1、精選優質文檔-傾情為你奉上精選優質文檔-傾情為你奉上專心-專注-專業專心-專注-專業精選優質文檔-傾情為你奉上專心-專注-專業第二章 誤差和分析數據處理第一節 誤差一、系統誤差定義：由于某種確定的原因引起的誤差，也稱可測誤差二、偶然誤差定義：由一些不確定的偶然原因所引起的誤差，也叫隨機誤差. 偶然誤差的出現服從統計規律，呈正態分布。三、過失誤差1、過失誤差：由于操作人員粗心大意、過度疲勞、精神不集中等引起的。其表現是出現離群值或異常值。2、過失誤差的判斷離群值的舍棄 在重復多次測試時，常會發現某一數據與平均值的偏差大于其他所有數據，這在統計學上稱為離群值或異常值。離群值的檢驗方法：（1）Q 檢

2、驗法：該方法計算簡單，但有時欠準確。設有n個數據，其遞增的順序為x1,x2,xn-1,xn，其中x1或xn可能為離群值。當測量數據不多（n=310）時，根據測定次數和要求的置信度，查表得到Q表值；若Q Q表，則舍去可疑值，否則應保留。（2）G檢驗法：該方法計算較復雜，但比較準確。若G G表，則舍去可疑值，否則應保留第二節 測量值的準確度和精密度一、準確度與誤差1.準確度:指測量結果與真值的接近程度，反映了測量的正確性，越接近準確度越高。 系統誤差影響分析結果的準確度。2.誤差:準確度的高低可用誤差來表示。誤差有絕對誤差和相對誤差之分。（1）絕對誤差：測量值x與真實值之差 （2）相對誤差：絕對誤

3、差占真實值的百分比二、精密度與偏差1精密度:平行測量值之間的相互接近程度，反映了測量的重現性，越接近精密度越高。 偶然誤差影響分析結果的精密度。2偏差精密度的高低可用偏差來表示。偏差的表示方法有（1）絕對偏差 ：單次測量值與平均值之差:（2）平均偏差：絕對偏差絕對值的平均值（3）相對平均偏差：平均偏差占平均值的百分比:（4）標準偏差（5）相對標準偏差（RSD, 又稱變異系數CV ）三、準確度與精密度的關系1. 準確度高，一定要精密度好2. 精密度好，不一定準確度高。只有在消除了系統誤差的前提下，精密度好，準確度才會高五、提高分析結果準確度的方法1、消除系統誤差的方法（一）選擇恰當的分析方法，消

4、除方法誤差（二）校準儀器，消除儀器誤差（三）采用不同方法, 減小測量的相對誤差（四）空白實驗，消除試劑誤差（五）遵守操作規章，消除操作誤差2、減小偶然誤差的方法：增加平行測定次數，用平均值報告結果，一般測35次。第三節 有效數字及其運算法則規定（1）改變單位并不改變有效數字的位數。20.30ml 0.02030L（2）在整數末尾加0作定位時，要用科學計數法表示。 例：3600 3.610 3 兩位 3.6010 3三位（3）在分析化學計算中遇到倍數、分數關系時，視為無限多位有效數字。（4）pH、pC、logK等對數值的有效數字位數由小數部分數字的位數決定。 H+= 6.310 -12 mol/

5、L pH = 11.20 兩位（5）首位為8或9的數字，有效數字可多計一位。例92.5可以認為是4位有效數。三、有效數字的運算法則（一）加減法：以小數點后位數最少的數為準（即以絕對誤差最大的數為準） 例： 50.1 + 1.45 + 0.5812 = 52.1（二）乘除法：以有效數字位數最少的數為準（即以相對誤差最大的數為準） 例：0.0121 25.64 1.05782 = 0.328 （三）乘方、開方：結果的有效數字位數不變（四）對數換算：結果的有效數字位數不變第四節 分析數據的統計處理 注意：置信度越大且置信區間越小時，數據就越可靠2. 置信度一定時，減小偏差、增加測量次數以減小置信區間

6、3. 在標準偏差和測量次數一定時，置信度越大，置信區間就越大顯著性檢驗F檢驗：比較兩組數據的方差（S2），確定它們的精密度是否存在顯著性差異，用于判斷兩組數據間存在的偶然誤差是否顯著不同。檢驗步驟：計算兩組數據方差的比值F，查單側臨界臨界值比較判斷: 兩組數據的精密度不存在顯著性差別，S1與S2相當。 兩組數據的精密度存在著顯著性差別，S2明顯優于S1。（二）t 檢驗：將平均值與標準值或兩個平均值之間進行比較，以確定它們的準確度是否存在顯著性差異，用來判斷分析方法或操作過程中是否存在較大的系統誤差。平均值與標準值（真值）比較檢驗步驟：計算統計量t， b）查雙側臨界臨界值比較判斷:當t 時，說明

7、平均值與標準值存在顯著性差異當t 時，說明平均值與標準值不存在顯著性差異2. 平均值與平均值比較：兩個平均值是指試樣由不同的分析人員測定，或同一分析人員用不同的方法、不同的儀器測定。檢驗步驟：計算統計量t，式中SR稱為合并標準偏差：查雙側臨界臨界值（總自由度 f =n1+n22）比較判斷:當t 時，說明兩個平均值之間存在顯著性差異當t 時，說明兩個平均值之間不存在顯著性差異，兩個平均值本身可能沒有系統誤差存在，也可能有方向相同、大小相當的系統誤差存在。注意：要檢查兩組數據的平均值是否存在顯著性差異，必須先進行 F 檢驗，確定兩組數據的精密度無顯著性差異。如果有，則不能進行 t 檢驗。第三章 滴

8、定分析基本概念：標準溶液：已知準確濃度的試劑溶液滴定劑：用于滴定的標準溶液化學計量點：滴定劑（標準溶液）與待測物質按化學計量關系恰好完全反應的那一點，簡稱計量點。（理論值）指示劑：能在計量點附近發生顏色變化的試劑滴定終點：滴定分析中指示劑發生顏色改變的那一點（實測值）終點誤差（滴定誤差）：滴定終點與化學計量點不一致造成的誤差分類：滴定分析法可分為酸堿滴定，沉淀滴定，氧化-還原滴定，配位滴定。大多數滴定都是在水溶液中進行的，若在水以外的溶劑中進行，稱為非水滴定法。第一節 滴定反應條件和滴定方式一、滴定反應條件1.有確定的化學計量關系2.反應定量完成3.反應速度要快4.有適當的方法確定滴定終點二、

9、滴定方式1. 直接滴定法：用標準溶液直接滴定被測物質溶液。2. 剩余滴定法（返滴定法）：先準確加入過量的標準溶液，與被測物完全反應后，再用另外一個標準溶液滴定剩余的標準溶液。如碳酸鈣的測定CaCO3 +2 HCl = CO2 + H2O + CaCl2 NaOH + HCl = NaCl + H2O3. 置換滴定法：先用適當試劑與待測物質反應，定量置換出另一種物質 ，再用標準溶液去滴定該物質的方法。4. 間接滴定法：將被測物通過一定的化學反應轉化為另一種物質，再用滴定劑滴定。第二節 基準物質與標準溶液一、基準物質：能用于直接配制或標定標準溶液的物質基準物質具備的條件：1.組成與化學式相符;2.

10、具有較大的摩爾質量;3.純度高;4.性質穩定常用的基準物質有Na2CO3、KHC8H4O4、Na2B4O710H2O, CaCO3、K2Cr2O7、H2C2O42H2O、NaCl、Zn 等二、標準溶液的配制與標定1、直接法：準確稱取一定量的基準物質，溶解，轉移到容量瓶中，稀釋至刻度。根據基準物質的質量和容量瓶的體積算出標準溶液的準確濃度。2、間接法（標定法）：先配制成一種近似于所需濃度的溶液，再利用基準物質或另一標準溶液來確定該溶液的準確濃度。三、滴定度:TA/B指每毫升滴定劑溶液相當于待測物的質量（g/ml) （A指滴定劑，B指待測物）滴定劑的量濃度與滴定度的換算aA + bB = cC +

11、 dD滴定劑 被測物第三節 滴定分析中的計算被測物質含量的計算 被測組分的含量是指被測組分（mA）占樣品質量（S）的百分比（1）直接滴定法（2）返滴定法第四章 酸堿滴定法第一節 水溶液中的酸堿平衡一、酸堿溶液中各型體的分布（一）分布系數：溶液中某型體的平衡濃度在溶質總濃度所占的比例，以i表示 式中：i為某種型體（二）弱酸（弱堿）各型體的分布系一元弱酸二元弱酸弱酸（弱堿）各型體的分布系數與溶液的酸度和酸堿的離解常數有關，而與分析濃度無關。（三）水溶液中酸堿平衡的處理方法1、質量平衡（物料平衡）：在一個化學平衡體系中，某一組分的分析濃度等于該組分各種存在型體的平衡濃度之和，稱為質量平衡C mol/

12、L Na2CO3溶液的質量平衡式2、電荷平衡：在一個化學平衡體系中，正離子電荷的總和與負離子電荷的總和相等，稱為電荷平衡C mol/L Na2CO3 水溶液的電荷平衡式：3、質子平衡：酸堿反應達平衡時，酸失去的質子數等于堿得到的質子數，稱為質子平衡質子參考水準：能參與質子交換的組分的初始形態以及溶劑水。例：寫出Na(NH4)HPO4水溶液的質子條件式-H+得質子產物 參考水準 失質子產物-H+H+H2PO4- NH4+ NH3-H+2H+H+H3PO4 HPO42- PO43- H3O+(H+) H2O OH-二、酸堿溶液中pH的計算（1）當Ca20 ，同時Ca/500時，最簡式：（2）弱酸H

13、A（濃度為Ca mol/L）與共軛堿A-（濃度為Cb mol/L）的PH計算當Ca20H+, Cb20H+時 緩沖溶液第二節 基本原理一、酸堿指示劑（一）變色范圍指示劑的理論變色范圍是: pH=pKHIn1由于人眼對深色比淺色靈敏，實際變色范圍與理論推算的的變色范圍并不完全相同。pKa 實際范圍 酸色 堿色甲基橙 3.4 3.14.4 紅 黃甲基紅 5.1 4.46.2 紅 黃 酚酞 9.1 8.010.0 無 紅（二）影響指示劑變色范圍的因素1.指示劑的用量；2.溫度；3.中性電解；4.滴定程序二、滴定曲線在滴定過程中，我們把計量點附近溶液某種參數（如PH）的急劇變化稱為滴定突躍滴定百分率為

14、99.9至100.1即滴定相對誤差為0.1時，溶液某種參數（如PH）的變化范圍稱為滴定突躍范圍。滴定突躍范圍是選擇指示劑的重要依據。酸堿指示劑的選擇原則：指示劑的變色范圍要全部或至少有一部分落在滴定突躍范圍內。三、滴定突躍與指示劑選擇一、（1）影響滴定突躍范圍的因素：對于強酸強堿，溶液濃度越大，突躍范圍越大，可供選擇的指示劑愈多；濃度越小，突躍范圍越小，可供選擇的指示劑就越少。當突躍范圍小于0.4PH時（C=10-4mol/L）就沒有合適的指示劑了。對于弱酸弱堿的滴定，濃度越大、離解常數越大，則突躍范圍就越大，反之則越小。當突躍范圍減小至約0.4PH時（CK=10-8），指示劑就不合適了。（2

15、）指示劑的選擇強酸強堿的滴定，計量點時溶液呈中性，突躍范圍橫跨酸性區和堿性區，突躍范圍較大，酸性范圍內和堿性范圍內變色的指示劑都可以考慮選用。強堿滴定弱酸，計量點時溶液呈弱堿性，突躍范圍較小，位于堿性區，堿性范圍內變色的指示劑可以考慮選用。強酸滴定弱堿，計量點時溶液呈弱酸性，突躍范圍較小，位于酸性區，酸性范圍內變色的指示劑可以考慮選用。強酸強堿準確滴定的條件：一元弱酸弱堿準確滴定的條件：多元酸準確（分步）滴定的條件： 當CaKai 10-8時，第 i 級離解的H不能準確滴定，沒有滴定突躍 當CaKai 10-8時，若Kai/Kai+1 104,則第 i 級離解的H可以準確滴定，有滴定突躍;若K

16、a/Kai+1 102金屬指示劑要控制pH，pH影響指示劑的形體從而直接影響它的顏色（二）指示劑的封閉現象和僵化現象1. 封閉現象：滴定達到計量點后，過量的EDTA不能奪取MIn中的金屬離子，In無法釋放出來，因而在計量點附近看不到溶液顏色的變化現象2. 僵化現象:有些金屬-指示劑配合物難溶于水，使得滴定劑與金屬-指示劑絡合物置換反應緩慢，終點拖長，這種現象稱為指示劑的僵化。解決的辦法是加入有機溶劑或加熱，以增大其溶解度，加快反應。（三）指示劑顏色轉變點 的計算對于M與In的反應，只考慮In的酸效應，其它副反應忽略平衡時（四）常用的金屬指示劑第三節 滴定條件的選擇配位滴定的選擇性1. 控制溶液

17、酸度：當lgCK5時，可通過控制溶液的酸度，實現M的選擇性準確滴定2. 使用掩蔽劑配位掩蔽法：例：EDTACa2+，Mg2+，加入三乙醇胺掩蔽Fe2+和Al3+沉淀掩蔽法：例：Ca2+，Mg2+時共存溶液，加入NaOH溶液，使pH12， Mg2+Mg(0H)2 ,從而消除Mg2+干擾氧化還原掩蔽法：例：EDTA測Bi3+，Fe3+等，加入抗壞血酸將Fe3+Fe2+第六章 氧化還原法第一節 氧化還原反應一、電極電位與Nernst方程式 電極電位是電極與溶液接觸處存在的雙電層產生的。物質的氧化還原性質可以用相關氧化還原電對電極電位來衡量。電對電極電位的大小可通過Nernst方程式計算。對一個氧化還

18、原半反應（也稱為電極反應） Ox + ne = Red所構成的氧化還原電對用Ox/Red表示。該電對具有一定的電位稱為電極電位，電極電位可以用Nernst方程表示。 式中、分別是游離Ox、Red的活度。式中0為標準電極電位，它是溫度為25時，相關離子的活度均為1mol/L，氣壓為1.01310 5Pa時，測出的相對于標準氫電極的電極電位（規定標準氫電極電位為零）。R為氣體常數：8.314J/(Kmol)；T為絕對溫度K；F為法拉第常數（96487c/mol）；n為氧化還原半反應轉移的電子數目 二、條件電極電位及其影響因素(一)條件電極電位代入Nernst方程，得條件電位是在特定條件下，氧化態和

19、還原態的總濃度Cox和CRed都為1mol/L時的實際電位。（二）影響條件電位的因素1.鹽效應；2.酸效應3.生成配合物：向溶液中加入一種配位劑，與氧化態或還原態反應。若氧化態生成穩定的配合物，則條件電位降低；若還原態生成穩定的配合物，則條件電位升高。4.生成沉淀：加入可與氧化態或還原態生成沉淀的沉淀劑，因改變氧化態或還原態的濃度而改變電位。氧化態生成沉淀時，條件電位降低；還原態生成沉淀時，條件電位升高。 氧化還原反應進行的程度式中m、n是最小公倍數（二）判斷反應能否定量進行要使反應定量進行，反應的完全程度應達到99.9以上。即 lgK/ 6時，反應能定量進行。即 lgK/ 3（n1 + n2

20、 ）時，反應能定量進行。對不同類型的氧化還原反應，能定量進行所要求的lgK/是不相同的。四、氧化還原反應速率及其影響因素1.氧化劑、還原劑本身的性質2.反應物濃度 3.反應溫度4催化劑：如MnO4-氧化C2O42- 反應速度很慢，但反應生成的Mn2+ 對反應有催化作用，這種生成物本身起催化作用的反應叫自動催化反應。5誘導反應五、化學計量點點位第二節 基本原理一、滴定曲線氧化還原滴定的突躍范圍大小與反應電對條件電位差有關，條件電位差o/ 越大，滴定突躍范圍越大。對稱電對參與的氧化還原反應，濃度改變對突躍范圍影響不大。 在一般氧化還原滴定中突躍范圍是計量點是當兩個半電池反應轉移電子數相等時，化學計

21、量點電位恰好位于滴定突躍的中央；當半電池反應轉移電子數不等時，化學計量點電位偏向轉移電子數多的電對一方。 二、指示劑指示氧化還原滴定終點的常用指示劑有以下四種：（一）氧化還原指示劑：指示劑本身是一種弱氧化劑或還原劑，它的氧化形或還原形具有明顯不同的顏色。如二苯胺磺酸鈉氧化還原指示劑變色的電位范圍是這一點稱為氧化還原指示劑的變色點。選擇氧化還原指示劑時，應使指示劑的條件電位落在滴定突躍范圍內，并盡可能靠近化學計量點，以減小終點誤差（二）自身指示劑：有些標準溶液本身有很深的顏色，滴定時無需另外加入指示劑，只要標準溶液稍微過量一點，即可顯示終點的到達。如高錳酸鉀（三）特殊指示劑：有些指示劑本身不具有

22、氧化還原性，但能與氧化劑或還原劑作用產生特殊的顏色，利用這種特殊顏色的出現或消失指示滴定終點，稱為特殊指示劑。如淀粉第三節 碘量法一、基本原理碘量法是以碘作為氧化劑，或以碘化物作為還原劑，進行氧化還原滴定的方法。（一）直接碘量法：以I2 標液為滴定劑的碘量法凡電極電位低于I2/I- 電對的，其還原形可用I2 標準溶液直接滴定。直接碘量法只能在酸性、中性或弱堿性溶液中進行.間接碘量法：以Na2S2O3標液為滴定劑的碘量法 二、誤差來源及措施防止碘揮發的方法：1）過量加入KI；2）在室溫下進行；3）使用碘量瓶；4）快滴慢搖防止碘離子氧化的方法：1）溶液酸度不宜過高；2）密塞避光放置 ；3）除去催化

23、性雜質（NO2，Cu2）4）I2完全析出后立即滴定；5）滴定速度稍快三、指示劑碘量法中應用最多的是淀粉指示劑。注意：滴定時應注意淀粉指示劑的加入時刻。直接碘量法，可于滴定前加入，滴定至淺藍色出現即為終點。間接碘量法則須在臨近終點時加入，滴定藍色消失即為終點。如果過早加入，溶液中有大量碘存在，碘被淀粉表面牢固吸附，不易與Na2S2O3 立即作用，致使終點拖后。 淀粉指示劑應取可溶性直鏈淀粉新鮮配制，放置過久會腐敗變質。支鏈淀粉只能松動地吸附I2 ，形成一種紅紫色產物，不能用作碘量法的終點指示劑。四、標準溶液的配制與標定（一）碘標準溶液注：1）為了避免KI的氧化，配制好的碘標準溶液，須盛于棕色瓶中

24、，密塞存放。 碘標準溶液的準確濃度，可采用已知濃度的硫代硫酸鈉溶液標定；也可用基準物As2O3進行標定。（二）硫代硫酸鈉標準溶液硫代硫酸鈉標準溶液不穩定，原因是：a水中溶解的CO2易使NaS2O3分解 S2O32- + CO2 + H2O HSO3- + HCO3-+ S b空氣氧化： 2S2O32-+ O2 SO42- + S c水中微生物作用： S2O32- Na2SO3 + S在配制Na2S2O3 標準溶液，應注意以下問題：1.采用新煮沸放冷的蒸餾水 這樣既可驅除水中殘留的CO2 和O2 ，又能殺死微生物。 2.加入少量Na2CO3 作為穩定劑 使溶液呈弱堿性，抑制細菌生長。3. 貯于棕

25、色瓶中，暗處保存，待濃度穩定后（710天），再進行標定。四、應用與示例1維生素C含量的測定直接碘量法 注意：在滴定時加入適量稀HAc，使溶液保持弱酸性，避免空氣氧化。2中藥膽礬中CuSO45H2O的測定間接碘量法注意：1.CuI強烈吸附I2造成終點提前，滴定時應用力振搖或在近終點時加KSCN, 將CuI沉淀轉化為CuSCN沉淀，釋放I22.碘離子既是沉淀劑，又是還原劑、配位劑第四節 高錳酸鉀法一、基本原理反應需在強酸中進行，且通常為H2SO4才能全部生成Mn2+二、指示劑 KMnO4作自身指示劑,以出現粉紅色且30秒不褪為終點。若標準溶液的濃度較低(0.002mol/L以下)，可選用二苯胺磺酸

26、鈉等氧化還原指示劑指示終點。二、標準溶液的配制與標定高錳酸鉀在制備和貯存過程中，常混入少量二氧化錳雜質，蒸餾水中常含有少量有機雜質，能還原KMnO4 使其水溶液濃度在配制初期有較大變化, 因此不能用直接法配制標準溶液。間接法配制時，常將溶液煮沸以加速與其雜質的反應，并將配成的溶液盛在棕色玻璃瓶中在冷暗處放置710天，待濃度穩定后，過濾除去MnO2等雜質，方可進行標定。標定KMnO4 溶液常用的基準物有：As2O3 、Na2C2O4 、H2C2O4 2H O等。標定時應注意：1. 溫度：一般控制在7585oC2. 酸度：用H2SO4調節酸度，滴定剛開始的酸度一般應控制在約1mol/L。3. 滴定

27、速度：剛開始滴定的速度不宜太快4. 催化劑：在滴定前可加幾滴MnSO4溶液。5. 指示劑：一般情況下，高錳酸鉀自身可作為指示劑第五節 重鉻酸鉀法以二苯胺磺酸鈉為指示劑第九章 電位法第一節 電位法的基本原理 一、指示電極和參比電極（一）指示電極：電極電位隨電解質溶液的濃度或活度變化而改變的電極基本要求：符合Nernst響應；響應速度快、重現性好；結構簡單、耐用。（二）參比電極：電極電位基本不變，不受溶液組成變化的影響基本要求：電極電位穩定，可逆性好；重現性好；裝置簡單、耐用。第二節 直接電位法一、溶液pH值的測定目前最常用的指示電極是PH玻璃電極，參比電極為飽和甘汞電極（一）PH玻璃電極1. 電

28、極構造:球狀玻璃膜含Na2O、CaO和SiO2。2.響應機理:膜電位的產生過程：干玻璃膜吸水形成水化膠層水化膠層中的Na+與溶液中的H+發生交換: 平衡后，內、外水化膠層中的H+活度分別為a2/ 和a1/。 水化膠層中的H+與溶液中的H+由于濃差發生擴散玻璃膜內、外相界電位為：式中：K1、K2分別是與玻璃膜內、外表層材料結構相關的常數。a1/、a2/分別為膜外表面和膜內表面水凝膠層中H+活度. a1、a2分別為膜外和膜內溶液中H+活度PH玻璃電極膜電位的產生在于H+的交換和擴散。式中：稱為電極常數。3. 電極性能（1）轉換系數：溶液pH變化一個單位引起玻璃電極點位的變化值稱為轉化系數（或電極斜

29、率），用S表示。（2）酸差和堿差普通pH鈉玻璃電極，在pH19的范圍內，與pH呈線性關系。當溶液pH 9 時，pH測 pH真 ，產生負誤差，稱為堿差（鈉差）。當溶液pH pH真 ，產生正誤差，稱為酸差。（3）不對稱電位當 a1 = a2 , 膜電位應為 O，但實際仍有幾個至十幾個mv,這個電位稱為不對稱電位。這是因為制造工藝、機械或化學腐蝕等原因，使玻璃電極內、外膜并不完全相同，K1K2，a1/ a2/ 。干玻璃電極的不對稱電位較大且不穩定，使用前必須在水中充分浸泡（至少24小時）（二）測量原理和方法1.原理（-）玻璃電極待測溶液（H+ x mol/L）飽和甘汞電極 (+)1.2. 方法（2）

30、（1）得3. 注意事項（1）在玻璃電極的適用pH范圍內測定（2）定位緩沖液的pHS值應與待測溶液的pHx值盡可能接近，相差不應超過3個pH單位 （3）標準緩沖溶液與待測溶液的溫度必須相同；（4）電極浸入溶液后需有足夠的平衡時間方可讀數 （5）不宜在F 含量高的溶液測定 （6）在pH精密測量中常采用兩點校正法二、離子選擇電極(ISE)：ISE是一種對溶液中特定離子（陰、陽離子）有選擇性響應能力的電極。（一）離子選擇電極基本結構及響應機理1.基本構造：電極膜、電極管、支持體、內參比電極和內參比溶液2.響應機理：電極膜浸入外部溶液時，膜內外有選擇響應的離子，通過交換和擴散作用在膜兩側建立電位差，達平

31、衡后即形成穩定的膜電位即電極電位。電極電位與響應離子的活度關系符合Nernst方程式。有些離子選擇電極的電極電位不只是通過離子交換和擴散作用建立的，還與離子締合、配位等作用有關。（二）離子選擇電極的性能1.線性范圍和檢測下限 檢測下限：表明電極能夠檢測的待測離子的最低濃度，圖中兩直線外推交點A所對應的待測離子活度為電極的檢測下限。2.選擇性 離子選擇電極除對某特定A離子有響應外，溶液中共存B離子對電極電位也有貢獻。這時，電極電位可寫成K A,B稱為電極的選擇性系數，其意義為：在相同的測定條件下，待測離子和干擾離子產生相同電位時待測離子的活度aA與干擾離子活度aB的比值: 可見：選擇性系數KA,

32、B愈小，電極對A離子響應的選擇性愈高，B離子的干擾作用愈小。3響應時間（或響應速度）：響應時間長短與電極有關，同時還與待測離子濃度有關。溶液濃度愈低，響應時間愈長。攪拌可縮短響應時間。4有效pH范圍：離子選擇電極存在一定的有效pH使用范圍，在超出該范圍外使用就會產生較大的測量誤差或者縮短電極的壽命。 三、定量分析的條件和方法 （一）定量條件 常用的定量方法有直接比較法、標準曲線法和標準加入法。前兩種方法都要在標液和試液中加入總離子強度調節緩沖劑（TISAB）。TISAB中含有惰性電解質、pH緩沖劑和配位劑。它有三方面的作用：使溶液的離子強度及活度系數相同控制溶液的pH值掩蔽干擾離子例：典型組成

33、(測F-)： 1mol/L的NaCl，使溶液保持較大穩定的離子強度； 0.25mol/LHAc0.75mol/LNaAc, 使溶液pH在6左右； 0.001mol/L的檸檬酸鈉, 掩蔽Fe3+、Al3+等干擾離子。（二）定量方法1.直接比較法（兩次測量法）：配制一個標液和試樣溶液，加入TISAB，分別測量電動勢。注意： 陽離子取負號，陰離子取正號。如果參比電極接負極，指示電極接正極，則符號相反。E與S的單位要一致優先使用實際S，實際S未知時，使用理論S。2.標準曲線法：配制系列標液和試樣溶液，加入TISAB，測定系列標液的電動勢，繪制E lgC曲線；在相同條件下測定試樣溶液的電動勢，并從標準曲

34、線上求出待測離子濃度?？赏ㄟ^線性回歸方程求出待測離子濃度。3.標準加入法 先測定試樣溶液（CX，VX）的電動勢EX，再向試樣溶中加入小體積高濃度的標準溶液（CS10CX，VS 0 E與S的單位要一致優先使用實際S，實際S未知時，使用理論S。該法不用繪制標準曲線，不加TISAB，操作簡便快速，準確度較高。當基體濃度較高且組成復雜時，可采用此法。 第三節 電位滴定法一、原理與裝置電位滴定法準確度較高，易于自動化，不受樣品溶液有色或渾濁的影響，但操作和數據處理麻煩、費時。除了定量分析外，還可用于某些常數的測定。二、終點確定方法 電位滴定時，應邊滴定邊記錄加入滴定劑的體積和電位劑讀數E或pH，見典型的電位滴定數據。確定終點的方法有以下幾種：1E V曲線法 滴定終點：曲線上的轉折點（拐點）對應的體積 特點：作圖簡便，但要求計量點處電位突躍明顯，否則誤差較大。2E/V V曲線法 滴定終點：曲線的最高點所對應的體積32E/V2 V曲線法 滴定終點：2E/V20處對應的體積 特點：作圖麻煩，但準確度高第十章 吸光光度法一、分光光度法的特點1. 靈敏度高2. 準確度較高3. 操作簡便，測定速度快4. 應用廣泛二、朗伯比耳定律當一束平行單色光照射到任何均勻、非散射的介質（固體、液體或氣體），例如溶液時，光