【正文】 L1，則 (3) 摩爾吸收系數(shù)，L第一節(jié) 物質(zhì)對(duì)光的選擇性吸收一、物質(zhì)的顏色與光吸收的關(guān)系 可見光 紅 橙 黃 綠 青 青藍(lán) 藍(lán) 紫650750 600650 580600 500580 490500 480490 450480 400450能夠形成白光的兩種顏色的光稱為互補(bǔ)色光。nn1 原理：用AgNO3標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定Cl，選用熒光黃作指示劑。高錳酸鉀法缺點(diǎn)：（1）不夠穩(wěn)定；（2）選擇性差。, Et≤177。%時(shí)，根據(jù)lgCM,spCM= [M]+[ML]+[ML2]+K2M + 3L = ML3 第三級(jí)累積形成常數(shù)β3==問此混合堿試樣由何種成分組成？各組分的含量為多少？第六章 絡(luò)合滴定法（Complexometric Titration）絡(luò)合滴定法—以絡(luò)合反應(yīng)為基礎(chǔ)的滴定分析法。 直接準(zhǔn)確滴定一元弱酸的可行性判據(jù)為：ΔpH=177。1）稱為指示劑的理論變色范圍。δi 分布曲線—分布分?jǐn)?shù)與溶液pH值的關(guān)系曲線，即δipH曲線。αOH = 1014 (25oC)三、酸堿的強(qiáng)度、共軛酸堿對(duì)Ka與Kb的關(guān)系 共軛酸堿對(duì)HAA的Ka、Kb的關(guān)系為： Ka三、質(zhì)量濃度（ρ） 質(zhì)量濃度—單位體積溶液中所含溶質(zhì)的質(zhì)量。第四章 滴定分析法概論Titrimetric Analysis 滴定分析法分為酸堿滴定法、絡(luò)合滴定法、氧化還原滴定法、沉淀滴定法四類。即第一組數(shù)據(jù)的分散程度較小，因而較好。隨機(jī)誤差的特點(diǎn)：不確定性、不可測(cè)性第二節(jié) 測(cè)定值的準(zhǔn)確度與精密度一、準(zhǔn)確度與誤差準(zhǔn)確度—測(cè)定值x與真值T相接近的程度。第二節(jié) 分析方法的分類一、定性分析、定量分析和結(jié)構(gòu)分析（按分析任務(wù)分）定性分析：其任務(wù)是鑒定物質(zhì)所含的化學(xué)組成，即鑒定物質(zhì)由哪些元素、原子團(tuán)、官能團(tuán)或化合物所組成；定量分析：測(cè)定各組分的相對(duì)含量；結(jié)構(gòu)分析：研究所含組分的分子結(jié)構(gòu)、晶體結(jié)構(gòu)或形態(tài)。主要參考書：1. 武漢大學(xué)主編:分析化學(xué)2. 彭崇慧等編:定量化學(xué)分析簡(jiǎn)明教程3. 何先莉等編:分析化學(xué)4. 林樹昌等編:分析化學(xué)第三章 誤差和分析數(shù)據(jù)的處理 誤差—分析結(jié)果與真實(shí)值之間的差值。S==式中n為測(cè)定次數(shù)，f=n1稱為自由度。 各種誤差，一般取一至兩位有效數(shù)字。單位g?mL1。 HAc在水中的離解 半反應(yīng)1 HAc = H+ + Ac 酸1 堿1 半反應(yīng)2 H2O + H+ = H3O+ 堿2 酸2 酸堿反應(yīng) HAc + H2O = H3O+ + Ac 簡(jiǎn)化為 HAc = H+ + Ac HCl與NH3的反應(yīng)： HCl + NH3 = NH4+ + Cl 酸1 堿2 酸2 堿1 水的質(zhì)子自遞反應(yīng)： H2O + H2O = H3O+ + OH 酸1 堿2 酸2 堿1二、酸堿反應(yīng)的平衡常數(shù) 離子在化學(xué)反應(yīng)中起作用的有效濃度稱為離子的活度，用α表示。（3）根據(jù)得失質(zhì)子的量相等的原則寫出PBE。第五節(jié) 酸堿指示劑一、指示劑的作用原理當(dāng)溶液的pH值改變時(shí)，指示劑獲得質(zhì)子轉(zhuǎn)化為酸式或失去質(zhì)子轉(zhuǎn)化為堿式，指示劑的酸式和堿式具有不同的結(jié)構(gòu)，因而具有不同的顏色。（三）計(jì)量點(diǎn)時(shí)（V=V0） 溶液的組成為NaAcAc + H2O = HAc + OH 因 所以 [OH]= =106 mol?L1 pOH= pHSP=（四）化學(xué)計(jì)量點(diǎn)后（VV0）溶液的組成為Ac和過量的NaOH。第一計(jì)量點(diǎn)：Na2CO3NaHCO3 因 =109mol?L1 pHsp1= 選用甲酚紅與百里酚酞混合指示劑。2 絡(luò)合物的累積形成常數(shù)和總形成常數(shù)累積形成常數(shù)：絡(luò)合物逐級(jí)形成常數(shù)的乘積。例65第四節(jié) EDTA滴定曲線一、滴定曲線的繪制 在pH=，?L1EDTA(CY)標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定體積為=+，?L1。%= 得 lgCM,spKNY討論：: 此時(shí)αY(H)》αY(N) αY≈αY(H) lgKMYˊ=lgKMYlgαY(H) 可見, N的存在對(duì)M的滴定反應(yīng)沒有影響。二、自身指示劑三、專屬指示劑第五節(jié) 氧化還原滴定前的預(yù)處理 預(yù)處理—將被測(cè)組分轉(zhuǎn)變?yōu)橐欢ǖ哪鼙粶?zhǔn)確滴定的形體或價(jià)態(tài)。1 原理直接滴定法： Ag+ + SCN = AgSCN↓(白) Ksp=1012 Fe3+ + SCN = FeSCN2+(紅色)返滴定法： 滴定前 Ag+ + X = AgX↓（X為Cl、Br、I、SCN等）計(jì)量點(diǎn)前 Ag+(剩余)+SCN=AgSCN↓(白) 計(jì)量點(diǎn)時(shí) Fe3+ + SCN = FeSCN2+(紅色)2 滴定條件（1）溶液的酸度： mol第三節(jié) 沉淀的溶解度及其影響因素一、沉淀的溶解度（一）溶解度和固有溶解度MA(固) = MA(水) = M+ + A固體MA的溶解部分以M+、A和MA(水)兩種狀態(tài)存在。（3）吸附雜質(zhì)量的多少，與沉淀的總表面積、雜質(zhì)離子的濃度和溶液的溫度有關(guān)。L1，則 (2) 吸收系數(shù)，Lcm2依 A== 故 （三）標(biāo)準(zhǔn)曲線的繪制及其應(yīng)用 標(biāo)準(zhǔn)曲線：Ac（吸光度濃度）曲線又稱校準(zhǔn)曲線或工作曲線二、引起偏離朗伯比爾定律的因素（一）物理因素1 非單色光引起的偏離：產(chǎn)生負(fù)偏離 假設(shè)入射光是由波長(zhǎng)和兩種單色光組成。二、吸收曲線（吸收光譜）：吸光度（A）與波長(zhǎng)（λ）的關(guān)系曲線。Ag++ FIn= AgCl應(yīng)用：鋼鐵中硫的測(cè)定 S + O2 = SO2 SO2 + H2O = H2SO3 I2 + H2SO3 + H2O = 2I + SO42 + 4H+（三）間接碘量法（滴定碘法）待測(cè)物 + I（過量） I2 2S2O32 + I2 = 2I + S4O62注意：應(yīng)在中性或弱酸性條件下進(jìn)行，不能在堿性或強(qiáng)酸性條件下進(jìn)行。討論：（1）若則 此時(shí) （2）若則 此時(shí) （1）若則 此時(shí) 常將或作為氧化還原反應(yīng)能夠被直接進(jìn)行滴定的條件。KMY6 （2）若CM,sp= ZnY = Zn2+ + Y 故 [Zn′]= 因 [ZnY]= 所以 [Zn′]== pZn′=lg EDTA標(biāo)準(zhǔn)溶液（+%相對(duì)誤差）：pZn′== = %相對(duì)誤差范圍內(nèi)pM′(pM)的變化范圍,稱為絡(luò)合滴定的pM′(pM)突躍范圍。+[MLn] =[M]+ β1[M][L]+ β2[M][L]2+K2 EDTA二鈉鹽：Na2H2Y?2H2O 簡(jiǎn)稱EDTA三、金屬離子—EDTA絡(luò)合物的特點(diǎn)第二節(jié) 溶液中各級(jí)絡(luò)合物型體的分布一、絡(luò)合物的形成常數(shù)（一）ML(1:1)型絡(luò)合物M + Y = MY KMY= K離= KMY=(二)MLn(1:n)型絡(luò)合物1 絡(luò)合物的逐級(jí)形成（解離）常數(shù)M + L = ML 第一級(jí)形成常數(shù) K1=ML + L = ML2 第二級(jí)形成常數(shù) K2=[H+]ep(7)式可簡(jiǎn)化為：=（）100% （8） 若C=C0,則CHA,ep≈CHA,sp= C0/2同理，強(qiáng)酸滴定一元弱堿B的終點(diǎn)誤差為：=（）100%式中 — HB+的解離常數(shù)第七節(jié) 多元酸堿的滴定一、多元酸堿分步滴定的可行性判據(jù) 以NaOH滴定濃度為C mol?L1的二元弱酸H2A H2A = HA + H+ Ka1 HA = A2 + H+ Ka2 多元酸分步滴定的條件： 討論：1.，且此時(shí), H2A分步解離的兩個(gè)H+均可被準(zhǔn)確滴定,且可被分步滴定,形成兩個(gè)明顯的pH突越。（二）溫度（三）中性電解質(zhì)（四）溶劑四、混合指示劑第六節(jié) 強(qiáng)堿（酸）和一元弱酸（堿）的滴定一、強(qiáng)堿（酸）滴定強(qiáng)酸（堿）此類滴定的基本反應(yīng)為：H+ + OH = H2O滴定常數(shù)為： ?L1NaOH溶液滴定V0=,設(shè)滴定中加入NaOH的體積為V(mL)。 (2)式變?yōu)椋篬H+]=[A]= [H+]= (4)由（1）式得：[HA]=C[A]=C([H+][OH]) ≈C[H+] (5)(5)代入(4)，得： 近似式1： （近似條件：），則可忽略HA的解離，但不能忽略水的解離 此時(shí) C=[HA]+[A]≈[HA] （6）(6)代入(3)，得近似式2： (7) （近似條件：），則既可忽略水的解離，又可忽略HA的解離 此時(shí) C=[HA]+[A]≈[HA]由（3）式得最簡(jiǎn)式： （8） （近似條件：）（二）一元弱堿（B）溶液精確式： ( )近似式1： （近似條件：）近似式2： （近似條件：）最簡(jiǎn)式： （近似條件：）三、多元弱酸（堿）溶液pH的計(jì)算（一） 多元弱酸溶液* 二元弱酸（堿）溶液pH計(jì)算的簡(jiǎn)化條件：（1）若，則可忽略水的解離；（2）若，則可忽略H2A的二級(jí)解離，按一元酸處理,此時(shí)：C=[H2A]+[HA]+[A2]≈[H2A]+[HA]（3）若，則可忽略H2A的第一級(jí)解離，此時(shí)：C=[H2A]+[HA]+[A2]≈[H2A]c mol?L1H2A溶液PBE: [H+]=[HA]+2[A2]+[OH] (1)討論：，則可忽略水的解離： [H+]=[HA]+2[A2] （2） =（1+） 故 (,),則：既可忽略水的解離，又可忽略H2A的二級(jí)解離 （1）變?yōu)? [H+]=[HA]= [H+]= (3) 又 C=[H2A]+[HA]+[A2]≈[H2A]+[HA] 得 [H2A]≈C [HA]= C[H+]代入（3）：[H+]= [H+]=,，則可忽略水的解離，又可忽略H2A的一級(jí)、二級(jí)解離。如：（1）H3PO4能形成三個(gè)共軛酸堿對(duì)：每一共軛酸堿對(duì)的Ka與Kb的關(guān)系為： Ka1 基準(zhǔn)物質(zhì)的條件： （1）物質(zhì)的實(shí)際組成應(yīng)與其化學(xué)式完全相符。 滴定分析法：用滴定劑滴定被測(cè)組分溶液，直到滴定劑與被測(cè)組分定量反應(yīng)完全為止，然后根據(jù)滴定劑的濃度和所消耗的體積，求得被測(cè)組分含量的分析方法。它由全部準(zhǔn)確數(shù)字和最后一位不確定數(shù)字組成。 di= xi 平均偏差：?jiǎn)未螠y(cè)量偏差的絕對(duì)值的平均值。四、常量分析、半微量分析和微量分析（按試樣用量和被測(cè)組分的含量分）第三節(jié) 分析化學(xué)的發(fā)展趨勢(shì)一、分析化學(xué)發(fā)展所經(jīng)歷的三次變革 第一次變革：19世紀(jì)末20世紀(jì)初，分析化學(xué)由一門技術(shù)發(fā)展為一門獨(dú)立的學(xué)科。*（1）運(yùn)算中，若有效數(shù)字位數(shù)最少的因數(shù)的首數(shù)為“8”或“9”，則積或商的有效數(shù)字位數(shù)可比這個(gè)因數(shù)多取一位。（二）返滴定法（剩余量滴定法）（三）置換滴定法 先用適當(dāng)試劑與待測(cè)組分反應(yīng)，使待測(cè)組分定量地置換為另一種能被直接滴定的物質(zhì)，然后再用標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定這種物質(zhì)，這種滴定方法稱為置換滴定法。VA180。電荷平衡方程式CBE（四）質(zhì)子平衡 ——當(dāng)酸堿反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)，酸給出質(zhì)子的量應(yīng)等于堿所接受的質(zhì)子的量。（2）當(dāng)C一定時(shí)，愈接近，愈大。pH = pKa+lg因 又 C = C0 = ?L1所以 pH = pKa+lg NaOH溶液時(shí)(%相對(duì)誤差),即V=, V0= pH = +lg驗(yàn)證：[H+]=108 mol?L1 [OH]=107 mol?L1 mol?L1 mol?L1可見 187。第二計(jì)量點(diǎn)：H2PO4HPO42 C= mol?L1因 = =1010 mol?L1 pHsp2= 選