Окисно-відновні реакції в аналітичній хімії

Фактори, що впливають на перебіг окисно-відновних реакцій. Кількісна міра окисно-відновної здатності сполученої окисно-відновної пари. Окисно-відновні титрування: броматометричне і бромометричне. Методи редоксметрії. Редокс-індикатори. Амоній тіоціанат.

Рубрика Химия
Вид реферат
Язык украинский
Дата добавления 28.05.2013
Размер файла 36,0 K

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

Размещено на http://www.allbest.ru/

Окисно-відновні реакції в аналітичній хімії

Вступ

Головним предметом вивчення в хімії є хімічна реакція. Глибоке знання сутності та закономірностей протікання хімічних реакцій дає можливість керувати ними і використовувати для синтезу нових речовин. Засвоєння загальних закономірностей протікання хімічних реакцій необхідно для подальшого вивчення властивостей неорганічних і органічних речовин. Більшість хімічних процесів, що протікають в природі і здійснювані людиною в її практичній діяльності, являють собою окислювально-відновні реакції. Як приклад можна навести такі процеси: фотосинтез, горіння природний газ, отримання металів з руд, синтез аміаку.

Застосування окисно-відновних реакцій величезне. Вони використаються в якісному та кількісному аналізі речовин, біохімічних процесах, для отримання нових важливих речовин. Рівняння цих реакцій цікаві своєю складністю і особливістю.

1. Основні поняття. Фактори, що впливають на перебіг окисно-відновних реакцій

1.1 Основні поняття та визначення

Характерною особливістю реакцій окиснення-відновлення являється перехід електронів між реагуючими частинками. Частинку, що приймає електрон, зазивають окисником, а ту, що віддає, - відновником. Наприклад, у реакції

Fe2+ + Ce4+ = Fe3+ + Ce3+ (1.1)

електрони від Fe2+ переходять до Ce4+, у результаті чого ступінь окиснення (і позитивний заряд) іона церія зменшується, а іона феруму збільшується. Іон Ce4+ в даному випадку являється окисником, а іон Fe2+ - відновником. Таким чином, процес окиснення однієї речовини виявляється нерозривно пов'язаним з відновленням іншого, тому реакції такого типу називаються окисно-відновними.

Кожну окисно-відновну реакцію можна представити як суму двох напівреакцій, одна з яких відображає перетворення окисника, а інша - відновника. Наприклад, в реакції (1.1) рівняння напівреакції з окисником має вигляд

Ce4+ + е- = Ce3+ (1.2)

а з відновником

Fe2+ = Fe3+ + е - (1.3)

Підсумовування (1.2) та (1.3) дає рівняння хімічної реакції (1.1). Цілком зрозуміло, що при підсумовуванні необхідно передбачити, щоб у відповідності з законом електронейтральності розчину число електронів, що віддаються відновником, точно дорівнювало числу електронів, що приймаються окисником. На цьому ґрунтується електронно-іонний метод підбору коефіцієнтів в окисно-відновних реакціях, найбільш наочний та універсальний.

Еквівалентом окисника або відновника називається його частка (реальна або умовна), яка, відповідно, приєднує або віддає один електрон.

Молярна маса еквівалента 1/z М (Х) окисника або відновника дорівнює їх молярної масі М(Х), помноженої на фактор їх еквівалентності 1/z в даній реакції.

Фактор еквівалентності окисника або відновника дорівнює 1/z, де z - число електронів, прийнятих або відданих однією часткою (молекулою, атомом, іоном) окисника або відновника. Тому молярна маса еквівалента окисника або відновника обчислюється за рівнянням:

М(1/z Х) = М(Х)/z.

1.2 Фактори, що впливають на протікання окисно-відновних реакцій

Характер протікання окисно-відновних реакцій залежить від:

· концентрації реагенту;

Zn + H2SO4 (розв.) ZnSO4 + H2 окисник Н+;

3Zn + 4H2SO4 (конц.) 3ZnSO4 + S + 4H2O окисник S+6.

· температури реакції;

на холоді:

Cl2 + 2KOH KCl + KClO + H2O;

при нагріванні:

3Cl2 + 6 KOH 5KCl + KClO3 + 3H2O.

· наявності каталізатора;

без каталізатора:

4NH3 + 3O2 2N2 + 6H2O;

з каталізатором:

4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O.

· вплив характеру середовища

кисле середовище:

2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 2MnSO4 + K2SO4 + 5Na2SO4 + 3H2O;

2| MnO4- + 8H+ + 5e - Mn2+ + 4H2O;

5| SO32- + H2O - 2e - SO42- + 2H+.

нейтральне середовище:

2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O 2MnO2 + 3Na2SO4 + 2KOH;

2| MnO4- + H2O + 3e - MnO2 + 4OH-;

3| SO32- + 2OH- - 2e - SO42- + H2O.

лужне середовище:

2KMnO4 + Na2SO3 + 2KOH 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O;

2| MnO4- + 1e - MnO42-;

1| SO32- + 2OH- - 2e - SO42- + H2O.

В окисно-відновних реакціях, що протікають у водних розчинах, часто беруть участь вода або її іони, які не тільки сприяють передачі електронів від відновника до окисника, а й пов'язують компоненти даних перетворень. Особливо це важливо для біохімічних окисно-відновних реакцій, що завжди протікають у водних розчинах.

2. Напрямок протікання окисно-відновних реакцій

В основі визначення напрямку мимовільного протікання окисно-відновних реакцій лежить наступне правило: окисно-відновні реакції мимовільно протікають завжди в бік перетворення сильного окисника в слабкий зв'язаний відновник або сильного відновника в слабкий зв'язаний окисник.

Кількісною мірою окисно-відновної здатності даної сполученої окисно-відновної пари є величина її відновного потенціалу, яка залежить від:

· природи окисненої і відновленої форми даної пари;

· співвідношення концентрацій окисненої і відновленої форми даної сполученої пари;

· температури.

Суть окисно-відновних реакцій полягає в конкуренції за приєднання електрона між окисниками, що беруть участь. При цьому електрон приєднує та пара, окиснена форма якої сильніше його утримує.

Зіставляючи потенціали сполучених пар, що беруть участь в окисно-відновній реакції, можна заздалегідь визначити напрямок, в якому буде мимовільно протікати та чи інша реакція.

При взаємодії двох сполучених окисно-відновних пар окисником завжди буде окиснена форма тієї пари, потенціал якої має більш позитивне значення.

Для визначення напрямку окисно-відновної реакції можна також користуватися величиною її ЕРС.

ЕРС окисно-відновної реакції в стандартних умовах чисельно дорівнює різниці стандартних потенціалів сполучених окисно-відновних пар, що беруть участь в реакції:

Е° = -

Умовою мимовільного протікання окисно-відновної реакції є позитивне значення її ЕРС, тобто

Е° = - > 0

Кількісною характеристикою протікання будь-яких оборотних процесів є константа рівноваги К, яка пов'язана зі зміною стандартної енергії Гіббса:

ДG = -2,3RT lg K

Окисно-відновні реакції лежать в основі метаболізму будь-яких організмів. У разі аеробного метаболізму основним окисником є молекулярний кисень, що надходить в процесі дихання, а відновником - органічні сполуки, які надходять з продуктами харчування. При анаеробному метаболізмі в його основі лежать переважно окисно-відновні реакції, в яких і окисниками, і відновниками є органічні сполуки.

3. Окисно-відновні титрування. Теоретичні основи

3.1 Методи редоксметрії

Реакції окиснення-відновлення лягли в основу групи методів титриметричного аналізу, які називають методами окисно-відновного титрування, або редоксметрії. Залежно від типу реакцій і робочих розчинів розрізняють такі методи:

1. Перманганатометричне титрування, титрант - розчин КМnO4.

2. Йодометричне титрування - в основі лежить взаємодія з йодом.

3. Броматометричне титрування, титрант - розчин KBrO3.

4. Дихроматометричне титрування, титрант - розчин K2Cr2O7.

5. Нітритометричне титрування, титрант - розчин NaNO2.

В якості титрантів в окисно-відновному титруванні застосовують розчини окисників і відновників. Вони в залежності від умов можуть вступати в реакції, у яких передається різна кількість електронів, тому часто окисники і відновники не мають постійного еквівалента.

3.1.1 Перманганатометричне титрування

Основна реакція. У перманганатометричному титруванні застосовують титрант - розчин калій перманганату. Титрування найчастіше проводять у кислому середовищі, у присутності Н24.

Приготування титранту. Розчини КМnО4 готують звичайно 0,1 н. Для приготування 1 дм3 розчину беруть наважку дещо більше 3,161 г. КМnО4 являється сильним окисником і здатний в розчинах змінювати свою концентрацію у присутності різних відновлюючих речовин - органічних домішок аміаку. При приготуванні розчинів КМnО4 їх витримують кілька днів у темному місці для того, щоб пройшли всі окисно-відновні процеси з домішками, що містяться у воді. Тільки після відстоювання концентрація розчину КМnО4 стає постійною і розчин стандартизують.

Стандартизація титранта. Розчин КМnО4 стандартизують за щавлевою кислотою. Індикатором у методі служить титрант, при найменшому надлишку якого розчин, що титрують, забарвлюється в рожевий колір, тому титрування розчином КМnО4 проводять до появи рожевого забарвлення аналізованого розчину. При титруванні розчином КМnО4 (та інших окислювачів) використовують бюретки зі скляним краном. Застосування бюреток з гумовими трубками неприпустимо, так як гума окислюється, і розчини КМnО4 у підсумку змінюють свою концентрацію. Залишати розчин КМnО4 на тривалий час у бюретках не рекомендується, тому що на стінках бюреток з'являється коричневий наліт марганець діоксиду. Але він легко відмивається розчинами НСl і Н2С2О4. Концентрацію розчину КМnО4 регулярно перевіряють.

Застосування. Перманганатометричне титрування застосовують для аналізу відновників - гідроген пероксиду Н2О2, магній пероксиду МgО2 + МgО, натрій нітриту NaNО2, заліза відновленого та ін.

3.1.2 Йодометричне титрування

Основи методу. Йодометрія заснована на реакції відновлення вільного йоду до йодид-іонів та окиснення йодид-іонів у вільний йод (зворотна реакція). Іодометричним титруванням визначають як окисники, так і відновники. Реакції проводять у нейтральному середовищі. У лужному або кислому середовищі можуть виникнути побічні реакції. У кислому середовищі КI утворює HI, яка нестійка і під впливом світла виділяє вільний йод. У сильно лужному середовищі I2 утворює гіпойодиди.

Титрант. Застосовують розчини натрій тіосульфату і йоду 0,1 і 0,01 н. концентрації. Розчини натрій тіосульфату застосовують для титрування вільного йоду. При проведенні цієї реакції йод відновлюється до йодид-іонів, тіосульфат-іони окиснюються до тетратионат. Йод малорозчинний у воді, його розчини готують у присутності КI, що утворює розчинний у воді комплекс.

Наважку йоду беруть дещо більше розрахункової, враховуючи можливість присутності домішок. Йод летючий і при відважуванні може випаровуватися, тому всі операції відважування та приготування розчину йоду проводять, використовуючи бюкси і за можливістю швидко. Наважку йоду (13 г.) розчиняють у концентрованому розчині потрійної (39 г. КI на 50 см3 води) кількості КI і після повного розчинення йоду розчин доводять у мірній колбі водою до 1000 см3. Концентрацію приготованого розчину йоду встановлюють за розчином натрій тіосульфату, для чого 15-20 см3 розчину йоду титрують 0,1 н. розчином тіосульфату. В якості індикатора використовують розчин крохмалю, синє забарвлення якого при досягненні точки еквівалентності знебарвлюється. 0,1 н. розчин тіосульфату натрію готують, зважуючи наважку Na2S2O3 • 5Н2О, приблизно рівною 0,1 моль. Наважку розчиняють в 500 см3 води, додають 0,1 г Na2CO3 і доводять водою до 1000 см3. Na2СО3 додають для стабілізації Na2S2O3, який взаємодіє з О2 і СО2 повітря:

У присутності Na2СО3 ці реакції сповільнюються. Після приготування розчин натрій тіосульфату залишають на 7-10 днів у темному місці для того, щоб концентрації розчину стабілізувалася. Титр і нормальність розчину Na2S2O3 встановлюють за допомогою калій дихромата. Калій дихромат кількісно виділяє йод з калій йодиду, а йод, що виділився, відтитровують розчином натрій тіосульфату:

Близько 0,15 г. (точна наважка) висушеного до постійної маси K2Cr2O7 розчиняють у склянці з притертою пробкою в 50 см3 води, додають 10 см3 20% розчину КI, 5 см3 розчину НСI. Після 10-хвилинного стояння в темному місці до розчину додають 200 см3 води і титрують розчином Na2S2O3 до зелено-жовтого забарвлення. Потім додають 2-3 см3 розчину крохмалю і титрують до переходу синього забарвлення розчину у світло-зелене. За обсягом розчину Na2S2O3 розраховується титр, нормальність або поправочний коефіцієнт. Розчини йоду і натрій тіосульфату зберігають у темному місці в закритих склянках і періодично перевіряють їх концентрацію. Індикатором методу є 1% розчин крохмалю, який готують, розтираючи 1 г крохмаль у ступці з 5 см3 холодної води; суміш вливають при перемішуванні в 100 см3 киплячої води. Після 2-3-хвилинного кип'ятіння розчин охолоджують. Розчин крохмалю швидко псується і може використовуватися не більше 2-3 днів. Для консервації до нього додають 1 г саліцилової кислоти або ZnCl2. 5 см3 розчину крохмалю повинні давати з 2 краплями 0,1 н. розчину йоду синє забарвлення. Якщо забарвлення стає червоно-бурим, розчин не придатний для використання. Розчин крохмалю не можна додавати в концентровані розчини йоду - синє забарвлення тоді довго не зникає. Розчин крохмалю додають наприкінці титрування, коли основну частину йоду відтитрували і розчин приймає жовте забарвлення.

Застосування йодометрії. З неорганічних з'єднань йодометрії аналізують йод, калій перманганат, натрій арсенат, каломель, купрум сульфат і багатоорганічні лікарські препарати (форіалін, антшірін та ін.) Прямим титруванням розчину Na2S2O3 аналізують йод і настойку йоду. Зворотне титрування використовують в аналізі формальдегіду, антипірину.

3.1.3 Броматометричне і бромометричне титрування

Броматометричне титрування. В основі цього титрування лежить реакція відновлення бромід-іонів у кислому середовищі до бромід-іонів.

Титрант. Застосовують 0,1 н розчин калій бромату КВrО3, який в кислому середовищі є одним із сильних окиснювачів. 2,8 г калій бромату (точна наважка) розчиняють в ~ 500 см3 Н2О і доводять об'єм розчину в мірній колбі до 1 дм3. Титр і нормальність розчину встановлюють йодометрично, методом титрування заступника. КВrO3 у присутності НСI кількісно взаємодіє з KI, виділяючи при цьому елементний йод I2.

Йод, що виділився, титрують 0,1 н. розчином Nа2S2О3 до знебарвлення у присутності крохмалю.

У методі застосовують індикатори метиловий оранжевий і метиловий червоний, які в точці еквівалентності знебарвлюються бромом, що виділяється при взаємодії калій бромату з калій бромідом, який дододають до аналізованого розчину:

Застосування. Методом броматометричного титрування аналізуються препарати, що містять миш'як - миш'яковистий ангідрид, новарсенол, міарсенол і осарсол.

Бромометричне титрування. Засноване на взаємодії калій бромату з калій бромідом. Вільний бром, що виділяється при цій реакції, володіє властивостями окисника і здатний відновлюватися до бромід-іонів.

При броматометричному титруванні наважку речовини розчиняють у воді, додають розчин КВr. Одержану суміш титрують 0,1 н. розчином КВrО3.

Для визначення фенолу і резорцину використовують титрування заступника. Розчин речовини змішують з певним обсягом 0,1 н. КВrО3, додають КВr і НСI. Суміш залишають на 10 хв, за цей час відбувається бромування речовини бромом, що виділився.

3.1.4 Нітритометричне титрування

Титрант. Застосовують 0,5 М і 0,1 М. розчини NaNO2, які готують, розчиняючи 36,5 г NaNO2 (для 0,5 М розчину) або 7,3 г (для 0,1 М розчину) в 100 см3 води. Розчин NaNO2 стандартизують за сульфаніловою кислотою.

Точну наважку сульфанілової кислоти, перекристалізованої і висушеної до постійної маси, та невелику кількість NаНСО3 (або розчину NН3) розчиняють у воді, додають НСI, КВr і при перемішуванні титрують NаNО2. Швидкість титрування повинна бути уповільненою - спочатку 2 см3/хв, в кінці титрування - 0,05 см3/хв. Реакція діазотування проходить повільно, для прискорення додають калій бромід.

Індикатори. У нітритометрії застосовують зовнішній індикатор - йо-дидкрохмальний папір, який готують, просочуючи фільтрувальний папір розчинами КI і крохмалю; потім папір висушують. У точці еквівалентності в розчині з'являється надлишок NаNО2 в кислому середовищі, що взаємодіє з КІ йодидкрохмального паперу. При цьому виділяється елементний йод, фарбуючи крохмаль у синій колір.

Йодидкрохмальний папір - зовнішній індикатор; в розчини, що титруються, опускати його не можна. Наприкінці титрування, після додавання кожної порції титранту, краплини титрованої суміші наносять і на йодидкрохмальний папір. У точці еквівалентності папір синіє. Паралельно проводять контрольний дослід.

В якості внутрішніх індикаторів у нітритометрії використовують редокс-індикатори - тропеолін 00, суміш тропеоліну 00 з метиленовим синім. При застосуванні тропеоліну 00 забарвлення розчину в точці еквівалентності змінюється від червоного до жовтого, суміші тропеоліна 00 з метиленовим синім - від малинового до синього. Аналіз нітритометричним методом проводять аналогічно визначенню сульфанілової кислоти.

3.2 Індикатори

У методах окиснення-відновлення застосовується декілька типів індикаторів:

а) індикатори, які змінюють колір при певній зміні окисно-відновного потенціалу системи - редокс-індикатори;

б) індикатори, що змінюють свій колір або за появою в розчині надлишку реагенту, або при зникненні визначених речовин - специфічні индикатори.

Редокс-індикатори. Існують у двох формах - окисненої і відновленої, причому колір однієї форми відрізняється від іншої. Перехід індикатора з однієї форми в іншу і зміна забарвлення відбувається при певному потенціалі переходу забарвлення індикатора, який для зменшення помилок повинен знаходитися в межах стрибка титрування.

Специфічні індикатори. Крохмальний - індикатор на присутність вільного йоду. У присутності вільного йоду крохмаль при кімнатній температурі синіє. Синє забарвлення крохмалю виникає внаслідок адсорбції йоду на його молекулах.

Амоній тіоціанат. Застосовується при титруванні солей Fе3+. У точці еквівалентності при його застосуванні титрований розчин з червоного стає безбарвним.

Висновок

За допомогою окисно-відновних реакцій проводиться величезна кількість кількісного та якісного аналізу. Окисно-відновні реакції є основою майже всіх біохімічних процесів.

На окисненні-відновленні в аналітичній хімії засновані методи об'ємного аналізу: перманганатометрія, йодометрія, броматометрія та ін., що відіграють важливу роль при контролюванні виробничих процесів і виконанні наукових досліджень.

Використана література

відновний титрування редоксметрія реакція

1. Васильев В.П. Аналитическая химия. Гравиметрический и титриметрический методы анализа: Учеб. для химико-технол. спец. вузов/ В.П. Васильев. - М.: Высш. шк., 1989. - 320 с.: ил.

2. Леенсон И.А. Почему и как идут химические реакции/ И.А. Леенсон. - М.: Мирос, 1994. - 176 с.

3. Слесарев В.И. Химия: основы химии живого: Учеб. для вузов/ В.И. Слесарев. - СПб: Химизат, 2001. - 784 с.

4. Егоров А.С. Химия. Пособие-репититор для поступающих в вузы/ А.С. Егоров. - Ростов-на-Дону: Феникс, 2003. - 768 с.

5. Суворов А.В. Общая химия/ А.В. Суворов, А.Б. Никольский. - СПб: Химия, 1995. - 624 с.

Размещено на Allbest.ru


Подобные документы

  • Коферменти які беруть участь у окисно-відновних реакціях. Реакції відновлення в біоорганічній хімії. Реакції відновлення у фотосинтезі та в процесі гліколізу (під час спиртового бродіння). Редокс-потенціал як характеристика окисно-відновних реакцій.

    контрольная работа [639,0 K], добавлен 25.12.2013

  • Перехід електронів між молекулами, зміна ступенів окиснення атомів елементів. Напрямок перебігу та продукти окисно-відновних реакцій. Визначення ступені окиснення елементів в сполуці методом електронно-іонного балансу. Правила складання хімічної формули.

    презентация [258,8 K], добавлен 11.12.2013

  • Ступінь окиснення елементу. Поняття та класифікація окисно-відновних реакцій, методи складання їх рівнянь. Еквівалент окисника і відновника. Склад гальванічного елемента. Закони електролізу. Хімічна й електрохімічна корозія металу, засоби захисту від неї.

    курс лекций [267,0 K], добавлен 12.12.2011

  • Напівреакції. Гальванічні елементи. Електрорушійна сила (е.р.с.) гальванічного елементу. Стандартні електродні потенціали. Окислювачі і відновлювачи. Мимовільність і ступінь протікання окислювально-відновних реакцій. Е.р.с. і зміна вільної енергії. Е.р.с.

    реферат [42,3 K], добавлен 26.03.2004

  • Винаходження молярної маси, процентної та нормальної концентрації розчину. Поняття аналітичної реакції. Деякі питання титрування, поняття про чистоту та кваліфікацію хімічних реактивів. Приклади та основні умови отримання кристалічного та аморфного осаду.

    контрольная работа [168,1 K], добавлен 01.05.2010

  • Вивчення можливості визначення спектрофотометрії йодату і перйодату при спільній присутності за допомогою використання редокс-реакції. Апробація варіанту спільного окислення йодату і пейодату на платиновому електроді. Міра окислення індивідуальних іонів.

    дипломная работа [647,9 K], добавлен 25.06.2011

  • Інтеграція природничо-наукових знань як нагальна потреба сучасної освіти. Відображення міжпредметних зв’язків у програмах з хімії (порівняльний аналіз). Класифікація хімічних реакцій за різними ознаками. Реакції сполучення, розкладу, заміщення, обміну.

    дипломная работа [133,1 K], добавлен 13.11.2008

Работы в архивах красиво оформлены согласно требованиям ВУЗов и содержат рисунки, диаграммы, формулы и т.д.
PPT, PPTX и PDF-файлы представлены только в архивах.
Рекомендуем скачать работу.