Методы окислительно-восстановительного титрования

Министерство  образования и науки Республики Казахстан

 

Карагандинский  государственный университет 

им. академика  Е.А.Букетова 

 

Химический факультет

Кафедра физической и аналитической химии

 

 

Допущена к защите

«_22_» апреля 2011г.

Научный руководитель

____________к.х.н.,

доцент Пустолайкина И.А.

 

 

 

КУРСОВАЯ РАБОТА

по дисциплине: «Аналитическая химия»

на тему: «Методы окислительно-восстановительного титрования»

 

 

 

 

Выполнил(а): студент

группы ХТНВ-22

Дюсамбаев Р.Б.

 

 

Проверила: к.х.н., доцент

Пустолайкина И.А.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Караганда 2013

Содержание

 

Введение………………………………………………………………………3

1. Теоретическая часть……………………………………………………..4

1.1.Оновные понятия и факторы,  влияющие на протекание окислительно-восстановительных реакций………………………………………………….……4

1.2.Направление протекания окислительно-восстановительных  реакций..6

1.3.Окислительно-восстановительное титрование. Редоксметрия.….…...9

2. Практическая часть……………………………………………………..13

2.1. Перманганатометрическое титрование………………………………..13

2.2. Дихроматная окисляемость………………………………………….....15

2.3. Иодометрическое титрование………………………………………….17

Заключение………………………………………………………………….20

Список литературы………………………………………………………...21

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Введение

 

К методам количественного  анализа относятся объемный или  титриметрический метод. Он основан  на точном измерении объема растворов  веществ, которые реагируют между  собой. Титриметрический метод выполняется  быстро и это делает возможным  проведение нескольких  параллельных определений и получение точных средних арифметических значений. Основой  всех расчетов данного метода является закон эквивалентов.

Для определения точки  эквивалентности к анализируемому раствору прибавляют титрант (вещество с известной концентрацией), данный процесс называется титрованием.

Сущность титриметрического  метода анализа заключается в  измерении объема реагента  концентрация которого известна, и который был  затрачен В ходе реакции взаимодействия с определяемым веществом.

Момент титрования в который достигается эквивалентное соотношение реагирующих веществ это – точка эквивалентности.

Реакции которые применяются в титриметрическом методе анализа должны соответствовать следующим требованиям:

1. Реакция протекает в соответствии со уравнением и должна быть практически необратимой. В результате реакции должно отражаться количество анализируемого вещества. Константа равновесия реакции должна быть достаточно велика.
2. Протекание реакции должно происходить без побочных реакций, чтобы возможно было применение закона эквивалентов.
3. Протекание реакции должно происходить с большой скоростью, примерно за 1-3 секунды. Это является одним из главных достоинств титриметрического анализа.
4. Должно быть существование способа фиксирования точки эквивалентности. Конец реакции должен определяться достаточно легко и просто.

 

Использование реакции при  титриметрическом методе анализа невозможно

в том случае когда реакция не удовлетворяет хотя бы одному из представленных требований.

Также возможно использование  окислительно-восстановительных редокс реакций, они применяются во многих методах разделения и определения  веществ. Такие методы где в роли титрантов выступают растворы восстановителей и окислителей, носят название окислительно-восстановительных методов титрования.

 

 

 

 

 

1. Теоретическая  часть

 

Наиболее сложными по механизму  из всех видов химических реакций, которые  применяются при количественном анализе являются окислительно-восстановительные реакции.  Однако и для реакций кислотно-основного состояния и для окислительно-восстановительных реакций можно установить аналогию: при кислотно-основном взаимодействии обмен протонов и обмен электронов в окислительно-восстановительных реакциях,  восстановитель – это донор электронов аналогичен кислоте - донору протонов, окислитель - аналог основания, окисленная и восстановленная формы составляют сопряженную пару подобно кислотной и основной формам; соотношение концентраций этих форм количественно характеризует окислительную способность (потенциал) системы и кислотность (рН) соответственно.

 

 

1. Оновные понятия и факторы,  влияющие на протекание окислительно-восстановительных реакций

 

Главный признак реакций окисления-восстановления это перенос электронов между частицами, которые реагируют меж собой - атомами, ионами, молекулами и комплексами из-за этого изменяется степень окисления реагирующих частиц, к примеру:

Fe²⁺  ̶ e̅ = Fe³⁺

Из-за того что в растворе электроны не накапливаются, и одновременно протекают два процесса, а именно потери и приобретения, т. е. процесс окисления одних частиц и восстановления других, поэтому реакцию окисления-восстановления представляем в виде двух полуреакций:

аOx1 + bRed2 = аRed1 + bOx2

Первоначальная частица и конечный продукт полуреакции образуют окислительно-восстановительную систему или пару. В приведенных полуреакциях Red1 -сопряжен с Ox1, а Ox2 сопряжен с Red1.

Помимо находящихся в  растворе частиц электроды могут  выступать в качестве донора или  акцептора.  Реакция происходит на границе электрод – раствор и называется электрохимической реакцией.

Реакции окисления-восстановления обратимы. Направление таких реакций выявляется соотношением свойств донорно-электронных компонентов системы одной окислительно-восстановительной полуреакции и электронно-акцепторных свойств второй. К возникновению потенциала приводит передвижение электронов в окислительно-восстановительных реакциях. Т.о., мерой окислительно-восстановительной способности является потенциал измеренный в вольтах.

В исследуемый раствор  опускают электрод из химически инертного  материала, чтобы количественно  определить оценку свойств окисления  или восстановления. Функция активности электронов в растворе является возникновением потенциала, к которому приводит , происходящий электронно-обменный процесс на границе раздела фаз. Окислительная способность выше, если больше значение потенциала.

Абсолютное значение потенциала системы измерить невозможно. Если взять одну систему за стандартную, то потенциал другой системы возможно измерить относительно стандартной. Обычно стандартной системой выбирают Н⁺/Н_2, ее потенциал равен нулю.

 

Рис. Схема стандартного водородного электрода

1. Платиновый электрод.
2. Подводимый газообразный водород.
3. Раствор кислоты (обычно HCl, в котором концентрация H+ = 1 моль/л.

 

Потенциал любой системы  окисления-восстановления, измеренный при стандартных условиях для  водородного электрода – это  стандартный потенциал этой системы. И этот потенциал считается положительным, если система является окислителем и полуреакция окисления протекает на водородном электроде:

Когда стандартный потенциал  является отрицательным, то система  становится восстановителем и полуреакция восстановления протекает на водородном электроде:

Абсолютным значением  стандартного потенциала является сила окислителя или восстановителя. Стандартный потенциал – термодинамическая стандартизированная величина, важный аналитический и физико-химический параметр, который позволяет определить направление реакции и даёт возможность рассчитать в условиях равновесия активность реагирующих частиц. При определённых условиях употребляют понятие реального (формального) потенциала E0', для характеристики системы окисления-восстановления, он соответствует потенциалу, установленного на электроде в рабочем растворе при равенстве 1 моль/л начальных концентраций окисленной и восстановленной формах потенциалопределяющих ионов и фиксированной концентрации остальных компонентов раствора.

С точки зрения аналитики  ценными бывают реальные потенциалы, т.к. настоящее поведение системы  определяется  реальным потенциалом. Именно реальный потенциал даёт предвидеть возможное протекание реакции окисления-восстановления при определённых условиях. Он может изменяться в широком диапазоне и зависит от кислотности и при присутствии других ионов в растворе.

 

 

2. Направление  протекания  окислительно-восстановительных реакций

 

Направленность протекания реакций окисления-восстановления выполняется по определённому правилу, подходящему для всех донорно-акцепторных  взаимодействий: реакция идёт в том  направлении, отвечающего взаимодействию более сильного окислителя (акцептора) с более сильным восстановителем (донором).

Разберём простой пример: постепенно приливаем раствор, который содержит катионы церия (IV) к раствору, содержащий катионы железа(II). Реакция, представленная ниже, является взаимодействием двух окислительно-восстановительных пар:

Fe³⁺ + e^– = Fe²⁺;

E⁰ _Fe ³⁺/_Fe ²⁺ =0,77B

Ox₁<=> Red₁

Ce⁴⁺ + e^– = Ce³⁺;

E⁰ _Ce ⁴⁺/_Ce ³⁺ =1,70B

Ox₂<=> Red₂

Для того чтобы безошибочно определить большее направления суммарной реакции правильнее буде поступать следующим образом:

1. Если исходить из стандартных электродных потенциалов, то видим что из двух окислителей (Fe³⁺ и Ce⁴⁺) сильнее будет Ce⁴⁺, потому что потенциал пары Ce⁴⁺/Ce³⁺ больше, а более сильным восстановителем является Fe²⁺, потому что потенциал пары Fe³⁺/Fe²⁺ меньше. Это исходные вещества суммарной окислительно-восстановительной реакции, записываем их слева, и соединяем чертой:

Ce⁴⁺ + Fe²⁺ ->

2. С направлением стрелок выявляются продукты реакции, таким образом:

Ce⁴⁺ + Fe²⁺-> Ce³⁺ + Fe³⁺

Мы видим, что наше равновесие будет смещено в сторону прямой реакции, но следует знать, что насколько полно рассматриваемая реакция протекает слева направо. Это мы узнаем по величине константы равновесия данной реакции:

 

Если численное значение больше этой константы, то тем полнее протекает рассматриваемая реакция, и равновесие больше сдвинуто в правую сторону.

Чтобы рассчитать K запишем  уравнение Нернста для двух полуреакций:

E₁=E⁰_Fe³⁺_/Fe²⁺ + 0,06lg

 

E₁=E⁰_Ce⁴⁺_/Ce³⁺ + 0,06lg

Если постепенно приливать  один раствор к другому, концентрации ионов Fe²⁺ и Ce⁴⁺ уменьшатся, потому что это исходные вещества, которые расходуются в ходе реакции. И наоборот, [Fe³⁺] и [Ce³⁺] начнут возрастать, потому что это продукты реакции, накапливающиеся по ходу её протекания. Отсюда следует, что Е₁ увеличится, а Е₂ – уменьшится. Когда оба потенциала станут равными, тогда наступит равновесие, то есть электродвижущая сила процесса будет равна нулю:

Е₁ = Е₂

E⁰_Fe³⁺_/Fe²⁺ + 0,06lg= E⁰_Ce⁴⁺_/Ce³⁺ + 0,06lg

 

0,77+0,06lg=1,70+0,06lg

 

1,70-0,77=0,06lg-0,06lg

0,93=0,06(lg-lg)

 

0,93=0,06lg

 

0,93=0,06lgK

lgK==15,5

K=10^15,55

Численно большее значение константы равновесия говорит о  том, что рассматриваемая реакция  почти нацело идёт в прямом направлении  – до полного растворения исходных веществ (если они взяты в стехиометрических  количествах). В таком случае принято  говорить, что реакция проходит количественно.

Различный пример помогает связать константу равновесия реакций  окисления-восстановления со стандартными электродными потенциалами полуреакций. Для такого случая, когда к окислителю (Ce⁴⁺) от восстановителя (Fe²⁺) переходит один электрон, и представляет следующий вид:

 

где Е⁰_Ox и Е⁰_Red - соответственно стандартные электродные потенциалы полуреакций, куда включён восстановитель и окислитель суммарной реакции окисления-восстановления.

Для сложных реакций, в  процессе которых к окислителю от восстановителя переходит n электронов, данная зависимость приобретает следующий вид: