Вопросы для итогового контроля (экзамен в 5 семестре)

1. Сущность гравиметрического анализа, преимущества и недостатки метода.

2. Общая схема определений. Требования к осаждаемой и гравиметрической формам.

3. Условия получения кристаллических осадков. Гомогенное осаждение. Старение осадка.

4. Причины загрязнения осадка (совместное осаждение, соосаждение, последующее осаждение).

5. Методы титриметрического анализа. Классификация. Требования, предъявляемые к реакции в титриметрическом анализе.

6. Виды титриметрических определений: прямое и обратное, косвенное титрование.

7. Способы выражения концентраций растворов в титриметрии. Эквивалент. Молярная масса эквивалента. Первичные и вторичные стандарты, требования к ним. Фиксаналы.

8. Виды кривых титрования. Скачок титрования. Точка эквивалентности и конечная точка титрования.

9.Кислотно-основное титрование. Построение кривых титрования.

10. Влияние величины констант кислотности или основности, концентрации кислот или оснований, температуры на характер кривых титрования.

11.Кислотно-основные индикаторы. Погрешности титрования.

12.Окислительно-восстановительное титрование. Классификация.

13. Построение кривых титрования. Факторы, влияющие на характер кривых титрования.

14. Способы определения конечной точки титрования; индикаторы.

15.Осадительное титрование. Построение кривых титрования.

16. Способы обнаружения конечной точки титрования; индикаторы. Примеры практического применения.

17.Комплексометрическое титрование.

18.Неорганические и органические титранты в комплексометрии.

19. Построение кривых титрования.

20. Металлохромные индикаторы и требования, предъявляемые к ним.

21.Способы комплексонометрического титрования: прямое, обратное, косвенное.

22. Селективность метода и способы ее повышения. Погрешности титрования. Примеры практического применения.

23. Общая характеристика электрохимических методов. Классификация.

24. Электрохимические ячейки. Индикаторный электрод и электрод сравнения.

25. Поляризационные кривые и их использование в различных электрохимических методах.

26. Прямая потенциометрия. Измерение потенциала.

27. Индикаторные электроды. Ионометрия. Классификация ионселективных электродов.

28.Потенциометрическое титрование. Изменение электродного потенциала в процессе титрования.

29. Вольтамперометрия классификация вольтамперометрических методов.

30. Полярография. Уравнение Ильковича. Полярографическая волны Потенциал полуволны.

31. Амперометрическое титрование. Сущность метода. Индикаторные электроды.

32. Амперометрическое титрование с одним и двумя поляризованными электродами. Виды кривых титрования.

33. Спектр электромагнитного излучения. Основные типы взаимодействия вещества с излучением: эмиссия, поглощение, рассеяние. Классификация спектроскопических методов.

34. Спектры атомов. Основные и возбужденные состояния атомов, характеристики состояний. Энергетические переходы. Правила отбора. Законы испускания и поглощения. 35. Спектры молекул; их особенности. Основные законы поглощения электромагнитного излучения (Бугера) и закон излучения (Ломакина-Шейбе). Связь аналитического сигнала с концентрацией определяемого соединения.

36. Аппаратура. Способы монохроматизации лучистой энергии. Классификация спектральных приборов.

37. Методы атомной оптической спектроскопии. Атомно-эмисионный метод. Источники атомизации и возбуждения

38. Метод эмиссионной спектрометрии пламени. Подготовка пробы к анализу. Пламенные фотометры и спектрофотометры.

39. Атомно-абсорбционный метод. Атомизаторы (пламенные и непламенные). Источники излучения , их характеристики.

40.Молекулярная абсорбционная спектроскопия (спектрофотометрия). Связь химической структуры соединения с абсорбционным спектром.

41. Основной закон светопоглощения. Отклонения от закона.

42. Монохроматизация излучения. Понятие об истинном и кажущемся молярном коэффициенте поглощения.

43. Инструментальные погрешности, оптимальный интервал измеряемых значений оптической плотности.

44. Способы определения концентрации веществ. Измерение высоких, низких оптических плотностей (дифференциальный метод). Анализ многокомпонентных систем.

45. Фотометрические аналитические реагенты, требования к ним. Примеры практического применения метода.

16

Конечную точку окислительно-восстановительного титрования обнаруживают визуальным путём либо с помощью различных инструментальных методов, например, потенциометрически. Визуальное обнаружение может быть проведено по собственной окраске одного из участников протекающей при титровании химической реакции либо с помощью индикаторов.

Индикаторы кислотно-основного титрования представляют собой слабые органические кислоты и основания, у которых молекулярная и ионная формы отличаются окраской. В процессе диссоциации эти две формы находятся в равновесии. Изменение рН в кислотно-основном титровании нарушает равновесие процесса диссоциации индикатора, что вызывает накопление в растворе одной из форм индикатора, окраску которой можно визуально наблюдать. Окраска двух форм кислотно-основных индикаторов представлена в таблице 1.

Таблица 1

Окраска некоторых индикаторов

Индикатор	Окраска недиссоциированных молекул	Окраска анионов
Метиловый оранжевый	Красная	желтая
Метиловый Красный	Красная	желтая
Фенолфталеин	Бесцветная	малиновая
Лакмус	Красная	синяя

Для каждого индикатора есть свой интервал значений рН, в пределах которого индикатор изменяет свою окраску. Этот интервал называется областью перехода окраски индикатора. Окраске индикатора, при которой заканчивают титрование, отвечает определенное значение рН, лежащее внутри области перехода, которое называют показателем титрования этого индикатора.

Важнейшие индикаторы имеют следующие области перехода и показатели титрования:

Область перехода Показатель титрования (рТ) рН рТ

Метиловый оранжевый 3,1 – 4,4 4,0

Метиловый красный 4,4 – 6,2 5,5

Лакмус 5,0 – 8,0 7,0

Фенолфталеин 8,0 – 10,0 9,0

Для правильного выбора индикатора в различных случаях титрования необходимо знать предел скачка рН на кривой титрования. Для каждого случая титрования пригодны только те индикаторы, показатели титрования которых входят в пределы скачка рН на кривой.

Предел скачка рН для случая титрования сильной кислоты сильной щелочью составляет 4 – 10. Так как рТ всех индикаторов входят в предел скачка рН, фиксирование точки эквивалентности для данного случая титрования возможно всеми вышеперечисленными индикаторами.

Предел скачка рН для случая титрования слабой кислоты сильным основанием составляет 8 – 10. В этот предел скачка рН входит только рТ индикатора фенолфталеина. Для данного случая титрования точку эквивалентности можно зафиксировать только с фенолфталеином.

Предел скачка рН для случая титрования слабого основания сильной кислотой составляет 4 – 6,2. В этот предел скачка рН входят рТ метилового оранжевого и метилового красного с помощью которых можно точно зафиксировать точку эквивалентности для данного случая титрования

17

Комплексонометрия (трилонометрия) — титриметрический метод, основанный на реакциях образования комплексных соединений ионов металлов с этилендиаминтетрауксусной кислотой и другими аминополикарбоновыми кислотами (комплексонами) . Большинство ионов металлов взаимодействуют с комплексонами практически мгновенно с образованием растворимых в воде малодиссоциированных соединений постоянного состава. Метод позволяет определять практически все катионы и многие анионы. Комплексонометрия является составной частью комплексиметрии (хелатометрии) . 1.1. Общие положения Комплексонометрия основана на использование в качестве титрантов комплексонов, представляющих собой аминополикарбоновые кислоты или их соли. Комплексоны взаимодействуют с ионами металлов, образуя прочные, растворимые в воде внутрикомплексные соединения (комплексонаты) . Наибольшее распространение в аналитической практике получили комплексон III (трилон Б) , представляющий собой этилендинитрилотетраацетат натрия Na2C10H14O8N2*2H2O. Сокращенно его записывают в виде Na2H2Y, где Y – радикал состава [С10H12O8N2]4-. В водном растворе соль практически нацело ионизируется по уравнению Na2H2Y=2Na++ H2Y-. При взаимодействии металлов с ионом III образуется внутренняя сфера комплекса имеет формулу MeYn- , где n=2, 1 или 0 при взаимодействии с 2-, 3- или 4- валентными ионами металлов соответственно. Поэтому эквивалентные массы ионов металлов (независимо от их заряда) и комплексона равны их атомным (молекулярным) массам, т. е. фактор эквивалентности для реагентов в комплексонометрии всегда равен единице. 1.2. Стандартизация раствора комплексона III Комплексон III удовлетворяет требованиям первичного стандарта, стандартный раствор его готовят из соли Na2C10H14O8N2*2H2O. Для этой цели реактив квалификации «ХЧ» предварительно сушат при 70-80 0С до постоянной массы и далее отвешивают расчетную массу для приготовления заданного объема раствора. Если нет уверенности в высокой чистоте препарата, то приготовленный раствор стандартизуют по карбонату кальция или металлическому цинку ( можно использовать также стандартные растворы солей цинка и магния) . Всегда стандартизацию комплексона III лучше проводить по стандартному раствору соли металла, который предполагается определить с помощью приготовленного титранта.

18

1) комплексон I, нитрилотриуксусная кислота (НТУ), N(CH2COOH) 3, торговое название “трилон А”, представляющая собой тетрадендатный лиганд, кратко обозначаемый H3Y и структурной формулой

CH2COOH

HOOCH2C-N

CH2COOH

2) комплексон II, этилендиаминтетрауксусная кислота (ЭДТУ), (HOOCH2C) 2NCH2CH2N(CH2COOH) 2, краткое обозначение H4Y,. ЭДТУ плохо растворима (при 220C растворимость 2 г/л), является шестидентантным лигандом.

3) комплексон III, этилендиаминтетраацетат динатрия (ЭДТА), торговое название “трилон Б”, краткое обозначение Na2H2Y, структурная формула

HOOCH3C CH2COONa

N-CH2-CH2-N

NaOOCH2C CH2COOH

ЭДТА - относительно хорошо растворимая соль (при 220С растворимость 108 г/л), являющаяся, как и ЭДТУ, шестидентантным лигандом.

4) комплексон IV, диаминциклогексантетрауксусная кислота (ДЦТУ)

CH2COOH

- N

CH2COOH

CH2COOH

- N

CH2COOH

ДЦТУ образует более прочные комплексы, чем ЭДТА.

НТУ, ЭДТУ, ДЦТУ используют для решения различных химико-аналитических задач. В практике неорганических титрований 95% определений проводят с помощью ЭДТА.

В водном растворе ЭДТА гидролизуется и как ЭДТУ существует в нейтральной и щелочной среде в виде биполярного (цвиттер) - иона

- OOCH2C + + CH2 COO-

NH-CH2-CH2 - NH ,

HOOCH2C CH2COOH

условно обозначаемого H2Y2-.

Шестидентантность ЭДТА проявляется в возможности образования с катионом шести связей: двух координационных с двумя атомами азота аминогрупп и четырех главных валентных связей с четырьмя карбоксильными группами. Например, ион металла M2+ соединяется с двумя депротонированными карбоксигруппами и дополнительно связывается двумя координационными связями с атомами азота третичных аминогрупп(-N), образуя три устойчивых пятичленных цикла. Плоскостной схемой это можно показать так:

-OOCH2C + + CH2COO-

NH-CH2-CH2-NH + M2+

HOOCH2C CH2COOH

O=C - O O - C=O

I M II + 2H+

H2C - N N - CH2

HOOCH2C III CH2COOH

H2C CH2

или упрощенно (без стадии гидролиза ЭДТА):

NaOOCH2C CH2COONa

N-CH2-CH2-N + M2+

HOOCH2C CH2COOH

NaOOCH2C CH2COONa

N-CH2-CH2-N

- OOCH2C CH2COO

Ион М3+, замещая Н+-ион в третьей карбоксигруппе, а М4+ - в третьей и четвертой, доводят число циклов в комплексонатах с ЭДТА до четырех и пяти соответственно. C увеличением числа циклов в комплексонате растет его прочность (устойчивость), следовательно, чем больше заряд иона металла, тем прочнее его комплекс с ЭДТА. Схематично взаимодействие ЭДТА с катионами различной зарядности можно выразить уравнениями

M2+ + H2Y2 - MY2 - + 2H+

M3+ + H2Y2 - MY - + 2H+

M4+ + H2Y2 - MY + H+

Из приведенных уравнений реакции видно, что:

независимо от заряда катиона всегда одна молекула ЭДТА реагирует с одним ионом металла, т.е. стехиометрия реакции 1: 1;

поскольку ЭДТА взаимодействует как слабая кислота и в каждой реакции выделяется по два Н+-иона, то по определению эквивалента: Э(Мz+) = ½ Mz+ и Э(ЭДТА) = ½ ЭДТА, т.е. можно считать, что Э(Мz+) = Mz+ и Э(ЭДТА) = ЭДТА;

3) реакция образования комплексонатов обратима, поэтому для ее смещения в прямом направлении следует связывать образующиеся Н+-ионы. Для этого комплексонометрические определения чаще всего проводят в присутствии аммиачного (NH4OH + NH4CI) буферного раствора.

На прочность комплексонатов влияет рН среды. Некоторые комплексонаты, например, ионов Са и Mg, устойчивы только в щелочной среде. Ионы, образующие более прочные комплексы (Zn2+, Pb4+), можно титровать ЭДТА в умеренно кислой среде, а 3 - и 4 - зарядные ионы (Fe2+, Zr4+) - даже в сильнокислой. Влияние pH на прочность комплексонатов позволяет посредством регулировки pH производить количественные определения одних ионов в присутствии других.

19

Кривая комплексонометрического титрования – это графическое представление зависимости концентрации определяемых катионов ме­талла в растворе от количества (обычно — от объема) прибавляемого титранта. Часто кривые комплексонометрического титрования строятся в координатах рМ—V(Т), где рМ = -lg[Mⁿ⁺] — показатель равновесной концентрации катионов Мⁿ⁺ в растворе, V(T) — объем прибавленного титранта.

Кривые титрования можно также строить в координатах рМ - f, где f — степень оттитрованности раствора.

Рассмотрим построение кривой титрования на примере комплексонометрического титрования катионов металлов, (титруемое вещество X) стандартным раствором ЭДТА (титрант Т) в сильно щелочной среде, когда мольная доля ионов Y^4- равна α = 1, т.е. весь незакомплексованный ЭДТА находится в форме анионов Y^4-.

Пусть требуется рассчитать и построить кривые комплексонометрического титрования V(Х) = 100 мл = 0,1 л с концентрацией с(Х) = 0,1 моль/л водных щелочных растворов СаСl₂ и ZnCl₂ раствором ЭДТА с молярной концентрацией с(Т) = 0,1 моль/л при рН = 12.

При титровании протекает реакция образования комплексонатов MY2-:

М²⁺ + Y^4- = MY^2-

X T

 

где М²⁺ = Ca²⁺ или Zn²⁺.

Концентрационная константа устойчивости комплексов β равна:

β = [MY^2-]/[M²⁺][Y^4-].

В данном случае концентрационная константа устойчивости ком­плексов β совпадает с их условной концентрационной константой устой­чивости β', поскольку α = 1:

β = αβ'= β'.

1) Расчет рМ = -lg[M²⁺] исходного раствора. В исходном анализируемом растворе до начала титрования:

рМ = -lg[M²⁺] = -lgc(X).

2) До точки эквивалентности. В процессе титрования катионы М²⁺ связываются в прочный комплекс, их концентрация в растворе уменьшается:

[М²⁺] = [c(X)V(X) – c(T)V(T)]/[V(X) + V(T)];

pM = -lg[M²⁺]

pM = -lg

3) Расчет рМ в точке эквивалентности. В ТЭ все катионы М2+ оттитрованы с образованием комплекса MY2-. Небольшая часть комплекса диссоциирует по схеме:

MY^2- = М²⁺ + Y^4-

Тогда рМ = [pc(X) + lgβ]/2

pM = 

4) Расчет рМ после ТЭ: в растворе присутствует избыток анионов [Y^4-]

pM = pc(X) + lgβ + lg[Y^4-]]

pM = -lgc(X) + lgβ + lg[Y^4-]].

Кривые титрования. На рисунке показаны рассчитанные кривые комплексонометрического титрования катионов кальция и цинка раствором ЭДТА. Значения рМ в ТЭ равны pCa = 5,80,pZn = 8,65. . Скачки на кривых титрования ∆pCa ≈ 8- 4 = 4. ∆pZn ≈ 14- 4.

,3333

  V(T), мл

 

△p(Ca²⁺) = 4-8

△p(Zn²⁺) = 4-14

Рассчитанные кривые комплек-сонометрического титрования 100 мл растворов, содержащих катионы Са²⁺ или Zn²⁺ при концентрации 0,1 моль/л, стандартным 0,1 моль/л раствором ЭДТА при рН= 14.

Полученные кривые комплек­сонометрического титрования по­зволяют выбрать соответствующий металлохромный индикатор, ин­тервал изменения окраски которого должен укладываться внутрь скач­ка титрования, т.е. значение пока­зателя индикатора рМ = lgβ_(MInd) лежит в ин­тервале скачка ∆рМ на кривой тит­рования.

Выше расчет точек на кривых комплексонометрического титро­вания был проведен для таких ус­ловий, когда рН = 12 и поэтому α = 1; ЭДТА присутствует только в форме Y^4-. В большинстве же ре­альных случаев комплексономет рическое титрование проводят при меньших значениях рН титруемого раствора, когда в растворе могут присутствовать и другие формы ЭДТА, а не только Y^4-. При рН < 11 величина α заметно меньше единицы и рав­новесные концентрации [Y^4-] и [М²⁺] рассчитывают, используя условные константы устойчивости комплексонатов.

Влияние различных факторов на скачок титрования. Чем больше скачок ∆рМ на кривой комплексонометрического титрования, тем уве­реннее можно фиксировать КТТ визуальным индикаторным методом. Протяженность скачка титрования зависит от ряда факторов: 1) устойчивости комплексоната, 2) концентрации титруемых катионов металла, 3) значения рН раствора.

1) Чем выше константа устойчивости комплексоната β, тем больше величина скачка титрования. Для малостойких комплексонатов металлов (lg β ≤ 7) скачок на кривой титрования при приемлемых концентрациях реагентов вообще практически отсутствует, так что невозможно подоб­рать соответствующий индикатор. Поэтому катионы таких металлов (на­пример, щелочных элементов; lgβ ≈ 0,15—2,85) не определяют методом комплексонометрического титрования.

2) Концентрация реагентов (титруемого катиона металла и титранта) также существенно влияет на величину скачка титрования: чем больше концентрация реагентов, тем протяженнее скачок на кривой титрования. При концентрации катионов металла с(М²⁺) ≤ 10^-5 моль/л скачок на кри­вой титрования практически отсутствует; титрование становится нецелесообразным.

Изменяя значение рН раствора, можно создавать такие условия, ко­гда катионы одних металлов можно титровать комплексонометрически, тогда как катионы других металлов в заданных условиях не титруются и не мешают проведению анализа.

Так, например, при рН ≈ 2 можно комплексонометрически определять железо(III) и цирконий(IV); двухзарядные катионы при этом не титруются (они при рН ≥ 9,5).

 

20

Металлохромные индикаторы представляют собой органические красители, способные изменять свою окраску при образовании комплексов с металлами. По сравнению с описанными в предыдущем разделе металлиндикаторами они имеют ценное преимущество: интенсивность окраски их комплексов с металлами в 10— 100 раз больше (молярный коэффициент экстинкции 10⁴ — 10⁵).

Поэтому отчетливое изменение окраски можно наблюдать при концентрации металлохромного индикатора порядка 10^-6 — 10^-5М. При этом количество металла, связанного с индикатором, настолько мало (около 0,1% всего присутствующего количества металла),что при расчете результатов определения им можно пренебречь.

Свободный индикатор также почти всегда окрашен (поскольку речь идет о красителе), так что конец титрования устанавливается не по исчезновению или появлению, но по изменению окраски. Только фталеины являются одноцветными индикаторами, но и у них окраска комплекса с металлом обусловлена структурными особенностями молекулы лиганда, причем эта окраска более интенсивна по сравнению с окраской металлокомплексов индикаторов.

 

Строение металлохромных индикаторов (общие сведения)

Металлохромные индикаторы, так же как и титранты, применяемые в комплексонометрии, должны обладать способностью образовывать внутрикомплексные соединения, поскольку только такие комплексы имеют удовлетворительную стабильность.

Следовательно, молекула красителя должна содержать по крайней мере два атома (О или N), которые в качестве лигандов могут координироваться с ионом металла и участвовать в образовании пяти- или шестичленных хелатных циклов. Если хотя бы один атом-лиганд, связанный с металлом, в то же время входит в состав ауксохромной или хромофорной группы молекулы красителя, то при комплексообразовании происходит изменение окраски. Конечно, присоединение иона металла вообще значительно меньше изменяет спектр поглощения красителя, чем присоединение протона, однако в большинстве случаев при образовании комплекса с металлом молекула красителя теряет один протон, и при этом изменение окраски часто бывает столь же резким, как и у кислотно-основных индикаторов.

 21

Прямое титрование. К анализируемому раствору прибавляют аммиачный буферный раствор, металлоиндикатор и титруют стандартным раствором трилона Б. Способом прямого титрования определяют катионы Cu²⁺, Со²⁺, Pb²⁺, Ni²⁺, Zn²⁺, Fе³⁺, Ва²⁺, Сг³⁺,Ca²⁺, Mg²⁺ и т. д.

Обратное титрование. К анализируемому раствору прибавляют аммиачный буферный раствор, затем точно отмеренный удвоенный минимальный объем (35,00-40,00 см³) стандартного раствора трилона Б, который вступает в реакцию с определяемыми ионами, а его избыток оттитровывают стандартным раствором магния сульфата или цинка сульфата в присутствии металлоиндикатора. При этом протекают реакции:

Ме²⁺ + H₂L^2- ↔ [Ме]^2- + 2Н⁺

изб. H₂L^2- + Zn²⁺ ↔ [ZnL] ^2- + 2Н⁺

Способ обратного титрования применяют:

1. когда реакция комплексообразования протекает медленно;

2. нет подходящего индикатора для фиксирования конечной точки тит­рования при прямом способе титрования;

3. индикатор образует с определяемым ионом очень прочный комплекс, который не разрушается комплексоном;

4. для определения катионов в нерастворимых в воде осадках например Са²⁺ в СаС₂О₄, Mg²⁺ в MgNH₄PО₄, Рb²⁺ в PbSО₄

Заместительное титрование. Метод основан на том, что большинство ионов образуют с трилоном Б более устойчивые комплексные соединения, чем комплекс катионов Mg²⁺ с трилоном Б [MgL] ^2- (β = 9,72). После прибавления к анализируемому раствору комплекса [MgL] ^2- протекает реакция обмена:

[MgL] ^2- + Ме²⁺ → [MeL] ^2- + Mg²⁺

Эта реакция возможна потому, что ионы металла образуют с H₂L^2- более прочное комплексное соединение [MeL] ^2- (β > 9,2), и равновесие вышеприведенной реакции смещается вправо. Выделившиеся ионы Mg²⁺ оттитровывают стандартным раствором трилона Б в присутствии металлохромного индикатора:

Mg²⁺ + H₂L^2- → [MgL] ^2- + 2Н⁺

Трилонометрическим методом определяют:

а) общую жесткость воды;

б) практически все катионы щелочноземельных и тяжелых металлов;

в) в фармацевтическом анализе - лекарственные формы, содержащие катионы щелочноземельных металлов.

22

Селективность К. повышают разл. приемами: уменьшением рН среды, выделением (осаждением,экстракцией) определяемого иона, маскированием, изменением степени окисления катиона и т. д. Прититровании в кислой среде условная константа устойчивости комплексоната определяемого иона должнабыть /10⁸. Титрованию не мешают ионы, условная константа устойчивости комплексонатов к-рых на 6 иболее порядков меньше. Многообразие приемов К. дает возможность определять практически все катионы ианионы. Метод широко применяют при анализе прир. и пром. объектов. По правильности ивоспроизводимости К. несколько уступает гравиметрии, но значительно превосходит ее по экспрессности. Взависимости от способа индикации конечной точки можно титровать р-ры исследуемого в-ва с концентрацией10^-4-10^-1 М.

23

Электрохимические методы анализа

В химическом анализе применяют около десятка разных электрохимических методов. Они имеют много общего. Во всех случаях анализируемую пробу переводят в раствор и опускают в него два электрода. Система раствор - электроды представляет собой электрохимическую ячейку. После установления равновесия измеряют с помощью подходящего прибора аналитический сигнал, в данном случае - характеристику ячейки,  зависящую от содержания определяемого компонента в исследуемом растворе.

Электрохимические методы классифицируют по природе аналитического сигнала. Так, в ходе анализа можно измерять потенциал одного из электродов (потенциометрия), сопротивление ячейки или электропроводность раствора (кондуктометрия). Во многих случаях на электроды накладывают внешнее напряжение, после чего измеряют силу тока, проходящего через раствор (вольтамперометрические методы, в частности полярография). При этом на поверхности электродов протекают окислительно-восстановительные реакции, то есть идет электролиз раствора. Если провести электролиз до конца и измерить количество электричества, пошедшего на окисление (или на восстановление) определяемого вещества, можно рассчитать массу этого вещества. Такой метод называют кулонометрией. Иногда содержание определяемого вещества рассчитывают по привесу электрода, т. е. по массе выделившегося на нем продукта электролиза (электрогравиметрия).

Электрохимические методы анализа были созданы  в конце XIX – начале XX века на основе достижений физики и физической химии. Примером могут быть закономерности процесса электролиза, установленные Майклом Фарадеем  в середине XIX века и ставшие затем основой методов кулонометрии и электрогравиметрии. Теоретические аспекты и аналитические возможности электрохимических методов были глубоко исследованы в XX веке.

Электрохимические методы довольно селективны (кроме кондуктометрии), поэтому с их помощью количественно определяют одни элементы в присутствии других,  раздельно определяют разные формы одного элемента,  делят сложные смеси и идентифицируют их компоненты, а также концентрируют некоторые микропримеси. Электрохимические методы широко применяют для контроля состава природных и сточных вод, почв и пищевых продуктов, технологических растворов и биологических жидкостей. Соответствующие методики не требуют сложного оборудования, в них не используются высокие температуры и давления. Разные электрохимические методы различаются по чувствительности, точности, экспрессности и другим показателям, а потому хорошо дополняют друг друга.

24

Электрохимическая ячейка.

Для любого рода электрохимических измерений необходима электрохимическая цепь или электрохимическая ячейка, составной частью которой является анализируемый раствор.

Рассмотрим простейшую электрохимическую ячейку .Она состоит из пары электродов, погруженных в раствор электролита. Это устройство позволяет реализовать уникальную особенность окислительно-восстановительных реакций – их способность протекать при пространственном разделении окислителя и восстановителя.

Ток, возникающий в процессе окисления Red₁ —> Оx₁) на аноде, называют анодным /а, а ток восстановления Ох₂ —> Red₂ на катоде — катодным /к. Так как эти токи соответствуют переносу электронов в противоположных направлениях, то обычно катодный ток считают положительным, а анодный — отрицательным. И катодный и анодный ток обусловлены процессом электролиза (электрохимическими реакциями), поэтому их называют фарадеевскими токами, 1_F.