17. Ионная теория кислотно-основных индикаторов.
На основе теории электролитической диссоциации Оствальд в 1894 г. создал ионную теорию индикаторов. По этой теории кислотно-основные индикаторы рассматривают как слабые органические кислоты, основания и амфотерные соединения, у которых цвет недиссоциированных молекул и ионов имеет различную окраску.
HInd + H20 = H30 + Ind
Если, например, индикатором является лакмус, то его недиссоци-ированная молекула имеет красную окраску, аниона же—синюю. При нейтральной реакции число молекул и ионов будет оди-' наковым и окраска будет фиолетовой.
Индикаторы-основания диссоциируют по уравнению
IndOH = Ind + OH"
По современным представлениям изменение окраски индикаторов нельзя объяснить только ионной реакцией. Ионные реакции являются мгновенными, а изменение окраски во многих случаях протекает сравнительно медленно. Поэтому допускают, что изменение окраски связано с изменением структуры индикаторов. Недостаточность теории Оствальда явилась толчком к созданию хромофорной теории.
Изменение рН раствора не только изменяет равновесие электролитической диссоциации, но и вызывает внутреннюю
18. Хромофорная теория теория кислотно-основных индикаторов
Согласно ей окраска кислотно-основных индикаторов зависит от наличия хромофоров (особые атомные группы)
По хромофорной теории изменение окраски индикаторов происходит в результате изомерных превращений (внутримолекулярная обстановка, изменение строения молекулы)
Обратная изомерия – таутомерия, изомеры – таутомеры.
19. Ионно-хромофорная теория кислотно-основных индикаторов
Согласно этой теории:
* изменение окраски индикатора происходит в результате изменения их строения
* изменение строения происходит в зависимости от pH, т.к. 1 из таутомерных форм является слабым электролитом
20. Интервал перехода кислотно-основных индикаторов
название – интервал – Кислотная форма - Основная форма
Фенолфталеин - 8.2 – 10.0 – Бесцветная - Красная
Феноловый красный - 6.4 – 8.0 - Желтая - Красная
Лакмус - 5.0 – 8.0 - Красная - Синяя
Метиловый красный - 4.2 – 6.2 - Красная - Желтая
Метиловый оранжевый - 3.1 – 4.4 - Розовая - Желтая
21. Графическое изображение процесса титрования или кривые титрования, скачок титрования, точка эквивалентности и точка нейтрализации.
Кривая титрования – это график зависимости pH титруемого раствора (ось ординат) от объема добавленного титранта (ось абсцисс).
Скачок титрования - резкое изменение рН вблизи точки эквивалентности.
ТЭ – момент окончания реакции (определяется по изменению окраски индикатора или раствора, или по изменению какого-либо химико-физического свойства вещества, поэтому конечная т. титрования как правило не совпадает с рассчитываемой ТЭ)
точка нейтрализации
27. Окислительно-восстановительное титрование или редоксиметрия. Окисл-Восст потенциал. Уравнение Нернста. Направление окисл-восст процесса
Редоксиметрия – основана на применении окислительно-восстановительных реакций.
Разделяется (по названию химических соединений, содержащихся в стандартных растворах) на ряд методов: иодометрия, перманганатометрия, хроматометрия, броматометрия, и др.
Окислительно-восстановительный потенциал (редокс-потенциал) — мера способности химического вещества присоединять электроны (восстанавливаться).
Направление ОВ-процесса идет всегда от большего потенциала к меньшему, Зависимость величины потенциала выражается уравн-ием Нернста:
где: E — электродный потенциал, E0 — стандартный электродный потенциал, n — число моль электронов, участвующих в процессе, {a{Ox}} и \ {a{Red}} — активности соответственно окисленной и восстановленной форм вещества, участвующего в полуреакции.
28. Зависимость окисл-восст потенциала от pH-среды. Примеры
Очень часто превращение окисленной формы в восстановленную сопровождается изменением состава иона и происходит с участием H+ или OH-
В общем виде можно записать:
В кислой среде:
* Xn +2H =>Xn-1 +H2O
* Xn +H2O => Xn+1 + 2H
В щелочной среде:
* Xn + 2OH => Xn+1 + H2O
* Xn +H2O => Xn-1 + 2OH
В нейтральной среде:
* Xn + H2O => Xn-1 + 2OH
* Xn + H2O => Xn-1 + 2H
29. Обратимость окисл-восст процесса и константа равновесия
Обратимость ОВР свидетельств. что для неё характерно состояние равновесия, и это равновесие характеризуется константой равновесия Крав:
где n – число электронов, учавств. в овр
Если lgK>0 – то K>1 и р-я идет в прямом направлении, если же K>>1 – то реакция практически необратима
Если lgK<0, то K<1 и реакция идет в обратном направлении.
30. Кривые титрования в окисл-восст титровании
31. Способы установления точки эквивалентности в редоксметрии. Окисл-восст индикаторы. Интервал перехода.
Способы:
1) безиндикаторный - При протекании некоторых реакций происходит изменение цвета и без добавления индикатора. Чаще всего это наблюдается при окислительно-восстановительном титровании, когда исходные вещества и продукты реакции имеют разные цвета в разных степенях окисления.
2) с редокс-индикаторами - изменяют свой цвет вслед за изменением потенциала системы, используются таким образом при окислительно-восстановительном титровании. Такими индикаторы служат, как правило, вещества, которые сами подвергаются окислению или восстановлению, причем окисленная (InOх) и восстановленная (InRed) формы имеют разные окраски.
Перед началом титрования в исследуемый раствор добавляют несколько капель индикатора и начинают по каплям добавлять титрант. Как только раствор вслед за индикатором изменяет свой цвет, титрование прекращают, этот момент приблизительно и есть точка эквивалентности.
3) с помощью специфичекого индикатора
Интервал перехода окраски у различных индикаторов находится при разных концентрациях ионов водорода. Область значения рН раствора, в которой происходит заметное изменение окраски индикатора, называется областью перехода индикатора.