(1)物质的量浓度。符号cB或c(B)， (2)滴定度

以每毫升标准溶液相当的被测物质的质量来表示，符号为Ts/x，x为被测物质的化学式。

TAB?cA?－

1.001000?MB?b a例 计算0.1000mol·L1HCl标准溶液对Na2CO3的滴定度。 2.标准溶液的配制与标定 (1) 直接配制法

基准物质必须符合下列要求。

a.纯度要高 b.组成恒定 c.稳定性好 d.最好具有较大的相对分子质量或式量。 (2) 间接配制法

五、滴定分析的计算

计算的主要依据是“等物质的量规则”

－

例 用0.1058mol·L1HCl溶液滴定0.2035g不纯的K2CO3，完全中和时，消耗HCl26.84mL，求样品中K2CO3的质量分数。

－

例 标定0.1mol·L1NaOH溶液的准确浓度，如选用邻苯二甲酸氢钾(KHC8H4O4)作基准物质,今欲把所用NaOH溶液的体积控制在25mL左右,问应称取该基准物质多少克？

§6－2 误差及数据处理

教学目的及要求：

1.掌握定量分析的误差、偏差计算。 2.掌握精密度与准确度的关系。 3.有效数字的表示及相关运算规则 4.可疑值的取舍。

教学重点：

1. 定量分析的误差、偏差计算。 2. 精密度与准确度的关系。 3. 有效数字的表示及相关运算规则。 4. 可疑值的取舍。

教学难点：

1.精密度与准确度的关系。 2.有效数字的表示及相关运算规则。

一、误差的分类

1.系统误差(可测误差) 特点：单向性，可测性

系统误差可以分为下列几种：

(1)方法误差(2) 仪器、试剂误差(3)操作误差。注意：要求在正常操作下引起的。 ．．．．2.偶然误差(随机误差)

特点：随机性，符合正态分布

二、误差和偏差的表示方法

1.准确度与误差

(1)绝对误差：E = x－T （有正、负之分）

EEr??100%

T2.精密度与偏差

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(2)相对误差：

(1)绝对偏差和相对偏差

绝对偏差：di?xi?x 相对偏差：dr?(2)平均偏差 d?d1?d2?d3???dnndix?100%

（没有正负之分） 相对平均偏差(dr)。即：dr?dx?100%

(3)标准偏差和相对标准偏差 标准偏差：S???xi?x?2n?1n?1x举例：分析某试样中的含氮量，测得如下数据：37.45%，37.20%，37.50%，37.30%，37.25%，计算其平均值、平均偏差、相对平均偏差、标准偏差和相对标准偏差。如果真实含量为37.38%，求其绝对误差和相对误差。

??d2i 相对标准偏差：Sr?S?100%

三、提高分析结果准确度的方法

准确度表示测量的准确性，精密度表示测量的重现性。

精密度高，准确度不一定高。只有在消除或减免系统误差的前提下，才能以精密度的高低来衡量准确度的高低。 1.选择适当的分析方法 2.减少测量误差

3.减少偶然误差（多次平行测定，取其平均值） 4.消除系统误差

(1)对照试验(2)空白试验 (3)校准仪器

四、有效数字及其运算规则

1.有效数字及其位数（举例） 2.有效数字的运算规则

(1)记录测量数值时，只保留一位可疑数字；

(2)当有效数字位数确定后，其余数字应一律舍弃，舍弃办法：采取“四舍六入五留双”的规则。（举例）

(3)加减法：几个数据相加或相减时，它们的和或差的有效数字的保留，应该以小数点后位数最少的数字为准。（举例）

(4)在乘除法中，有效数字的保留。应该以有效数字位数最少的为准。（举例）

五、有限实验数据的处理

1.可疑值（离群值）的取舍 Q检验法：步骤为：（1）排序，（2）计算Q值，（3）查表比较、判断。

－

例如：某一溶液浓度经４次测定，其结果为：0.1014、0.1012、0.1025、0.1016(mol·L1)。其中0.1025的误差较大，问是否应该舍去(P=90%)? 2.分析结果的报告

(1)例行分析（常规分析）结果的报告：取两份的平均值报告分析结果

(2)多次测定结果的报告：平均值x、标准偏差s和测定次数n报告分析结果。

例如，分析某试样中铁的质量分数，5次测定结果如下：0.3910，0.3912，0.3919，0.3917，0.3922。分析结果报告如下：w(Fe)?0.3916，s = 0.0005，n = 5。

第七章 酸碱平衡与酸碱滴定法

§7-1 弱电解质的电离平衡

教学目的及要求：

14

1.掌握电离度和电离常数的计算。 2.掌握水的电离和溶液的pH值。

教学重点：水的电离和溶液的pH值。 教学难点：水的电离和溶液的pH值。 一、电离度和电离常数

1.电离度

α?已电离的电解质分子数溶液中原有电解质的分子总数?100%

注：电离度的大小，主要取决于电解质的本性，同时又与溶液的浓度、温度等因素有关。 2.电离常数和稀释定律

定义：在一定温度下，弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，称为电离平衡常数，简称电离常数(Ki) (1)HAc的电离平衡

－

HAc? H+ + Ac

Ka?cH??cAc?cHAc

注：Ka与其它化学平衡常数一样，其数值大小与酸的浓度无关，仅取决于酸的本性和体系的温度。 (2)NH3·H2O的电离平衡 NH3·H2O是弱碱，电离方程式为：NH3·H2O ? NH4 + OH K?b＋

－

cNH??cOH?4

cNH3?H2O(3)稀释定律 ??Kic

在一定温度下，弱电解质的电离度α与电离常数的平方根成正比，与溶液浓度的平方根成反比，即浓度越稀，电离度越大。这个关系称为稀释定律。

－

例已知在298.15K时，0.10mol·L1的NH3·H2O的电离度为1.33%，求NH3·H2O的电离常数。

二、水的电离和溶液的pH值

H2O ? H + OH

＋－

在一定温度下，当达到电离平衡时，水中H的浓度与OH的浓度的乘积是一个常数，即cH??cOH??Kw

Kw为水的离子积常数,简称水的离子积。

＋

－

＋

－

注：常温时，无论是中性、酸性还是碱性的水溶液里，H浓度和OH浓度的乘积都等于

－

1.0 × 1014。

－－

cH?＞cOH?或cH?＞1.0 × 107 mol·L1 溶液呈酸性

－－cH?＝cOH?＝1.0 × 107 mol·L1 溶液呈中性 －－cH?＜cOH?或cH?＜1.0 × 107 mol·L1 溶液呈碱性

pH ＝ －lgcH?

pKw ＝ pH + pOH ＝14.00

§7-2 酸碱质子理论

教学目的及要求：

1.掌握酸碱的定义和共轭酸碱对。

15

2.理解酸碱反应的实质。

3.掌握共轭酸碱对中Ka与Kb的关系。

教学重点：

1.酸碱的定义和共轭酸碱对。

2.共轭酸碱对中Ka与Kb的关系。

教学难点：共轭酸碱对中Ka与Kb的关系。 一、酸碱的定义和共轭酸碱对

酸：凡能给出质子(H)的物质(分子或离子)。

＋

碱：凡能接受质子(H)的物质(分子或离子)。

＋

酸 ? 碱 + H

这种对应关系称为共轭酸碱对，右边的碱是左边的酸的共轭碱，左边的酸又是右边碱的共轭酸。 注：（1）酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴离子；

－

（2）有的物质在某个共轭酸碱对中是碱，而在另一共轭酸碱对中却是酸，如HCO3等； （3）质子理论中没有盐的概念，酸碱电离理论中的盐，在质子理论中都变成了离子酸和离

＋－

子碱，如NH4Cl中的NH4是酸，Cl是碱。

＋

二、酸碱反应的实质

H+↓+HCl NH3NH4++Cl

酸1 碱2 酸2 碱1

三、共轭酸碱对中Ka与Kb的关系

Ka1 Ka2 Ka3

－－－

一般地：H3A? H2A ? HA2 ? A3

Kb3 Kb2 Kb1

有：Ka1 × Kb3 ＝ Ka2 × Kb2 ＝ Ka3 × Kb1 ＝ Kw

可见，知道Ka就可以计算出其共轭碱的Kb；知道Kb就可以算出其共轭酸的Ka。

－＋

例 已知NH3·H2O的Kb = 1.76 × 105，求NH4的Ka。

§7-3 酸碱溶液pH值的计算

教学目的及要求：

1.掌握一元弱酸(弱碱)pH值计算。 2.掌握多元弱酸(弱碱)pH值计算。。 3.掌握两性物质pH值计算。

教学重点：水的电离和溶液的pH值计算。 教学难点：水的电离和溶液的pH值计算。 一、一元弱酸(弱碱)

设有一种一元弱酸HA溶液，总浓度为c mol·L1，则

＋－

HA ? H + A

－

起始浓度（mol·L1） c 0 0

－

平衡浓度（mol·L1） c - cH? cH? cA?

－

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