Наибольшая разность потенциалов данного элемента (Т. Е. Разность потенциалов при обратимых условиях его работы) называется его электродвижущей силой и обозначается Э. Д. С.

Э.д.с. гальванического элемента равна алгебраической сумме отдельных разностей (скачков) потенциала, существующих на поверхностях раздела между различными фазами, образующими элемент.

Принято Э.Д.С. считать положительной для нормально работающего элемента, т.е. для того направления реакции, в котором она протекает самопроизвольно и отрицательной для обратного направления реакции.

ЭДС гальванического элемента вычисляется по формуле:

ЭДС гальванического элемента пропорциональна совершаемой им работе и поэтому всегда положительна; ее вычисляют, вычитая из большего значения потенциала меньшее.

Стандартная ЭДС гальванического элемента (обозначим ее для краткости ) связана со стандартной энергией Гиббса  протекающей в гальваническом элементе реакции следующим соотношением:

где  – число электронов, участвующих в процессе,  - стандартная ЭДС гальванического элемента,  – число Фарадея.

ЗАКЛЮЧЕНИЕ

Знание величин электродных потенциалов различных электродов позволяет рассчитывать значение ЭДС гальванических элементов, определять направление самопроизвольного протекания химических реакций, а также решать и другие задачи.

Лекция 14. Аналитическая химия

Аналитическая химия, представляя собой один из разделов прикладной химии, определяется как наука, изучающая свойства и процессы превращения веществ с целью установления их химического состава.

Установить химический состав вещества - это ответить на вопрос о том, какие элементы или их соединения и в каком количестве содержатся в анализируемом веществе.

В зависимости от характера анализируемого вещества различают анализ неорганических и органических материалов, что обусловлено особенностью органических соединений по сравнению с неорганическими.

В зависимости от характера поставленной задачи различают два вида анализа - качественный и количественный. Качественный анализ позволяет ответить на вопрос, какие вещества находятся в данной пробе; количественный анализ отвечает на вопрос, в каких количествах обнаруженные вещества присутствуют в данной пробе.

Качественный анализ. Химический анализ состоит в основном из следующих этапов - отбор пробы, разложение пробы с переводом в раствор, проведение химической реакции или измерение какого-либо физического параметра.

В основе деления катионов на группы лежат реакции с кислотами и основаниями. При последовательной обработке смеси: а) соляной кислотой, б) серной кислотой, в) избытком щелочи в присутствии пероксида водорода, г) раствором аммиака – выделяют следующие группы:

1. Ионы, не образующие осадки не с одним из перечисленных реактивов: К⁺, Na⁺ и NH₄⁺.

2. Ионы, образующие нерастворимые хлориды: Ag⁺,Pb⁺²,Hg₂⁺²

3. Ионы, образующие нерастворимые сульфаты: Вa⁺², Ca⁺², Sr⁺²

4. Ионы, образующие гидроксиды, растворимые в избытке щелочи: Al³⁺, Cr³⁺, Zn²⁺, Sn²⁺, Sn⁴⁺

5. Ионы, образующие гидроксиды, нерастворимые ни в избытке щелочи, ни в аммиаке: Fe²⁺, Fe³⁺, Mn²⁺, Mg²⁺, Bi³⁺, Sb³⁺

6. Ионы, образующие гидроксиды, растворимые в аммиаке: Co²⁺, Cu²⁺, Ni²⁺, Hg²⁺, Cd²⁺.

В основу классификации анионов положена растворимость солей бария и серебра соответствующих кислот (таблица 1.).

Количественный анализ. Предмет количественного анализа - изучение методов, позволяющих определять количественный состав вещества.

Задача количественного анализа - определение количественного содержания химических элементов в соединениях. Методы количественного анализа разделяются на химические, физические и физико-химические.

К химическим методам анализа относятся гравиметрический (весовой) и титриметрический (объемный).

Сущность гравиметрического (весового) метода анализа состоит в том, что определяемый компонент переводится в нерастворимое состояние, т.е. в осадок, который отделяется путем фильтрования от раствора, а затем после высушивания или сжигания взвешивается.

Таблица 1. Классификация анионов

Номер группы	Характеристика группы	Анионы, образующие группу	Групповой реагент
1	Соли бария трудно растворимы в воде	SO4^2–, SO3^2–, S2O3^2–, CO3^2–, PO4^3–, AsO4^3, AsO3^–, SiO3^2–, BO2^–B4O7^2–, CrO4^2–, F^–, C2O4^2- и др.	ВaCl2 в нейтральном или слабощелочном растворе
2	Соли серебра трудно растворимы в воде и разбавленной HNO3	Cl^–, Br^–, J^–, S^2– и др.	AgNO3 в присутствии HNO3
3	Соли бария и серебра растворимы в воде	NO3^–, NO2^–, CH3COO^–, MnO4^-.	Нет

При выполнении титриметрического (объемного) метода взвешивание заменяется измерением объема. В качестве примера можно привести метод кислотно-основного титрования, который основан на использовании реакции нейтрализации между кислотами и основаниями: Н⁺ + ОН ^- ® Н₂О.

Методы кислотно-основного титрования позволяют определять концентрации растворов (и, следовательно, количество в смесях) неорганических и органических кислот и оснований и некоторых солей, подвергающихся гидролизу или реагирующих с кислотами и основаниями.

При кислотно-основном титровании реакция среды в момент эквивалентности - точка эквивалентности (т.е. когда кислота полностью прореагировала, а избытка щелочи еще нет) может быть нейтральной, кислой или щелочной в зависимости от природы вступающих в реакцию нейтрализации кислоты и основания. Продуктами реакции между сильной кислотой и сильным основанием являются соль, не подвергающаяся гидролизу, и вода: HCl + NaOH = NaCl + H ₂ O.

В этом случае раствор в точке эквивалентности имеет нейтральную реакцию, т.е. рН_т.э.=7. Фиксирование точки эквивалентности в кислотно-основном титровании проводят с помощью химических индикаторов или физико-химическими методами. Индикаторы кислотно-основного титрования - это сложные органические вещества, которые способны изменять свою окраску в зависимости от рН раствора.

Согласно ионной (протолитической) теории, кислотно-основные индикаторы, которые в растворах могут существовать в ионизированной и неионизированной формах. Эти формы окрашены в разный цвет и находятся в равновесии, зависящем от рН среды (HInd _{(окраска 1 )} «H ⁺ + Ind ^- _{(окраска 2)}).

Хромофорная теория кислотно-основных индикаторов связывает изменение их окраски с изменением строения индикаторов в результате внутримолекулярной перегруппировки.

Физико-химические методы определения точки эквивалентности основаны на анализе изменения свойств раствора в процессе титрования, например изменения рН среды в потенциометрическом методе, электрической проводимости раствора в кондуктометрическом, оптических свойств в фотометрии и спектрофотометрии, силы тока, проходящего через раствор, в амперометрическом методе и др.

В химическом анализе используется йодометрия. Иодометрия метод окислительно-восстановительного анализа, при котором о количестве определяемого вещества судят по количеству поглощенного или выделенного йода. В йодометрии в качестве окислителя выступает элементарный йод, способный вступать в реакцию с некоторыми восстановителями, стандартный потенциал которых отрицательнее потенциала окислительно-восстановительной реакции: I ₂ + 2 e ^– = 2 I ^–, Е = 0,54 В.

Вещества, окислительно-восстановительный потенциал которых больше 0,54 В, будут являться окислителями по отношению к иону йода и в данном случае будет выделяться элементарный йод. В качестве индикатора в йодометрии используется раствор крахмала.