分析化學筆記整理?第二章：誤差及分析數據的統計處理，下面我們就來聊聊關于分析化學筆記整理?接下來我們就一起去了解一下吧!

分析化學筆記整理

第二章：誤差及分析數據的統計處理

思 考 題

１．正确理解準确度和精密度，誤差和偏差的概念。

答：準确度是測定平均值與真值接近的程度，常用誤差大小來表示，誤差越小，準确度越高。精密度是指在确定條件下，将測試方法實施多次，所得結果之間的一緻程度。精密度的大小常用偏差來表示。

誤差是指測定值與真值之差，其大小可用絕對誤差和相對誤差來表示。偏差是指個别測定結果與幾次測定結果的平均值之間的差别，其大小可用絕對偏差和相對偏差表示，也可以用标準偏差表示。

２．下列情況分别引起什麼誤差？如果是系統誤差，應如何消除？

（1）砝碼被腐蝕；（2）天平兩臂不等長；（3）容量瓶和吸管不配套；（3）重量分析中雜質被共沉澱；（4）天平稱量時最後一位讀數估計不準；（5）以含量為99%的鄰苯二甲酸氫鉀作基準物标定堿溶液。

答：（1）引起系統誤差，校正砝碼；（2）引起系統誤差，校正儀器；（3）引起系統誤差，校正儀器；（4）引起系統誤差，做對照試驗；（5）引起偶然誤差；（6）引起系統誤差，做對照試驗或提純試劑。

４．如何減少偶然誤差？如何減少系統誤差？ 答： 在一定測定次數範圍内，适當增加測定次數，可以減少偶然誤差。

針對系統誤差産生的原因不同，可采用選擇标準方法、進行試劑的提純和使用校正值等辦法加以消除。如選擇一種标準方法與所采用的方法作對照試驗或選擇與試樣組成接近的标準試樣做對照試驗，找出校正值加以校正。對試劑或實驗用水是否帶入被測成分，或所含雜質是否有幹擾，可通過空白試驗扣除空白值加以校正。

２．某試樣經分析測得含錳質量分數（%）為：41.24，41.27，41.23，41.26。求分析結果的平均偏差、标準偏差和變異系數。

解:

% = 41.25%

各次測量偏差分别是

d1=-0.01% d2= 0.02% d3=-0.02% d4= 0.01%

% = 0.015%

%=0.018%

CV=

×100%=

100%=0.044%

３．某礦石中鎢的質量分數（%）測定結果為：20.39，20.41，20.43。計算标準偏差s及置信度為95%時的置信區間。

解：

=

%=20.41% s=

%=0.02%

查表知，置信度為95%，n=3時，t=4.303 ∴ μ=(

)% =(20.41

0.05)%

７．有一标樣，其标準值為0.123%，今用一新方法測定，得四次數據如下（%）：0.112，0.118，0.115和0.119，判斷新方法是否存在系統誤差。（置信度選95%）

解：使用計算器的統計功能求得：

=0.116% s=0.0032%

t=

=

= 4.38

查表2-2得，t( 0.95, n=4)=3.18 t計算＞t表

說明新方法存在系統誤差，結果偏低。

第三章 滴定分析

思 考 題

1．什麼叫滴定分析？它的主要分析方法有哪些

答：使用滴定管将一種已知準确濃度的試劑溶液即标準溶液，滴加到待測物溶液中，直到待測物組分恰好完全反應，即加入标準溶液的物質的量與待測組分的物質的量符合反應式的化學計量關系，然後根據标準溶液的濃度和所消耗的體積，算出待測組分的含量，這一類分析方法統稱為滴定分析法。

按照所利用的化學反應不同，滴定分析法一般可分成酸堿滴定法、沉澱滴定法、配位滴定法和氧化還原滴定法等分析方式。

2．能用于滴定分析的化學反應必須符合哪些條件？

答：化學反應很多，但是适用于滴定分析法的化學反應必須具備下列條件：

（１） 反應定量地完成，即反應按一定的反應式進行，無副反應發生，而且進行完全（99.9％），這是定量計算的基礎。

（２） 反應速率要快。對于速率慢的反應，應采取适當措施提高其反應速率。

（３） 能用較簡便的方法确定滴定終點。

凡是能滿足上述要求的反應，都可以用于直接滴定法中，即用标準溶液直接滴定被測物質。

3．什麼是化學計量點？什麼是終點?

答：滴加的标準溶液與待測組分恰好反應完全的這一點，稱為化學計量點。

在待測溶液中加入指示劑，當指示劑變色時停止滴定，這一點稱為滴定終點。

4．下列物質中哪些可以用直接法配制标準溶液？哪些隻能用間接法配制？H2SO4,KOH, KMnO4, K2Cr2O7, KIO3, Na2S2O3·5H2O

答：K2Cr2O7, KIO3可以用直接法配制标準溶液，其餘隻能用間接法配制。

5．表示标準溶液濃度的方法有幾種？各有何優缺點？

答：常用的表示标準溶液濃度的方法有物質的量濃度和滴定度兩種。

（1）物質的量濃度（簡稱濃度）是指單位體積溶液所含溶質的物質的量, 即 C=

.

在使用濃度時，必須指明基本單元。

(2) 滴定度是指與每毫升标準溶液相當的被測組分的質量，用Ｔ被測物／滴定劑表示.

特别适用于對大批試樣測定其中同一組分的含量。有時滴定度也可以用每毫升标準溶液中所含溶質的質量來表示，如=0.01468g/mL．這種表示方法應用不廣泛。

6．基準物條件之一是要具有較大的摩爾質量，對這個條件如何理解？

答：作為基準物，除了必須滿足以直接法配制标準溶液的物質應具備的三個條件外，最好還應具備較大的摩爾質量，這主要是為了降低稱量誤差，提高分析結果的準确度。

7． 若将H2C2O4 ·2H2O基準物長期放在矽膠的幹燥器中，當用它标定NaOH溶液的濃度時，結果是偏低還是偏高？

答：偏低。 因為H2C2O4 ·2H2O失去了部分結晶水，用它作基準物時，消耗NaOH溶液的體積偏大，導緻測定結果CNaOH偏低。

8． 什麼叫滴定度？滴定度與物質的量濃度如何換算？試舉例說明。

答：滴定度是指與每毫升标準溶液相當的被測組分的質量，用T被測物/滴定劑表示，如TFe/KMnO4=0.005682g/mL , 即表示1 mL KMnO4溶液相當于0.005682克鐵。

滴定度與物質的量濃度之間的換算關系為：TA/B=

CBMA

10-3

例如用NaOH滴定H2C2O4的反應為 H2C2O4 2NaOH = Na2C2O4 2H2O

則滴定度為：=10-3 .

11. 滴定0.1560g草酸的試樣，用去0.1011 mol·L-1NaOH 22.60mL.求草酸試樣中 H2C2O4·2H2O的質量分數。

解：滴定反應為 H2C2O4 2NaOH = Na2C2O4 2H2O

==

=

=92.32%

第四章 思考題

思考題4—1

1． 寫出下列酸的共轭堿：H2PO4-，NH4 ，HPO42-，HCO3-，H2O，苯酚。

答：HPO42-, NH3 , PO43- , CO32- , OH- , C6H5O-

2． 寫出下列堿的共轭酸：H2PO4-，HC2O4-，HPO42-，HCO3-，H2O，C2H5OH。

答：H3PO4，H2C2O4，H2PO4-，H2CO3，H3O ，C2H5OH2

4．從下列物質中，找出共轭酸堿對：

HOAc，NH4 ，F-，(CH2)6N4H ，H2PO4-，CN-,OAc-，HCO3-，H3PO4，(CH2)6N4，NH3，HCN，HF，CO3-

答：HOAc－ OAc-，NH4 －NH3，F- －HF，(CH2)6N4H －(CH2)6N4，H2PO4- －H3PO4，CN- －HCN,，HCO3-－CO3-

7．欲配制pH為3左右的緩沖溶液，應選下列何種酸及其共轭堿(括号内為pKa)： HOAc(4.74)，甲酸(3.74)，一氯乙酸(2.86)，二氯乙酸(1.30)，苯酚(9.95)。

答：由pH≈pKa可知，應選C2HClCOOH－C2HClCOO-配制pH為3左右的緩沖溶液。

8．下列各種溶液pH是=7，>7還是<7，為什麼?

NH4NO3，NH4OAc，Na2SO4，處于大氣中的H2O。

答：NH4NO3溶液pH<7，NH4 pKa=10-9.26是弱酸; NH4OAc溶液pH=7，pKa(NH4 )≈pKb(OAc-); Na2SO4 溶液pH=7 , pKa(Na )≈pKb(SO42-); 處于大氣中的H2O 的pH<7，處于大氣中的H2O 的溶有C02。

63頁第10題、

習題5 計算下列溶液的pH:(1)0.1mol·L-1NaH2PO4；(2)0.05 mol·L-1K2HPO4 .

解：(1) 0.1mol·L-1NaH2PO4

(2) 0.05 mol·L-1K2HPO4

83頁2．酸堿滴定中指示劑的選擇原則是什麼?

答：酸堿滴定中指示劑的選擇原則是使指示劑的變色範圍處于或部分處于滴定的pH突躍範圍内；指示劑的變色點等于或接近化學計量點的pH。

習題4-2

4.1 用0.01000mol·L-1HNO3溶液滴定20.00mL0.01000 mol·L-1NaOH溶液時，化學計量點時pH為多少?化學計量點附近的滴定突躍為多少?應選用何種指示劑指示終點?

解：HNO3 NaOH → NaNO3 H2O

化學計量點的pH=7.00

計量點前NaOH剩餘0.1﹪時

pH=8.70

計量點後，HNO3過量0.02mL

pH=5.30

滴定突躍為8.70-5.30,選中性紅為指示劑

97頁

3．标定NaOH溶液的濃度時，若采用：〈1)部分風化的H2C204·2H2O；

(2)含有少量中性雜質的H2C204·2H2O；

則标定所得的濃度偏高，偏低，還是準确?為什麼?

答：（1）因為c(NaOH)=

當H2C204·2H2O有部分風化時，V(NaOH)增大，使标定所得NaOH的濃度偏低。

（2）當H2C204·2H2O含有少量中性雜質時，V(NaOH)減少，使标定所得NaOH的濃度偏高。

4．用下列物質标定HCl溶液濃度：

(1)在110℃烘過的Na2C03；

(2)在相對濕度為30％的容器中保存的硼砂，

則标定所得的濃度偏高，偏低，還是準确?為什麼?

答：（1）

Na2C03應在270℃烘幹，當用110℃烘過的Na2C03作基準物時，Na2C03中可能有一些水分，滴定時消耗HCl溶液減少，使标定HCl溶液濃度偏高。

（2）當空氣相對濕度小于39%時，硼砂容易失去結晶水，故用在相對濕度為30％的容器中保存的硼砂标定HCl溶液濃度時，會使标定HCl溶液濃度偏低。

4.15 稱取混合堿試樣0.9476g，加酚酞指示劑，用0.278 5 mol·L—1HCI溶液滴定至終點，計耗去酸溶液34.12mL，再加甲基橙指示劑，滴定至終點，又耗去酸23.66 mL。求試樣中各組分的質量分數。

解：因為V1=34.12mL〉V2=23.66mL, 所以，混合堿中含有NaOH 和Na2CO3

Na2CO3%=

%

=73.71%

NaOH%=

%

=12.30%

1． EDTA與金屬離子的配合物有哪些特點？

答：（1）：配位比１：１，具有較高的穩定性。配位反應完全。

（2）：帶電荷，水溶性好，反應速度快。

（3）：無色金屬離子與EDTA形成的配合物仍為無色容易用指示劑判斷滴定終點。

但有色金屬離子與EDTA形成的配合物顔色加深。

以上三個特點剛好符合滴定分析要求，适合滴定。

2．配合物的穩定常數與條件穩定常數有什麼不同？為什麼要引用條件穩定常數？

答：（1）：穩定常數所表現的環境為隻存在着主反應，大小隻與溫度有關；而條件穩定常數表現的環境存在着諸多副反應。更符合實際情況。

（2）：因為副反應對主反應有着不同程度的影響，所以要引用條件穩定常數來反映（描述）這些副反應對主反應的影響程度。

3．在配位滴定中控制适當的酸度有什麼重要意義？實際應用時應如何全面考慮選擇滴定時的pH？

答：（1）：用緩沖溶液控制适當的酸度，使EDTA的酸效應不緻太大，

否則，主反應不能反應完全；另一方面，使金屬離子穩定存在于溶液中，不緻因羟基配位效應而沉澱，導緻無法滴定。

（2）：選擇滴定時的pH時，既要考慮酸效應，又要考慮羟基配位效應，從而選出最合适的pH範圍。

4．金屬指示劑的作用原理如何？它應具備哪些條件？

答：（1）：金屬指示劑是一些有機配位劑，可與金屬離子形成有色配合物，其顔色與遊離指示劑不同，因而能指示滴定過程中金屬離子濃度的變化情況。

（2）：在滴定的pH範圍内，遊離指示劑和指示劑金屬離子配合物兩者的顔色應有顯著的差别，這樣才能使終點顔色變化明顯。

（3）：指示劑金屬離子配合物應易溶于水。

5． 為什麼使用金屬指示劑時要限定pH？為什麼同一種指示劑用于不同金屬離子滴定時，适宜的pH條件不一定相同？

答：（1）：隻有限定适宜的pH，指示劑與金屬離子配合物顔色的變化才顯著。

（2）

滴定過程要求選擇的配位指示劑在pM突躍範圍内變色。滴定終點和化學計量點的關系可以表示為:

pMep=pMsp±ΔpM

其中pMep是化學計量點，與K’MY有關；ΔpM是誤差允許的突躍範圍；pMep是滴定終點，一方面指示劑的變色範圍必須落在pMep以内。

另一方面指示劑的變色範圍和酸堿指示劑類似與KMIn’大小有關， KMIn’大小決定于金屬離子種類，溶液 pH值等條件。因此改變pH值可以影響KHIn’ ，也就影響了變色範圍；使pM落在pMep以内。

綜上所述，該思考題可以簡答為：同一種指示劑用于不同金屬離子滴定時，不同金屬離子和指示劑配位的KMIn’不同，必須調整pH使pKMIn’落在滴定突躍範圍之内。造成适宜的pH條件也不一定相同。

附金屬指示劑理想變色條件

6．什麼是金屬指示劑的封閉和僵化？如何避免？

答：如果指示劑與金屬離子形成更穩定的配合物而不能被EDTA置換，則雖加入過量的EDTA也達不到終點，這種現象稱為指示劑的封閉。想避免這種現象，可以加入适當的配位劑來掩蔽能封閉指示劑的離子。

指示劑與金屬離子形成的配合物如果是膠體或沉澱，在滴定時指示劑與EDTA的置換作用将因進行緩慢而使終點拖長，這種現象稱為指示劑的僵化。想避免這種現象，可以加入有機溶劑或将溶液加熱，以增大有關物質的溶解度及加快反應速率，接近終點時要緩慢滴定，劇烈振搖。

7．兩種金屬離子M和N共存時，什麼條件下才可用控制酸度的方法進行分别滴定？

答：M和N 的金屬配合物的穩定性常數差值Δlgk≥5時即可。

8．掩蔽的方法有哪些？各運用于什麼場合？為防止幹擾，是否在任何情況下都 能使用掩蔽方法？

答：（1）：配位掩蔽法，其适用場合為：

a：幹擾離子與掩蔽劑形成的配合物遠比與EDTA形成的配合物穩定，且形成的配合物應為無色或淺色的，不影響終點的判斷。

b：掩蔽劑不與待測離子配位，即使形成配合物，其穩定性也應遠小于待測離子與EDTA配合物的穩定性。

(2)：沉澱滴定法，其使用場合為：

a：生成的沉澱物溶解度要小，使反應完全。

b：生成的沉澱物是無色或淺色緻密的，最好是晶行沉澱，其吸附能力很弱。

（3）：氧化還原掩蔽法，其使用場合為：

幹擾離子的氧化性或還原性較強，可用還原劑（如：壞血酸，羟胺，聯胺，硫脲，半胱氨等）和氧化劑（如鉻離子）使之變成不同價态的與EDTA配合物穩定常數較低的離子。

9.10.11.12 無答案 126頁

5.9用0.01060 mol·L-1 EDTA标準溶液滴定水中鈣和鎂的含量，取100.0mL水樣，以鉻黑T為指示劑，在pH=10時滴定，消耗EDTA 31.30mL。另取一份100.0mL水樣，加NaOH使呈強堿性，使Mg2 成Mg(OH)2沉澱，用鈣指示劑指示終點，繼續用EDTA滴定，消耗19.20mL。計算：

（1）水的總硬度（以CaCO3 mg·L-1表示）

（2）水中鈣和鎂的含量（以CaCO3 mg·L-1和MgCO3 mg·L-1表示）

答案：（1）總硬===332.1mg·L-1

（2）鈣含量===203.7 mg·L-1

鎂含量=

=

=108.1 mg·L-1

第六章 氧化還原滴定法

思考題答案

1. 處理氧化還原平衡時，為什麼引入條件電極電位？外界條件對條件電極電位有何影響？

答：(1) 在能斯特方程中，是用離子的活度而非離子的濃度計算可逆氧化還原電對的電位。實際上通常知道的是離子的濃度而不是活度，往往忽略溶液中離子強度的影響，以濃度代替活度進行計算。但實際上，溶液濃度較大時，溶液中離子強度不可忽略，且溶液組成的改變（即有副反應發生）也會影響電極的電對電位，為考慮此兩種因素的影響，引入了條件電極電位。

(2) 副反應：加入和氧化态産生副反應（配位反應或沉澱反應）的物質，使電對電極電位減小；加入和還原态産生副反應（配位反應或沉澱反應）的物質，使電對電極電位增加。另外有H 或OH-參加的氧化還原半反應，酸度影響電極電位，影響結果視具體情況而定。離子強度的影響與副反應相比一般可忽略。

3. 如何判斷氧化還原反應進行的完全程度？是否平衡常數大的氧化還原反應都能用于氧化還原滴定中？為什麼？

答：(1) 根據條件平衡常數判斷，若滴定允許誤差為0.1%，要求lgK≥3（n1 n2），即

（E10，－E20，）n / 0.059≥3（n1 n2），n為n1，n2的最小公倍，則

n1 = n2 =1， lgK≥3(1 1)≥6， E10’－E20’≥0.35V

n1 =1, n2 =2，lgK ≥3(1 2)≥9， E10’－E20’≥0.27V;

n1= n2 =2， lgK≥3(1 1)≥6， E10’－ E20’≥0.18V （E0’=jq¢）

(2) 不一定。雖然K’很大，但如果反應不能以一定的化學計量關系或反應的速率很慢，都不能用于氧化還原滴定中。

4. 影響氧化還原反應速率的主要因素有哪些？如何加速反應的進行？

答：影響氧化還原反應速率的主要因素有反應物的濃度, 溫度, 催化劑, 誘導作用; 增加反應物的濃度，或升高溶液的溫度，或加入正催化劑，或有誘導反應存在等都可加速反應的完成。

6． 哪些因素影響氧化還原滴定的突躍範圍的大小？如何确定化學計量點時的電極電位？

答：(1) 對于反應 n2Ox1 n1Red2 ＝ n2 Red1 n1 Ox2

化學計量點前0.1%：

化學計量點後0.1%：

所以凡能影響兩條件電極電位的因素（如滴定時的介質）都将影響滴定突躍範圍，此外與n1, n2有關，但與滴定劑及被測溶液的濃度無關。

(2) 對于可逆對稱氧化還原反應：

, 與氧化劑和還原劑的濃度無關；

對可逆不對稱氧化還原反應n2Ox1 n1Red2 ＝ a n2 Red1 b n1 Ox2

與氧化劑和還原劑的濃度有關

對有H 參加的氧化還原反應，還與[H ]有關。

7. 氧化還原滴定中，可用哪些方法檢測終點？氧化還原指示劑為什麼能指示滴定終點？

答：(1) 電位滴定法可用指示劑（自身指示劑、專屬指示劑和氧化還原指示劑）确定終點。

(2) 氧化還原指示劑本身具有氧化還原性質，其氧化态和還原态具有不同顔色，可利用其氧化或還原反應發生顔色變化以指示終點。

8. 氧化還原滴定之前，為什麼要進行預處理？對預處理所用的氧化劑或還原劑有哪些要求？

答：(1) 将被測物處理成能與滴定劑迅速、完全，并按照一定化學計量關系起反應的價态，或處理成高價态後用還原劑滴定，或處理成低價态後用氧化劑滴定。

(2) 反應能定量完成且反應速率要快；反應具有一定的選擇性；過量的氧化劑或還原劑要易于除去。

6.11 将1.000g鋼樣中的鉻氧化成Cr2O72-，加入25.00 mL 0.1000 mol.L-1 FeSO4标準溶液，然後用0.0180 mol.L-1 KMnO4标準溶液7.00 mL回滴剩餘的FeSO4溶液。計算鋼樣中鉻的質量分數。

答案：

有關反應為：Cr2O72- 6 Fe2 14 H ＝ 2 Cr3 6 Fe2 7 H2O

5 Fe2 MnO4- 8 H ＝ 5 Fe3 Mn2 8 H2O

故：2 Cr ~ Cr2O72- ~ 6 Fe2 MnO42- ~ 5Fe2

第八章 電位分析法

思 考 題

1. 參比電極和指示電極有哪些類型？它們的主要作用是什麼？

答：參比電極包括标準氫電極（SHE），标準氫電極是最精确的參比電極，是參比電極的一級标準。實際工作中常用的參比電極是甘汞電極和銀-氯化銀電極。

參比電極電位恒定，其主要作用是測量電池電動勢，計算電極電位的基準。

指示電極包括金屬-金屬離子電極，金屬-金屬難溶鹽電極，汞電極，惰性金屬電極，離子選擇性電極。

指示電極能快速而靈敏的對溶液中參與半反應的離子活度或不同氧化态的離子的活度比，産生能斯特響應，主要作用是測定溶液中參與半反應的離子活度。

2. 直接電位法的依據是什麼？為什麼用此法測定溶液pH時，必須使用标準pH緩沖溶液？

答：直接電位法是通過測量電池電動勢來确定待測離子活度的方法，其主要依據是E=Φ參比— ΦMn /M = Φ參比—ΦθMn /M —

lnαMn 式中Φ參比和ΦθMn /M 在溫度一定時，都是常數。由此式可知，待測離子的活度的對數與電池電動勢成直線關系，隻要測出電池電動勢E，就可求得αMn 。

測定溶液的pH時是依據：E = ΦHg2Cl2/Hg — ΦAgCl/Ag— K 0.059 pH試 ΦL , 式 中ΦHg2Cl2/Hg ， ΦAgCl/Ag ，K ，ΦL在一定的條件下都是常數，将其合并為Kˊ，而Kˊ中包括難以測量和計算的不對稱電位和液接電位。所以在實際測量中使用标準緩沖溶液作為基準，并比較包含待測溶液和包含标準緩沖溶液的兩個工作電池的電動勢來确定待測溶液的pH值，即：25℃時Es = Ksˊ 0.059pHs, Ex = Kxˊ 0.059pHx,若測量Es和Ex時的條件保持不變，則Ksˊ= Kxˊ,pHx =pHs (Ex -Es)/0.059 ,由此可知，其中标準緩沖溶液的作用是确定Kˊ。

3. 簡述pH玻璃電極的作用原理。

答：玻璃電極的主要部分是 一 個玻璃泡，泡的下半部是對H 有選擇性響應的玻璃薄膜，泡内裝有pH一定的0.1mol·L-1的HCl内參比溶液，其中插入一支Ag-AgCl電極作為内參比電極，這樣就構成了玻璃電極。玻璃電極中内參比電極的電位是恒定的，與待測溶液的pH無關。玻璃電極之所以能測定溶液pH，是由于玻璃膜産生的膜電位與待測溶液pH有關。

玻璃電極在使用前必須在水溶液中浸泡一定時間。使玻璃膜的外表面形成了水合矽膠層，由于内參比溶液的作用，玻璃的内表面同樣也形成了内水和矽膠層。當浸泡好的玻璃電極浸入待測溶液時，水合層與溶液接觸，由于矽膠層表面和溶液的H 活度不同，形成活度差，H 便從活度大的一方向活度小的一方遷移，矽膠層與溶液中的H 建立了平衡，改變了膠 - 液兩相界面的電荷分布，産生一定的相界電位。同理，在玻璃膜内側水合矽膠層 - 内部溶液界面也存在一定的相界電位。其相界電位可用下式表示：

Φ外 = k1 0.059lg a1/a1ˊ Φ内 = k2 0.059lg a2/a2ˊ

式中a1、a2分别表示外部溶液和内參比溶液的H 活度；a 1ˊ、a 2ˊ分别表示玻璃膜外、内水合矽膠層表面的H 活度；k1、k2分别為由玻璃膜外、内表面性質決定的常數。

因為玻璃膜内外表面性質基本相同，所以k1=k2，又因為水合矽膠層表面的Na 都被H 所代替，故a1ˊ= a 2ˊ , 因此 Φ膜 = Φ外—Φ内=0.059lga1/a2,由于内參比溶液H 活度a2是一定值故：Φ膜= K 0.059lga1 = K 0.059pH試，說明在一定的溫度下玻璃電極的膜電位與試液的pH呈直線關系。

4. pH的實用定義（或pH标度）的含意是什麼？

答：pH的實用定義為：pHX = pH S

,其中pHS為是标準緩沖溶液的pH值，是已确定的數值。也就是說，以pHS為基準，通過比較Ex和Es的值而求出pHX。

5. 試讨論膜電位、電極電位和電動勢三者之間的關系。

答：在一定的溫度下，離子選擇性電極的膜電位與待測離子的活度的對數呈直線關系。即：Φ膜 = K ±

lg a , 電極電位等于内參比電極的電位加上膜電位，即：

Φ電極 = Φ參比 Φ膜，電動勢等于外參比電極的電位與離子選擇性電極電位之差，即：

E =Φ參比— Φ内參比— Φ膜。

9. 直接電位法測定離子活度的方法有哪些？哪些因素影響測定的準确度？

答：直接電位法測定離子活度的方法有标準曲線法和标準加入法。影響測定的準确度因素有溫度、電動勢測量的準确度、幹擾離子的幹擾作用、溶液的酸度、待測離子的濃度、電位平衡時間。

10. 測定F - 濃度時，在溶液中加入TISAB的作用是什麼？

答：TISAB是一種高離子強度緩沖溶液，可維持溶液有較大而穩定的離子強度，把TISAB加入到标準溶液和試液中，使溶液中離子強度固定，從而使離子的活度系數不變。使試液與标準溶液測定條件相同。Kˊ值保持基本一緻，因此可用标準曲線法來測定離子的濃度。同時也起到控制溶液的酸度和掩蔽Fe3 、Al3 的作用，以消除對F-的幹擾。

11. 電位滴定法的基本原理是什麼？有哪些确定終點的方法?

答：電位滴定法是通過測量滴定過程中電位的變化，根據滴定過程中化學計量點附近的電位突躍來确定終點。确定終點的方法有E-V曲線法，△E/△V-V曲線法，二級微商法。

2. 當下列電池中的溶液是pH = 4.00的緩沖溶液時，在25℃測得電池的電動勢為 0.209V： 玻璃電極│H （α=X )‖SCE

當緩沖溶液由未知溶液代替時，測得電池電動勢如下：

（a） 0.312V; (b) 0.088V (c) -0.017V。試計算每種溶液的pH。

解：（a）pH= 4.00

= 5.75

（b）pH=4.00 = 1.95

（c) pH= 4.00 = 0.17

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