24. .На примере фосфорной кислоты сформулируйте понятие об эквиваленте, о факторе эквивалентности.

под эквивалентом понимают реальную или условную частицу, кот может присоединять, высвобождать или быть каким то другим образом эквивалентной одному иону водорода (в кислотно-основных р-ях) или одному электрону (в овр). Эквиваленты не постоянны, они зависят от хим реакции, в кот-й участвуют эти в-ва. Эквивалент для в-ва записывают в виде (1/zX). 1/z=f эту величину называют фактором эквивалентности ( число, показывающее, какая реальная или условная доля в-ва эквивалентна одному протону или электрону). На примере фосфорной к-ты:

NaOH +H3PO4 = NaН2PO4 + H2O (1/z)=1, поскольку в молекуле к-ты ионом натрия замещается 1 протон.

2NaOH +H3PO4= Na2НPO4 + 2H2O (1/z)=1/2,замещается 2 протона.3NaOH +H3PO4 = Na3PO4 + 3H2O (1/z)=1/2.

25. Приемы титрования: прямое, обратное и титрование заместителя. Основные принципы.

Прямое титрование. Основано на непосредственном взаимодействии опред-го в-ва и титранта z1X+z1R=z3P.

Обратное. Когда прямое невозможно. Выбирают вспомогательный реагент (В), кот взаимодействует и с определяемым веществом и с титрантом. Когда концентрация В неизвестно титруют в 2 стадии. 1)к опред-му в-ву добавляют В в избытке Х+В=Р+В(остаток),после чего оттитровывают остаток В+R=Р и измеряют V1. 2)титруют то же колличество В+R=P и находят V2. Затем считают массу, только вместо объема титранта используют разницу объемов. А если конц-я В известна то титрование проводят по первой стадии.

Титрование заместителя. Когда нет подходящей реакции или индикатора для прямого. К определяемому в-ву Х добавл В, с которым Х образует эквивалентное количество нового соединения, назыв заместителем Y. X+B=P1+Y далее Y+R=P2 измеряют объем. Т.к. выполняется з-н эквив соотношений, то массу считают как в прямом титровании.

26. В чем принцип приема обратного титрования?

Обратное. Когда прямое невозможно. Выбирают вспомогательный реагент (В), кот взаимодействует и с определяемым веществом и с титрантом. Когда концентрация В неизвестно титруют в 2 стадии. 1)к опред-му в-ву добавляют В в избытке Х+В=Р+В(остаток),после чего оттитровывают остаток В+R=Р и измеряют V1. 2)титруют то же колличество В+R=P и находят V2. Затем считают массу, только вместо объема титранта используют разницу объемов. А если конц-я В известна то титрование проводят по первой стадии.

28. Стандартизация растворов кислот и щелочей. Приготовление и стандартизация растворов. Свойства первичных стандартов. приготовление р-ра приблизит конц-ции с установлением его точной концентрации (стандартизацией) с помощью растворов а)первичного стандартного (установочного) в-ва б)вторичного стандарта, концентрация которого определена с использованием первичного стандарта. Таким образом готовят растворы хлороводородной кислоты, едкого натра. Для приготовления титранта требуется хим соединение высокой степени чистоты. Требования к веществу: 1.быть химич чистым 2. Быть устойчивым и сохраняться без изменения состава на воздухе и в растворе 3.быть легкодоступным 4)иметь достат высокую массу эквивалента.

29. Стандартизация раствора перманганата калия. Метод и методика. Готовят раствор=0,1н концентрации, который выстаивается в теч неск суток, затем отфильтровывают осадок двуокиси марганца и стандартизируют раствор по одному из установленных веществ. Наиболее часто используют оксалат аммония, проводят прямое титрование р-ра (NH₄)₂C₂O₄ перманганатом в кислой среде.

(*2)8H⁺+ MnO^4-+ 5 e→Mn²⁺+ 4 H₂O (*5)C₂O₄^2—2е→2 CO₂ 16 H⁺+2MnO^4-+5C₂O₄^2-→2Mn²⁺+10CO₂+8H₂O

При проведении стандартизации р-ра KMnO₄ используют метод пипетирования исходя из объема титранта, кот-е может пойти на тирование (10-20мл) и рассчитывают навеску оксалата аммония m(X)=С(1/z₁X)*V(R)*M(1/z₂X)*10^-3*V_k/Va/

Таким образом получается, что для стандартизации перманганата необходимо методом взвешивания по разности взять навеску оксалата (0,7-1,4)г.

30. Что такое титрант? Как проводится его стандартизация? титриметрический метод основан на измерении объема титранта, пошедшего на реакцию с определяемым веществом. В качестве титранта используют р-ры реагентов с точно известной концентрацией, которые называются стандартными растворами. приготовление р-ра приблизит конц-ции с установлением его точной концентрации(стандартизацией) с помощью растворов а)первичного стандартного (установочного) в-ва б)вторичного стандарта, концентрация которого определена с использованием первичного стандарта. Таким образом готовят растворы хлороводородной кислоты, едкого натра. Для приготовления титранта требуется хим соединение высокой степени чистоты. Требования к веществу: 1.быть химич чистым 2. Быть устойчивым и сохраняться без изменения состава на воздухе и в растворе 3.быть легкодоступным 4)иметь достат высокую массу эквивалента.

32. .Изложите основы теории Бренстеда-Лоури. Приведите конкретные примеры веществ, проявляющих кислотные или основные свойства.

Теория Бренстеда и Лоури была разработана в 1923 году. В соответствии с ней кислота- вещество, способное отдавать протон ( донор), основанием – вещество, способное принимать (акцептировать) протон.Применительно к аналитической химии удобнее всего использовать эту теорию. Обозначим кислоту, способную отдавать протон, как НА, основание- как В, уравнение реакции между ними можно записать следующим образом: НА( кислота1) +В(основание2)→НВ⁺(сопряженная кислота2)+А^-(сопряженное основание1). Данное урав-е показывает, что кислота и основание взаимосвязаны: каждой кислоте соотв-т сопряженное основание, образующееся при отщеплении протона, а каждому основанию соотв-т своя кислота, образующаяся в результате присоединения протона. Напр:H2S сероводородная кислота- проявляет кислотные свойства,H₂S +2NaOH= Na₂S+2 H₂O; Н2РО4.. Наиболее сильные основные свойства проявляет гидроксид рубидия RbOH .Чем сильнее выражены металлические свойства хим. элемента, тем более основный характер имеет его гидроксид.

33. Что выражает ионное произведение воды? Что выражают значения pH, pOH, pK_a , pK_{b ,} pK_w ?

Ио́нное произведе́ние воды́ (константа автопротолиза  воды К_w) -произведение активных концентраций  ионов  водорода  Н⁺ и ионов гидроксила OH⁻ в воде или в водных растворах.C повышением температуры диссоциация воды увеличивается, следовательно, растёт и K_в, при понижении температуры — наоборот.

 Вода, хотя и является слабым электролитом, в небольшой степени диссоциирует: 2Н₂О↔Н₃О⁺+ОН^-.Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу диссоциации воды можно вычислить по формуле: где: [H⁺] — концентрация ионов гидроксония (протонов); [OH⁻] — концентрация гидроксид-ионов; [H₂O] — концентрация воды (в молекулярной форме) в воде.

рН- Водородный показатель- величина, характеризующая актив­ность или концентрацию ионов водорода в растворах.  рН=-lg[H⁺](моль/л), в нейтр. среде рН=7, щелочная среда рН>7, кислая среда рН<7.

Обратная pH величина — показатель основности раствора, pOH, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации в растворе ионов OH⁻: ,

рК_А=-lgK_A силовой показатель кислоты, рК_В=-lgК_В силовой показатель основания, чем больше рК_А(рК_В), тем слабее кислота (основание). рК_W -показатель константы автопротолиза воды, представляющего обратный логарифм константы автопротолиза: рК_W = -lgK_W = -lg10-14 = 14

34. Какие свойства растворов характеризует величина рН и какими методами её можно измерить? Водородный показатель характеризует концентрацию свободных ионов водорода в воде.

Для удобства отображения был введен специальный показатель, названный рН и представляющий собой логарифм концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком, т.е. pH = -log[H⁺].

рН - это показатель интенсивности, то есть, рН отражает степень кислотности или щелочности среды. Методы определения значения pH . Для определения значения pH растворов широко используют несколько методик. Водородный показатель можно приблизительно оценивать с помощью индикаторов, точно измерять pH-метром или определять аналитически путём, проведением кислотно-основного титрования. 1.Для грубой оценки конц-ции водородных ионов используются кислотно-основные инд-ры — органические в-ва-красители, цвет к-ых зависит от pH среды. К наиболее известным инд-рам принадлежат  лакмус,  фенолфталеин,  метиловый оранжевый и др. Инд-ры способны сущ-ть в двух по-разному окрашенных формах —в кислотной или в основной. Изменение цвета каждого инд-ра происходит в своём интервале кислотности, обычно от1—2 единицы. 2.Для расширения рабочего интервала измерения pH используют универсальный инд-ор, представляющий собой смесь из нескольких инд-в. Универс. инд-ор последовательно меняет цвет с красного через  жёлтый,  зелёный, синий до фиолетового при переходе из кислой области в щелочную. Опред-я pH инд-ным методом затруднено для мутных или окрашенных р-ров. 3.Использ-е специального прибора — pH-метра — позволяет измерять pH в более широком диапазоне и более точно (до 0,01 единицы pH), чем с помощью инд-ров. Ионометрический м-д опред-я pH основывается на измер-и милливольтметром-ионометром ЭДС гальванической цепи, вкл-ей специальный  стеклянный электрод, потенциал к-го зависит от конц-ции ионов H⁺ в окружающем р-ре. Способ отличается удобством и высокой точностью, позволяет измерять pH непрозрачных и цветных растворов и потому широко используется. 4. Аналитический объёмный м-д — кислотно-основное титрование — также даёт точные рез-ты опред-я кислотности р-ров. Р-р известной конц-ции (титрант) по каплям добавляется к исследуемому р-ру. При их смешивании протекает химическая реакции. Точка эквив-ти  — момент, когда титранта точно хватает, ч-бы полностью завершить р-цию, — фиксируется с помощью инд-ра. Далее зная конц-цию и объём добавленного р-ра титранта, вычисляется кислотность раствора. 5. Влияние температуры на значения pH 0.001 моль/Л HCl при 20 °C имеет pH=3, при 30 °C pH=3; 0.001 моль/Л NaOH при 20 °C имеет pH=11.73, при 30 °C pH=10.83 Влияние темп-ры на значения pH объясняется различной диссоц-ей ионов водорода (H⁺) и не является ошибкой эксперимента. Темп-рный эффект невозможно компенсировать за счет электроники pH-метра.

35. Буферные растворы, буферная емкость. Как определяется значение pH для этих растворов.

Буферные р-ры- р-ры, сохраняющие постоянное значение рН при добавлении к ним растворов кислот и оснований. В качестве буф-х р-ров обычно используют р-ры слабых кислот и их солей или слабых оснований и их солей, т.е. слабых кислот и сопряж-ых оснований или слабых оснований и сопряженных кислот. Буферная емкость(π)-опр-ся количеством молей сильной кислоты и щелочи, к-ые при добавлении к 1 л буф-го р-ра меняет рН на единицу, π=∆n_HA\∆рН =∆ n_BOH\∆рН , где ∆n_HA и ∆ n_BOH - число молей сильной кисл-ы или осн-я, вызывающее изменение величины рН на ∆рН. Буферная емкость зависит от конц-ии кисл-ы или осн-я (чем выше конц-ии комп-в буфера, тем больше буферная емкость), константы диссоциации и от соотношения конц-ии соли и конц-ии кислоты. Формула для выч-ия рН буф-го р-ра, образованного слабой кислотой и ее солью: рН=рК_А+lg*C_соли / С_кисл.,рОН буф-го р-ра, образованного слабым основанием и его солью рОН=рК_В+lg*С_соли / С_основ.; откуда рН=14-рК_В-lg*С_соли / С_основ.

36. .Кислотно-основное титрование сильных оснований сильными кислотами. Скачок титрования. Принцип подбора индикатора.

Для построения кривой титрования сильного основания сильной кислотой расч-т знач-я рН. До точки эквивалентности (τ<1) рН раствора определяется концентрацией неоттитрованной щелочи и рассчитывается по формуле pH = 14 - pOH = 14+lgС(NaOH), pH=14 +lgCo(τ-1), где Со- исходная конц-ция титранта. В точке эквивалентности (τ=1) раствор нейтрален (рН = 7,0). После точки эквивалентности (τ>1) рН раствора определяется концентрацией кислоты, которая будет находиться в избытке, и рассч-ся по ф-ле pH = - lgCo(1-τ). Скачок титрования – это резкое изменение рН вблизи точки эквивалентности. Начало скачка соответствует недостатку в 0,1% прибавленного титранта (т. е. добавлено 99,9 % титрата), а конец скачка соответствует избытку добавленного титранта в количестве 0,1 %. Скачок титрования – наиболее существенная часть кривой титрования, т. к. именно по нему производят выбор индикатора. Величина и положение (по шкале pH) скачка титрования зависят от силы титруемой кислоты и основания. Чем больше скачок на кривой титрования, тем меньше погрешность титрования, связанная с выбором индикатора.

39. Кислотно-основное титрование слабых кислот сильными основаниями. Скачок титрования. Принцип подбора индикатора

титрование слабых кислот сильными основаниями.

C целью построения кривой титрования, рассчитываем знач-е рН. 1)при τ=0 имеем р-р слабой кислоты с концентрацией Со: рН=1\2рК_А-1\2lgСо; 2)при 0<τ<1 в р-ре присутствует остаток кислоты, не вступившей в р-цию, и ее соль, образовавшаяся в рез-те этой р-ции, т.е.-буферный р-р: рН=рК_А+lg*C_соли / С_кисл.. Если в к-либо т.кривой титр-я на данном уч-ке степень оттитр-я составляет τ, то в р-ре образуется соль с конц-ей С_соли=Со* τ, и остается кислота в конц-ции С_кисл.=Со(1-τ).Получаем: рН=рК_А+lg* τ / 1- τ. 3)при τ =1(т.экв). Имеем соль сильного основания и слабой кислоты, где конц-ия образовавшейся соли без учета разбавления можно принять равной исходной конц-ции кислоты С_соли≈Со, тогда: рН_т.э.=7+1\2рК_А+1\2lgСо.4) при (τ>1) область кривой опред-ся избытком добавленного титранта. pH =14+lgCo(τ-1). Кривая титр. слабых кислот р-рами сильных оснований хар-ся небольшим скачком титр-я(2-3 ед. рН),а так же не совпад-м т.э. и т. нейтрализации рН_т.э.≠7. Величина скачка в этом случае зав-т не только от конц-ции титранта и определяемого вещ-ва, но и силы кислоты-К_А. Темп-ра р-ра тоже влияет: на его вел-ну:1)чем сильнее кислота(осн-е), тем больше скачок-∆рН;2)чем выше конц-я слабой кисл-ы(осн-я) и конц-я титранта,нем больше-∆рН.3)чем выше темп-ра, тем меньше скачок рН на кривой титр-я. Скачок титрования – это резкое изменение рН вблизи точки эквивалентности. Начало скачка соответствует недостатку в 0,1% прибавленного титранта (т. е. добавлено 99,9 % титрата), а конец скачка соответствует избытку добавленного титранта в количестве 0,1 %. Скачок титрования – наиболее существенная часть кривой титрования, т. к. именно по нему производят выбор индикатора. Величина и положение (по шкале pH) скачка титрования зависят от силы титруемой кислоты и основания. Чем больше скачок на кривой титрования, тем меньше погрешность титрования, связанная с выбором индикатора.

41. .Кислотно-основное титрование слабых оснований сильными кислотами. Скачок титрования. Принцип подбора индикатора

титрование слабых оснований сильными кислотами. C целью построения кривой титрования, рассчитываем знач-е рН. 1)при τ=0 имеем р-р слабого основания с концентрацией Со: рОН=1\2рК_В-1\2lgСо;рН=14-рОН. 2)при 0<τ<1 в р-ре присутствует остаток основания, не вступившей в р-цию: рОН=рК_В+lg*C_соли / С_осн.; рН=14-рОН. Если в к-либо т.кривой титр-я на данном уч-ке степень оттитр-я составляет τ, то в р-ре образуется соль с конц-ей С_соли=Со* τ, и остается основание в конц-ции С_осн.=Со(1-τ).Получаем: рОН=рК_В+lg* τ / 1- τ; рН=14-рОН 3)при τ =1(т.экв). Имеем соль сильной кислоты и слабого основания, где конц-ия образовавшейся соли без учета разбавления можно принять равной исходной конц-ции основания С_соли≈Со, тогда: рН_т.э.=7+1\2рКв+1\2lgСо. 4) при (τ>1) область кривой опред-ся избытком добавленного титранта.

pH =-lgCo(τ-1). Кривая титр. слабых осн-ий р-рами сильных кислот хар-ся небольшим скачком титр-я(2-3 ед. рН),а так же не совпад-м т.э. и т. нейтрализации рН_т.э.≠7. Величина скачка в этом случае зав-т не только от конц-ции титранта и определяемого вещ-ва, но и силы кислоты-К_А. Темп-ра р-ра тоже влияет: на его вел-ну:1)чем сильнее кислота(осн-е), тем больше скачок-∆рН;2)чем выше конц-я слабой кисл-ы(осн-я) и конц-я титранта,нем больше-∆рН.3)чем выше темп-ра, тем меньше скачок рН на кривой титр-я. Скачок титрования – это резкое изменение рН вблизи точки эквивалентности. Начало скачка соответствует недостатку в 0,1% прибавленного титранта (т. е. добавлено 99,9 % титрата), а конец скачка соответствует избытку добавленного титранта в количестве 0,1 %. Скачок титрования – наиболее существенная часть кривой титрования, т. к. именно по нему производят выбор индикатора. Величина и положение (по шкале pH) скачка титрования зависят от силы титруемой кислоты и основания. Чем больше скачок на кривой титрования, тем меньше погрешность титрования, связанная с выбором индикатора.

43. Изложите основы кислотно-основного титрования многоосновных кислот (оснований) Пользуясь справочником, приведите конкретные примеры, в которых возможно раздельное ступенчатое титрование и в которых такое титрование невозможно. В растворах многопротонных кислот диссоциация более слабых электролитов подавлена диссоциацией более сильных электролитов, поэтому при добавлении сильного основания к смеси кислот или к растворам многопротонных кислот (которые также можно рассматривать как смесь нескольких кислот),сначала должна вступать в реакцию (оттитровываться) более сильная кислота,а затем более слабая.

Ступен.титрование становиться возможным, если выпол-ся след.условия: 1)кА≥10^-7(рК_А ≤ 7),т.е на кривой титро-я наб-ся скачок,достаточный для титриметрических определений. 2) К₁/К₂ ≥ 10⁴-только в этом случае возможно раздельное тирование кислот; сначала в химическую реакцию с N_aOH вступает более сильная кислота(К₁),и когда она практически полностью прореагировала,в реакцию начинает вступать более слабая кислота(К₂).Т. е в этом случае замещение каждого протона в многопротонной кислоте (или в смеси кислот)сопровождается отдельным скачком на кривой тиро-я. Если К₁ и К₂ различаются меньше, чем на 4 порядка, то кислоты по силе близки, и при реакции с едким натром происходит замещение протонов в обеих кислотах практически одновременно.На кривой тит-я стадии замещения двух протонов сливаются в один скачок. Напр1: Н₂С₂О₄-щавельная кислота,К₁=5.6*10^-2, К₂=5.4*10^-5.Титр-е(NaOH) возможно по 2-ум протонам, т.к. К(Н₂С₂О₄)>10^-7. К1\К2=1,03*10^-3<10⁴→титрование ступенчатое, т.к.К1\К2≤10⁴. Напр2: Н₃РО₄-фосфорная кислота.К1=7,1*10^-3; К2=6,2*10^-8; К3=5,0*10^-13-титровани ступенч.,но последнего скачка не бкдет,т.к. К3<<10^-7. Напр3:невозможно угольн.кисл.Н₂СО₃ К1=4,5*10^-7 К2=4,8*10^-11

45.основы теории окисл-восс.реакций.электронно- ионный метод подбора коэффициента в окис-вост. реакциях.

Окислите-вост. реакции-реакции ,протекающие с передачей электронов и сопровождающиеся изменением степеней окисления реагирующих веществ: Ох₁+z₁e^-→Red₁- реакция восстановления; Red₂ –z₂e^-→Oх_{2 –} реакция окисления. Данные реакции называются полуреакциями. Ве-ва с более высокой степенью окисления наз-ют окислителем или окисленной формой, а с более низкой-восстановителем или восстановленной формой. Востановленная форма ве-ва в ходе хим. реак-и отдает электроны ,при этом окисляется, окисленная форма принимает электроны и восстанавливается. Окисленная и восстановительная форма вещества составляют сопряженную окислительно-восст.пару(ОВ-пару). Полуреакция окисления и восс-я не сущ-ют друг без друга: если есть донор, то должен быть и акцептор. Реально протекает суммарная окисл-восст. реак-я: Ох₁+ Red₂→ Red₁+Ох_2, в к-ой число отдаваемых электронов в одной полуреакции должно быть числу электронов, принимаемых в другой полуреакции.

Электронно –ионный метод подбора коэффициента в окис-воост реакциях. При составлении урав-ий ОВ р-ций вначале необходимо: 1)определить, какое из реагирующих веществ яв-ся окислителем, а какое-восстановителем,и 2)составить схему реакции,указав ее продукты. Для подбора коэффициентов в уравнениях ОВ р-ций используют метод ионно-электронного баланса. Он заключается в выполнении последовательности операций, включающих составление: 1)ионного(материального)баланса и 2)электронного баланса (баланса зарядов). Поскольку метод также носит название «метод полуреакций», очевидно,что начинать следует с написания схем полуреакций окисления и восстановления .

46. Какую информацию дает обзор таблицы стандартных окислительно-восстановительных потенциалов? Каким образом получены эти значения?В табл. предст-ы значения стандартного ОВ потенциала (колич-я хар-ка ОВ св-в каждой ОВ-пары),где соотв-ая ОВ-пара предст-на в виде полуреакции восстановителя. При сравнении св-в 2-х ОВпар, чем выше станд.редокс-потенциал Е⁰,тем сильнее проявл-ся окисл-е св-ва; чем выше Е⁰, чем сильнее выражены восстан-е св-ва. Сравн-е станд-х редок-потенциалов 2х ОВ пар позволяет сделать вывод о направлении хим.р-ции, к-я будет протекать с образ-ем более слабых форм окис-ля м восстан-ля. Табулир-е в справочн-х знач-я ст. ОВ потенц-в измерены экспериментально и получены путем теоретич-х расчетов. Для измерения потенциала в р-р сод-щи ОВформы,помещают электрод из химическииндиферентного электропроводящего материала (платина),т.к. потенц-л одного электрода измерить не возможно,то собирают гальвонический элемент из пары электродов, чтобы измерить ЭДС или разность потец-в м\у ними.ЭДС=∆Е.

47. Методы установления конечной точки в окислительно-восстановительном титровании. Редокс-индикаторы, область перехода окраски редокс-индикаторов. Подбор индикатора .

Конечная точка титрования- т.,в к-ой наблюдается резкое изменение окраски индикатора и заканчивается процесс титрования. К. т. титрования можно опр-ть либо по резкому излому кривой титрования, построенной в координатах V - E, либо визуально. Если титрант является интенсивно окрашенным веществом, то от использования индикатора можно отказаться. Например, при титровании восстановителей раствором перманганата калия в кислой среде малиновая окраска перманганата будет обесцвечиваться до тех пор, пока в системе будет находиться даже небольшое количество определяемого вещества. Как только реакция будет закончена и в реакционной системе появится избыток титранта, раствор окрасится в розовый цвет.

Если же раствор бесцветный или окраска его мало интенсивна, то для визуальной индикации конечной точки титрования необходимо использовать индикаторы . ОВ инд-ры- в-ва, к-е могут сущ-ть в окис-ной и в-ой формах, причем окраска этих форм различна.

Св-ва ОВ инд-ра,способного к р-циям окисления-восст-я можно охарактеризовать с помощью станд-го редокс-потенц-ла-Е⁰_ind.

Потенциал устанавл-ся при равновесии системы будет Е= Е⁰_ind+0,059\n*lgCind_ox\Cind_red. Интервал перехода окраски инд-ра составит ∆Е=Е⁰_ind±0,059\n. Границы инт-ла будут зависеть от числа электронов n. Индикатор выбирают т.о.,чтобы инте-л перехода окраски инд-ра совпадал с потенц-м системы в т.экв-ти или,попадал в предел скачка на кривой титр-я. В кач-ве часто исполз-х ОВинд-ов:дифениламин и фенилантрианиловую кислоту.

48. Как определяется реальный потенциал системы в окислительно-восстановительных реакциях? От каких факторов он зависит? Формальный ОВ потенциал системы зависит от стандартного потенциала, концентрации окислительной и восстановительной форм вещ-ва и темп-ры раствора. Эт взаимосвязь описывается уравнением Нернста: Е=Е⁰_Ох\Red+0,059\z*lga_Ox\a_Red. Также на потенциал оказывает влияние также кислотность среды(рН р-ра) и присутствие в р-ре реагентов-осадителей или комплексообразующих в-в, способных образовываться малорастворимые соед-я или прочие комплексы с окисл-й или восстан-ой формами.

49. В каких координатах изображается кривая титрования в окислительно-восстановительных реакциях? Как изменяется реальный потенциал системы в ходе титрования? Рассмотрите на примере титрования раствора Fe²⁺ раствором KMnO₄.

Кривая титрования в окисл.-восст. реакциях изображается в координатах: потенциал (Е) и Степень оттитровывания. В кач-ве титранта берут перманганата калия. В процессе титрования изменяктся значение потенциала в системе. Зависимость потенциала системы от степени оттитровывания-наз-ся кривая окислительно-восстановительного титрования.

50. Изложите основы комплексонометрического титрования. Почему в комлексонометрии не могут быть использованы монодентатные лиганды (например, аммиак), а используются полидентатные (например, ЭДТА) ? Большинство катионов образуют с трилоном Б достаточно прочные комплексные соединения, что находит широкое применение для титриметрического определения ионов металлов комплексонометрическим методом. Селективность титрования достигается путем изменения рН среды. Для определения менее устойчивых комплексов используют рН>=10. Для определения металлов, образующих более устойчивые комплексы с ЭДТА титрование можно проводить и в более кислой среде. Для поддержания рН среды в процессе титрования используют буферные растворы (например, при определении ионов Аl 3+ применяют ацетатный буфер с рН=4,5). В общем виде химич. реакцию, положенную в основу комплексонометрического титрования можно представить в следующем виде:

(формула)

51. Что характеризуют справочные данные по устойчивости комплексов. Какова взаимосвязь константы устойчивости и константы нестойкости?

Ур-ие р-ции образования комплекса имеет след-ий вид: М+nL↔ML_n(К_уст.→;←К_нест.). Константа равновесия р-ции комплекообразования наз-ся константой устойчивости компл-го соед-я: Куст.=β=[ML_n]\[M]*[L]ⁿ. Чем больше данная величина,тем больше число комплексных частиц образ-ся в р-ре, тем меньше комплекс диссоциирует на составные части, т.е. слабее протекает обратная р-ция,к-ая хар-ся константой нестойкости: Кнест.=[M]*[L]ⁿ\[ML_n]. Конст.уст-ти обратна величине константы нест-ти(Куст=1\Кнест.), причем эти величины справочные.