83. Потенциометрия. Потенциометрическое определение рН растворов. Хлорсеребряный электрод. Стеклянный электрод с водородной функцией.

Потенциометрия – совокупность физико-химических методов анализа, основанных на измерении э.д.с специ-ально составленных ГЭ.

Типы электродов, применяемых в потенциометрии: Электроды 1-го рода – металл, опущенный в раствор своей соли: Cu / Cu²⁺aq; Zn / Zn²⁺aq

Электроды 2-го рода – металл, покрытый слоем своего труднораствори-мого соединения и опущенный в раствор соли.

Ионоселективные электроды (ИСЭ) позволяют определять содержание определен-ного иона в исследуемом растворе, содержащим смесь различных ионов.

Из-за различного содержа-ния Н⁺ во внутреннем и исследуемом растворах на поверхности мембраны возникает потенциал, рав-ный: φ_ст = φ^o + 0,059 lg[H⁺] φ_ст = φ^o – 0,059 pH Потенциометрическое определение рН растворов ГЭ элемент состоит из стеклянного электрода (измери-тельного) и хлорсе-ребряного электро-да (вспомогатель-ного).

84. Потенциометрическое титрование, его сущность и использование в количественном анализе для определения концентрации веществ и констант диссоциации слабых электролитов (на примере лабораторной работы).

Потенциометрическое титрование - это любой метод титриметри-ческого анализа, в котором точка эквивалентности фикси-руется по резкому изменению э.д.с гальванического элемента, опущенного в исследуемый раствор.

Потенциометрические методы анализа позволяют: Анализировать окрашенные раство-ры, растворы с осадком и гели, Получать точные результаты в короткое время (экспресс-анализ), Анализировать состав биологических жидкостей человека без их разрушения, путем введения электродов в пораженные органы и ткани

85. Окислительно-восстановительные равновесия. Константа равновесия ОВ процессов. Прогнозирование направления окислительно-восстановительных реакций по величинам ОВ потенциалов (рассмотреть на конкретном примере). Расчет константы равновесия ОВР.

ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ КИСЛОТНО-ОСНОВНОГО РАВНОВЕСИЯ. Согласно ионной теории КИСЛОТЫ – соединения, которые при электролитической диссоциации в водном растворе образуют ионы водорода Н⁺: НАn  Н⁺ + Аn‾. ОСНОВАНИЯ – соединения, которые при электролитической диссоциации в водном растворе образуют ионы гидроксила ОН‾: KtОН  Kt⁺ + ОН‾. Рассматривая кислотно-основные равновесия в водных растворах в дальнейшем будем считать их приближающимися к идеальным растворам, т.е. активностью ионов пренебрегаем (а → с). Тогда в соответствии с законом действующих масс: (1) (2). Вода проявляет как слабые кислотные, так и основные свойства (амфолит): Н₂О  Н⁺ + ОН^¯, тогда (3). При 25^оС К(Н₂О) = 1,8·10ˉ¹⁶ (может быть вычислен по электропроводности воды). Можно считать, что С (Н₂О) – величина постоянная и равна 55,58 моль/л. Следовательно: К(Н₂О) · [Н₂О] = 1,8·10ˉ¹⁶·55,58 = 10ˉ^14. Обозначим К(Н₂О) [Н₂О] = К_W, где К_W – ионное произведение воды – величина постоянная при данной температуре не только для чистой воды, но и для разбавленных водных растворов любых веществ. К_W = [Н⁺] · [ОН^¯] = 10ˉ¹⁴ (при 25^оС) (4). К_W дает возможность рассчитать концентрацию Н⁺ при известной концентрации ОНˉ и наоборот. Для чистой воды (среда нейтральная): [Н⁺] = [ОН^¯] = = 10ˉ⁷ моль/л. Если [Н⁺] выше 10‾⁷ моль/л, а [ОН^¯], соответственно, ниже, то среда кислая и наоборот. При расчетах [Н⁺] удобнее выражать через ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ рН – отрицательный десятичный логарифм молярной концентрации ионов водорода в растворе: рН = –lg [Н⁺], соответственно, рОН = – lg[ОН^¯] и рН + рОН = 14 (5)Величиной рН пользуются для характеристики разбавленных водных растворов. рН < 7 – среда кислая; рН = 7 – нейтральная; рН > 7 – щелочная. Для приблизительного определения рН среды служат кислотно-основные ИНДИКАТОРЫ – слабые органические кислоты или основания, ионные и молекулярные формы которых имеют различную окраску, указывающую на рН среды. Например, в растворе индикатора метилового оранжевого устанавливается равновесие: НInd  Н⁺ + Ind‾, смещающееся в зависимости от рН среды. Универсальный индикатор – это смесь нескольких индикаторов, интервал перехода окраски которых охватывают шкалу рН от 1 до 14. Точность определения рН не превышает 0,5 единиц рН.