Потенциометрия. Электрометрическое измерение рН

Потенциометрия — это ряд методов анализа и определения физико-химических харак­теристик электролитов и химических реакций, основанных на измерении электродных по­тенциалов и электродвижущих сил гальванических элементов. Потенциометрические изме­рения являются надежными при изучении констант равновесия электродных реакций, термодинамических характеристик реакций, коэффициентов активности ионов, констант нестойкости комплексных ионов, рН растворов.

Потенциометрические методы анализа имеют ряд преимуществ. Они очень чувствитель­ны; существуют модификации потенциометрического определения, позволяющие прово­дить анализ в пробах объемом до десятых долей миллилитра, что важно для биологических исследований. Поскольку равновесное значение потенциала устанавливается быстро, то по-тенциометрические измерения не требуют значительных затрат времени. Их можно прово­дить в мутных и окрашенных растворах, вязких средах.

Потенциометрический метод анализа основан на измерении электродного потенциала (ф) индикаторного электрода и нахождении зависимости между его величиной и активно­стью потенциал-определяющего иона в растворе.

Особенно широкое применение нашли потенциометрические измерения при определе­нии рН. Для этого используют электрохимическую цепь, составленную из индикаторного электрода и электрода сравнения.

Индикаторным электродом (или электродом определения) называется электрод, ко­торый обратим относительно активности анализируемого потенциалопределяющего иона. При измерении рН потенциал индикаторного электрода должен зависеть от концентрации (активности) ионов водорода в растворе.

Электродом сравнения называют электрод с известной и постоянной величиной элек­тродного потенциала.

для измерения pН составляют гальваническую цепь из электрода определения, погру­женного в исследуемый раствор, и электрода сравнения, и соединяют оба электродных ра­створа электролитическим мостиком. Электродвижущая сила гальванического элемента равна разности потенциалов двух электродов. Если более положителен электрод сравнения*, то Е = ф_СРАВН- ф_ИНД. Измерив ЭДС и зная величину ф_СРАВН, можно найти ф_ИНД,, а отсюда по соот­ветствующей формуле вычислить величину рН. Например, если цепь составлена из кало­мельного и водородного электродов,

H₂{Pt} | Н_Х⁺ | КС1 | Hg₂Cl₂, КС1 | Hg,

ХХХХ

отсюда

ХХХХ

Описанный выше способ измерения рН основан на применении химических гальванических элементов. Однако, для измерения рН можно использовать и концентрационные элементы.

В этом случае в качестве электрода сравнения можно использовать тот же электрод, ко­торый взят в качестве индикаторного электрода, но поместить этот электрод в раствор с из­вестным значением рН. Так, например, можно использовать цепь из двух водородных элект­родов, из которых один (индикаторный электрод) погружен в исследуемый раствор, а другой (электрод сравнения) — в стандартный раствор с известным значением рН. Поскольку кон­центрация ионов водорода в обоих электродных растворах различна, такой элемент является примером концентрационного гальванического элемента.

Комплексные соединения (лат. complexus — сочетание, обхват) или, другими словами, координационные соединения — это частицы (соединения или ионы), которые образуются в результате присоединения к данному иону (или атому), называемому комплексообразователем (центральным атомом или металлоцентром; в современной научной литературе доминирует термин "металлоцентр"), нейтральных молекул или других ионов, называемых лигандами.

Комплексные соединения мало диссоциируют в растворе (в отличие от двойных солей). Комплексные соединения могут содержать комплексный малодиссоциирующий анион ([Fe(CN)₆]³⁻), комплексный катион ([Ag(NH₃)₂]⁺) либо вообще не диссоциировать на ионы (соединения типа неэлектролитов, например карбонилы металлов). Комплексные соединения разнообразны и многочисленны.

Применяются в химическом анализе, в технологии при получении ряда металлов (золота, серебра, металлов платиновой группы и др.), для разделения смесей элементов, например, лантаноидов.

Огромная область применения комплексов переходных металлов — каталитические процессы.

Комплексные соединения играют большую роль в жизнедеятельности организмов; например, гемоглобин, хлорофилл являются комплексными соединениями.

Координационная теория (от лат. со — вместе и ordinatio — упорядочение) — теория комплексных соединений, предложенная в 1893 г. А.Вернером. Согласно координационной теории в молекуле любого комплексного соединения один из ионов, обычно положительно заряженный, занимает центральное место и называется комплексообразователем. Вокруг него в непосредственной близости расположено (координировано) некоторое число противоположно заряженных ионов или электронейтральных молекул, называемых лигандами (или аддендами), они образуют внутреннюю координационную сферу соединения. Остальные ионы, находящиеся на более далеком расстоянии от центрального иона, образуют внешнюю координационную сферу. Например, в комплексной соли K₂[PtCl₆] ион платины является комплексообразователем, ионы хлора — лигандами, во внешней координационной сфере находятся ионы калия.

Координационное число — общее число нейтральных молекул и ионов, связанных с центральным ионом в комплексе; например, для комплексного соединения K₂[PtCl₆], координационное число иона платины равно шести; для соединения [Cu(NH₃)₄]SO₄ координационное число ионов меди равно четырем.

Лиганд (от лат. ligo — связываю) — атом, ион или молекула, непосредственно связанная с одним или несколькими центральными (комплексообразующими) атомами металла в комплексном соединении. Чаще всего такое связывание происходит с образованием так называемой «координационной» донорно-акцепторной связи, где лиганды выступают в роли основания Льюиса, то есть являются донорами электроной пары. При присоединении лигандов к центральному атому химические свойства комплексообразователя и самих лигандов часто претерпевают значительные изменения.

Хелаты (от лат. chelate — клешня) или внутрикомплексные соединения — клешневидные комплексные соединения, образуются при взаимодействии ионов металлов с молекулами некоторых органических соединений, содержащих солеобразующую и комплексообразующую группировки. Внутрикомплексные соединения содержат центральный ион (частицу) — комплексообразователь и координированные вокруг него лиганды. Внутрикомплексные соединения используют в химии для разделения, концентрирования и определения различных элементов.

Гемоглоби́н (от др.-греч. αἷμα — кровь и лат. globus — шар) — сложный железосодержащий белок эритроцитов животных и человека, способный обратимо связываться с кислородом, обеспечивая его перенос в ткани.

Главная функция гемоглобина состоит в транспорте дыхательных газов. В капиллярах лёгких в условиях избытка кислорода последний соединяется с гемоглобином. Током крови эритроциты, содержащие молекулы гемоглобина со связанным кислородом, доставляются к органам и тканям, где кислорода мало, здесь необходимый для протекания окислительных процессов кислород освобождается из связи с гемоглобином. Кроме того, гемоглобин способен связывать в тканях небольшое количество диоксида углерода (CO₂) и освобождать его в лёгких. Монооксид углерода (CO) связывается с гемоглобином крови прочнее, чем кислород, образуя карбоксигемоглобин (HbCO). Некоторые патологические процессы приводят к окислению иона железа в геме до степени окисления +3. В результате образуется патологическая форма гемоглобина, известная как метгемоглобин (HbOH) (metHb, от мета… и гемоглобин, иначе гемиглобин или ферригемоглобин, см. Метгемоглобинемия). В обоих случаях блокируются процессы транспортировки кислорода. Впрочем, монооксид углерода может быть частично вытеснен из гема при повышении парциального давления кислорода в легких.

Нормальным содержанием гемоглобина в крови человека считается: у мужчин 130—170 г/л, у женщин 120—150 г/л; у детей — 120—140 г/л.