最新分析化学复习资料公式
分析化学计算公式汇总
分析化学主要计算公式总结第二章误差和分析数据处理（1）误差绝对误差δ=x-μ相对误差=δ/μ*100%(2)绝对平均偏差：△=（│△1│+│△2│+……+│△n│）/n （△为平均绝对误差；△1、△2、……△n为各次测量的平均绝对误差）。
（3）标准偏差相对标准偏差（RSD）或称变异系数（CV） RSD=S/X*100% (4)平均值的置信区间：＊真值落在μ±1σ区间的几率即置信度为%＊置信度——可靠程度＊一定置信度下的置信区间——μ±1σ对于有限次数测定真值μ与平均值x之间有如下关系：s：为标准偏差n：为测定次数t：为选定的某一置信度下的几率系数(统计因子)(5)单个样本的t检验目的：比较样本均数所代表的未知总体均数μ和已知总体均数μ0。
计算公式：t统计量：自由度：v=n - 1适用条件：(1) 已知一个总体均数；(2) 可得到一个样本均数及该样本标准误；(3) 样本来自正态或近似正态总体。
例1 难产儿出生体重n=35, =, S =,一般婴儿出生体重μ0=（大规模调查获得），问相同否解：1.建立假设、确定检验水准αH0：μ = μ0（无效假设，null hypothesis）H1：（备择假设,alternative hypothesis，）双侧检验，检验水准:α=2.计算检验统计量，v=n-1=35-1=343.查相应界值表，确定P值，下结论查附表1， / = ,t < / ,P >，按α=水准，不拒绝H0，两者的差别无统计学意义(6)F检验法是英国统计学家Fisher提出的，主要通过比较两组数据的方差 S^2，以确定他们的精密度是否有显著性差异。
至于两组数据之间是否存在系统误差，则在进行F检验并确定它们的精密度没有显著性差异之后，再进行t 检验。
样本标准偏差的平方，即(“^2”是表示平方)：S^2=∑(X-X平均)^2/(n-1)两组数据就能得到两个S^2值，S大^2和S小^2F=S 大^2/S 小^2由表中f 大和f 小（f 为自由度n-1),查得F 表， 然后计算的F 值与查表得到的F 表值比较，如果 F < F 表 表明两组数据没有显著差异； F ≥ F 表 表明两组数据存在显著差异(7)可疑问值的取舍： G 检验法 G=Sxx -第4章 酸碱滴定法（1）共轭酸碱对Ka 与Kb 间的关系：KaKb=Kw（2）酸碱型体平衡浓度([ ]),分析浓度（c ）和分布系数（δa ）之间的关系(3)一元强酸溶液的pH 的计算 [H +]=24w2K c c ++ 精确式pH=－lg c 近似式 （4）一元弱酸溶液pH 的计算 [H +]=wa ]HA [K K + 精确式（5－11）（关于[H +]的一元三次方程）其中 [HA]=c [H +]/（[H +]+K a ）·若[A －]＞20[OH －]（即cK a ＞20K w ），可以忽略因水解离产生的H +PBE 简化为 [H +]≈[A －]∴ [H +]=a a])H [(]HA [K c K +-= (5－12)·若不但cK a ＞20K w ，而且c /K a ＞400（即c ＞20[A －]或c ＞20[H +]），也就是弱酸的解离度[A －]/c ＜，就可以忽略因解离对弱酸浓度的影响，于是[HA]≈c∴ [H +]=acK最简式·若cK a ＞20K w ，c /K a ＜400，由式（5－12）可得[H +]=24a2a a cK K K ++- 近似式（1）·若cK a ＜20K w ，C/K a ＞400（适用于酸极弱、且浓度极小的情况，此时[HA]≈c ），由式（5－11）可得 [H +]=wa K cK +近似式（2）（5）多元酸溶液pH 的计算最简式 ][H A][H 1a 2cK c =∴≈+(6)两性物质（NaHA ）溶液pH 的计算最简式][H 21a a K K =+(7)缓冲溶液pH 值的计算 最简式:[H+]=ca/cb*Ka第五章 络合滴定法 （1）酸效应系数：)(H Y α==][][][][][][][62'Y Y H Y H HY Y Y Y ++++= ==1/Y δ在副反应中分布分数Y δ与)(H Y α互为倒数⑴)(H Y α==621621211456][][][a a a a a a a a a K K K K K K H K K H K H ++++++++==1+4556][][][2a a a a K H K K H K H ++++++6534][aa a K K K H ++6534][a a a K K K H ++6534][a a a K K K H +（2）共存离子效应系数αY （N ）)(N Y α==][][][Y NY Y + 因为[NY]==K NY [N][Y] 故：)(N Y α==1+ K NY [N]（3）EDTA 与H+及N 同时发生副反应的总的副反应系数αY ，Y α==)(H Y α+1)(-N Y α(4)被测金属离子M 的副反应系数αM ：][][][][][][][2')(M ML ML ML M M M n L M ++++==== α= 1+n nL L L ][][][221βββ+++ 若有P 个络合物与金属发生副反应，则：)(N Y α=)(1N Y α+)(2NY α+…+）（n N Y α-（n-1）化学计量点pM ’的计算 pM ’=1/2[p cM(sp)+lgK’MY](7)金属离子指示剂颜色转变点（变色点）pM t 值的计算 pM t =lgK MIn -lg αIn(H) (8)滴定终点误差%1001010',''⨯-==∆-∆MYSP M pM pM t K C E（9）直接准确滴定金属离子的可行性判据：6lg ',≥MYsp M KC第六章 氧化还原滴定法（1）氧化还原电对的电极电位——Nernst 方程式)Red ()Ox (lg0.059)Ox /Red ()Ox /Red (θa a n E E +=（2）以浓度替代活度，且考虑到副反应的影响，则电对在25C 时的条件电位lg059.0/OR RO n E Eαγαγθθ+=（3）氧化还原反应的条件平衡常数K ’(25C 时)059.0)n'E ' (E K' Lg 21︒-︒=（4）氧化还原滴定化学计量点时的电位值φsp212211sp n n 'E n 'E n E +︒+︒=（5）氧化还原滴定突跃范围计算式φ2‘+*3/n2(V)—φ1‘+*3/n1(V)（6）氧化还原指示剂变色的电位范围φ‘±n(V)第7章沉淀滴定法和重量滴定法主要计算公式（1）沉淀溶解积 pKsp=pAg+pX(2)化学计量点 pAg=pX+1/2pKsp(3)质量分数计算ω=(CV*M/1000)/m s*100%(4)1:1型的MA沉淀溶解度的计算S='Ksp=KspaMaA(4)化学因数（或称换算因数）Fm’=mF (m为称量形式的质量，m’为被测成分的质量)（6）被测成分的质量分数ωω=mF/me*100%第八章电位分析法及永停分析法主要计算公式（1）电池电动势： E电池=φ（+）-φ（-）（2）直接电位法测定溶液pHpH x=PH s+(E x-E s)/(25C)(3)离子选择电极的电位φ φ=K ±F*lg ai = K ’±F*lg ci K ’=K ±nF*lg(f i /a i )Ex-Es=±nF*(lg cx -lg cs )(6)标准加入法计算待测溶液的离子浓度XSE S X SS X V V V V C C ⋅⋅+=⇒∆10)(nFRTS 303.2)1()2(=-式，且令式（7）直接电位法测量误差的计算式 △c/c=nF/RT*△E ≈39n △E第9章 光学分析法概论 主要计算公式（1）光的波动性用波长λ，波数σ和频率υ作为表征 λ是在波的传播路线上具有相同振动相位的相邻两点之间的线性距离，常用nm 作为单位。
分析化学(第二版)主要计算公式汇总
分析化学（第二版）主要计算公式汇总分析化学是研究物质组成、性质和变化的科学，它的核心是对实验数据的分析和计算。
在分析化学中，有许多重要的计算公式被广泛应用于各种实验和分析过程中。
下面是一些常见的分析化学计算公式的汇总。
1. 相对分子质量（Molecular Weight）：相对分子质量是一种衡量物质质量的单位，也称为相对分子量或分子量。
它可以通过计算各个组成原子的原子质量的总和来确定。
相对分子质量（M）=各原子相对原子质量（A）的总和2. 摩尔浓度（Molar Concentration）：摩尔浓度是溶液中溶质的摩尔量与溶液的体积之比。
它通常用于描述溶液的浓度。
摩尔浓度（C）=溶质摩尔量（n）/溶液体积（V）3. 检测极限（Detection Limit）：检测极限是用于评估分析方法灵敏度的指标，它表示在一定置信水平下对所测分析物的最小浓度。
检测极限（DL）=3倍标准偏差（SD）/斜率(S)4. 线性相关系数（Linearity）：线性相关系数是用于衡量分析方法的线性程度的指标。
它通常用于评估分析方法的合适性和准确性。
线性相关系数（r）= ∑[(xi- x均值)(yi-y均值)]/√(∑(xi- x均值)^2 *∑(yi-y均值)^2)5. 相对标准偏差（Relative Standard Deviation）：相对标准偏差是用于衡量实验测量结果的精密度和可靠性的指标。
它表示数据的离散程度。
相对标准偏差（RSD）=（标准偏差/平均值）*100%6. 扩展不确定度（Expanded Uncertainty）：扩展不确定度是用于表示测量结果不确定性的指标，它通常用于定义测量结果的可靠性范围。
扩展不确定度（U）=标准不确定度（u）*校正因子（k）除了以上例举的公式外，分析化学中还有许多其他常见的计算公式，如酸碱滴定、氧化还原反应的电荷平衡、络合反应中的配位数计算等等。
这些计算公式的应用范围非常广泛，可以适用于各种分析方法和技术，如色谱法、光谱法、电化学法等。
分析化学计算公式汇总
第二章 误差和分析数据处理 （ 1 ）误差 绝对误差 δ =x- μ 相对误差 =δ / μ *100% (2) 绝对平均偏差： △ =（│△ 1│ +│△ 2│ +,,+ │△ n│） 对误差； △ 1 、 △ 2、 ,, △ （ 3 ）标准偏差 /n （△为平均绝 。
n 为各次测量的平均绝对误差）
， v=n-1=35-1=34 3. 查相应界值表，确定 查附表 1， t 0.05 / 2.34 按 α =0.05 水准，不拒绝 (6)F 检验法是英国统计学家 较两组数据的方差 P 值，下结论
= 2.032, t < t 0.05 / 2.34,P >0.05 ，
0，两者的差别无统计学意义 H
第 11 章 荧光分析法
（ 1 ）荧光效率 φ t =发射荧光的光子数 / 吸收激发光的光子数 （ 2 ）荧光强度 F 与荧光物质浓度 F=2.3 c 的关系（ Ecl<0.05 ）
K
' I0
Ecl
(3) 比例法： （ Fs-F 0） /(F x-F 0 )=c s /c Cx=(F x-F 0)/(F
i j
Ex-Es= ± 2.303RT/nF*(lg
cx
-lg
cs
)
(6) 标准加入法计算待测溶液的离子浓度
CX
( 2) 式
C SVS (V X VS ) 10
E S
VX
(1)式，且令 S
2.303RT nF
（ 7 ）直接电位法测量误差的计算式
△ c/c=nF/RT* △ E≈ 39n△ E
第 9 章 光学分析法概论 主要计算公式 （ 1 ）光的波动性用波长 λ，波数 ζ和频率 υ 作为表征 λ是
分析化学需记忆的公式
cOx2 cRed1 K 106 cRed 2 cOx1
0.059 lg K ' 0.35V 1
θ' 1 θ' 2
n1=1，n2=2
cOx2 c Re d1 K c Re d 2 cOx1
' ' 1 ' 2
2Ox1 Re d2 2 Re d1 Ox 2
c Red 1 K' c Ox1
p2
cOx 2 c Red1
p1
p：n1、n2的最小公倍数 p1=p/n2 p2=p/n1
对于滴定反应，反应的完全度99.9％即可满足要 求，则两电对的条件电位至少相差多少？
n1=n2=1
'
Ox1 Re d2 Re d1 Ox 2
'
MY
lg K' MY lg KMY lg MY lg M lg Y
EDTA的副反应系数Y
Y
H
Ni
YH
Y Ni
NY Y YN Y
1 N K NY
Y' Y HY H 2 Y H 6 Y NY Y Y Y Y HY H 2 Y H 6 Y Y NY Y Y Y Y
数据的统计处理
可疑值的判断
Grubbs法、Q检验法
G计算
Q计 算
x x1 s
or
or
G计算
Q计 算
xn x s
x 2 x1 x n x1
x n x n 1 x n x1
置信区间
显著性检验
分析化学公式
基本计算ﻫ(1)绝对误差：δ＝x-μﻫ(2）相对误差：相对误差＝(δ/μ)×10０％或相对误差=(δ/x)×1０0% (3）绝对偏差：ｄ= x i－ﻫ(４)平均偏差：(５)相对平均偏差：ﻫ（6)标准偏差：或(7）相对标准偏差：(８)样本均值与标准值比较的t 检验:（9)两组数据均值比较的t检验：(10)两组数据方差比较的F检验:(S1＞S2)ﻫ(11）可疑数据取舍的Q检验：ﻫ（１2)可疑数据取舍的G检验:3．基本计算ﻫ(１）滴定分析的化学计量关系:tＴ+ bB =cC+ dD，nT／ｎB=t/bﻫ(2)标准溶液配制:ｃＴ= mT／( VT×ＭT)ﻫ(3）标准溶液的标定：ﻫ(两种溶液）（B为固体基准物质）ﻫ(4）被测物质质量：(５)有关滴定度计算：T T/B＝mＢ/VT（与物质量浓度的关系)（６)林邦误差公式:ﻫｐX为滴定过程中发生变化的与浓度相关的参数,如ｐH或pM;ΔpX为终点ｐＸep与计量点ｐX sp之差即ΔpX＝pＸep–pX sｐ;Kt为滴定反应平衡常数即滴定常数；ﻫc与计量点时滴定产物的总浓度cｓp有关。
３.基本计算(1）[Ｈ+]的计算：一元强酸(碱)：若c a(b)≥２0[OＨ-]，用最简式：[H+]=ｃa；[OH-］=c b。
一元弱酸（碱):若cK a(ｂ)≥20K w,c／Kａ(b）≥500，用最简式,。
多元弱酸（碱)：若只考虑第一级离解,按一元弱酸（碱）处理:c a Kａ1（b1)≥２0K w,ｃ/Ｋａ1(b1)≥５00，用最简式：；。
ﻫ酸式盐：若cK a２≥２0Kｗ，c≥２0Kａ1，用最简式：。
ﻫ弱酸弱碱盐：若cKａ＇≥２0K w,ｃ≥２０K a，用最简式：。
缓冲溶液：若ｃａ>20[OH-］、ｃb＞20[H+],用最简式：（2)终点误差：强碱滴定强酸的滴定误差公式：ﻫﻫ强酸滴定强碱的滴定误差公式：ﻫ一元弱酸的滴定误差公式：ﻫ一元弱碱的滴定误差公式：(3)冰醋酸为溶剂的标准溶液的浓度校正:3．基本计算(1)条件稳定常数:lgＫMＹ＇=lｇKＭY-lgαM-ｌgαY+ lgαMY(２)滴定曲线上的pＭ':ﻫﻫ(3）化学计量点的pＭ＇:pM'=0.５×（ｐCMＳＰ＋ｌgＫMY')（4)终点时的ｐＭ'(即指示剂的颜色转变点，以pＭt表示）：pMt = lgKMIn－ｌgαIn(H)ﻫ（5）Rｉngbom误差公式:。
分析化学公式和计算
1、准确度：指测量值与真值之间相互接近的程度，用“误差”来表示。
（1）、绝对误差：测量值x 与真值µ的差值，δ=x －µ（2）、相对误差：指绝对误差在真值中所占的比值，以百分率表示：%100%⨯=μδ%2、精密度：指对同一样品多次平行测量所得结果相互吻合的程度，用“偏差”来表示。
（1）、绝对偏差：d=x i －x（x i 表示单次测量值，x 表示多次测量结果的算术平均值）平均偏差：d =n d d d d n ++++......321=nx x ni i ∑=-1（2）、相对偏差：xd ×100%相对平均偏差：xd ×100%3、标准偏差：样本标准偏差S=1)(21--∑=n x xni i%相对标准偏差(RSD)%=xs×100%例：测定铁矿石中铁的质量分数（以%表示），5次结果分别为：%，%，%，%和%。
计算：⑴平均偏差⑵相对平均偏差⑶标准偏差⑷相对标准偏差⑸极差解：套以上公式4、平均值的精密度：用平均值的标准偏差来表示ns s x x=平均值的置信区间：nts x ±=μ 5、异常值的取舍：Q 检验：Q=最小最大紧邻可疑x x x x --G 检验：sx x Gq -=6、t 检验和F 检验⑴题目提供的数据与具体数值μ（权威数据）比较，t 检验：t=n sx μ-，如计算出来的值小于查表值，说明无显著性差异。
⑵题目提供两组数据比较，问两组数据是否有显著性差异时，F 检验+t 检验：…F 检验：判断精密度是否存在显著性差异。
F=2221s s （1s 是大方差，2s 是小方差，即1s 〉2s ），计算值小于，说明两组数据的精密度不存在显著性差异，反之就有。
两组数据F 检验无显著性差异后，进行两个样本平均 值的比较：212121n n n n s x x tR+•-=，)1()1()1()1(21222121-+--+-=n n n s n s s R ，如果计算出来值小于查表值，表示两测量平均值之间无显著性差异。
化学公式大全总结
化学公式大全总结化学公式是化学中用来描述物质性质、反应过程和物质关系的各种公式和表达式。
这里列举一些重要的化学公式，不过请注意，这只是一小部分，完整的化学公式和表达方式可能非常复杂且广泛。
一、基础概念1. 阿伏伽德罗常数：×10^23 mol^-12. 质量百分比浓度：w = m / V × 100%3. 溶解度：m(溶质) / m(溶剂) = s / 100g二、反应速率1. 反应速率方程：rate = k[C]^m[D]^n2. 反应速率常数：k = (rate) / [C]^m[D]^n3. 反应级数：m + n三、酸碱反应1. 酸碱质子理论：H+ + OH- → H2O2. 酸碱中和常数：Kw = [H+][OH-]3. 水的离子积常数：Kw = 1×10^-14 at 25℃四、氧化还原反应1. 氧化还原半反应：氧化剂 + e- → 氧化产物2. 氧化还原反应方程：氧化剂 + 还原剂→ 氧化产物 + 还原产物3. 法拉第常数：96487 C/mol五、配位反应1. 配位平衡常数：Kf = [complex]/[free ligand][free metal]2. 配位数：表示一个配体与一个中心原子的结合方式六、热化学1. 热化学方程式：ΔH = H(产物) - H(反应物)2. 盖斯定律：ΔH = ΔH1 + ΔH2 + ... + ΔHn3. 卡诺循环效率：η = (T2 - T1) / (T2 + T1)七、化学平衡1. 平衡常数表达式：Kc = [C]^p[D]^q / [A]^m[B]^n2. 平衡移动原理：勒夏特列原理3. 亨利定律：p = kC八、电化学1. 电极电势：E = E0 + RT/nF lnQ2. 原电池电动势：E = E(正极) - E(负极)3. 能斯特方程：E = E0 + (/n)logQ九、光谱学1. 波长与能量关系：E = hc/λ2. 摩尔吸光系数：ε = A / (LC)3. 朗伯-比尔定律：A = εbc十、有机化学1. 马氏规则：H在支链，卤素在末端2. 霍夫曼规则：季铵盐消除得到取代基最多的烯烃3. 克里斯滕森-普雷洛格规则：不对称烯烃加氢时，氢原子加到含氢较多的双键碳原子上。
分析化学主要计算公式(二)
分析化学主要计算公式（二）引言概述：分析化学是一门研究物质组成、结构和性质的科学，其主要目的是通过实验和计算来分析和解释化学现象。
在实际的实验室工作中，掌握一些主要的计算公式对于有效进行分析化学研究具有重要意义。
本文将介绍分析化学中的一些主要计算公式，帮助读者理解和应用这些公式。
正文内容：1. 比浓度计算公式1.1 质量浓度计算公式- 质量浓度的定义和计算方法- 实际案例分析- 测量误差和校正1.2 摩尔浓度计算公式- 摩尔浓度的定义和计算方法- 摩尔浓度与质量浓度的转换- 应用案例分析2. 溶液配制计算公式2.1 目标浓度计算公式- 目标浓度的定义和计算方法- 稀释和浓缩的计算方法- 实际应用案例分析2.2 溶液配制误差与调整- 稀释误差和溶液配制误差的来源- 误差分析和调整方法- 误差限制与可接受范围3. 酸碱中和反应计算公式3.1 酸碱滴定反应计算公式- 酸碱滴定反应的定义和计算方法- 酸碱滴定的计量原理- 酸碱指示剂的选择和使用3.2 酸碱反应的平衡计算- 酸碱反应平衡常数的计算- pH值的计算和预测- 酸碱滴定曲线的分析4. 数据处理和统计计算公式4.1 均值和标准偏差的计算- 数据的集中趋势和离散程度的计算方法 - 均值和标准偏差的意义和应用4.2 标准曲线的构建和拟合- 标准曲线的作用和构建方法- 数据拟合与回归分析- 实际应用案例分析5. 光谱分析计算公式5.1 吸光度和透过率的计算- 吸光度和透过率的定义和计算方法- Lambert-Beer定律的应用- 光谱分析数据的处理和解释5.2 样品浓度的定量分析- 样品浓度的计算方法- 标准曲线法和内标法的选择和应用- 实际应用案例分析总结：本文介绍了分析化学中的主要计算公式。
通过质量浓度、摩尔浓度等比浓度计算公式，可以计算物质溶液的浓度。
溶液配制计算公式帮助实验室准确配制所需浓度的溶液。
酸碱中和反应计算公式可以预测和计算酸碱滴定的终点和反应平衡。
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离群值的检验方法：（1）Q 检验法：设有n 个数据，其递增的顺序为x 1,x 2,…,x n-1,x n ，其中x 1或x n 可能为离群值。
当测量数据不多（n=3~10）时，其Q 的定义为 具体检验步骤是：1） 将各数据按递增顺序排列；2）计算最大值与最小值之差；3）计算离群值与相邻值之差； 4） 计算Q 值；5）根据测定次数和要求的置信度，查表得到Q 表值；6）若Q >Q 表，则舍去可疑值，否则应保留。
（2）G 检验法： 1）计算包括离群值在内的测定平均值；2）计算离群值与平均值 之差的绝对值 3）计算包括离群值在内的标准偏差S4）计算G 值。
5）若G > G α,n ，则舍去可疑值，否则应保留（2）平均偏差：绝对偏差绝对值的平均值nx-x d n1i i ∑==（3）相对平均偏差：平均偏差占平均值的百分比:100%xd⨯=r d （4）标准偏差1)(12--=∑=n x x S ni i（5）相对标准偏差（RSD, 又称变异系数CV ）%100⨯=xS RSD （必考相关大题）一、偶然误差的正态分布 偶然误差符合正态分布, 正态分布的概率密度函数式： 为了计算和使用方便，作变量代换（二）平均值的置信区间我们以x 为中心，在一定置信度下，估计μ值所在的范围)(x tS x ±称为平均值的置信区间: 四、显著性检验（一） F 检验：比较两组数据的方差（S 2），确定它们的精密度是否存在显著性差异，用于判断两组数据间存在的偶然误差是否显著不同。
(用来做什么？考点)检验步骤：计算两组数据方差的比值F ， x x 222)(21)(σμπσ--==x e x f y σμ-=x u 令2221)(u e x f y -==⇒πσ2221)( u e u y -==πφ即n tSx tS x x ±=±=μ)(212221S S S S F >=minmax X -X X X Q 相邻离群-=S XX G -=离群查单侧临界临界值21,,f f F α比较判断:两组数据的精密度不存在显著性差别，S 1与S 2相当。
两组数据的精密度存在着显著性差别，S 2明显优于S 1。
（二）t 检验：将平均值与标准值或两个平均值之间进行比较，以确定它们的准确度是否存在显著性差异，用来判断分析方法或操作过程中是否存在较大的系统误差。
（用来做什么？考点）注意：要检查两组数据的平均值是否存在显著性差异，必须先进行 F 检验，确定两组数据的精密度无显著性差异。
如果有，则不能进行 t 检验。
二、沉淀的溶解度及影响因素1. 同离子效应：当沉淀达平衡后，若向溶液中加入组成沉淀的构晶离子试剂或溶液，使沉淀溶解度降低的现象沉淀剂用量： 一般 —— 过量50%～100%为宜，非挥发性 —— 过量20%～30% 2. 异离子效应（盐效应）：溶液中存在大量强电解质使沉淀溶解度增大的现象 3. 酸效应：溶液酸度对沉淀溶解度的影响称为酸效应。
如：弱酸盐沉淀的溶解度受溶液的pH 值影响很大，溶液[H ＋ ]大，沉淀溶解度增大。
4. 配位效应：配位剂与构晶离子形成配位体，使沉淀的溶解度增大的现象)（二）滴定度:T A/B 指每毫升滴定剂溶液相当于待测物的质量（g/ml) （A 指滴定剂，B 指待测物）滴定剂的量浓度与滴定度的换算 aA + bB = cC + dD 第三节 滴定分析中的计算 一、基本计算公式3. 滴定度 ＜＝＞ 或4.化学反应计量关系aA + bB = cC + dD5.质量分数6. 质量浓度7. 被测物质含量的计算 被测组分的含量是指被测组分（m A ）占样品质量（S ）的百分比（1）直接滴定法（2）返滴定法二、酸碱溶液中各型体的分布（一）分布系数：溶液中某型体的平衡浓度在溶质总浓度所占的比例，以δi 表示[]ci i =δ 式中：i 为某种型体21,,f f a F F <21,,f f a F F >A B n a b n =1000/BA BA M C a b T ⨯=)()()/(/ml V g m ml g T AB B A =A B A B V T m /=a b n n A B =A B n a b n ⨯=)()(g m g m S B B =ωS BB V m =ρ等，，的单位：ml g ml mg L g B ///μρ％％1001000c t a A T ⨯⨯⋅⋅⋅=S M V A T ％）（）［（％1001000M t a]cT t t -cV A A 1T 21T 21⨯⨯⋅⋅=S 1000M c a b )/(B A /⋅=ml g T BA（二）弱酸（弱碱）各型体的分布系一元弱酸（三）水溶液中酸碱平衡的处理方法 1、质量平衡（物料平衡）：在一个化学平衡体系中，某一组分的分析浓度等于该组分各种存在型体的平衡浓度之和，称为质量平衡C mol/L Na 2CO 3溶液的质量平衡式 2、电荷平衡：在一个化学平衡体系中，正离子电荷的总和与负离子电荷的总和相等，称为电荷平衡C mol/L Na 2CO 3 水溶液的电荷平衡式： 3、质子平衡：酸碱反应达平衡时，酸失去的质子数等于碱得到的质子数，称为质子平衡质子参考水准：能参与质子交换的组分的初始形态以及溶剂水。
例：写出Na(NH4)HPO4水溶液的质子条件式得质子产物 参考水准 失质子产物NH 4+—→ NH 3HPO 42- —→ PO 43- H 3O +(H +) ←— H 2O —→ OH --三、酸碱溶液中pH 的计算（1）当Ca a K ≥20w K ，同时Ca/a K ≥500时，最简式： （2）弱酸HA （浓度为Ca mol/L ）与共轭碱A -（浓度为C b mol/L ）的PH 计算当Ca ≥20[H +], C b ≥20[H +]时（四）混合指示剂：混合指示剂是把两种或两种以上试剂混合，利用它们颜色的互补性，使终点颜色变化更鲜明，变色范围更窄。
定义：由于指示剂的变色不恰好在化学计量点而使滴定终点和化学计量点不相符合所致的相对误差，也称滴定误差（TE ）；常用百分数表示。
一、强酸强碱滴定的终点误差：式中：[OH -]、[H +]分别为滴定前的原始浓度；p C s 、p V s 为化学计量点时被测物的实际浓度和体积；ep V 为滴定终点时溶液的体积，因p V s ≈ep V ，带入上式，得二、弱酸（碱）的滴定终点误差强碱滴定一元弱酸[][]A HA C +=[][][]a HA K H HC HA +==++δ[][]aa A K H K C A +==+δ1=+A HA δδ[][][]HA A H Ka -⋅=+[][][]A HA A H C ++=2[][][][]C CO HCO CO H C Na =++=--+233322和[][][][][]---++++=+2332CO HCO OH H Na H 2PO 4- ←— H 3PO 4 ←—+H ++H ++2H-H +-H + -H +[][][][][][]---+++=++OH PO NH PO H PO H H 34343422[]aa K c H=+[]KaCbCa H =+Ca CblgpKa pH +=[][]%100)(s s ⨯-=+-p p ep ep ep V C V H OH TE [][]%100s ⨯-=+-pepepC H OH TE [][]）（）（a ep HA HA K H H HA %100+==⨯-=++-ep ep C C OH TE δδ[][]）（）（--ep B B OH B %100==⨯-=+H TE δδ强酸滴定一元弱碱滴定误差也可用PH 按林邦误差公式直接计算式中：pX 为滴定过程中发生变化的参数，如pH 或pM ；△pX 为终点ep pX 与计量点sp pX 之差；△pX=ep pX —sp pX ；Kt 为滴定反应平衡常数即滴定常数，c 与计量点时滴定产物的总浓度ep C 有关。
用双指示剂法判断混合碱试样的组成：有一碱溶液可能是NaOH ，NaHCO 3，Na 2CO 3或以上几种物质混合物，用HCL 标准溶液滴定，以酚酞为指示剂滴定到终点时消耗HCL V1 mL ；继续以甲基橙为指示剂滴定到终点时消耗HCL V2 mL ，由以下V1和V2的关系判断该碱溶液的组成。
（1）V1 > 0， V2 = 0 NaOH （2）V2 > 0， V1 = 0 NaHCO 3 （3）V1 = V2 Na 2CO 3（4）V1 > V2 > 0 NaOH + Na 2CO 3 （5）V2 > V1 > 0 Na 2CO3 + NaHCO 3 沉淀滴定法是以沉淀反应为基础的滴定分析法。
（一）铬酸钾指示剂法（Mohr 法，莫尔法）：以铬酸钾为指示剂的银量法。
1. 原理。
（二）铁铵钒指示剂法（Volhard 法，佛尔哈德法 ）：以铁铵钒 NH 4Fe(SO 4)2 · 12H 2O 为指示剂的银量法。
1. 原理直接滴定剩余滴定（三）吸附指示剂法：以吸附指示剂确定滴定终点的银量法。
1. 原理AgNO3标液滴定NaCl ，以荧光黄（HFl ）为指示剂终点前 HFI ==== H + + FI －Cl -过量 AgCl·Cl -┇M+终点时 Ag +稍过量 AgCl·Ag +AgCl·Ag + + FI － ===== AgCI·Ag＋┇FI －黄绿色 淡红色➢ 配位滴定对反应的要求：配位比恒定；配合物稳定性高；反应迅速； 有适当方法确定终点。
➢ 配位剂种类：无机配位剂, 有机配位剂➢ 配位滴定最常使用的是氨羧配位剂（使用最广的是乙二胺四乙酸EDTA ）)1(%1001010TE XX tw t p p K K K C =⨯-=∆-∆510103.1106.1---+⨯=⨯=↓→+S K AgCl Cl Ag SP sp 溶解度，（白色）前：4124224107.6,102.1砖红色2---+⨯=⨯=↓→+S K CrO Ag CrO Ag EP sp 溶解度）（：12101.1--+⨯=↓→+sp K AgSCN SCN Ag SP （白色）前：138,23=→++-+K FeSCN SCN Fe EP （红色）：（白色）过量）前：↓→+-+AgCl Cl Ag SP (（白色）剩余）↓→+-+AgSCN SCN Ag (（淡红色）：+-+→+23FeSCN SCN Fe EP)25(lg 059.0lg 303.2Re Re Re /C a a na a nFRT o dOx odOx o dOx +=+=ϕϕϕ➢ EDTA 配合物特点：1.配位比简单2.稳定性高3.水溶性好4.大多无色 三、金属指示剂（二）指示剂的封闭现象和僵化现象1. 封闭现象：滴定达到计量点后，过量的EDTA 不能夺取MIn 中的金属离子，In 无法释放出来，因而在计量点附近看不到溶液颜色的变化现象产生封闭现象有两种情况:一种情况是由被测离子引起的，MIn K ' >MY K '。