1、第二章誤差和分析數據處理 - 名師整理精華知識點（12）可疑數據取舍的G檢固定的方向和大小，重復測定時差 S2，用于判斷兩組數據間是否章節小結重復出現，可通過與經典方法進存在較大的偶然誤差，為精密度驗：準確度：分析結果與真實值行比較、校準儀器、作對照試驗、檢驗。兩組數據的顯著性檢驗順第三章滴定分析法概論 - 章節小空白試驗及回收試驗等方法，檢序是，先由F 檢驗確認兩組數據接近的程度，其大小可用誤差表查及減免系統誤差。偶然誤差是的精密度無顯著性差別后，再進結示。由某些偶然因素引起的，其方向行兩組數據的均值是否存在系統一、主要內容和大小都不固定，因此，不能用誤差的t 檢驗，因為只有當兩組精密度：平

2、行測量的各測量加校正值的方法減免。但偶然誤數 據 的精 密度 或 偶然 誤差 接近值之間互相接近的程度，其大小差的出現服從統計規律，因此，時，進行準確度或系統誤差的檢1基本概念可用偏差表示。化學計量點：滴定劑的量與被適當地增加平行測定次數，取平驗才有意義，否則會得出錯誤判系統誤差：是由某種確定的均值表示測定結果，可以減小偶斷。測物質的量正好符合化學反應式所原因所引起的誤差，一般有固定然誤差。二者的關系是，在消除需要注意的是：檢驗兩個表示的計量關系的一點。的方向（正負）和大小，重復測系統誤差的前提下，平行測定次分析結果間是否存在著顯著性差滴定終點： 滴定終止（指示劑定時重復出現。包括方法誤差、數

3、越多，偶然誤差就越小，其平異時，用雙側檢驗；若檢驗某分改變顏色）的一點。儀 器 或試 劑誤 差 及操 作誤 差三均值越接近于真值（或標準值）。析結果是否明顯高于（或低于）滴定誤差：滴定終點與化學計種。量點不完全一致所造成的相對誤（3）有效數字保留、修約及某值，則用單側檢驗；由于 t偶然誤差：是由某些偶然因差。可用林邦誤差公式計算。運算規則保留有效數字位數的與 F 等的臨界值隨的不同而不素所引起的誤差，其大小和正負原則是，只允許在末位保留一位同，因此置信水平P 或顯著性水滴定曲線：描述滴定過程中溶均不固定。可疑數。有效數字位數反映了測平 的選擇必須適當，否則可能液濃度或其相關參數隨加入的滴定有效

4、數字：是指在分析工作量的準確程度，絕不能隨意增加將存在顯著性差異的兩個分析結劑體積而變化的曲線。中實際上能測量到的數字。通常或減少。在計算一組準確度不等果判為無顯著性差異，或者相反。滴定突躍和突躍范圍：在化學包括全部準確值和最末一位欠準計量點前后 0.1%，溶液濃度及其（有效數字位數不等）的數據前，（ 7）可疑數據取舍在一組值（有 1個單位的誤差）。相關參數發生的急劇變化為滴定突t 分布：指少量測量數據平均應采用“ 四舍六入五留雙” 的規平行測量值中常常出現某一、兩則將多余數字進行修約，再根據個測量值比其余值明顯地偏高或躍。突躍所在的范圍稱為突躍范圍。值的概率誤差分布。可采用t分誤差傳遞規律進

5、行有效數字的運偏低，即為可疑數據。首先應判指示劑：滴定分析中通過其顏布 對 有限 測量 數 據進 行統 計處算。幾個數據相加減時，和或差斷此可疑數據是由過失誤差引起色的變化來指示化學計量點到達的理。有效數字保留的位數，應以小數的，還是偶然誤差波動性的極度試劑。一般有兩種不同顏色的存在置信水平與顯著性水平：指點后位數最少（絕對誤差最大）表現？若為前者則應當舍棄，而型體。在某一t值時，測定值x 落在的數據為依據；幾個數據相乘除后者需用Q 檢驗或 G 檢驗等統計指示劑的理論變色點：指示劑 tS 范圍內的概率，稱為置信具有不同顏色的兩種型體濃度相等水平（也稱置信度或置信概率），時，積或商有效數字保留的

6、位數，檢驗方法，確定該可疑值與其它時，即 In=XIn時，溶液呈兩型應以相對誤差最大（有效數字位數據是否來源于同一總體，以決用 P 表示；測定值x 落在 tS數最少）的數據為準，即在運算定取舍。體的中間過渡顏色，這點為理論變范圍之外的概率（1P），稱為過程中不應改變測量的準確度。（8）數據統計處理的基本步色點。顯著性水平，用表示。（4）有限測量數據的統計處驟進行數據統計處理的基本步指示劑的變色范圍：指示劑由置信區間與置信限：系指在理與 t 分布通常分析無法得到總驟是，首先進行可疑數據的取舍一種型體顏色變為另一型體顏色時一定的置信水平時，以測定結果x溶液參數變化的范圍。為中心，包括總體平均值在內

7、體平均值和總體標準差 ，僅（ Q檢驗或 G檢驗） ，而后進行精標準溶液：濃度準確已知的試的可信范圍，即 x u ，式能由有限測量數據的樣本平均值密度檢驗 （ F 檢驗） ，最后進行準和樣本標準差S 來估計測量數確度檢驗（t 檢驗）。劑溶液。常用作滴定劑。中 u為置信限。分為雙側置信（ 9）相關與回歸分析相關基準物質： 可用于直接配制或區間與單側置信區間。據的分散程度，即需要對有限測分析就是考察x 與 y 兩個變量間標定標準溶液的物質。顯著性檢驗：用于判斷某一量數據進行統計處理，再用統計2基本理論的相關性，相關系數r 越接近于分析方法或操作過程中是否存在量去推斷總體。 由于和 S 均為隨（1）溶

8、液中各型體的分布：溶較大的系統誤差和偶然誤差的檢 1，二者的相關性越好，實驗誤機變量，因此這種估計必然會引液中某型體的平衡濃度在溶質總濃驗。包括t 檢驗和 F 檢驗。差越小，測量的準確度越高。回進誤差。特別是當測量次數較少度中的分數稱為分布系數 i 。歸分析就是要找出x 與 y 兩個變2重點和難點時，引入的誤差更大，為了補償量間的函數關系，若x 與 y 之間弱酸 HnA 有 n+1 種可能的存在（1）準確度與精密度的概念型體，即HnA，Hn-1A- HA (n-1) 和這種誤差，可采用t 分布（即少呈線性函數關系，即可簡化為線及相互關系準確度與精密度具A n 。各型體的分布系數的計算：分量數據

9、平均值的概率誤差分布）性回歸。有不同的概念，當有真值（或標對有限測量數據進行統計處理。3基本計算母為準值）作比較時，它們從不同側（5）置信水平與置信區間的（1）絕對誤差： x- H+n+H+n-1Ka1+ +H+K a1Ka2+面反映了分析結果的可靠性。準關系置信水平越低，置信區間就（2）相對誤差：相對誤差 +Ka(n-1) +Ka1 Ka2+ +K an，而分子依確度表示測量結果的正確性，精越窄，置信水平越高，置信區間( / ) 100% 或相 對 誤 差 次為其中相應的各項。密度表示測量結果的重復性或重就越寬，即提高置信水平需要擴( /x) 100%能形成n 級配合物MLn的金屬現性。雖然

10、精密度是保證準確度大置信區間。 置信水平定得過高，（3）絕對偏差：d 離子在配位平衡體系中也有n+1 種的先決條件，但高的精密度不一判斷失誤的可能性雖然很小，卻（4）平均偏差：可能的存在型體。各型體的分布系定能保證高的準確度，因為可能往往因置信區間過寬而降低了估數計算：分母為1+1L+ （ 5 ） 相 對 平 均 偏 差 ：存在系統誤差。只有在消除或校2L2+ + nLn，分子依次為計精度，實用價值不大。在相同（6）標準偏差：正了系統誤差的前提下，精密度的置信水平下，適當增加測定次其中相應的各項。（7）相對標準偏差：高的分析結果才是可取的，因為數 n，可使置信區間顯著縮小，從（8）樣本均值與標

11、準值比較（2）化學平衡處理方法：它最接近于真值（或標準值），而提高分析測定的準確度。的 t 檢驗：質量平衡：平衡狀態下某一在這種情況下，用于衡量精密度（6）顯著性檢驗及注意問題（9）兩組數據均值比較的t組分的分析濃度等于該組分各種型的偏差也反映了測量結果的準確t檢驗用于判斷某一分析方法或檢驗：體的平衡濃度之和。程度。操作過程中是否存在較大的系統（10）兩組數據方差比較的F注意：在質量平衡式中，各種（2）系統誤差與偶然誤差的型體平衡濃度前的系數等于1 摩爾誤差，為準確度檢驗，包括樣本檢驗：性質、來源、減免方法及相互關均值與真值（或標準值）間的t（11）可疑數據取舍的Q 檢該型體中含有該組分的摩爾

12、數。系 系統誤差分為方法誤差、儀器檢驗和兩個樣本均值間的t 檢驗；驗：電荷平衡：溶液中荷正電質或試劑誤差及操作誤差。系統誤點所帶正電荷的總數等于荷負電質F 檢驗是通過比較兩組數據的方差是由某些確定原因造成的，有點所帶負電荷的總數。名師整理精華知識點滴定突躍越大。有關問題有待在其后各章的學習中行計算，即計量點時兩反應物的物注意 : 在電荷平衡方程中，離子加深理解。質的量相等，則需要注意，這時物（3）滴定曲線：以滴定過程中平衡濃度前的系數等于它所帶電荷滴定曲線是以加入的滴定劑體質的基本單元要根據具體化學反應溶液pH 值的變化對滴定體積（或數的絕對值；中性分子不包括在電積（或滴定百分數）為橫坐標，溶

13、來決定，一般來說，在酸堿滴定中滴定百分數）作圖而得的曲線。荷平衡方程中。液中組分的濃度或其有關某種參數得失一個質子的單元或氧化還原滴（4）滴定突躍：化學計量點附質子平衡：酸堿反應達平衡（如 pH、電極電位等）為縱坐標繪定中得失一個電子的單元為基本單近（ 0.1% ） pH 的突變。時，酸失去的質子數與堿得到的質制的曲線。滴定曲線一般可以分為元。（5）滴定誤差：滴定終點與化子數相等。三段，其中在化學計量點前后（三）分布系數和化學平衡學計量點不一致引起的誤差，與指寫質子條件式的要點是： 0.1%（滴定分析允許誤差）范圍1水溶液中溶質各型體的分布和分示劑的選擇有關。a從酸堿平衡體系中選取質子內，溶液

14、濃度或性質參數（如酸堿布系數（6）質子溶劑：能給出質子或參考水準（又稱零水準），它們是滴定中的 pH）的突然改變稱為滴定在平衡體系中，一種溶質往往接受質子的溶劑。包括酸性溶劑、溶液中大量存在并參與質子轉移反突躍，突躍所在的范圍稱為突躍范以多種型體存在于溶液中。其分析堿性溶劑和兩性溶劑。應的物質。圍。一般滴定反應的平衡常數越大，濃度是溶液中該溶質各種型體平衡（7）無質子溶劑：分子中無轉b根據質子參考水準判斷得失即反應越完全，滴定突躍就越大，濃度的總和，平衡濃度是某型體的移性質子的溶劑。包括偶極親質子質子的產物及其得失的質子數，繪滴定越準確。濃度，以符號 表示。分布系數是溶劑和惰性溶劑。出得失質子

15、示意圖（包括溶劑的質雖然大部分滴定（酸堿滴定、溶液中某型體的平衡濃度在該溶質（ 8）均化效應和均化性溶劑：子自遞反應）。沉淀滴定、配位滴定）曲線的縱坐總濃度中所占的分數，又稱為分布均化效應是指當不同的酸或堿在同c根據得、 失質子數相等的原標都是溶液中組分（被測組分或滴分數，即： i i/C。一溶劑中顯示相同的酸堿強度水則寫出質子條件式。質子條件式中定劑）濃度的負對數，但為了把氧（1）弱酸（堿）分布系數：決平；具有這種作用的溶劑稱為均化應不包括質子參考水準，也不含有化還原滴定（以溶液的電極電位為定于該酸 （堿） 的性質 （即 Ka或 Kb）性溶劑。與質子轉移無關的組分。由于水溶縱坐標）包括在內，

16、因而選用某種和溶液的酸度，而與總濃度無關。（ 9）區分效應和區分性溶劑：液中的水也參與質子轉移，所以水“ 參數” 為縱坐標。還應當指出，（2）配位平衡中各型體（各級區分效應是指不同的酸或堿在同一是一個組分。本章描述的只是滴定曲線的一種形配合物）的分布系數與配合物本身溶劑中顯示不同的酸堿強度水平；注意：在質子條件式中，得失式，即隨著標準溶液的加入，“ 參的性質 （累積穩定常數）及 L 的大具有這種作用的溶劑稱為區分性溶質子產物平衡濃度前的系數等于其數” （如pH）升高。實際還有與此小有關。對于某配合物， i 值是劑。得、失質子數。還可采用質量平衡相反的滴定曲線，如以酸標準溶液一定的，因此， i

17、值僅是 L 的函2基本原理和電荷平衡導出質子條件式。滴定堿時，隨著酸的加入，溶液的數。 M離子各型體MLi 的平衡濃度（1）酸堿指示劑的變色原理：3基本計算pH 值降低。均可由下式求得：指示劑本身是一類有機弱酸（堿），（ 1）滴定分析的化學計量關系：（二）滴定分析計算ML i iC M當溶液的pH 改變時，其結構發生tT + bB = cC + dD， nT/nB=t/b 滴定分析計算是本章的重點，變化，引起顏色的變化而指示滴定通過學習學生應該能自己推導（2）標準溶液配制：cT = 本章學習的計算公式，可用于各種出其他體系（如弱堿溶液）中的各終點。mT/( VT MT)滴定分析法。型體分布。學

18、習分布系數的目的是酸堿指示劑的變色范圍： pH （3）標準溶液的標定：1滴定分析計算的一般步驟為后續幾章的副反應系數（如酸效pK HIn 1；理論變色點：pH pK HIn（兩種正確寫出滴定反應及有關反應系數、配位效應系數等）奠定基（2）選擇指示劑的原則：指示應的反應方程式。找出被滴定組礎。劑變色的pH 范圍全部或大部分落分與滴定劑之間的化學計量關系2化學平衡在滴定突躍范圍內，均可用來指示（摩爾數比）。根據計算關系和包括質量平衡、電荷平衡和質終點。溶液）有關公式進行正確計算。子平衡，其中質子平衡是學習的重（ 3）影響滴定突躍范圍的因素：2滴定分析計算應注意的問題點，這為酸堿滴定中溶液pH 計算

19、奠酸（堿）的濃度，ca(b) 越大，滴定（B（ 1）找準化學計量關系： 反應定基礎。突躍范圍越大。強堿（酸）滴定為固體基準物質）物之間的計量關系是滴定分析計算質子平衡：當酸堿反應達到平弱酸（堿） ，還與 K a(b) 的大小有關。的基礎。 對于比較簡單的一步反應，衡時，酸失去的質子數與堿得到的（4）被測物質質量：K a(b)越大，滴定突躍范圍越大。（5）有關滴定度計算：TT/B由反應式即可看出計量關系。對于質子數相等。（4）酸堿滴定的可行性：強堿步驟比較多的滴定分析，如返滴定、寫出質子條件式的要點是：（ 酸 ） 滴 定 一 元 弱 酸 （ 堿 ）：置換滴定和間接滴定，則需逐步分選取溶液中大量存

20、在并參與質子轉ca(b) Ka(b) 10-8 ，此酸、堿可被準確滴析各反應物間的計量關系，然后確移反應的物質為質子參考水準（又定。多元酸 （堿）：ca1(b1) K a1(b1) 10-8，mB/VT 定待分析組分與標準溶液間的計量稱零水準）。找出得失質子的產ca2(b2) K a2(b2)10-8 ，則兩級離解的H+（與物質量濃度的關系）關系。物及其得失質子的物質的量。根均可被滴定。若K a1(b1) /K a2(b2) 105，（2）各物理量的單位（量綱）：據得失質子的量相等的原則寫出質則可分步滴定，形成二個突躍。若一般，質量m的單位為g，摩爾質子條件式。質子條件式中不包括質K a1(b

21、1) /K a2(b2) 105，則兩級離解的H+量 M的單位為g/mol ， n 的單位為子參考水準本身，也不含有與質子（ OH-）被同時滴定，只出現一個（6）林邦誤差公式：mol，體積 V 的單位為L，但在滴定轉移無關的組分。滴 定 終 點 。 若ca1(b1) K a1(b1) 10-8 ，pX為滴定過程中發生變化的與分析中常以ml 為單位， 因此計算時第四章酸堿滴定法- 章節小結ca2(b2) K a2(b2) K MIn 102。= lgKMIn - lg In(H) c aKa1(b1) 20Kw， c/Ka1(b1) 500，用最最高酸度：在配位滴定的條件（4） Ringbom

22、誤差公式：l-+NaCl+2H2O NaNO 2 為標準溶液， 在 1mol/L下，溶液酸度的最高限度。簡 式 ：；最低酸度：金屬離子發生水解第六章氧化還原滴定法- 章節小的 HCl 酸性溶液中，用快速滴定法。的酸度。測芳伯胺類化合物，外指示劑 （ KI-結封閉現象：某些金屬離子與指淀粉）法或永停滴定法指示終點。酸 式 鹽 ： 若cKa 20Kw ，1基本概念條件電位、自動第七章沉淀滴定法和重量分析法示劑生成極穩定的配合物，過量的c20Ka1，用最簡式：EDTA不能將其從MIn中奪取出。來，以致于在計量點附近指示劑也催化反應、 自身指示劑、 外指示劑。- 章節小結不變色或變色不敏銳的現象。2基

23、本理論沉淀滴定法和重量分析法是以沉淀弱酸弱堿鹽：若cK a 20Kw，（1）影響條件電位的因素：鹽2基本原理c20Ka，用最簡式：效應，生成沉淀，生成配合物，酸（ 1）配位滴定法：EDTA 與大平衡為基礎的分析方法。沉淀的完。多數金屬離子能形成穩定配位化合效應。全，沉淀的純凈及選擇合適的方法（ 2）氧化還原反應進行的程度：物，此類配合物不僅穩定性高，且確定滴定終點是沉淀滴定法和重量緩沖溶液：若ca20OH-、條件平衡常數K 越大，反應向右進反應速度快，一般情況下，其配位分析法準確定量測定的關鍵。c b20H+，用最簡式：比為 1：1，配合物多為無色。所以行得越完全。滿足lgK 3（ n1+n2

24、）（一）沉淀滴定法（2）終點誤差：強堿滴定強酸目前常用的配位滴定法就是EDTA或 0.059 3（n1+n2）/n1n2的氧鉻酸鉀指示劑法是用K2Cr 2O4作滴定，常被用于金屬離子的定量分化還原反應才可用于滴定分析。一指示劑，在中性或弱堿性溶液中，析。般 來 說 ， 只 需 大 于0.3V 用 AgNO3標準溶液直接滴定Cl-（或的滴定誤差公式：0.4V ，均可滿足滴定分析的要求。（ 2）準確滴定的條件：在配位Br-）。根據分步沉淀的原理，首先強酸滴定強堿的滴定誤差公滴定中，若化學計量點和指示劑的（3）氧化還原滴定曲線計算及是生成 AgCl 沉淀，隨著AgNO3不斷變色點 pM= 0.2，將

25、 lgC K MY 6 影響滴定突躍范圍的因素：化學計加入，溶液中 Cl-濃度越來越少， Ag +式：或 C K MY 10 6 作為能進行準確滴量點前一般用被測物電對計算；化濃度則相應地增大，磚紅色Ag2CrO4一元弱酸的滴定誤差公式：定的條件， 此時的終點誤差在0.1%學計量點后利用滴定液電對計算；沉淀的出現指示滴定終點。一元弱堿的滴定誤差公式：左右。化學計量點時電位值計算公式：應注意以下幾點：（ 1）必須控第五章配位滴定法- 章節小結（ 3）酸度的控制：在配位滴定滴定突躍范圍及影響因素：制 K2Cr 2O4的濃度。實驗證明， K2Cr2O4 濃度以 5 10-3 mol/L 左右為宜。（

26、 2）中，由于酸度對金屬離子、EDTA越大，突躍范圍較大。氧化還原和指示劑都可能產生影響，所以必適宜 pH 范圍是6.5 10.5 。（ 3）1基本概念須控制溶液的酸度，需要考慮的有：滴定電位突躍范圍由下式計算：含有能與CrO42- 或 Ag +發生反應離子滿足條件穩定常數38 時的最高酸均干擾滴定，應預先分離。（ 4）只度；金屬離子水解最低酸度；指示（4）碘量法：能測 Cl-、Br-和 CN-，不能測定I-穩定常數：為一定溫度時金屬I2+2e=2I- =0.5345V 劑所處的最佳酸度等。和 SCN-。離子與EDTA 配合物的形成常數，直接碘量法以I 2 為標準溶液，（ 4）選擇滴定的條件：

27、當有干鐵銨釩指示劑法是以KSCN或以 KMY表示，此值越大，配合物在酸性、中性、弱堿性溶液中測定擾 離 子N共 存 時 ， 應 滿 足NH4SCN為滴定劑，終點形成紅色越穩定。還原性物質，滴定前加入淀粉指示 lgCK=lgC MK MY -lgC NK MY 5FeSCN 2+指示終點的方法。分為直接逐級穩定常數和累積穩定常劑，以藍色出現為終點。（ TE%=0.3 ，混合離子選擇滴定允滴定法和返滴定法兩種：（1）直接數：逐級穩定常數是指金屬離子與間接碘量法以Na 2S2O 3 為標準許的誤差可稍大） 。可采用控制酸度滴定法是以NH4SCN（或 KSCN）為滴其它配位劑L 逐級形成MLn型配溶液

28、，在中性或弱酸性溶液中滴定和使用掩蔽劑等手段來實現選擇性定劑，在HNO 3酸性條件下，直接測位化合物的各級形成常數。將逐級I 2，滴定反應為：滴定的目的。定 Ag +。（ 2）返滴定法是在含有鹵穩定常數相乘，得到累積穩定常數。I 2+2S2O 32-=2I-+S4 O62- ，其中I-是由（ 5）配位滴定中常用的掩蔽方素離子的HNO 3溶液中，加入一定量副反應系數：表示各種型體的氧化劑與I-反應定量置換而來，稱法：配位掩蔽法、沉淀掩蔽法和氧過量的 AgNO3，用 NH4SCN標準溶液總濃度與能參加主反應的平衡濃度置換碘量法；若I 2是還原性物質與化還原掩蔽法。返滴定過量的AgNO3。用返滴定法

29、測之比。它是分布系數的倒數。配位定量過量I 2 標準溶液反應后剩余（ 6）配位滴定法能直接或間接定 Cl- 時，為防止AgCl 沉淀轉化，劑的副反應系數主要表現為酸效應的，則稱剩余碘量法或回滴法。間測定大多數的金屬離子，所采用的需在用 NH4SCN標準溶液滴定前，加系數Y(H)和共存離子效應 Y(N)系接碘量法應在近終點時加入淀粉指方式有直接滴定法、返滴定法、置入硝基苯等防止AgCl 沉淀轉化。數。金屬離子的副反應系數以M示劑，以藍色褪去為終點。該法應換滴定法和間接滴定法。只要配位吸附指示劑法是以吸附劑指示表示，主要是溶液中除EDTA 外的特別注意I 2 的揮發及I-的氧化。反應符合滴定分析的

30、要求，應盡量終點的銀量法。為了使終點顏色變其他配位劑和羥基的影響。掌握 I 2 及 Na 2S2 O3 標準溶液配采用直接滴定法。若無法滿足直接化明顯，要注意以下幾點：（ 1）沉金屬指示劑：一種能與金屬離制、標定及相關計算。滴定的要求或存在封閉現象等可靈淀需保持膠體狀態。（ 2）溶液的酸子生成有色配合物的有機染料顯色（5）高錳酸鉀法：活應用返滴定法、置換滴定法和間度必須有利于指示劑的呈色離子存劑，來指示滴定過程中金屬離子濃MnO 4-+8H+5e=Mn2+4H 2O 接滴定法。在。（ 3）滴定中應當避免強光照射。度的變化。KMnO4為標準溶液， 自身指示3基本計算（ 4）膠體顆粒對指示劑的吸附

31、能力金屬指示劑必須具備的條件：劑，宜在 1mol/L 2mol/L 的 H 2SO4（ 1 ） 條 件 穩 定 常 數 ：應略小于對被測離子的吸附能力。金屬指示劑與金屬離子生成的配合酸性中測還原性物質。掌握用草酸lgK MY =lgK MY -lgM - lgY + lgMY莫爾法、佛爾哈德法和法揚司物顏色應與指示劑本身的顏色有明鈉作基準物標定KMnO4標準溶液（ 2） 化 學 計量 點的pM ：法的測定原理及應用見下表7-1 。顯區別。金屬指示劑與金屬配合物的反應、條件和注意事項。pM=0.5 （pCMSP + lgKMY）常用的吸附指示劑及其適用范圍和（6）重氮化法：（ MIn ）的穩定性

32、應比金屬-EDTA（ 3）終點時的pM （即指示劑條件列于表7-2 。配合物 （ MY ）的穩定性低。 一般要的顏色轉變點， 以 pMt 表示）：pMt 表 7-1 莫爾法、佛爾哈德法和法揚司法的測定原理及應用指示劑莫爾法佛爾哈德法法揚司法K2Cr2O4Fe 3+吸附指示劑滴定劑AgNO3NH4SCN或 KSCN Cl- 或 AgNO3滴定反應2Ag +Cl-=AgCl 名師整理精華知識點Fe3+Cl- +Ag +=AgCl SCN-+Ag +=AgSCN 終點指示2Ag +CrO42- =Ag2Cr2O4（磚紅色）SCN-+Fe 3+=FeSCN 2+（紅色）AgCl Ag+FIn-= Ag

33、Cl Ag+ FIn-（粉紅反應色）滴定條件（ 1）pH=6.5 10.5 （1）0.1 1mol/LHNO3 介質（1）pH 與指示劑的Ka有關，使其以 FIn-型體（ 2）5%K2CrO41ml存在（2）測 Cl-時加入硝基苯或高濃度的（2）加入糊精（ 3）劇烈搖蕩（3）測 I-時要先加3+ AgNO3 后加 Fe（ 4）除去干擾（3）避光（4） F 指示劑 F 離子測定對象Cl-、 CN-、Br-直接滴定法測Ag +；返滴定法測Cl-、Br-、I-、SCN-、PO4 3-Cl- 、Br-、 SCN-、 SO42-和 AsO43-等和 Ag +等表 7-2 常用的吸附指示劑指示劑名稱待測離

34、子滴定劑-適用的 pH 范圍熒光黃Cl-+ AgpH710（常用 78）二氯熒光黃Cl-+ AgpH410（常用 58）曙紅Br-、 I-、SCN+ AgpH210（常用 38）甲基紫SO42- 、Ag +Ba2+、ClpH1.5 3.5 橙黃素氨基苯磺酸Cl-、 I-混合液及生物堿鹽類+ Ag微酸性溴酚藍二甲基二碘熒光黃I-可以降低溶解損失，使其達到+ Ag中性溫度越低，吸附雜質量越多。（二）沉淀重量分析法使沉淀完全。1對沉淀形式和稱量形式的要上述要求。為此，必須了解沉酸效應。當沉淀反應達晶面缺陷和晶面生長的各向求淀的溶解度及其影響因素。到平衡后，增加溶液的酸度可不均性等均可影響沉淀純度。對沉淀形式的要求：沉（1）沉淀的溶解度使難溶鹽溶解度增大的現象。（ 3）提高沉淀純度的措施淀完全且溶解度小；沉淀的MA型難溶化合物的溶解主要是對弱酸、多元酸或難溶用有效方法洗滌沉淀。晶純度高；沉淀便于洗滌和過度：酸離解平衡的影響。型沉淀可進行陳化或重結晶。濾；易于轉化為稱量形式。