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.

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

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

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

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.

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