107 地方特考四等 化學工程 分析化學概要 考古題詳解

核心觀念

本題評估分析化學實驗數據的精密度（Precision）與準確度（Accuracy），主要涵蓋三大核心觀念：

1. 集中趨勢與有效數字（Mean & Significant Figures）：

• 平均值定義：$\bar{x} = \frac{\sum_{i=1}^{N} x_i}{N}$。
• 有效數字加減原則：結果的精準度取決於參與運算數據中「小數點後位數最少者」；除以測定次數 $N$ 時，$N$ 屬於精確整數（Exact number），不限制有效數字位數。

2. 離散程度與自由度（Sample Standard Deviation & Degrees of Freedom）：

• 樣本標準差公式：$s = \sqrt{\frac{\sum_{i=1}^{N} (x_i - \bar{x})^2}{N - 1}}$。
• 自由度（Degrees of freedom, $\nu$）為 $N - 1$。分析化學中，標準差通常保留 $1$ 至 $2$ 位有效數字，或修約至與平均值相同的小數位數。

3. 單一樣本 $t$ 檢定（One-sample Student's $t$-test）：

• 用於檢定實驗平均值 $\bar{x}$ 與已知理論值（或標準參考值）$\mu$ 之間是否存在「顯著差異」（即是否存在固定或系統誤差）。
• 檢定統計量公式： $t_{\text{calc}} = \frac{|\bar{x} - \mu|}{s / \sqrt{N}}$
• 決策準則：在雙尾檢定下，若 $t_{\text{calc}} \le t_{\text{crit}}$，則接受虛無假說 $H_0$，表示兩者在該信心水準下無顯著差異；反之若 $t_{\text{calc}} > t_{\text{crit}}$，則拒絕 $H_0$，表示存在顯著差異。

解題方法

(一) 求實驗的平均值，注意有效數字

1. 加總數據： $\sum_{i=1}^{5} x_i = 2.123 + 2.256 + 2.222 + 2.158 + 2.089 = 10.848$ 所有原始數據均精確至小數點後第 $3$ 位（千分位），加總結果 $10.848$ 亦精確至小數點後第 $3$ 位。
2. 計算平均值： $\bar{x} = \frac{10.848}{5} = 2.1696$
3. 有效數字修約： 測定次數 $N = 5$ 為計數所得之精準整數，有效位數無限多。根據有效數字運算規則，結果應保留至與原始數據相同之小數點後第 $3$ 位，第 $4$ 位進行四捨五入： $\bar{x} = 2.170$

(二) 求實驗數據的標準差，注意有效數字

1. 計算偏差平方和（$\sum (x_i - \bar{x})^2$）： 為避免提早修約產生捨入誤差（Round-off error），中間過程帶入未修約之平均值 $\bar{x} = 2.1696$：

• $(2.123 - 2.1696)^2 = (-0.0466)^2 = 0.00217156$
• $(2.256 - 2.1696)^2 = (+0.0864)^2 = 0.00746496$
• $(2.222 - 2.1696)^2 = (+0.0524)^2 = 0.00274576$
• $(2.158 - 2.1696)^2 = (-0.0116)^2 = 0.00013456$
• $(2.089 - 2.1696)^2 = (-0.0806)^2 = 0.00649636$

偏差平方和： $\sum_{i=1}^{5} (x_i - \bar{x})^2 = 0.00217156 + 0.00746496 + 0.00274576 + 0.00013456 + 0.00649636 = 0.0190132$

2. 計算樣本標準差： 自由度 $\nu = N - 1 = 5 - 1 = 4$。 $s = \sqrt{\frac{0.0190132}{4}} = \sqrt{0.0047533} \approx 0.068944$

3. 有效數字修約： 在分析化學中，標準差通常表示數據的不確定度，習慣保留 $2$ 位有效數字，或對齊平均值之小數點後位數（小數點後第 $3$ 位）： $s = 0.069$

(三) 統計檢定（$95\%$ 水準）是否存在顯著差異及原因

1. 建立統計假說：

• 虛無假說 $H_0$：$\bar{x} = \mu$（實驗平均值與理論值無顯著差異，分析方法無系統誤差）
• 對立假說 $H_1$：$\bar{x} \neq \mu$（實驗平均值與理論值存在顯著差異）

2. 查表求臨界值（$t_{\text{crit}}$）：

• 檢定水準：$95\%$ 信心水準（$\alpha = 0.05$，雙尾檢定）

核心觀念

本題評量兩性電解質（兩性分子，Ampholyte）之酸鹼平衡、等電點定義及多元弱酸（質子化胺基酸）之滴定曲線。涵蓋的核心觀念包括：

1. 胺基酸的解離平衡與物種分布：甘胺酸（Glycine）為最簡單的雙質子弱酸系統（可表記為 $\mathrm{H_2A^+}$），含有羧基（$-\mathrm{COOH}$）與質子化胺基酸（$-\mathrm{NH_3^+}$）兩個可解離質子，對應 $\mathrm{p}K_{\mathrm{a1}}$ 與 $\mathrm{p}K_{\mathrm{a2}}$。
2. 等電點（Isoelectric Point, $\mathrm{pI}$）：溶液中分子淨電荷為零時的 $\mathrm{pH}$ 值。在此狀態下，陽離子濃度等於陰離子濃度，主成分為兩性離子（Zwitterion）。
3. 分段酸鹼滴定曲線特性：以強鹼滴定完全質子化的雙質子酸時，滴定曲線上會出現兩個半當量點（緩衝容量最大處，$\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_{\mathrm{a}}$）及兩個化學計量當量點。第一當量點為兩性中間物種，其 $\mathrm{pH} \approx \mathrm{pI}$。

解題方法

(一) 甘胺酸水溶液中各個物種與 $\mathrm{p}K_{\mathrm{a}}$ 之平衡反應式

完全質子化的甘胺酸陽離子為 ${}^+\mathrm{H_3NCH_2COOH}$（簡記為 $\mathrm{H_2A^+}$），在水中進行兩步驟連續解離：

1. 第一段解離（羧基解離）： ${}^+\mathrm{H_3NCH_2COOH} + \mathrm{H_2O} \rightleftharpoons {}^+\mathrm{H_3NCH_2COO^-} + \mathrm{H_3O^+}$ 其酸解離常數表示式為： $K_{\mathrm{a1}} = \frac{[{}^+\mathrm{H_3NCH_2COO^-}][\mathrm{H_3O^+}]}{[{}^+\mathrm{H_3NCH_2COOH}]} = 10^{-2.34} \implies \mathrm{p}K_{\mathrm{a1}} = 2.34$ 此步驟解離之質子來自酸性較強的羧基（$-\mathrm{COOH}$），產物為電中性的兩性離子（Zwitterion）${}^+\mathrm{H_3NCH_2COO^-}$（簡記為 $\mathrm{HA}$）。

2. 第二段解離（胺基解離）： ${}^+\mathrm{H_3NCH_2COO^-} + \mathrm{H_2O} \rightleftharpoons \mathrm{H_2NCH_2COO^-} + \mathrm{H_3O^+}$ 其酸解離常數表示式為： $K_{\mathrm{a2}} = \frac{[\mathrm{H_2NCH_2COO^-}][\mathrm{H_3O^+}]}{[{}^+\mathrm{H_3NCH_2COO^-}]} = 10^{-9.60} \implies \mathrm{p}K_{\mathrm{a2}} = 9.60$ 此步驟解離之質子來自酸性較弱的質子化胺基（$-\mathrm{NH_3^+}$），產物為帶負電的甘胺酸陰離子 $\mathrm{H_2NCH_2COO^-}$（簡記為 $\mathrm{A^-}$）。

(二) 等電點之定義與甘胺酸等電點計算

1. 等電點之定義： 等電點（Isoelectric Point，以 $\mathrm{pI}$ 表示）是指胺基酸或蛋白質等兩性電解質在水溶液中，分子的淨電荷（Net Charge）恰好為零時的溶液 $\mathrm{pH}$ 值。在此 $\mathrm{pH}$ 環境下，分子在直流電場中不泳向正極也不泳向負極。

數學關係上，溶液中帶正電荷物種的莫耳濃度等於帶負電荷物種的莫耳濃度： $[{}^+\mathrm{H_3NCH_2COOH}] = [\mathrm{H_2NCH_2COO^-}] \quad (\text{即 } [\mathrm{H_2A^+}] = [\mathrm{A^-}])$

2. 甘胺酸等電點之推導與計算： 由兩段解離常數表示式： $[\mathrm{H_2A^+}] = \frac{[\mathrm{HA}][\mathrm{H_3O^+}]}{K_{\mathrm{a1}}}$ $[\mathrm{A^-}] = \frac{K_{\mathrm{a2}}[\mathrm{HA}]}{[\mathrm{H_3O^+}]}$ 在等電點時 $[\mathrm{H_2A^+}] = [\mathrm{A^-}]$，代入整理得： $\frac{[\mathrm{HA}][\mathrm{H_3O^+}]}{K_{\mathrm{a1}}} = \frac{K_{\mathrm{a2}}[\mathrm{HA}]}{[\mathrm{H_3O^+}]}$ $[\mathrm{H_3O^+}]^2 = K_{\mathrm{a1}} K_{\mathrm{a2}}$ 兩邊取負對數（$-\log$）： $\mathrm{pI} = \frac{\mathrm{p}K_{\mathrm{a1}} + \mathrm{p}K_{\mathrm{a2}}}{2}$ 代入題目給定之常數： $\mathrm{pI} = \frac{2.34 + 9.60}{2} = \frac{11.94}{2} = 5.97$

(三) 甘胺酸之滴定曲線圖

以完全質子化的甘胺酸鹽酸鹽（${}^+\mathrm{H_3NCH_2COOH \cdot Cl^-}$，$\mathrm{H_2A^+}$）為滴定起始物，以強鹼 $\mathrm{NaOH}$ 溶液進行滴定。橫坐標為加入之 $\mathrm{NaOH}$ 當量數（Equivalents of $\mathrm{NaOH}$），縱坐標為溶液之 $\mathrm{pH}$ 值。

1. 滴定曲線關鍵特徵點座標與意義

核心觀念

1. 錯合滴定化學計量計算法則： EDTA（以 $\mathrm{Y^{4-}}$ 表示）與絕大多數金屬離子（包括 $\mathrm{Fe^{3+}}$）皆形成 $1:1$ 的強錯合物： $\mathrm{Fe^{3+} + Y^{4-} \rightleftharpoons FeY^{-}}$ 樣品配製後取分液（Aliquot）滴定，需利用「分取比（分液倍數）」推回全量樣品所含金屬莫耳數。氧化鐵（$\mathrm{Fe_2O_3}$）與鐵離子的化學計量關係為 $1\ \mathrm{mol}\ \mathrm{Fe_2O_3} \equiv 2\ \mathrm{mol}\ \mathrm{Fe^{3+}}$。

2. 配位競爭與沉澱干擾： 錯合滴定要求被測金屬離子在溶液中保持可溶狀態，且主反應具有極高的反應速率與條件形成常數。若溶液中存在沉澱劑離子（如磷酸根 $\mathrm{PO_4^{3-}}$），會與待測金屬形成極難溶的沉澱，破壞均相錯合平衡並造成終點遲緩與測定誤差。

3. 輔助錯合劑（Auxiliary Complexing Agent）效應與滴定曲線： 在鹼性條件下，多數金屬離子易水解生成氫氧化物沉澱。加入氨水作為輔助錯合劑，能生成可溶性的胺錯離子（如 $\mathrm{Zn(NH_3)_4^{2+}}$）以防止沉澱。然而，氨水濃度過高會增加金屬的副反應係數 $\alpha_{\mathrm{Zn^{2+}}}$，進而降低條件形成常數 $K''_f$，導致化學計量點附近的 $\mathrm{pZn}$ 突躍範圍（Break）縮小。

解題方法

(一) 鐵礦樣品中 $\mathrm{Fe_2O_3}$ 之重量百分數計算

1. 計算分液（$40\ \mathrm{mL}$）中消耗之 EDTA 莫耳數： $n_{\text{EDTA}} = C_{\text{EDTA}} \times V_{\text{EDTA}} = 0.0500\ \mathrm{M} \times 38.62 \times 10^{-3}\ \mathrm{L} = 1.931 \times 10^{-3}\ \mathrm{mol} = 1.931\ \mathrm{mmol}$

2. 求出滴定取樣液中 $\mathrm{Fe^{3+}}$ 莫耳數： 因 $\mathrm{Fe^{3+}}$ 與 EDTA 錯合比為 $1:1$： $n_{\mathrm{Fe^{3+}}\text{ (40 mL)}} = n_{\text{EDTA}} = 1.931\ \mathrm{mmol}$

3. 利用分取比推求母液（$250\ \mathrm{mL}$）中總 $\mathrm{Fe^{3+}}$ 莫耳數： $n_{\mathrm{Fe^{3+}}\text{ (total)}} = 1.931\ \mathrm{mmol} \times \frac{250\ \mathrm{mL}}{40\ \mathrm{mL}} = 12.06875\ \mathrm{mmol} = 1.206875 \times 10^{-2}\ \mathrm{mol}$

4. 換算為 $\mathrm{Fe_2O_3}$ 質量： 根據化學計量關係，每莫耳 $\mathrm{Fe_2O_3}$ 含有 $2\ \mathrm{mol}\ \mathrm{Fe^{3+}}$： $n_{\mathrm{Fe_2O_3}} = \frac{n_{\mathrm{Fe^{3+}}\text{ (total)}}}{2} = \frac{1.206875 \times 10^{-2}\ \mathrm{mol}}{2} = 6.034375 \times 10^{-3}\ \mathrm{mol}$ $m_{\mathrm{Fe_2O_3}} = 6.034375 \times 10^{-3}\ \mathrm{mol} \times 159.69\ \mathrm{g/mol} = 0.96363\ \mathrm{g}$

5. 計算鐵礦中 $\mathrm{Fe_2O_3}$ 的重量百分數（$\%,\ \mathrm{w/w}$）： $\% \mathrm{Fe_2O_3} = \frac{m_{\mathrm{Fe_2O_3}}}{m_{\text{sample}}} \times 100\% = \frac{0.96363\ \mathrm{g}}{2.2026\ \mathrm{g}} \times 100\% = 43.75\%$

(二) 改用酸性磷酸緩衝溶液的影響與原因說明

結論：會嚴重影響實驗結果。

主要原因有二：

1. 生成磷酸鐵難溶沉澱（沉澱干擾）： 鐵（III）離子與磷酸根離子（$\mathrm{PO_4^{3-}}$ 或其質子化形態）極易生成溶度積極小（$K_{sp} \approx 10^{-22}$）的磷酸鐵沉澱（$\mathrm{FePO_4 \downarrow}$）。

核心觀念

本題為分析化學中「沉澱溶解平衡」與「電化學分析」的經典跨章節綜合計算題，主要考核以下三個核心觀念：

1. 質量平衡方程式（Mass Balance Equation, MBE）：在一化學平衡系統中，特定元素或原子團在溶液中所有型態的濃度總和，必須等於該元素釋入溶液中的總量。對於微溶性鹽類的非均相平衡，溶液相中的質量平衡式應著眼於「已溶解進入溶液中之離子物種」，固相沉澱不計入溶液相濃度項。
2. 同離子效應（Common Ion Effect）與微溶鹽溶解度：強電解質 $\mathrm{KCl}$ 完全解離釋放大量 $\mathrm{Cl^-}$，利用同離子效應強烈抑制 $\mathrm{AgCl}$ 的溶解度。當 $K_{\mathrm{sp}}$ 極小且同離子濃度足夠大時，可進行合理的一階近似簡化計算（$[\mathrm{Cl^-}] \approx C_{\mathrm{KCl}}$）。
3. 能斯特方程式（Nernst Equation）：在 $25\ ^\circ\mathrm{C}$（$298.15\ \mathrm{K}$）下，第一類金屬電極（$\mathrm{Ag^+/Ag}$）的還原電位與溶液中活性離子濃度（活度）呈對數關係： $E = E^\circ - \frac{0.0592}{n} \log \frac{1}{[\mathrm{Ag^+}]} = E^\circ - 0.0592 \times \mathrm{pAg}$

解題方法

(一) 推導與 $\mathrm{Cl^-}$ 有關的質量平衡方程式

1. 計算各成分莫耳數與分析濃度：

• 加入之 $\mathrm{KCl}$ 莫耳數： $n_{\mathrm{KCl}} = \frac{0.246\ \mathrm{g}}{74.56\ \mathrm{g/mol}} = 3.2994 \times 10^{-3}\ \mathrm{mol}$
• 溶液中 $\mathrm{KCl}$ 的整體分析濃度（$V = 250\ \mathrm{mL} = 0.250\ \mathrm{L}$）： $C_{\mathrm{KCl}} = [\mathrm{K^+}] = \frac{3.2994 \times 10^{-3}\ \mathrm{mol}}{0.250\ \mathrm{L}} = 0.01320\ \mathrm{M}$
• 加入之 $\mathrm{AgCl}$ 莫耳數： $n_{\mathrm{AgCl}} = \frac{0.550\ \mathrm{g}}{143.32\ \mathrm{g/mol}} = 3.8376 \times 10^{-3}\ \mathrm{mol}$

2. 確認相態平衡狀況： $\mathrm{AgCl}$ 為微溶鹽，$K_{\mathrm{sp}} = 1.8 \times 10^{-10}$。在含有 $0.01320\ \mathrm{M}\ \mathrm{Cl^-}$ 的溶液中，$\mathrm{AgCl}$ 溶解度極低（遠小於 $3.8376 \times 10^{-3}\ \mathrm{mol}$），故攪拌達平衡後，溶液中必存在未溶解的 $\mathrm{AgCl}$ 固體，維持固-液異相平衡： $\mathrm{AgCl(s) \rightleftharpoons Ag^+(aq) + Cl^-(aq)}$

3. 建立溶液相之質量平衡式： 在不考慮錯離子（如 $\mathrm{AgCl_2^-}$）形成的前提下：

• 溶液中每一莫耳溶解的 $\mathrm{AgCl}$ 同時產生 $1\ \mathrm{mol}\ \mathrm{Ag^+}$ 與 $1\ \mathrm{mol}\ \mathrm{Cl^-}$，因此源自 $\mathrm{AgCl}$ 溶解的氯離子濃度恰好等於游離銀離子濃度 $[\mathrm{Ag^+}]$。
• $\mathrm{KCl}$ 為可溶性強電解質，完全解離：$\mathrm{KCl(s) \rightarrow K^+(aq) + Cl^-(aq)}$，因此源自 $\mathrm{KCl}$ 的氯離子濃度等於 $[\mathrm{K^+}] = C_{\mathrm{KCl}}$。
• 水溶液中總游離 $\mathrm{Cl^-}$ 的濃度為兩者之和： $[\mathrm{Cl^-}] = [\mathrm{Ag^+}] + [\mathrm{K^+}]$ 帶入 $[\mathrm{K^+}]$ 之已知數值，質量平衡方程式為： $[\mathrm{Cl^-}] = [\mathrm{Ag^+}] + 0.0132\ \mathrm{M}$

(二) 計算混合水溶液中之 $\mathrm{pAg}$

1. 溶解平衡常數式： $K_{\mathrm{sp}} = [\mathrm{Ag^+}][\mathrm{Cl^-}] = 1.8 \times 10^{-10}$

2. 代入質量平衡式求 $[\mathrm{Ag^+}]$： 將第 (一) 小題質量平衡關係帶入： $[\mathrm{Ag^+}]\left([\mathrm{Ag^+}] + 0.0132\right) = 1.8 \times 10^{-10}$

3. 合理近似與解算： 由於 $K_{\mathrm{sp}} = 1.8 \times 10^{-10}$ 極小，且存在強烈的同離子效應，$\mathrm{AgCl}$ 的溶解量遠小於外加 $\mathrm{KCl}$ 的濃度，即 $[\mathrm{Ag^+}] \ll 0.0132\ \mathrm{M}$。 因此可作合理簡化： $[\mathrm{Cl^-}] \approx [\mathrm{K^+}] = 0.01320\ \mathrm{M}$ 則平衡時之銀離子濃度為： $[\mathrm{Ag^+}] = \frac{K_{\mathrm{sp}}}{[\mathrm{Cl^-}]} = \frac{1.8 \times 10^{-10}}{0.01320} = 1.364 \times 10^{-8}\ \mathrm{M}$