考研輔導2008-5

1、十、分光光度法考試內容分光光度法概述、吸收定律、顯色反應、分光光度計及測定方法考試要求1 了解分光光度法的基本原理。(1)物質對光的選擇性吸收光是一種電磁波，具有波粒二象性。物質的顏色是由于物質對不同波長的光具有選擇性吸收作用而產生的。當一束光照射到某物質或某溶液上時，只有入射光中光子的能量h與被照射物質粒子的基態(tài)和激發(fā)態(tài)之間的能級差E相等的那部分波長的光，才會被物質或其溶液所吸收。不同的物質微粒由于結構不同而具有不同的量子化能級，其能級差也各不相同，因此物質對光的吸收具有選擇性。單一波長的光稱為單色光，單色光只是一種理想的單色，絕對的單色光難以獲得，各種單色光之間也無嚴格的界限。白光可以色散

2、成單色光，各種單色光也可以混合成白色，而且兩種適當顏色的單色光按一定強度比例混合也可得到白光，這兩種顏色的光稱為互補色光，圖中處于直線關系的兩種單色光均為互補色光。如果溶液對各種波長的光呈選擇性吸收，則溶液呈現(xiàn)透過光的顏色，亦即呈現(xiàn)被吸收光的互補色光的顏色。(2)光吸收曲線將各種波長的單色光依次通過一定濃度的某一溶液，測定該溶液對各種單色光的吸收程度，以波長為橫坐標，吸光度為縱坐標作圖，可以得到一條曲線，該曲線稱為吸收光譜或光吸收曲線。光吸收程度最大處的波長叫最大吸收波長，用max表示。對于光吸收曲線有以下規(guī)律：物質的吸收曲線是一種特征曲線，不同物質的吸收曲線的形狀不同，max也不同，這是分光

3、光度法進行定性分析的依據(jù)。相同物質，不同濃度的溶液，其光吸收曲線的形狀不變，max也不變，這是分光光度法進行定量分析的依據(jù)。在最大吸收波長附近，測量的吸光度靈敏度最高，這一特征可作為定量分析選擇入射光波長的依據(jù)。2 掌握朗伯-比耳定律的原理、應用及摩爾吸光系數(shù)，了解引起偏離朗伯-比耳定律的因素。(1)Lambert-Beer定律：當一束平行單色光通過均勻無散射的真溶液時，溶液的吸光度與吸光物質的濃度、液層厚度的乘積成正比。其數(shù)學表達式是A=abc式中：A為吸光度；a為吸光系數(shù)()；b為液層厚度(cm)；c為吸光物質的濃度()當濃度用表示時，則用摩爾吸光系數(shù)()表示，其單位是。此時Lambert

4、-Beer定律可表示為A=bc摩爾吸光系數(shù)在數(shù)值上等于濃度為1、液層厚度為1cm溶液的吸光度。是吸光物質在特定波長下的特征常數(shù)，它與入射光波長、溶液的性質以及溫度等因素有關，而與溶液的濃度和液層厚度無關，故常用來衡量吸光物質對光吸收的靈敏程度。(2)透光度T指透過光的強度It與入射光的強度I0之比：T=It/I0(3)A=-lgT(4)Lambert-Beer定律的使用條件：入射光是單色光；待測溶液是真溶液；物質對光只產生吸收，不能發(fā)生散射、反射及光化學反應。(5)引起偏離Lambert-Beer定律的原因：Lambert-Beer定律所描述的吸光度與待測物質的濃度之間的關系應該是一條通過坐標

5、原點的直線。但實際工作中，特別是濃度較高時，常出現(xiàn)標準曲線偏離線性的現(xiàn)象，這種現(xiàn)象稱為偏離Lambert-Beer定律。偏離Lambert-Beer定律的原因很多，主要原因是儀器提供的單色光不純，另外還有溶液本身的物理和化學因素所引起的，包括介質不均勻，待測溶液濃度過高，溶質的締合、解離、互變異構及分解等。3 掌握顯色反應的特點和顯色條件的選擇。在分光光度分析中，將待測組份轉變?yōu)橛猩衔锏姆磻Q為顯色反應，與待測組分形成有色化合物的試劑稱為顯色劑。顯色反應應該符合以下要求：定量進行；選擇性高；生成的有色物質有一定的穩(wěn)定性；反應的靈敏度高。顯色反應能否完全滿足分光光度法的要求，除了與顯色劑的性

6、質有主要關系外，還與顯色反應的條件有關，包括顯色劑的用量、溶液的酸度、顯色反應的時間和溫度。如果顯色反應的條件選擇不當，將會影響分析結果的準確度。4 掌握分光光度法的應用和測量條件的選擇。(1) 測量條件的選擇為了使測定結果有較高的靈敏度和準確度，必須選擇合適的測量條件：入射光波長的選擇：選擇原則“吸收最大，干擾最小”；方法“繪制吸收曲線”。吸光度范圍的選擇：通過調節(jié)溶液的濃度和比色皿厚度，使測定的吸光度值在0.20.8，測定結果的相對誤差才小于4，才能滿足一般的測定要求，當吸光度等于0.434時測定結果的相對誤差最小。（T=1）參比溶液的選擇：基于吸光度具有加和性，可用適當?shù)膮⒈热芤合蓴_

7、。其具體做法是，使用參比溶液調節(jié)儀器的零點，消除由于溶劑、試劑及比色皿壁等對入射光的吸收和反射所造成的誤差。A.如果樣品溶液、試劑、顯色劑均為無色時，可用配制溶液的溶劑（一般為蒸餾水或去離子水）作為參比溶液，稱為“溶劑空白”。B.如果樣品溶液中其他離子有色，而試劑、顯色劑無色時，應采用不加顯色劑的樣品溶液作參比溶液，稱為“樣品空白”。C.如果樣品溶液無色，而顯色劑和試劑有顏色時，以不加樣品的試劑及顯色劑的溶液作為參比溶液，稱為“試劑空白”。(2)分光光度法的應用標準曲線法實際操作中往往先配制一系列已知濃度的標準溶液，按一定條件顯色后，固定入射光波長和比色皿厚度。分別測出它們的吸光度A值。以標準

8、溶液的濃度c為橫坐標，吸光度A為縱坐標，繪制A與C的關系曲線，稱為標準曲線（又稱校準曲線）。當溶液對光的吸收符合朗伯一比耳定律時，此曲線為通過原點的一條直線。再將待測液在相同的條件下顯色，同樣的條件下測出其吸光度A值，從標準曲線上即可查出待測溶液的濃度。標準比較法：對單一組分進行定量分析將濃度相近的標準溶液cs和未知溶液cx在相同的條件下顯色、定容，然后在相同的測定條件下分別測定標準溶液的吸光度As和未知溶液的吸光度Ax，由可求得待測物含量。示差法：對高含量組分進行測定可見分光光度法一般只適用于低含量組分的測定。當用于高含量組分的測定時，其吸光度超出了準確測量的讀數(shù)范圍，因此會引起很大的誤差。

9、若采用示差分光光度法則可以彌補這一不足。示差法與普通分光光度法的主要區(qū)別在于參比溶液的不同。普通分光光度法常用試劑空白作參比溶液，而示差法則是用比待測試液濃度稍低的標準溶液作參比溶液。設參比標準溶液的濃度為CS,待測試液的濃度為CX,且CSCX。根據(jù)朗伯-比耳定律，用普通分光光度法分別單獨測定時有兩式相減得當用示差法測定時，由于使用已知濃度的標準溶液作參比溶液，并以此調零（吸光度為0或透光率為100），所以儀器此時測得的吸光度A實際上是試液與參比溶液的吸光度之差。由于與兩溶液的濃度差成正比，所以試液濃度CX可以求出。這就是示差分光光度法的基本原理。多組分物質的定量分析和配合物組成的測定。(b)

10、根據(jù)朗伯-比耳定律和吸光度具有加和性原理，在1和2處分別測出混合組分的總吸光度。并列出二元一次方程組：式中、可由已知濃度的X和Y的標準溶液在1和2處分別求得。解方程組即可求出混和組分中X和Y的濃度CX和CY。10-4有一濃度為1.0的Fe2+溶液，以鄰二氮菲顯色后，用分光光度計測定，比色皿厚度為2.0cm，在波長510nm處測得A=0.38，計算該顯色反應的吸光系數(shù)a和摩爾吸光系數(shù)，其測定的靈敏度如何。解：(1)(2)由于，測定的靈敏度為中等靈敏度。一般認為，104屬低靈敏度，1045.0×104屬中等靈敏度，5.0×104屬高靈敏度。在實際分析中，為了提高靈敏度常選擇值較

11、大的有色化合物為待測物質。17兩份透光率分別為36.0和48.0的同一物質的溶液等體積混合后，混合溶液的透光率是多少？解：混合前兩溶液的吸光度分別是A1=-lgT1=-lg0.36=0.444A2=-lgT2=-lg0.48=0.319等體積混合后，根據(jù)吸光度的加和性，則A混=T=10-A=10-0.382=0.415=41.518.取某含鐵試液2.00mL于100mL容量瓶中，加蒸餾水定容。從中吸取2.00mL溶液經顯色后定容至50mL。用1.00cm比色皿測得該溶液的透光率為39.8，求該含鐵試液中鐵的含量（以計）已知：顯色配合物的摩爾吸光系數(shù)為，解：A=-lgT=-lg0.398=0.4

12、0019.測土壤中全磷時，進行下列實驗：(1)稱取1.00g土壤，經硝化處理后定容為100mL。然后吸取該液10.00mL，在50mL容量瓶中顯色定容。(2)標準磷的濃度為，吸取4.00mL此標準溶液于50mL容量瓶中顯色定容。(3)測得標準液的吸光度為0.125，土壤試液的吸光度為0.250，求土壤中磷的質量分數(shù)。解：21.采用分光光度法可以測定小麥植株中可溶性糖，具體操作如下：準確稱取粉碎過篩的干樣品0.2000g置于10mL離心試管中，加入80的乙醇8.00mL，充分攪拌。在80水浴中浸提30min，離心分離出上層清液，轉移到25.0mL的容量瓶中，剩余物再用80乙醇浸潤，離心，將上層清

13、液轉入容量瓶，最后用80的乙醇定容。取2.00mL提取液置于試管中，在80水浴中蒸干（蒸去乙醇），再準確加入10.00mL水，振蕩使糖完全溶解在水中。取此液2.00mL于另一試管中，加入5.00mL蒽酮的濃硫酸溶液，搖勻后置于沸水浴中顯色10min。冷卻后用1.00cm的比色皿在620nm處測得吸光度為0.347。若標準樣品的吸光系數(shù)為20.8，求可溶性糖的含量。解：109稱取0.1320g分析純(NH4)2SO4，溶解后定容至1L，取10.00mL該溶液，定容至50.00mL，測得其吸光度為0.350，另取試樣0.1000g，經處理后定容至100.0mL，取1.00mL樣品溶液，顯色后定容至

14、50.00mL，在同一條件下測得吸光度為0.382，求樣品中和N的質量分數(shù)。解：， 十一、電勢分析法考試內容電勢分析法基本原理、離子選擇性電極考試要求1 了解電勢分析法的基本原理。電勢分析法是電化學中的一個重要分支，它是利用電極電勢和活（濃）度之間的關系來確定溶液中待測組分含量的分析方法。電勢分析法通常分直接電勢法和電勢滴定法。在電勢分析法中需要將指示電極與參比電極及試液一起組成工作電池，可用電池符號表示：(-)M|Mn+(試液)參比電極(+)2 理解參比電極和指示電極的含義。參比電極是測量電池電動勢及計算電極電勢的基準，因此要求它的電極電勢不受溶液組成或電流方向變化的影響，而且在測定過程中保

15、持恒定，常用的參比電極有甘汞電極、銀-氯化銀電極等；指示電極的電極電勢隨待測離子活度或濃度變化而改變，并能反映待測離子的活度或濃度，理想的指示電極應該能夠快速、穩(wěn)定地響應待測離子，應用比較廣泛的是離子選擇性電極。3 了解離子選擇性電極的測定方法。離子選擇性電極之所以能應用于測定有關離子的活度，是因為其膜電勢與待測離子活度之間的關系符合能斯特方程式，(25)，式中“+”表示響應的是陽離子，“-”則為陰離子。將指示電極(離子選擇性電極)與參比電極(常用甘汞電極)，共同浸入待測試液中構成工作電池，測量該電池的電動勢，然后求得有關離子的活度(或濃度)，具體的測量方法有標準曲線法、標準加入法和直接比較法

16、等。(1)pH的測定常用玻璃電極作為指示電極（極），甘汞電極作參比電極（+極），組成工作電池。所以電池公式為：式中K”是常數(shù)，但其值未知，因此在實際測定待測溶液的pH時，不可能從測量此時電動勢直接計算出pH,而是用已知pH的標準緩沖溶液為基準，比較由標準溶液參與組成的工作電池的電動勢進行校正求出。設標準溶液s的pH為pHs，試樣溶液為pHx，兩溶液組成工作電池的電動勢分別是s和x，則有： 即 如測量條件完全一致，與相等，兩式相減，可得上式中pHs已知，測量出s和x的值即可得出pHx。pH玻璃電極在使用前，必須在純水中浸泡24小時，目的是使玻璃膜水化，產生膜電勢，降低不對稱電勢并使其穩(wěn)定；在測定

17、未知溶液pH前，必須用標準pH緩沖溶液做定位操作，目的是消除不對稱電勢對測定的影響。(2)直接電勢法測定離子濃度電池電動勢與待測離子的活度符合奈斯特方程=K±lgai ,實際測定要求得到待測離子的濃度，若在溶液中加入總離子強度調節(jié)緩沖劑（TISAB），離子強度相同，則上式可改寫為=K'±lg c i , TISAB一般由濃度較大的惰性強電解質、適宜的配位劑及pH緩沖溶液組成。它能維持試液和標準溶液恒定的離子強度，消除干擾離子并維持pH在適宜范圍。標準曲線法：配制一系列已知準確濃度的標準溶液，分別加入TISAB后，測定相應的電動勢，繪制s-lgci標準曲線。在相同的實

18、驗條件下測定待測液的電動勢x，從標準曲線上查出x對應的lg c x,從而求得待測液中離子的含量。直接比較法：配制一濃度為c s的標準溶液，加入TISAB，測得其電動勢為s,在同一條件下測得濃度為c x的待測液的電動勢為x。設x=K± lg c x s=K± lg c s則c x= c s標準加入法：先測體積為Vx，濃度為c x的待測溶液的電動勢x；再加入標準溶液，使被測溶液濃度增大c s,測電動勢為x+s。由于兩溶液的離子強度相近，則x=K+lg c xx+s=K+lg(c x+c s)兩式相減，x+sx=lg(c x+c s) lg c x=lg 令=x+sx 則：=1+ =1 c x=c s(1)1同理，若電池公式為=K'lg c， 則：c x= c s(1)-1但此時0，所以，不管何種情況：c x=c s(1)-15影響電勢法測定離子濃度的準確度的主要因素有：溫度、電動勢測量、干擾離子、溶液pH、電