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分析化学思维导图
一张思维导图带你学习分析化学的知识点，包括分析方法的分类、误差及分析数据的统计处理、滴定分析、酸碱滴定法、配位滴定法、电位滴定法。
编辑于2021-10-21 14:17:02- 考试总结
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分析化学
1绪论
分析化学的任务和作用
成分分析
定性分析
鉴定物质有哪些元素或离子所组成
若为有机物，确定官能团，分子结构
定量分析
测定物质各组成部分的含量
分析方法的分类
化学分析方法
以化学反应为基础的分析方法
重量分析法
使试样中的待测组分转化为另一种纯粹的、固定化学组成的化合物，再称量它的质量，从而计算其在待测组分中的含量或质量分数
滴定分析法
将已知浓度的试剂溶液和待测物质溶液混合，充分反应，使之刚好满足化学计量关系，再根据试剂的浓度和准确体积，计算出待测组分的含量
酸碱滴定法（中和法）
沉淀滴定法（容量沉淀法）
配位滴定法（络合滴定法）
氧化还原滴定法
比较
相同点：均用于高含量或中含量组分的测定
不同点
重量分析法准确率高，
滴定分析法操作简便，准确度较高（±0.2）仪器设备相对简单
仪器分析方法
借助光电仪器测量试样的方法操作简便而快速，适合生产过程中的控制分析
光化学分析法
原子吸收光谱分析测定
不同元素的原子可以吸收不同波长的光
红外/紫外光谱法
用红紫外线照射不同的有机化合物，得到不同的光谱图
发射光谱分析法
根据谱线的强度进行定性测定，检查元素光谱中几根灵敏而且较强的谱线
最灵敏的定性方法之一
吸光光度法
某物质浓度越大，吸光度越大
荧光分析法
某些物质在特定的紫外线照射时可产生荧光，在一定条件，荧光强度与该物质的浓度成正比
电化学分析法
电重量分析法
使待测组分借电解作用,以单质或氧化物形式在已知质量的电极上析出,通过称量,求出待测组分的含量
电容量分析法
它是借助溶液电导、电流或电位的改变来确定滴定终点,如电导滴定、电流滴定和电位滴定。如通过电解产生滴定剂,并测量达到滴定终点时所消耗的电荷量的方法,则称为库仑滴定法。
电位分析法
通过在零电流条件下测量两电极间的电位差来进行分析测定。在测量电位差时使用离子选择性电极,可使测定更简便、快速。
伏安分析法
伏安分析法也属于电化学分析法,其中以滴汞电极为工作电极的极谱分析法是伏安分析法的一种特例。它是利用对试液进行电解时,在极谱仪上得到的电流-电压曲线来确定待测组分及其含量。
色谱法（层析法）
(主要有气相色谐法.液相色谱法等),是一类用以分离、分析多组分混合物的极有效的物理及物理化学分析方法,具有高效.快速.灵敏和应用范围广等特点。毛细管气相色谱法与高效液相色谱法已经得到普遍应用。
其他的分析方法
质谱法。核磁共振波谱法、免疫分析.生物传感器、电子探针和离子探针表面和微区分析法等
分析化学的进展简况
对之后的要求
常量（＞1%）微量（0.01%~1%）痕量（＜0.01%）
不仅要作静态分析，还要求作动态分析,对快速反应作连续自动分析;除了破坏性取样作离线(f-line)的实验室分析外,还要求作在线( on-line)、实时( real-time),甚至是活体内(in vivo) 的原位分析。
2误差及分析数据的统计处理
定量分析中的误差
误差与准确度
误差
定义：测定值Xi与真值μ之间的差值
大小：绝对误差E和相对误差Er
相对误差表示绝对误差相对于真值所占的百分率
相对误差表示各种情况下测定的结果的准确度更为准确
准确度
误差越小，准确度越高
偏差与精密度
偏差
定义：
大小：绝对偏差di和相对偏差dr
各偏差的绝对值的平均值，称单次测定的平均偏差（算术平均偏差）
精密度
定义：在确定条件下，将测试方法实施多次，求出所得结果之间的一致程度（及是否集中）
重复性、再现性
准确度与精密度的关系
精密度越高，数据越集中；准确度越高，数据越正确
对实验结果来说，首先要要求精密度高，才能保证准确性
误差的分类及减免误差的方法
系统误差
产生的原因
(1)方法不完善造成的方法误差,如反应不完全,干扰组分的影响,滴定分析中指示剂选择不当等。(2)试剂或蒸馏水纯度不够，如带人微量的待测组分，干扰测定等。(3)测量仪器本身缺陷造成的仪器误差，如容量器皿刻度不准又未经校正,电子仪器“噪声”过大等。(4)操作不当，如观察颜色偏深或偏浅, 第二次读数总是想与第-一次重复等。
校正方法：标准方法或进行试剂的提纯和使用校正值加以消除（是否存在系统误差，通常通过回收试验来加以检查）
偶然误差
一些不可控因素引起:温度湿度电压污染情况等引起试样质量、组成、仪器性能的变化；操作人员操作上的微小差别，可以通过多次试验来减少偶然误差
分析结果的数据处理
Grubbs法
排序、计算(待求值-平均值)/方差。比较95% （平均值-第一项）/方差
Q值检验法
排序、计算(待求值-前一项)/极差。比较90% （第二项-第一项）/极差
Grubbs法判断可疑值更好Q值检验法不需要算平均值和方差，使用起来稍微简便
检验方法的准确度
误差的传递
系统误差的传递公式
随机误差的传递公式
有效数字及其运算规则
有效数字
首位为8或9的可以多看一位有效数字
对数应该换成小数，取小数点后的数字尾数为有效数字
计算PH，PM，lgK小数点后尾数及有效数字尾数
PH一般保留小数点后两位
误差有效数字保留1~2位
修约规则
四舍六入五留双，对于位数为5分为两种情况：5后数字不为0，一律进位，5后数字不为0或无数，则5前面那位数字，是奇数则进位，是偶数则舍去5
例（修约成四位有效数字）：14.2442→14.2426.4863→26.4915.0250→15.02 15.0150→15.0215.0251→15.03
运算规则
加减法：运算结果的有效数字取决于这些数据中绝对误差最大者
到位数最少
乘除法：运算结果的有效数字取决于这些数据中相对误差最大者
到位数最多
先修约多一位有效数字，再计算
标准曲线的回归分析
3滴定分析
滴定分析概述
滴定分析法
使用滴定管将标准溶液,滴加到待测溶液中，直到与待测组分按化学计量关系恰好完全反应,即加人标准溶液的物质的量与待测组分的物质的量符合反应式的化学计量关系,然后根据标准溶液的浓度和所消耗的体积,计算出待测组分的含量
标准溶液：已知准确浓度的溶液
化学计量点:恰好反应
指示剂：使人更加直观的察觉反应发生外部特征的物质
滴定终点：指示剂突然变色，停止滴定
滴定分析法的分类与滴定反应的条件
分类
酸碱滴定法（中和滴定法）
质子传递反应为基础的一类滴定分析法
沉淀滴定法（容量滴定法）
配位滴定法（络合滴定法）
配位反应为基础的一类滴定分析法
氧化还原滴定法
滴定方式
直接滴定
间接滴定
返滴定法
置换滴定法
条件
1反应能够定量完成，无副反应，且反应完全
2反应速率要快，速率慢的可以采取相应措施
3能够较为简便的确定滴定的终点
满足要求的可以采用直接滴定法
特例
反应速率慢或待测固体时候，反应不能很快完成；此时可以先加入一定且过量的滴定剂，反应完全之后再用另外一种标准溶液滴定剩余的地顶级
没有定量关系或伴有副反应发生；可以先用适当的试剂与待测物质反应，转换成另外一种可被定量滴定的物质，再用适当的标准溶液进行滴定
不能与滴定剂反应的物质；可以通过另一种化学反应，以滴定法间接进行测试
若不能满足，可采用间接滴定法
标准溶液
配置标准溶液
直接法
准确称量一定量的物质，溶解后，在容量瓶内稀释到一定体积，然后算出该溶液的准确浓度
条件
物质必须有足够的浓度
物质的组成和化学式应完全符合
性质稳定
间接法
粗略称量一定量的物质或量取一定量体积溶液，配制成接近于所需要浓度的溶液，然后用基准物或者另外一种物质的标准溶液（基准物）来测定该溶液的准确浓度,测定的过程叫做标定
条件
为降低称量的误差，在直接法的基础上增加------具有较大的摩尔质量
标准溶液浓度表示法
物质的量浓度
单位体积溶液所含溶质的物质的量
滴定度
每毫升标准溶液相当的被测组分的质量,用T被测物/测定剂表示
若TFe/KMnO4=0.005682g/ml，表示一摩尔高锰酸钾相当于这么多质量的铁
滴定度可以用来表示标准溶液所相当的被测组分的质量，若已知滴定中消耗高锰酸钾的标准溶液的体积为V，则被测定铁的质量mFe=TFe/KMnO4VKMnO4
滴定分析结果的计算
待测组分质量分数的计算
基本单元
正常情况是一个分子或者一个原子看做一个基本单元，消耗的物质的量之比等于化学计量数之比，但这时是将几分之一个分子或原子看成一个基本单元，消耗的物质的量相等
4酸碱滴定法
酸碱平衡理论基础
酸碱质子理论
凡是给出质子的物质是酸，凡是可以得到质子的物质称为碱，既能得到质子又能给出质子的物质叫两性物质
因一个质子的得失而互相转变的一对酸碱，成为共轭酸碱对
可见酸和碱可以是阳离子、阴离子、也可以是中性分子
共轭酸碱对的质子得失反应，称为酸碱半反应
水的离子积
酸碱解离平衡
酸碱的强弱取决于物质给出质子或者接受质子能力的强弱
可以通过解离常数来共轭酸碱的强弱，酸越强，共轭碱越弱，反之成立
不同PH溶液中酸碱存在形式的分布情况---分布曲线
定义
平衡浓度
当共轭酸碱对处于平衡状态时，溶液中存在H3O+和不同的酸碱形式
总浓度(分析浓度)
各种存在形式平衡浓度之和
分布系数
某一存在形式的平衡浓度占总浓度的分数
分布曲线
Ph变化，平衡移动，酸碱存在分布形式随之变化，分布系数与Ph之间的关系曲线称为分布曲线
一元酸
二元酸
三元酸
分布系数只与溶液中的氢离子及酸本身的特性Ka有关，而与酸的总浓度无关
酸碱溶液的PH的计算
质子条件（质子平衡）
物料守恒、电荷守恒
物质得到的质子等于物质失去质子的物质的量
原物质不在质子条件式出现，酸碱离子必在质子条件式中出现
得失质子各放一边，得（失）多少个质子就在生成的物质的前面加上对应的数字，像（NH4）SO4这种物质，生成的NH3按一个算
像(NH4)3PO4水溶液 [H+] + [HPO42- ]+ 2[H2PO4- ]+3[H3PO4] = [OH-] + [NH3]
PH计算(要做点题，还不清楚算法)
一元弱酸（碱）溶液的PH的计算
正常情况下（一元弱酸）
满足c/Ka≥105的话（近似用一元弱酸的初始浓度代替平衡浓度），
满足cKa≥10Kw的话（可忽略Kw），
同时满足c/Ka≥105和cKa≥10Kw两个条件，则有
二元弱酸碱PH的计算
正常情况下
两性物质溶液的PH计算
正常情况下
磷酸盐两性物质水溶液
a1a2表示盐离子相邻的两个解离常数
缓冲物质
总结(常用方法)：通过质子守恒，表示出含质子的方程，通过解离常数等表示出各离子浓度，代入质子守恒中计算，最后得到关于质子的方程，求解即可。
酸碱滴定终点的指示方法
指示剂法
酸碱指示剂法一般指有机弱酸或者弱碱，PH改变时，指示剂由于结构的改变而发生颜色的改变。
酚酞颜色改变机理：
指示剂变色机理
[In-]代表碱式颜色的浓度[HIn]代表酸式颜色的浓度两者之比决定指示剂颜色
若公式中比值等于1，则溶液显酸碱色的中间色，此时
上述公式中，比值
变色范围（实际上小于两个单位）
几种常见酸碱指示剂的变色范围
酸性：甲基橙、甲基红中性：中性红、苯酚红碱性：酚酞、百里酚酞
几个结论
①指示剂的变色.范围不一定恰好位于pH=7的左右,而是随各种指示剂常数KHn的不同而不同;②指示剂的颜色在变色范围内显示出逐渐变化的过程;③各种指示剂的变色范围的幅度各不相同,但一般来说,不大于2个pH单位，也不小于1个pH单位。④要根据滴定顺序选择适当的指示剂⑤指示剂的用量要适当，指示剂本身就是弱碱弱酸，也会消耗滴定剂溶液
混合指示剂
利用颜色之间的互补作用，使变色范围变窄，达到颜色变化敏锐的效果
两种方法得到
有两种及以上的指示剂混合而成
在某种指示剂中加入一种惰性软料
电位滴定法
用参比电极和指示电极测量出滴定过程中溶液pH的变化情况，进而确定滴定的终点。
指示剂的使用
指示剂的选择
所选指示剂的pKHIn与化学计量点时溶液的PH接近
化学计量点时溶液的pH落在某指示剂的变色范围内，就选择该指示剂
子主题
酸碱指示剂变色范围越窄，滴定测量结果准确度越高（变色范围越窄，颜色变化越灵敏）
一元酸碱的滴定
缓冲溶液
能抵抗外加少量的酸、少量的碱或水的稀释，使溶液的pH值基本保持不变的溶液
类型
(1) 弱酸及其共轭碱或弱碱及其共轭酸
HAc-、NaAc 3.75 ~ 5.75NH3、NH4Cl 8.25~10.25
(2) 两性物质
磷酸酸式盐H2PO4-、HPO42- 6.21 ~8.21
(3) 较高浓度的强酸或强碱
缓冲范围
溶液具有缓冲能力的pH范围（pKa指共轭酸）
运算的时候要注意，这是酸不是碱
缓冲容量
改变一升缓冲溶液1个pH单位所需要加入酸或碱的物质的量
ca∶cb≈1∶1缓冲溶液的缓冲最大
缓冲溶液的选择原则
1) 不干扰测定
2) 有较大的缓冲能力，足够的缓冲容量 (缓冲组分有较大浓度: 0.01~1mol/L)
3)要控制的pH在缓冲范围内
酸碱滴定曲线
突跃
化学计量点前后±0.1%，溶液pH的急剧改变
突跃范围：滴定突跃所在的pH范围
突跃大小：突跃前后的PH之差
酸碱溶液的浓度越高，突跃大小越大
一元酸碱直接滴定条件
终点误差为±0.1%
滴定突跃≥0.3PH单位
满足cKa≥10^-8 该酸可以直接被强碱滴定
多元酸、混合酸和多元碱的滴定
正常情况
在允许±0.1%的终点误差，滴定突跃≥0.4pH的情况下，要进行分步滴定必须满足
上面那个用于判断有几个突跃下面公式用于判断两个突跃直接有没有影响，若有影响，则只能看作是一个突跃
混合酸（碱）
弱酸HA+弱酸HB分别滴定的条件分别滴定的条件为： cHA*KHA≥10^-9， cHB*KHB≥10^-9且同时满足 (cHA*KHA)/(cHB*KHB)≥10^4
酸碱滴定法应用示例
酸碱标准溶液的配制和标定
酸碱滴定法结果计算示例
非水溶液中的酸碱滴定
看下课本，还没看课本
5配位滴定法
EDTA与金属离子的配合物及其稳定性
配位滴定法
定义：以配位反应为基础建立的一种滴定分析方法
条件：反应必须定量进行、反应要完全、反应速率要快、合适指示剂指示终点
滴定剂（配位剂）
无机滴定剂（单齿配体）
缺点：配合物不够稳定；逐级配位(各级配合物稳定常数相差小，故存在多种形式配离子，滴定突跃不明显)；无恒定的化学计量关系
有机滴定剂（多齿配体）
有机滴定剂无上述缺点（稳定性好、组成一定）
目前应用最多的有机滴定剂是氨羧类配位剂（含氨氮和羧氧两种配位原子）最常用的是EDTA(乙二胺四乙酸)
EDTA的性质
学名：乙二胺四乙酸简写H4Y（Y指乙二胺四乙酸根）
按照酸碱质子理论属于两性物质
六个配位原子：四个羧基氧、两个氨基氮
溶解度s=0.02g/100ml水
EDTA在强酸中形成六元酸
强酸中，两个羧基可再接受两个H+，形成H6Y2+
所以EDTA在水溶液中有6级解离，以7种形式存在
EDTA可与金属离子形成5个五元环
因此配位能力强，能够使配位反应完全
定量关系简单
螯合物
中心原子与多齿配体形成的配合物，具有环状结构，称为螯合物。EDTA为多齿配体，与金属离子形成稳定的螯合物
EDTA与金属离子的配合物的特点
EDTA与大多数金属离子形成的配合物有较大的稳定性。(因为形成有环状的螯合物)
反应的定量关系明确
与金属离子反应速率快
形成的配合物水溶性好（大多数带电荷）
可以用金属指示剂指示终点
稳定性
逐级稳定常数Ki
配合物稳定性表示方法
稳定常数KMY越大生成的配离子越稳定
[Y]的总浓度(EDTA总浓度)等于7个形体平衡浓度之和（7个型体借助H4Y得到两个质子，带两个正电荷，然后一步步失去H+来推算）
稳定常数表（pH＞12）稳定性：碱金属<碱土金属<过渡元素
累计稳定常数β
βi=K1*...*Ki
最后一级累积稳定常数等于配合物总的稳定常数
可以应用此公式将金属离子总浓度化简
外界条件对EDTA与金属离子配合物的稳定性的影响
影响因素
金属离子的副反应
羟基配位效应
OH-
辅助配位效应
辅助配位剂
EDTA的副反应
EDTA的酸效应
H+
干扰离子效应
配合物的副反应
混合配位效应
生成的配合物和H+、OH-的副反应
副反应系数
M或Y副反应进行的程度
M的总浓度与平衡浓度[M]的比值或EDTA的总浓度与[Y4-]的比值
酸效应系数
一定PH的溶液中，EDTA各种存在形式的总浓度[Y']，与游离的Y4-平衡浓度[Y4-]的比值
越大，分母越小，表示副反应越严重（>1），如果没有酸效应，EDTA都以[Y4-]存在，且酸效应系数=1，酸效应系数只与酸度有关
金属离子配位效应副反应系数
羟基配位效应
金属离子的lgαM(OH)
辅助配位效应
为保证主反应进行完全，要求：PH不能太高、溶液中其他配合剂的量尽可能少
条件稳定常数
当溶液酸度一定时，酸效应系数也是一定值。
仅考虑酸效应
考虑多个效应，lgKmy减去对应效应系数的对数
配位滴定适宜PH条件的控制
配位滴定的目测终点与化学计量点pM的差值△pM一般为±（0.2~0.5），相对误差Et%≤±0.1%时,得到以下准确滴定单一金属离子的条件：
滴定某一金属离子所允许的最低pH值
从两方面考虑
酸效应影响
最低PH值
水解效应影响
最高PH值
不生成沉淀Kw
滴定曲线
以金属离子稳定的对数为横坐标（lgαY[H]），滴定金属离子的最低PH为纵坐标,得到EDTA酸效应曲线或林邦曲线
作用：1找出单独滴定某一金属离子所需的最低PH 2可以看出在一定PH时候，哪些离子被滴定，哪些离子有干扰
影响滴定突跃的因素
条件稳定常数
如酸效应，ph越大，滴定突跃越大
金属离子浓度
金属离子浓度越大，滴定突跃越大
金属指示剂确定滴定终点的方法
金属指示剂是一种染料，也是一种配位剂，它能与金属离子形成与其本身颜色显著不同的配合物而指示滴定终点。
In是金属指示剂，为甲色，生成MIn为乙色加入EDTA后，Y与游离金属离子结合化学计量点附近，Y置换出In
必备条件
金属离子与指示剂形成配合物的颜色与指示剂的颜色有明显的区别
金属离子与指示剂生成的配合物应有足够的稳定性，但能被Y（EDTA）置换出来
显色反应灵敏、迅速、有一定的选择性
试剂均易溶于水，指示剂稳定且利于储存
存在的问题
封闭现象
第三步不能置换
例如在pH=10时以铬黑T为指示剂滴定Ca2+，Mg2+总量时，Al3+、Fe3+、Cu2+、Co2+、Ni2+会封闭铬黑T。
解决办法：分离或加入少量三乙醇胺(掩蔽Al3+、Fe3+)和KCN(掩蔽Cu2+、Co2+、Ni2+)。
僵化现象
溶解度小，交换的时候缓慢，终点拖长
解决办法： 加入有机溶剂或加热以增大溶解度，从而加快反应速度，使终点变色明显。
氧化变质现象
有色有机物，会被日光、氧化剂、空气所分解，在水中不稳定
如铬黑T在Mn(Ⅳ)、Ce(Ⅳ)存在下，会很快被分解褪色。
解决办法：用固体中性盐稀释后配成固体混合指示剂；或加入还原性物质（抗坏血酸、羟胺）。 一般指示剂都不宜久放，最好临时配制
混合离子的分别滴定
直接滴定一个金属离子条件：
待测离子与共存离子与EDTA的稳定常数的对数之差
判断共存离子对被测离子无干扰的方法
采用控制酸度的方法分析
若有干扰，采用掩蔽的方法或者预先分离共存离子的方法消除干扰之后再分析
掩蔽
配位掩蔽法
掩蔽剂和干扰离子生成比待测金属离子与EDTA更稳定配合物
使用条件
KCN只能在碱性条件下使用
三乙醇胺掩蔽Fe3+、Al3+时必须要在酸性条件加入，再碱化，否则Fe3+生成沉淀，不能配位掩蔽
沉淀掩蔽法
掩蔽剂和干扰离子生成生成沉淀物
使用条件
沉淀反应完全，溶解度小
形成色浅的晶型沉淀
掩蔽剂和待测离子M不反应
氧化还原掩蔽法
掩蔽剂改变干扰离子的价态
掩蔽剂时对应物质的
滴定方式
直接滴定法
条件
CmK'my≥10^6
反应速度快
Cr3+、Al3+反应慢，且容易水解或封闭指示剂
有变色敏锐的指示剂
在测定条件下M不水解沉淀
返滴定法
条件
M与Y反应速度慢
M本身容易水解
测定时无合适的指示剂或者M对指示剂封闭
方法
加入过量的EDTA，再用Mn+（其他金属离子，不是锰）滴定
计算
此处其他金属离子是锌离子，待测离子是铝离子
置换滴定法
条件
M与Y反应速度慢
M容易水解或封闭指示剂
测定没有变色敏锐的指示剂
方法
置换金属离子
置换EDTA
间接滴定法
条件
被测物（PO43-）不能与Y发生配位反应
形成的MY配合物不稳定，不满足配位滴定的要求（Na+）
方法
加入过量，能与EDTA形成稳定配合物的金属离子做沉淀剂，EDTA滴定沉淀待测离子、过量沉淀。或者将沉淀分离、溶解后用EDTA测定其中的金属离子
常见金属离子的滴定方式
6氧化还原滴定法
第八章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法l 氧化数、氧化还原电对、电极 、原电池l 离子—电子法（半反应法）配平氧化还原反应方程式l 电极电势的绝对值无法测定解决方法就是使用参比电极——标准氢电极规定:标准氢电极的电极电势为0Vl 标准电极电势标准电极电势：电极处于标准态时的电势 标准电极电势表示在电极反应条件下，对某物质氧化型得电子或还原型失电子能力的量度电极电势数值越小→还原型的还原能力(失电子倾向)越强电极电势数值越大→氧化型的氧化能力(得电子倾向)越强影响电极电势的因素：组成电极的氧化还原电对的性质、溶液的浓度、体系的温度 对于一个特定的电极，标准状态时，其组成、浓度(分压)、温度均唯一确定，所以一个电极的标准电极电势唯一确定
电动势和吉布斯函数变的关系△G ＝－nFε标准状态下：l 能斯特(Nernst)方程 应用Nernst方程的注意事项（p228 例8-10，p257 16题）(1)电对中的固体、纯液体用1表示，溶液浓度为相对浓度，气体为相对分压,p/pq(2) 如果还有其他物质参加电极反应，如H＋、OH－，这些物质的浓度也应表示在能斯特方程式中。 l 判断氧化还原反应进行的方向△rGm ＜０,电动势 ε ＞０， E＋＞ E－ 反应正向进行△rGm =０ ,电动势 ε =０， E＋= E－ 反应处于平衡 △rGm >０ ,电动势 ε<０， E＋< E－ 反应逆向进行氧化还原反应的平衡常数的计算n------反应中转移的电子数
氧化还原滴定法KMnO4的自动催化反应、诱导反应氧化还原滴定突跃：化学计量点前后±0.1%范围内滴定剂和待测物两个氧化还原电对的电势的急剧变化影响氧化还原滴定突跃范围的因素：氧化还原滴定中影响电势突跃的主要因素是反应完全程度，即是两个电对的条件电极电势差，两个电对的条件电极电势差越大，反应越完全。氧化还原滴定法中的指示剂：自身指示剂(KMnO4)、特殊指示剂 (淀粉)、氧化还原指示剂氧化还原指示剂的变色原理和变色范围及选择(与酸碱指示剂相似)氧化还原指示剂指示剂的变色区间全部或部分存在于突跃区间内。由于指示剂的变色区间很小, 常直接用指示剂的条件电位来进行选择常用的氧化还原滴定法:碘量法（直接碘量法、间接碘量法、淀粉指示剂加入的时机）碘量法指示剂加入的时机：1.直接碘量法：滴定开始即加入淀粉，终点: 出现蓝色2.间接碘量法：接近终点(浅黄色)时加入淀粉，终点: 蓝色消失
7电位滴定法
8吸光光度法
吸光光度法
概念
基于物质对光的选择性吸收而建立的分析方法称为吸光（或分光）光度法。
原理
物质浓度越大，吸收光 程度越大，呈现颜色更深
通过比较颜色深浅，测定物质的浓度，成为比色分析法
经过分光镜后，会有透过的光，以及被吸收的光，两者共同组成白光。
吸收部分光
物质呈现透过光的颜色
全部吸收
物质呈现黑色
全部不吸收
物质呈现无色
吸收曲线
不同波长λ的单色光透过固定浓度和厚度的有色溶液，测量每一个波长下溶液对光的吸收程度（吸光度A），然后江西广度A对波长λ作图，即可得到吸收曲线，也称吸收光谱
最大吸收波长λmax
最大吸光度（即最高峰）对应的波长
几个特点
不同物质的吸收曲线形状和最大吸收波长λmax不同，这是定量分析根据
同一物质浓度c不同，吸收曲线不同，但是λmax（横坐标）不变；c越大，峰值越高，这是定量分析依据
在λmax出测定吸光度灵敏度最高。
出现偏离的原因
高浓度处弯曲
原因
非单色光引起的偏离
仪器只能获得小范围的复合光
减少方法
在λmax处测量，误差叫嚣，标准曲线基本成线性
化学因素引起的偏离（溶液本身引起的偏差）
若溶液浓度＞0.01mol·L-1时，粒子间的相互作用增强，吸光能力发生改变，偏离线性关系。
溶液以胶体、乳浊、悬浮状态存在时，有反射、散射作用
溶液内部的化学变化
组成吸光部分理解、缔合、形成异构体等
子主题
标准曲线
固定溶液厚度及入射光波长和强度，测定一系列不同浓度标准溶液的吸光度（一般配5个标准溶液）。以吸光度对标准溶液浓度作图，得到标准曲线（称或工作曲线）。
朗伯比尔定律
A 吸光度 I0入射光强度a吸收系数 I透射光强度b光程距离 c浓度测量时候，b就是比色皿的厚度
前提条件：单色光；均匀、非散射的溶液
物质不吸光，I=I0，A=0；物质吸收部分光，I＜I0，A＞0。物质浓度增大，吸收光A增大
吸光度具有可加性
透射率
物质不吸收光，I=I0，T%=100%;物质吸收部分光，I<I0,T%<100%
A=-lgT%=abc
摩尔系数形式
A=kbc
正常A=abc的单位为L/g*cm，换成摩尔吸光系数k之后，单位为L/mol*cmk=Ma，即
已知一种溶液的浓度和吸光度以及另一未知液吸光度。求未知液浓度及试样中待测组分质量分数
利用吸光度加和原理计算待测组分浓度
分光光度计及其部件
组成
光源
钨灯、氢灯、氘灯
能发射紫外光区或可见光谱区的连续光谱；有足够的辐射强度、稳定性好、寿命长
单色器
将光源发射的复合光分解成单色光的光学系统。
棱镜或光栅等色散元件及狭缝和透镜等
吸收池
用于放置各种类型的 比色皿和相应的池架附件
检测器
通过光电效应，使透过吸收池的光信号变成可测的电信号的装置。
显示器
由检流计、数字显示、微机组成的自动控制和结果处理系统
显色反应及显色条件的选择
测量条件的选择
应用
9定量分析
试样的采取和制备
取样
步骤
收集粗样
将每份粗样混合或粉碎、缩分，减少至合适分析所需的数量
制成符合分析的试样
基本原则
同等概率
随机取样，且取样的费用低
将多个取样单元，混匀，分成若干份，每份分析一次
试样的分解
消除干扰组分的干扰
测定
数据处理及分析结果表示
试样的分解
要求
分解完全、分解速度快
分离测定容易
不导致试样中待测组分损失或污染
对环境无污染或污染小
分解方法
常用分解方法
湿度（溶解法）
用酸或碱溶液分解试样
干法（熔融法）
用固体碱或酸性物质熔融分解
特殊分解方法
氧瓶燃烧法、热分解法
无机物
溶解法
熔融法
有机物
溶解法
分解法
消除干扰组分的干扰
测定方法的选择
分析结果准确度的保证和评价
注意第五章PPT1的26页副反应常数没搞懂
主题
4.22的分析化学群讨论