水分析化学考试重点教学内容

水分析化学考试重点

1化学分析方法 重量分析 沉淀 挥发 电解 萃取 滴*4水质指标 物 水温 臭味嗅或值 颜色色度 浊度 固体物质 电导率t 紫外吸光度 氧化还原电位 化 PH 酸度 碱度 硬度 总盐含量 有机污染物综合指标 放射性指标 生 细菌总数 总大肠菌群 游离性余氯 二氧化氯 嗅或值=水样体积+无嗅水体积

水样体积

溶解性总固体=

(烘干残渣加蒸发皿重−蒸发皿重)∗1000∗1000

水样体积

总固体

（mg/L ）=(水样总固体及蒸发皿重−蒸发皿净重)∗1000∗1000

水样体积

挥发性固体

=

(总固体重−总固体灼烧后重)∗1000∗1000

水样体积

悬浮物=总固体-溶解性总固体 滴定反应的条件 定量

完成>99.9% 有确定的化学计量关系 反应迅速完成 有简便可靠的方法确定终点 2 采样断面 上对照 中检测 下结果 出入支口 水样预处理 过滤 浓缩 蒸馏 消毒 误差特点 系统 恒定单向重复可测消除 偶然 不恒定 难矫正 正态分布 精确/准确度关系 静高准?高 准高精定高 精是准前提 四舍六入五成双 基本单元E.E=1

Z:1mol 粒子得失质子数

X:粒子 相对

误差RE =

测量值X−真实值XT

真实值XT

∗100% 回收率=

加标水样测点值−测点值

加标量

∗100% ppm =1/10^6

ppb =1/10^9 至少消耗标准溶液XT=绝对误差/相对误差 绝对误差E=测量值X-真值XT

滴定度T （被测物A/标液B ）/（g/mL ）=C 标*1

z

*MA*10^(-3)统一单位 标准偏差

ʛ=√

∑(xi−u 总体平均值)^2

i=1n

样本标准偏差Sr=√

∑(Xi−u)^2

i=1n−1

相对标准偏差CV%=Sr/u*100 相对平均偏差d-（%）=d- /u*100% 3 ka 越大酸性越强 kb 越大碱性越强 每一共轭酸碱分布曲线的交点处pH=pKa 一元弱xx 分布系数:δ共轭酸=[H+]

[

H+]+Ka

δ共轭碱=

Ka

Ka+[H+]

指示剂理论变色点pH=pKHln=-lgKHln 指示剂理论

变色范围pH=pKHln ±1 【[H+]=√Ka ∗C 酸 [OH-]=√Kb ∗C 碱 条件：c Ka

≥

500;cKa ≥20Kw 】 缓冲溶液pH=pKa-lg

c(共轭酸)c （共轭碱）

酸碱指示剂作用原理:酸碱指示剂是

一种有机弱酸,其共轭酸碱对结构不同,颜色也不同。当溶液的pH 值改变时,随质子转移,由酸式变碱式(或由碱式变酸式),结构变化,颜色也随之变化.

强强:甲基橙+H 3.1-4.4 黄 红;甲基红 4.4-6.4 黄 红;酚酞 8-9.8 粉红 红 直接滴定条件csp*Ka>10^(-8) 强碱弱: 百里酚蓝 9-9.6蓝 黄;酚红 6.4-8.2 红 黄; 弱弱准确滴定条件: csp*Ka>10^(-8)或csp*Kb>10^(-8) 多元分级条件:Ki/Ki+1≥10^4且ΔpKi ≥4且csp*Kai>10^(-8) 谁c 大了哪级可分 量相同c 相等 A 碱度(B 计,mg/L)=

c (标)∗T∗1z

∗MA∗1000

A 碱度(

B 计,mmol/L)=

c (标)∗T∗1000

V 水样

4 EDTA 酸效应系数αY[H]=

[Y4−]

=1+β1[H+]+β2[H+]^2+…+β6[H+]^6 解离常数

K1=1

ka6=10^10.34 K2=1

Ka5

=10^6.24 K3=10^2.75 K4=10^2.07 K5=10^1.6 K6=10^0.9

能量级常数β1=K1 β2=K1K2 lgαY[H]=lgKCaY-8

总硬度c总/Ca2++Mg2+)/(mmol/L)=c(EDTA)∗V(EDTA)

V(水)

ρ总(Ca2+)/(mg/L)=c总

*M(CaCO3)

5 生成沉淀条件 c(Mn2+)c(OH-)>K0

sp

(Mn(OH)2) c(OH-)=√Kb∗c(NH3)

c(OH−)=c(NH4+)Kb

C(NH3)

AgCl↓+SCN-→←AgSCN↓+Cl- c(Cl-)/(mol/L)=k0sp(Agcl)*c(SCN-)/K0sp(AgSCN)

莫尔法测水中Cl- c(Cl-)=(V−V0)∗c∗35.45∗1000

V水

V:AgNO3标液体积 V0:空白AgNO3标液体积

佛尔哈德法原理直接滴定法测定水中的Ag+：以NH4SCN为标准溶液, NH4Fe

（SO4）2作指示剂,直接滴定水中的Ag+。

滴定开始：SCN－＋ Ag+ =AgSCN↓(白色)终点：稍过量的SCN－便与指示剂Fe3+

生成血红色络合物FeSCN2+指示终点 SCN－＋Fe3+= FeSCN2+(血红色) 返滴定法测定水中的卤素离子加入过量的AgNO3标准溶液,使水中卤素离子都生成卤化银AgX沉淀。然后加入铁铵钒指示剂,以NH4SCN为标准溶液返滴定剩余的Ag+。滴定反应为: 过量Ag+ + Cl-=AgCl↓（白色）剩余Ag+ ＋ SCN－ =AgSCN↓(白色) 为了避免上述

沉淀转化造成的误差,措施:1) 加入过量的AgNO3标准溶液形成AgCl后,加入少量有机溶剂,如硝基苯1～2ml以覆盖AgCl。2) 加入过量的AgNO3标准溶液形成AgCl沉淀后,将水样煮沸,使AgCl沉淀凝聚。滴定条件强酸性介质：[H+]=0.1mol/L～1 mol/L. 若[H+]较低, Fe3+将水解生成羟基络合物,甚至产生Fe(OH)3沉淀.(2)控制指示剂用

量: Fe3+的浓度保持在0.015 mol/L,浓度大会使溶液有较深的橙黄色,影响终点的观察(3)滴定时应剧烈摇动:避免AgSCN沉淀对Ag+的吸附(避免终点过早出现)。

莫尔法原理莫尔法测水中Cl- 滴定开始:加入K2CrO4指示剂,溶液呈淡黄色;滴入AgNO3为标准溶液：首先生成AgCl沉淀 Ag+ + Cl-=AgCl↓（白色）达到计量点时：生成砖红色Ag2CrO4沉淀2Ag+ +CrO42- =Ag2 CrO4↓（砖红色）

条件:1指示剂K2CrO4用量理论上需:[CrO42- ]=6.1×10-3mol/L 实际上采用:[CrO42-]= 5.0～2.2×10 -3mol /L实际比理论略低, 使测定结果偏高. 可用蒸馏水做空白试验扣除2控制溶液的pH值: pH=6.5 ~ 10.5 当pH值偏低:

2 CrO42- +2H+=Cr2O72- + H2O 平衡右移，[CrO42- ]减少，导致终点拖后而引起较大正误差。当pH值增大: