Метод кондуктометрического титрования.

Совокупность электрохимических методов анализа, основанных на измерении электропроводности жидких электролитов, которая пропорциональна их концентрации.

Достоинства метода:

· Высокая чувствительность

· Высокая тчоность измерений

· Простота метода

· Доступность аппаратуры

· Возможность исследования окрашенных и мутных растоворов

· Автоматизация процесса

Тирование может быть использовано на основе разных химических реакций, чаще всего используются кислотно-основные взаимодействия.

49. Распределение катионов по аналитическим группам в кислотно-основном методе анализа.

№ гр.	Катионы	Гр. реагент	Образовавшиеся соединения	Характеристика группы
I	Na+, K+, NH4+, Mg+	-	-	Хлориды, сульфаты, гидроксиды растворимы в воде Mg(OH)2 – малорастворим
II	Ag+, Hg+, Pb+	HCl	AgCl↓ (белый «творожный» осадок →розовто-синий цвет) HgCl↓ (белый осадок) PbCl2↓(малорастворим; если пролить горячей водой →растворится, остатки – на фильтре)	Хлориды не растворимы в разбавленных кислотах и не растворимы в воде
III	Ca2+, Sr2+, Ba2+	H2SO4	CaSO4 (активно переходит в водную фазу, малорастворимый) SrSO4 BaSO4	Сульфаты не растворимы в воде и разбавленных кислотах
IV	Zn2+, Al3+, Sn2+, Cr3+, Sn4+	NaOH, H2O2		Гидроксиды растворимы в избытке щелочей (из-за амфотерных свойств)
V	Fe2+, Fe3+, Mn2+, Sb3+, Sb5+, Bi3+	NH3, H2O2	Bi2O3∙H2O Fe2O3∙H2O HSbO3 MnO(OH)2	Нерастворимые гидроксиды не растворяются в избытке аммиака
VI	Cu2+, Co2+, Ni2+, Cd2+, Hg2+ (иногда Mg2+)	NH3, H2O2		Нерастворимые гидроксиды, растворяются в избытке аммиака, образуя аммиачные компоненты; Гидроксид Mg растворим в растворе солей аммония

50. Потенциометрическое титрование.

Метод основан на измерении ЭДС или электродвижущих сил.

При потенциометрическом титровании точки эквивалентности определяют по резкому скачку потенциала. Для потенциометрического титровнаия собирают цепь из индикатоного электрода в анализируемом растворе и электрода сравнения, в качестве электрода чаще всего применяют хлорсеребряный или каломельный электрод.

Определение конечной точки для данного вида кривой производится;

а) по скачку потенциала, когда потенциал на электродах становится больше заданного, соответствующего конечной точке титрования;

б) по скачку потенциала первой производной от основной кривой титрования; увеличивающийся в конечной точке Потенциал сравнивается с заданным;

в) по двойному скачку потенциала второй производной от основной кривой титрования; в конечной точке титрования кривая величины потенциала проходит через нуль, что фиксируется нуль-индикатором схемы.

· Строим график

Е

V

51. Методы определения рН.

· С помощью кислотно-основных индикаторов

Кислотно-оновных индикаторы – это органические вещества-красители, цвет которых зависит от pH среды. К наиболее известным индикаторам принадлежат лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый (метилоранж) и другие. Изменение цвета каждого индикатора происходит в своём интервале кислотности, обычно составляющем 1—2 единицы.

Изменение окраски индикатора связано с тем, что эти вещества могут существовать в двух по-разному окрашенных формах – либо в кислотной (HInd), либо в основной (Ind^-), между которыми существует кислотно-основное равновесие:

HInd H⁺+ Ind^-.

Очевидно, что положение равновесия, а значит, и окраска раствора, зависят от pH.Точка нейтрализации индикаторов, при которых [Hind]=[Ind^-], может отвечать различным значениям pH. Практически изменение цвета индикатора происходит в некотором интервале кислотности – в 1-2 единицы pH.

Индикатор	Кислая, pH<7	Нейтральная, pH=7	Щелочная, ph>7
Лакмус синий	красный	фиолетовый	синий
Метиловый оранжевый	розовый	оранжевый	жёлтый
Фенолфталеин	бесцветный	бесцветный	малиновый
Универсальный лакмус	красный	Жёлто-зелёный	Сине-зелёный, бурый

· С помощью pH-метра – прибора, измеряющего электродвижущую силу гальванического элемента, один из электродов которого изготовлен из специального стекла. Потенциал стеклянного электрода линейно зависит от pH раствора, окружающего электрод. pH-метры позволяют измерять pH растворов в широком интервале (0-14) более точно (до 0,01 pH), чем с помощью индикаторов, и, что не менее важно, без изменения состава раствора, без каких бы то ни было добавок к нему.

Карбоновые кислоты

Карбоновые кислоты – производные углеводородов, содержащие карбоксильную группу COOH, соединённую с углеводородным радикалом. Радикалы могут происходить от предельных, непредельных и ароматических углеводородов. По числу карбоксильных групп различают одно-, двух- основные кислоты. Изомерия кислот определяется изомерией радикалов. Названия кислот состоят из названия углеводорода, причём счёт атомов углерода в цепи начинается с углерода карбоксильной группы, окончания –овая и слова кислота.

HCOOH – метановая кислота, муравьиная кислота

CH₃СOOH – этановая кислота, уксусная кислота.

Физические свойства кислот зависят от природы радикала, но все жидкие кислоты характеризуются наличием водородных связей Строение карбоксильной группы таково, что взаимодействие двух молекул кислот приводит к образованию замкнутой системы водородных связей в молекуле димера.Низшие карбоновые кислоты — жидкости с ост­рым запахом, хорошо растворимые в воде. С повышением относительной молекулярной массы растворимость кислот в воде и их плотность уменьшаются, а темпера­тура кипения повышается. Высшие кислоты, начиная с пеларгоновой (н-нонановой) СН3-(СН2)7-СООН, — твердые вещества, без запаха, нерастворимые в воде. Низшие карбоновые кислоты в безводном виде и в виде концентрированных растворов раздражают кожу и вызывают ожоги, особенно муравьиная кислота и уксусная кислота.

На физических свойствах карбоновых кислот сказывается значительная степень ассоциации вследствие образования водородных связей. Кислоты в отличие от спиртов, образуют более прочные водородные связи. Кроме того, у карбоновых кислот имеется возможность образования водородных связей с кислородом карбонильного диполя, обладающим значительной электроотрицательностью, а не только с кислородом другой гидроксильной группы. Действительно, в твердом и жидком состояниях карбоновые кислоты существуют в основном в виде циклических димеров.

· Карбоновые кислоты при реакции с металлами, их оксидами или их осно́вными гидроксидами дают соли соответствующих металлов:

CH_3COOH + Mg \longrightarrow (CH_3COO)_2Mg + H_2

CH_3COOH + CaO \longrightarrow (CH_3COO)_2Ca + H_2O

· Карбоновые кислоты могут вытеснять более слабую кислоту из её соли, например:

~2CH_3COOH + Na_2SiO_3 \longrightarrow 2CH_3COONa + H_2SiO_3

~HCOOH + NaHCO_3 \longrightarrow HCOONa + H_2O + CO_2

Карбоновые кислоты в присутствии кислого катализатора реагируют со спиртами, образуя сложные эфиры (реакция этерификации):

~CH_3COOH + CH_3CH_2OH \longrightarrow CH_3COOCH_2CH_3 + H_2O

При нагревании аммонийных солей карбоновых кислот образуются их амиды:

~CH_3COONH_4 \longrightarrow CH_3CONH_2 + H_2O

Под действием ~SOCl_2 карбоновые кислоты превращаются в соответствующие хлорангидриды:

~CH_3COOH + SOCl_2 \longrightarrow CH_3COCl + HCl + SO_2