11. Редоксиметрическое титрование. Требование к реакциям. Виды окислительно – восстановительного титрования. Кривые титрования.

Редоксиметрия основана на протекании окислительно-восстановительных реакций между определяемым веществом и титрантом, при этом происходит переход электронов от иона или молекулы восстановителя Red1 к иону или молекуле окислителя Ox2: Red1 + Ox2 = Ox1 + Red2

Требования к реакциям окислительно-восстановительного титрования:

1. Реакции должны протекать стехиометрически, с получением продуктов определённого состава. Побочные процессы должны быть исключены.

2. Реакции должны протекать практически до конца, поэтому константа равновесия реакции Кр должна иметь большое значение (Кр ≥10^8)..

3. Реакции должны протекать быстро, желательно при комнатной температуре. Для ускорения медленно протекающих реакций растворы нагревают или применяют катализаторы.

Индикация конечной точки титрования:

- безиндикаторный способ (пермангант)

- Редок индикаторы – окисленная и восст формы имеют разные окраски (дифениламин бц фиол)

- Специфические

- Люменисцентные

- Инструмент способ

Кривые титрования выражаютт граф зависимость титруемого р-ра от объема титранта или степени оттитрованности. Потенциал титруемого р-ра рассчит по уравнени. Нернста. Величина скачка кривых титроания зависит от: ЭДС р-ии, конц р-ров компонентов, величины рН для кислород сод о-лей и в-лей

11. Определение содержания ионов меди (II) в растворе методом иодометрии.

Сначала стандартиз тиосульфат натрия по дихромату

Cr2O7^2- + 6I^- + 14H⁺ = Cr3⁺ + 3I2 + 7H2O

2S2O3^2- + I2 = 2I- + S2O6^2-

C(1/6K2Cr2O7) = m/M*0.1

C(Na2S2O3) = C(1/6K2Cr2O7)*V/V(Na2S2O3)

Определяем ионы меди

2Cu²⁺ + 4I^- = I2 + 2CuI

I2 + 2S2O3^2- = 2I- + S4O6^2-

Методика: получить контр рр в мерую колбу, доб 2мл уксусной к-ты (для предотвр гидролиза), вода до метки, в колбу для титр 10 мл рра + 15 мл 10% KI + в темноту на 5 минут, титруем тиосульфатом натрия, когда рр светло-желтый доб 10 капель крахмала и титруем до исч окраски, проверяем неоттитр р-ром

nэкв(Cu²⁺) = C(Na2S2O3)*V*Vмк/Vа

m(Cu²⁺) = n(Cu²⁺)*M*0.001

11. Методы фиксирования точки эквивалентности. Кислотно-основные индикаторы, требования к ним. Ионная теория индикаторов. Хромоформная теория.

Методы фиксирования точки эквивалентности

1. С помощью индикаторов. Это вещества, изменяющие свой цвет вследствие протекания химических процессов.

2. Потенциометрия. В данном случае используют прибор для измерения электродного потенциала раствора.

3. С помощью pH-метров. pH-метр является потенциметром, в котором используется электрод, потенциал которого зависит от содержания в растворе ионов H+.

4. Электрическая проводимость. Проводимость растворов электролитов зависит от концентрации и подвижности находящихся в нём ионов.

5. Изотермическое калориметрическое титрование. Используется изотермический титровальный калориметр, который по количеству теплоты, которое выделила или поглотила реагирующая система, определяет точку эквивалентности.

6. Термометрическая титриметрия. Точка эквивалентности определяется на основе области, в которой происходит изменение температуры.

7. Спектроскопия. Точку эквивалентности можно определить, измеряя абсорбцию света раствором во время титрования.

8. Амперометрия. Этот метод позволяет определить точку эквивалентности по величине тока, протекающего через раствор при заданном напряжении на электродах

В зависимости от процесса, вызывающего изменение свойств индикатора, можно выделить кислотно-основные, окислительно-восстановительные, адсорбционные, осадительные и металлоиндикаторы.

Кислотно-основные индикаторы должны удовлетворять следующим требованиям: быть чувствительными, к изменению рН раствора в процессе титрования, чтобы расход индикатора был как можно меньше; равновесие между обеими формами должно устанавливаться быстро; обе формы (или одна у одноцветных индикаторов) должны иметь интенсивную отличающуюся окраску; интервал перехода окраски индикатора не должен быть большим.

Ионная теория индикаторов – 1894. Оствальд.

Индикаторы – слабые орг к-ты/основания, у которых окраска недиссоц молекул и ионов отличается

Hind + H2O = H3O+ + Ind- Kc = [H+]*[Ind-]/[HInd] – константа индикатора

Глаз способен установить появление частиц др цвета, если их конц будет не меньше 10%

Интервал перехода окраски инд – интервал рН, при котором инд меняет окр 10<[ Ind-]/[HInd]<0,1

Чем уже интервал, тем инд чувствительнее (у м-о 3,1-4, у фф 5,8-7,8)

Показатель титрования – значение рН, при котором происходит наиболее резкое изм окраски

1868 – Гребе и Либерман

Цвет явл следсвием ненас М; если есть кратные связи, то М окрашена

Хромоформная теория

Предпосылки:

чередование = и – связей (эффект сопряжения) приводит к интенсивности окрашивания

Окраска орг соед зависит от наличия особых групп, кот сод кратн св – хромофоров (нитрозо группа, бензайная гр переходит в хиноидную, изогруппа в гидразиновую)

Ауксохромы – группы, усил окраску хромогенов (эдектродонорные OH-, N3- и электрофильные NO2,CO)

1876 год – Витт описывает саму теорию: при изменении рН р-ра происходит перегруппировка атомов