|
Константа равновесия редокс-реакции ⇐ ПредыдущаяСтр 6 из 6 Рассмотрим окислительно-восстановительное равновесие aARed + bBOx «aAOx + bBRed, для которого можно записать полуреакции aAOx + ne «aARed bBOx + ne «bBRed, где n – число электронов, участвующих в ОВ–реакции. Если компоненты этой системы находятся в химическом равновесии, , , , , , (27) где n – число электронов, участвующих в ОВ – реакции. Для аналитических целей используются реакции, которые протекают Кравн = = . В случае одноэлектронного перехода, когда n1 = n2 = 1, необходимая минимальная разность потенциалов для протекания реакции на 99,9 % следующая: = 0,354В. В методах окислительно-восстановительного титрования в качестве титрантов – окислителей используют растворы брома, йода, солей Название окислительно-восстановительного метода титриметрического анализа зависит от названия реагента, используемого в качестве титранта. Классификация методов окислительно-восстановительного титрования 1. Перманганатометрия: титрант KMnO4. Основное уравнение: MnO4- +8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O, = +1,51 В. 2. Дихроматометрия: титрант K2Cr2O7. Основное уравнение: Cr2O72-+14H++6e=2Cr3++7H2O, = +1,33 В. 3. Иодометрия: титранты I2, Na2S2O3. Основные уравнения: I2 +2e «2I-, = 0,54 В 2S2O32- – 2e «S4O62-, = +0,09 В. 4. Броматометрия: титрант KBrO3. Основное уравнение: BrO3- +6H+ +6e = Br- +3H2O, = +1,44 В. 5. Нитритометрия: титрант NaNO2. Основное уравнение для определения восстановителей: NO2- + 1e + 2H+ = NO + H2O, = +1,2 В. Основное уравнение для определения окислителей: NO2- – 2e + H2O = NO3- + 2H+, = +0,96 В. Основное уравнение взаимодействия с первичными аминами: R-NH2 + NaNO2 + 2HCl ® [R-N+≡N]Cl- + 2H2O + NaCl Индикация точки эквивалентности При титровании, основанном на реакциях окисления или восстановления определяемого вещества, изменяется окислительно-восстановительный потенциал системы, наиболее резкое изменение наблюдается вблизи точки эквивалентности. Окислительно-восстановительными индикаторами являются вещества, которые изменяют окраску при определенном окислительно-восстановительном потенциале, которого система достигает в процессе титрования, подобно тому, как при кислотно-основном титровании пользуются индикаторами, изменяющими окраску при определенном значении рН раствора. В окислительно-восстановительных методах применяют несколько различных способов индикации точки эквивалентности. 1. Безындикаторное титрование. При этом в конце титрования наблюдается исчезновение или появление окраски, характерное для данного рабочего раствора или для данного определяемого вещества. К этой группе можно отнести перманганатометрическое титрование, 2. Использование специфических реактивов в качестве индикаторов. В йодметрии (при титровании йодом или тиосульфатом натрия) 3. Индикаторы, изменяющие окраску в зависимости от окислительно-восстановительного потенциала системы (прил. 7). Основным достоинством этой группы индикаторов является возможность применения их для различных окислительно-восстановительных методов. Практическое значение имеет лишь небольшое их число. Основные трудности использования связаны с влиянием рН раствора и недостаточной скоростью изменения окраски. Индикаторы данной группы характеризуются равновесием окисленной формы (IndOx) и восстановленной формы (IndRed), которые имеют различную окраску. IndOx+ ne «IndRed. Выражение для окислительно-восстановительного потенциала имеет вид 4. Электрохимическая индикация точки эквивалентности. Физико-химические методы анализа: потенциометрическая индикация точки эквивалентности, амперометрическая индикация точки эквивалентности. Перманганатометрия Титрантом является раствор перманганата калия KMnO4, являющийся сильным окислителем. Основное уравнение: MnO4-+8H++ 5e = Mn2+ + 4H2O, =+1,51 В. М1/z(KMnO4)= г/моль. В слабокислых, нейтральных и слабощелочных средах вследствие меньшего окислительно-восстановительного потенциала перманганат-ион восстанавливается до Mn+4. MnO4-+2H2O + 3e = MnО2¯ + 4OH-, = +0,60 В. М1/z (KMnO4)= 158,03/3= 52,68 г/моль. В щелочной среде раствор перманганата калия восстанавливается MnO4-+ 1e = MnO42-, = +0,558 В. М1/z (KMnO4)= 158,03 г/моль. Для исключения побочных реакций титрование перманганатом калия проводят в кислой среде, которую создают серной кислотой. Соляную кислоту для создания среды применять не рекомендуется, так как перманганат калия способен окислять хлорид-ион. 2Cl- – 2e = Cl2, = +1,359 В. Наиболее часто перманганат калия применяют в виде раствора 4MnO4- + 2H2O = 4MnО2¯+ 3O2+ 4OH- Разложение растворов перманганата калия ускоряется в присутствии диоксида марганца. Поскольку диоксид марганца является продуктом разложения перманганата, этот осадок оказывает автокаталитический эффект на процесс разложения. Твердый перманганат калия, применяемый для приготовления растворов, загрязнен диоксидом марганца, поэтому приготовить раствор из точной навески нельзя. Для того чтобы получить достаточно устойчивый раствор перманганата калия, его после растворения навески KMnO4 в воде оставляют в темной бутыли на несколько дней (или кипятят), а затем отделяют MnO2¯ фильтрованием через стеклянный фильтр (применять бумажный фильтр нельзя, так как он реагирует с перманганатом калия, образуя диоксид марганца). Окраска раствора перманганата калия настолько интенсивна, 2MnO4-+ 3Mn2+ + 2H2O «5MnО2¯ + 4H+ Стандартизацию рабочего раствора KMnO4 проводят по оксалату натрия или щавелевой кислоте (свежеперекристаллизованной и высушенной при 105°С). Используют растворы первичных стандартов с молярной концентрацией эквивалента С (½ Na2C2O4) = 0,1000 или 0,05000 моль/л. C2O42- – 2e ® 2CO2 , = -0,49 В = 67,00 г/моль. При титровании происходит следующая реакция: 5Na2C2O4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 10CO2 + 5Na2SO4 +8H2O При комнатной температуре эта реакция протекает медленно и является автокаталитической (Mn2+ является катализатором реакции взаимодействия перманганата калия с оксалатом натрия), поэтому для ускорения реакции раствор разбавляют горячей водой и ведут титрование при температуре Молярную концентрацию эквивалента KMnO4 вычисляют по формуле , В методе перманганатометрии восстановители (щавелевую, муравьиную, сероводородную и некоторые другие кислоты, перекись водорода, соли железа (II), бромид–ион) определяют способом прямого титрования, а окислители – способом обратного титрования (определение K2Cr2O7 в техническом образце). Перманганатометрия применяется для стандартизации нитрита натрия при определении сульфаниламидных препаратов (см. лаб. работу № 7). Хроматометрия Хроматометрией называют метод объемного анализа, основанный на использовании в качестве титранта раствора дихромата калия K2Cr2O7 или (реже) хромата калия K2CrO4. Обычно титрование проводят в кислой среде (сернокислой, солянокислой или фосфорнокислой средах). Дихромат калия в кислой среде является довольно сильным окислителем. Cr2О72- + 6 e + 14H+ ® 2Cr3+ + 7H2O, = +1,31 В г/моль. Соединения Cr (VI) обладают большей окислительной способностью, чем элементарный йод = + 0,54 В, но меньшей, чем перманганат-ион = +1,51 В. Продажный химически чистый дихромат калия можно применять для приготовления первичных стандартов, после перекристаллизации Хотя растворы дихромата калия окрашены в оранжевый цвет, интенсивность окраски недостаточна для определения конечной точки титрования. В дихроматометрическом титровании применяют Дихромат калия способен окислять многие неорганические и органические вещества: Fe (II), W (III), Mo (V), Ti (III) спирты, гидрохинон, глицерин, аскорбиновую кислоту, тиомочевину и др. Дихромат калия является первичным стандартом для многих окислительно-восстановительных методов: · для йодометрии (см. лабораторную работу № 5); · при титровании солью Мора. Йодметрия Йод имеет несколько степеней окисления и в растворе может существовать в виде нескольких частиц: I-, I2, IO32-. Йод кристаллический плохо растворим в воде и хорошо растворим I3 - + 2e «3I - . Эту реакцию чаще всего пишут в упрошенном виде, а именно: I2 +2e «2I -; = +0,54 В. Раствор йода обычно готовят приблизительной концентрации 4I- + O2 + 4H+ «2I2 + 2H2O. Эта реакция ускоряется на свету, при нагревании и в присутствии кислот, поэтому раствор йода хранят «на холоду» и в темных бутылях с притертой стеклянной пробкой. Определение восстановителей (SO32-, S2O32-, S2-, SCN-, AsO33-, Cr2+, HCHO, N2H2) проводят методом прямого титрования раствором I2 (йодиметрия). Na2SO3 + I2 + 2 NaOH = Na2SO4 + 2NaI + H2O H2S + I2 = S + 2HI Для случаев, когда вещество реагирует с раствором йода медленно, используют метод обратного титрования (по остатку): вводят фиксированный избыток йода в раствор, оставляют его на 5–7 минут (закрытый часовым стеклом), а затем остаток йода оттитровывают раствором тиосульфата натрия. I2 + 2Na2S2O3 = 2NaI + Na2S4O6 Для определения окислителей (Cu2+, Fe3+, Mn3+, Mn (IV), Pb (IV), As (V)) применяют титрование по замещению (йодометрия): к анализируемому раствору приливают раствор KI и выделившийся I2 титруют раствором тиосульфата натрия. Количество образовавшегося йода химически эквивалентно количеству окислителя: 2Cu2+ + 4I- = 2CuI¯ + I2 I2 + 2Na2S2O3 = 2NaI + Na2S4O6 Раствор тиосульфата натрия в иодометрическом методе является титрантом. Он проявляет свойства восстановителя: 2S2O32- - 2e «S4O62-, = +0,09 В. Тиосульфат натрия не является первичным стандартом в силу того, S2O32- + H2O+CO2 «HCO3- + HS2O3–® HCO3– + HSO3– + S¯ В присутствии сильных кислот, на свету и при уменьшении концентрации тиосульфата натрия разложение ускоряется: S2O32- + H+ «HS2O3– ® HSO3– + S¯ В присутствии серобактерий тиосульфат натрия разлагается на сульфит, сульфат и элементарную серу, поэтому его раствор с молярной концентрацией эквивалента ~ 0,1 хранят в темных, закрытых бутылях. Стандартизуют раствор тиосульфата натрия с использованием первичных стандартов (KIO3, КВrO3, K2Cr2O7), выделяющих при взаимодействии с избытком йодид-ионов известное количество йода, которое титруют раствором Na2S2O3. K2Cr2O7 + 6KI + 7H2SO4 = 3I2 + Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 7H2O I2 + 2Na2S2O3 = 2NaI + Na2S4O6 Концентрацию тиосульфата рассчитываем по закону эквивалентов: . Существует несколько способов определения конечной точки при титровании йодом. При титровании бесцветных растворов достаточно интенсивной является собственная окраска трийодид-иона: 1 капля раствора йода молярной концентрации эквивалента 0,1 моль/дм3 окрашивает 100 см3 раствора в желтый цвет. Наиболее широко используемым индикатором в йодметрии является свежеприготовленный 0,1– ный % раствор крахмала, придающий раствору, содержащему следы йода, интенсивную синюю окраску. Раствор крахмала при прямом титровании йодом добавляют в начале, а в остальных методах – в конце титрования, т.е. когда йода в растворе осталось малое количество (раствор из бурого стал бледно-желтым), так как крахмал, добавленный в раствор Источники ошибок в йодометрических методах 1. Окисление йодид-иона кислородом воздуха: 4I- + O2 + 4H+ «2I2 + 2H2O скорость этой реакции очень мала, поэтому при титровании удалять растворенный кислород из всех растворов не обязательно. Для удаления растворенного кислорода из растворов к ним добавляют бикарбонат натрия или продувают углекислый газ. 2. Летучесть выделившегося йода. Для того чтобы избежать ошибок 3. Разложение растворов тиосульфата натрия. 4. Щелочные растворы. В щелочных растворах происходит образование гипоиодита: I2 + OH- «HOI + I- 3HOI+ 3OH- «IO3- + 2I- +3H2O В связи с этим титрование тиосульфатом натрия необходимо вести при 5. Преждевременное добавление крахмала. Правильный способ применения крахмала в качестве индикатора описан выше. Йодатометрия Йодат калия является источником йода, который получается при взаимодействии йодат-иона с йодидом калия: IO3- + 5I- + 6H+ «3I2 + 3H2O Равновесие реакции смещено сильно вправо в кислых растворах и сильно влево в щелочной среде. Йодат калия отвечает требованиям, предъявляемым к первичным стандартам, поэтому его растворы готовят из точной навески растворением KIO3 + 5KI + 3H2SO4 = 3I2 + 3K2SO4 + 3H2O I2 + 2Na2S2O3 = 2NaI + Na2S4O6 лабораторная работа 5 Цель работы: 1) закрепление теоретических знаний о методе йодометрического титрования; 2) освоение метода йодометрического титрования; 3) практическое применение титрования по замещению для определения массы меди (II) в растворе; 4) проведение математической обработки результатов определения содержания меди (II) в растворе, полученных двумя методами (комплексонометрия и йодометрия). Реактивы 1. Раствор тиосульфата натрия Na2S2O3 с молярной концентрацией эквивалента ~ 0,1 моль/дм3. 2. Н2О дистиллированная. 3. Раствор серной кислоты H2SO4 с молярной концентрацией 2 моль/дм3. 4. Раствор йодида калия KI с массовой долей 10 %. 5. Раствор дихромата калия K2Cr2O7 с молярной концентрацией эквивалента 0,1000 моль/дм3 – первичный стандарт. 6. Раствор крахмала свежеприготовленный с массовой долей 0,1 %. 7. Смесь Брунса (раствор йодида калия KI с массовой долей 3 % и раствор тиоцианата калия KSCN с массовой долей 10 %). Что будет с Землей, если ось ее сместится на 6666 км? Что будет с Землей? - задался я вопросом... Что делать, если нет взаимности? А теперь спустимся с небес на землю. Приземлились? Продолжаем разговор... Что вызывает тренды на фондовых и товарных рынках Объяснение теории грузового поезда Первые 17 лет моих рыночных исследований сводились к попыткам вычислить, когда этот... Живите по правилу: МАЛО ЛИ ЧТО НА СВЕТЕ СУЩЕСТВУЕТ? Я неслучайно подчеркиваю, что место в голове ограничено, а информации вокруг много, и что ваше право... Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте:
|