃度前的係數等於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：酸鹼反應達平衡時，酸失去的質子數與鹼得到的質子數相等。
寫質子條件式的要點是：
a．從酸鹼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並參與質子轉移反應的物質。
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。由於水溶液中的水也參與質子轉移，所以水是乙個組分。
注意：在質子條件式中，得失質子產物平衡濃度前的係數等於其得、失質子數。還可採用質量平衡和電荷平衡匯出質子條件式。
3．基本計算
（1）滴定分析的化學計量關係：
（2）標準溶液配製：
（3）標準溶液的標定：
（兩種溶液）
（b為固體基準物質）
（4）被測物質質量：
（5）有關滴定度計算：
（與物質量濃度的關係）
二、重點和難點
（一）滴定分析
滴定曲線是以加入的滴定劑體積（或滴定百分數）為橫座標，溶液中組分的濃度或其有關某種引數（如ph、電極電位等）為縱座標繪製的曲線。滴定曲線一般可以分為三段，其中在化學計量點前後±0.1%（滴定分析允許誤差）範圍內，溶液濃度或性質引數（如酸鹼滴定中的ph）的突然改變稱為滴定突躍，突躍所在的範圍稱為突躍範圍。
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（酸鹼滴定、沉澱滴定、配位滴定）曲線的縱座標都是溶液中組分（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座標）包括在內，因而選用某種「引數」為縱座標。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，「引數」（如ph）公升高。
實際還有與此相反的滴定曲線，如以酸標準溶液滴定鹼時，隨著酸的加入，溶液的ph值降低。
（二）滴定分析計算
1．滴定分析計算的一般步驟
①正確寫出滴定反應及有關反應的反應方程式。②找出被滴定組分與滴定劑之間的化學計量關係（摩爾數比）。③根據計算關係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）找準化學計量關係：反應物之間的計量關係是滴定分析計算的基礎。對於比較簡單的一步反應，由反應式即可看出計量關係。
對於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係，然後確定待分析組分與標準溶液間的計量關係。
（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。教材採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係數之比。
如果採用物質的量相等（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，在酸鹼滴定中得失乙個質子的單元或氧化還原滴定中得失乙個電子的單元為基本單元。
（三）分布係數和化學平衡
1．水溶液中溶質各型體的分布和分布係數在平衡體系中，一種溶質往往以多種型體存在於溶液中。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。分布係數是溶液中某型體的平衡濃度在該溶質總濃度中所佔的分數，又稱為分布分數，即：
（1）弱酸（鹼）分布係數：決定於該酸（鹼）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）的分布係數與配合物本身的性質（累
積穩定常數）及[l]的大小有關。對於某配合物，β
i 值是一定的，因此，δi 值僅
是[l]的函式。m離子各型體mli 的平衡濃度均可由下式求得：
通過學習學生應該能自己推導出其他體系（如弱鹼溶液）中的各型體分布。
學習分布係數的目的是為後續幾章的副反應係數（如酸效應係數、配位效應係數
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，這為酸鹼滴定中溶液ph計算奠定基礎。 質子平衡：當酸鹼反應達到平衡時，酸失去的質子數與鹼得到的質子數相等。
③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。
分析化學重點
四 常量分析 半微量分析 微量分析和超微量分析分析方法按取樣量分類 分析方法按待測組分含量分類 常量組分分析 1 以上 微量組分分析 0.01 1 痕量組分分析 0.01 以下 超痕量組分分析 0.0001 以下 2 滴定度 每毫公升滴定劑溶液中相當於被測物質的質量 克或毫克 或質量分數。用符號tm...
分析化學複習
一 直接滴定法反應應具備的條件 反應必須具有確定的化學計量關係，按一定的反應式進行。反應必須定量完成，反應完全度應在99.9 以上。反應速度要快。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 物質的...
分析化學複習
一 選擇題 16分 1 下列表述中,最能說明偶然誤差小的是 a 高精密度b 與已知含量的試樣多次分析結果的平均值一致 c 標準偏差大 d 仔細校正所用砝碼和容量儀器等 2 當對某一試樣進行平行測定時,若分析結果的精密度很好,但準確度不好,可能的原因是 a 操作過程中溶液嚴重濺失 b 使用未校正過的容...