Окислительно-восстановительные реакции в аналитической химии. Практическое применение окислительно-восстановительных реакций Применение овр в аналитической химии

Лекция. Окислительно - восстановительные равновесия и их роль в аналитической химии.

Окислением наз-ют реакцию, связанную с потерей атомами или ионами одного или н-ких электронов, а восстановлением - реакцию, связанную с приобретением атомами или ионами электронов. Реакции ОВР взаимосвязаны и не могут рассматриваться изолированно друг от друга. Их называют еще редокс-реакциями. Окислителями называют вещества, принимающие электроны от другого вещества, а восстановителями - вещества, отдающие электроны другому веществу. Окислительно-восстановительная способность различных атомов и ионов характеризуется значением их нормального окислительно-восстановительного потенциала. Его измеряют гальваническим элементом, состоящим из исследуемого металла, погруженного в раствор его соли и нормального водородного электрода. Потенциал нормального водородного электрода условно принят равным нулю при концентрации ионов водорода, равной 1н., и температуре 25 0 С. Уравнение Нернста: значение ОВП зависит от температуры и концентрации ионов, присутствующих в растворе и выражается уравнением Нернста - для реакции аА +bB=dD + eE ; имеет вид E =E 0 +RT/nF ln[A] a [B] b /[D] d [E] e , где Е - окислительно-восстановительный потенциал; Е 0 -нормальный окислительно-восстановительный потенциал; n - число принимаемых или отдаваемых ионом электронов; R - молярная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/(моль К); a,b,d,e -стехиометрические коэффициенты уравнения реакции; [A],[B],[D],[E] - концентрации ионов, моль/л; F - постоянная Фарадея, равная 96500 Кл; T -абсолютная температура, К. После подстановки в уравнение Нернста значений R, F, T = 298 K и перехода от натуральных логарифмов к десятичным получают выражение E=E 0 +0,059/n lg [A] a [B] b /[D] d [E] e . По этой формуле можно, в частности, вычислить значения потенциалов в различные моменты титрования, в области эквивалентной точки титрования вычисления производят по формуле E =aE " 0 + bE » 0 / a + b, где E " 0 и E » 0 - стандартные окислительно-восстановительные потенциалы окислителя и восстановителя; a, b - число отдаваемых и принимаемых электронов. Пример 1. Раствор содержит анионы Cl - и SO 3 2- . Какой из них будет окисляться перманганатом калия, если концентрации анионов равны? В соответствии с табличными данными нормальный ОВП для С1 - > С1 0 Е 0 = 1,359 В, а для SO 3 2- > SO 4 2- E 0 = 0,17 В. Разность стандартных потенциалов ионов, участвующих в реакции, называется электродвижущей силой реакции (ЭДС) реакции. Чем больше ЭДС, тем энергичнее протекает реакция.

Для реакции окисления сульфит-иона ЭДС равна 1,51-0,17 =1,34 В, а для окисления хлорид иона 1,51-1,359 = 0,151В. Следовательно, более энергично будет протекать реакция окисления сульфит-иона и только после его полного окисления начнет окисляться хлорид-ион. Пример 2. Вычислить потенциал при титровании 100мл 0,1 н. раствора FeSO 4 в точке, когда добавлено 99,9 мл 0,1 н. раствора KMnO 4 .Т.к. к 100мл раствора FeSO 4 добавлено 99,9 мл раствора KMnO 4 , в растворе остается 0,1мл FeSO 4 (100-99,9). Стандартный ОВП перехода Fe 2+ Fe 3+ равен 0,771 В, число, отдаваемых при этом электронов п=1, т.о. Е=0,771+ 0,059/1 lg 99,9/0,1=0,771+0,059 lg 999=0,771+0,177=0,948 В.

Для сильных электролитов берут вместо концентраций активность. ЭДС равна разности между величиной потенциала окислителя и величиной потенциала восстановителя: ЭДС = Е окисл. -Е восст. Любая ОВР протекает при условии, если ЭДС реакции положительная. Упражнение: вычислите ОВП полуреакции Fe 3+ + e - Fe 2+ , если =0,005 моль/л и = 0,1 моль/л. Решение: по таблице находим редокс-пары E 0 (Fe 3+ / Fe 2+) E = 0,771 + 0,0591 lg0,005 / 0,1= 0,0771 + 0,059?(lg(5?10 -3)-lg10 -1)= 0,771 + 0,059 -1,3 = 0,771-0,076 = 0,695 B. Степень окисления - это величина и знак заряда атома в соединении, рассчитанные таким образом, чтобы алгебраическая сумма всех зарядов в молекуле равнялась нулю, а в сложном ионе - заряду этого иона. Величина заряда определяется отношением электронов связи к наиболее электроотрицательному атому или делением электронов между 2-мя атомами. Правила определения степени окисления:

• 1. Степень окисления в простом веществе (т.е. в свободном состоянии) равна нулю.
• 2. Щелочные металлы всегда имеют степень окисления +1, а щелочноземельные +2.
• 3. Степень окисления фтора всегда равна -1.
• 4. Степень окисления водорода равна +1 (кроме гидридов - его соединений со щелочными и щелочноземельными металлами, где она равна -1).
• 5. Степень окисления кислорода всегда равна -2 (кроме его соединений с фтором -F 2 O, где она равна +2, а также Н 2 О 2 , где она равна -1 и других пероксидов, производных от перекиси водорода).

Степени окисления - высшая, промежуточная и низшая. Высшая положительная степень окисления характеризуется группой, в которой расположен данный элемент в таблице Д. И. Менделеева, например, Cl и Mn имеют высшую положительную степень окисления равную 7, т.к. располагаются в 7-ой группе. У азота высшая положительная степень окисления N равна 5, S имеет высшую положительную степень окисления равную 6-ти. Степень окисления марганца в его соединениях MnO -+2 - низшая, Mn 2 O 3 -+3 - промежуточная, MnO 2 -+4 -промежуточная, среда нейтральная, Mn 3 O 4 -+8/3 - промежуточная, среда щелочная, K 2 MnO 4 -+6 -промежуточная, KMnO 4 -+7 - высшая. НС1 -1, С1 2 -0, НС1О -+1-низшая, НС1О 2 -+3 - промежуточная, НС1О 3 -+5 - промежуточная, НС1О 4 -+7 - высшая. Атом элемента в своей высшей степени окисления не может ее повысить (отдать электроны) и поэтому проявляет только окислительные свойства, а в своей низшей степени окисления не может ее понизить (принять электроны) и проявляет только восстановительные свойства. Атом элемента, имеющий промежуточную степень окисления, может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. При ОВР валентность атомов может и не меняться. Например, Н 0 2 + С1 0 2 = 2Н + С1 - валентность атомов водорода и хлора до и после реакции равна единице, т.к. валентность определяет число связей, образованных данным атомом, и поэтому знака заряда не имеет. А степень окисления атомов водорода и хлора изменилась и приобрела знаки + и -.

Все металлы проявляют только восстановительные свойства. Если металлическую пластинку опустить в воду, то катионы металла на ее поверхности гидратируются полярными молекулами воды и переходят в жидкость. При этом электроны, в избытке остающиеся в металле, разряжают его поверхностный слой отрицательно. Возникает электростатическое притяжение между перешедшими в раствор гидратированными катионами и поверхностью металла. В системе устанавливается подвижное равновесие: Me + m H 2 O-Me (H 2 O) n+ m (в растворе) + ne - (на металле), где n - число электронов, принимающих участие в процессе. На границе металл - жидкость возникает двойной электрический слой, характеризующийся определенным скачком потенциала -электродным потенциалом. Абсолютные значения электродных потенциалов измерить не удается, т.к. они зависят от многих факторов и оперируют обычно относительными электродными потенциалами при определенных условиях - их называют стандартными электродными потенциалами.

Стандартным электродным потенциалом металла называют его электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор его соли (или собственного иона) с концентрацией (или активностью), равной 1моль/л, и измеренному по сравнению со стандартным водородным электродом, потенциал которого при 25 0 С условно принимается равным нулю (Е 0 =О,ДG 0 =0 - это изобарно-изотермический потенциал или энергия Гиббса.) Мерой химического сродства является убыль энергии Гиббса, которая зависит от природы вещества, его количества и температуры и является функцией состояния. ДG х.р. =?ДG прод. - ?ДG исх. обр. . Самопроизвольно протекающие процессы идут в сторону уменьшения потенциала и, в частности, в сторону уменьшения ДG и если ДG<0, процесс принципиально осуществим; еслиДG>0, процесс самопроизвольно проходить не может. Чем меньше ДG, тем сильнее стремление к протеканию данного процесса и тем дальше он от состояния равновесия, при котором ДG=0 и ДH = TДS). Располагая металлы в ряд по мере возрастания их стандартных электродных потенциалов (Е 0), получаем ряд стандартных электродных потенциалов (ряд напряжений).

Положение металла в ряду напряжений характеризует его восстановительную способность, а также окислительные свойства его ионов в водных растворах при стандартных условиях. Чем меньше значение Е 0 , тем большими восстановительными свойствами обладает данный металл в виде простого вещества и тем меньшими окислительными способностями характеризуются его ионы и наоборот. Электродные потенциалы измеряют приборами - гальваническими элементами. ОВР гальванического элемента протекает в направлении, в котором ЭДС элемента имеет положительное значение. В этом случае ДG 0 < 0, т.к. ДG 0 = -nFE 0 . Электродный потенциал металла (Е) зависит от концентрации его ионов в растворе. Решение задач об изменении значений электродных потенциалов при различных концентрациях их ионов в растворе решается с помощью уравнения Нернста Е = Е 0 + 0,059/n?lgc, где с - концентрация (при точных вычислениях активность) гидратированных ионов металла в растворе, моль/л. Соответственно, зная электродный потенциал металла с помощью уравнения Нернста можно определить концентрацию ионов металла в растворе в моль/л. Также с помощью уравнения ЭДС можно определить какой металл будет в гальваническом элементе катодом, а какой анодом (с меньшим потенциалом - это анод). Е = Е 0 - в формуле Нернста при условии, что [ох] ==1моль/л. Значение Е 0 различных ОВ систем приводится в справочных таблицах. Т. например, Е(Fе 3+ /Fе 2+) = Е 0 (Fе 3+ /Fе 2+) + 0,059 lg (/); Е(Fе 3+ /Fе 2+)=0,77+0,059 lg (/). Значение редокс-потенциала определяют по отношению к стандартному водородному электроду, потенциал которого принят за 0.

Как известно, когда частица (атом, ион, молекула) отдает электрон, то она окисляется и является восстановителем, если принимает – восстанавливается и является окислителем. Реакции окисления ми восстановления неразрывно связаны, их называют окислительно-восстановительными (редокс) реакциями. Большинство применяемых в аналитической химии о-в реакций протекает в растворах.

О – в реакции очень широко используются в аналитической химии.

1) Для перевода ионов и соединений из более низких в более высокие степени окисления и наоборот для предотвращения их вредоносного влияния на анализ (например, окисление Fe 2+ до Fe 3+ ;

2) Для обнаружения ионов, дающих характерные реакции с окислителями или восстановителями, например Mn 2+ (бесцв.) ® МnO 2 (черно-бурый); Mn 2+ (бесцв.) ® MnO 4 - (малиновый).

3) Для разделения ионов, окисляющихся или восстанавливающихся с образованием малорастворимых ионов.

Используют различные методы:

¾ перманонатометрия (в основе лежит реакция Mn 2+ ® MnO 4 - , при этом меняется цвет);

¾ йодометрия (I - ®I 2) и т.д.

Для окислительно-восстановительных реакций характерно наличие в растворе, как минимум, 2-х окисленных и 2-х восстановленных форм, т.е 2 пары окислитель-восстановитель.

Для выяснения направления протекания окислительно-восстановительной реакции используется понятие окислительно-восстановительного потенциала, который для каждой пары окислитель-восстановитель свой.

Бывает стандартный о-в потенциал и нестандартный. Зависимость О-В потенциала данной пары от концентрации окислителя и восстановителя выражается посредством уравнения Нернста.

Как известно, при погружении металлической пластинки в раствор соли этого металла на границе раствор/электрод возникает потенциал, непосредственно измерить который не представляется возможным. Оценивают относительно нулевой точки – стандартного водородного электрода, который состоит из инертного проводника - платиновой пластинки, покрытой чернью, погруженную в раствор кислоты с а Н + = 1, а через раствор пропускают под давлением 1 атм. газообразный водород.

Протекает реакция Н + + е « ½ Н 2

(Н + + е ® Н адс

Н адс + Н адс ®½ Н 2)

Т.о. на платине устанавливается равновесие, которое, в зависимости от условий, можно смещать в любую сторону. Величина потенциала этого электрода условно принята за 0.

Для равновесных условий справедливо уравнение Нернста:

Стандартный электродный потенциал водородного электрода, т.е. потенциал водородного электрода, погруженного в раствор с активностью ионов, относительно которых он обратим, равной 1 при стандартных условиях, R – универсальная газовая постоянная, Т – абсолютная температура, F – число Фарадея, равно 96500 Кл. Можно записать:

Если электрод из инертного металла, например, платины, опустить в раствор, в котором происходит окислительно-восстановительный процесс, то на границе электрод/раствор возникает скачок потенциала, обусловленный этим процессом. Такие системы (и их потенциалы) называются окислительно-восстановительными или redox – системами (потенциалами).

где - стандартный потенциал о-в электрода, и - соответственно активности окисленной и восстановленной формы, n – число электронов, участвующих в окислительно-восстановительном процессе.

Возьмем оловянный электрод, представляет платиновую пластину, погруженную в водный раствор с солью Sn 2+ и Sn 4+ , напр. Sn(NO 3) 2 и Sn(NO 3) 4:

Sn 4+ + 2е « Sn 2+ . Эта реакция является потенциал-определяющей на платине и определяет окислительно-восстановительный потенциал среды.

или:

Возьмем электрод, представляющий платиновую пластину, погруженную в водный раствор с растворимыми солями Fe 2+ и Fe 3+ :

Fe 2+ + е « Fe 3+ Эта реакция является потенциал-определяющей на платине и определяет окислительно-восстановительный потенциал среды.

Если соединить 2 разных электрода, получим электрохимический (гальванический) элемент при этом электрод с более положительным потенциалом называют анодом, а отрицательным потенциалом – катодом.

Потенциалы, измеренные в паре с водородным электродом, при концентрации (активности) ионов, равной 1 и температуре 25 0 С называются нормальными.

Если пренебречь контактной разностью потенциалов, то ЭДС элемента (Е) равна разности электродных потенциалов:

,

где - потенциалы катода (более положительного) и анода (более отрицательного) электродов соответственно. На катоде идет процесс восстановления, а на аноде – окисления.

Кроме гальванических элементов, окислительно-восстановительные реакции в растворах также протекают в том направлении, когда окислителем является окисленная форма, окислительно-восстановительный потенциал (ОВП) которой больше, а восстановителем – восстановленная форма пары, окислительно-восстановительный потенциал которой меньше. Поэтому при записи и подборе коэффициентов в аналитической химии огромное значение имеют полуреакции ОВ реакций, их уравнения и зависимость по Нернсту.. Поэтому при записи и подборе коэффициентов в аналитической химии используется только метод полуреакций (метод электронного баланса не используется).

При этом учитывают закон сохранения массы вещества и принцип электронейтральности, т.е. число зарядов должно быть одинаково.

Рассмотрим О-В реакцию:

КMnO 4 + Na 2 SO 3 + … ® Mn 2+ + Na 2 SO 4

I полуреакция:

II полуреакция:

По уравнению Нернста:

Т.о. под ln находится [Н + ], меняя ее мы меняем ОВП.

Следует иметь ввиду, что после составления ионно-молекулярного уравнения каждой из полуреакций уравнивают число атомов всех элементов левой и правой части:

Если исходный ион или молекула содержат больше атомов кислорода, чем продукт реакции, то:

1. В кислой среде избыток атомов кислорода связывают ионами Н + в молекулы воды;

2. В нейтральной и щелочной среде избыток атомов кислорода связывают молекулами воды в группы ОН – ;

Если исходный ион или молекула содержат меньше атомов кислорода, чем продукт реакции, то:

1. Недостаток атомов кислорода в кислых и нейтральных растворах компенсируется за счет молекул воды;

2. В щелочных растворах – за счет ионов ОН –

По уравнению Нернста полуреакции можно менять ОВП не только за счет концентрации окисленной и восстановленной формы, но и за счет величины рН раствора. Т.о. один и тот же окислитель (MnO 4 –) при различных рН раствора дает различные продукты.

а) в кислой среде окисляется до Mn 2+

MnO 4 – + 8Н + + 5е ® Mn 2+ + 4Н 2 О 2

SO 3 2– + 2OH – -2е ® SO 4 2– + Н 2 О 5

2MnO 4 – + 16Н + + 5SO 3 2– + 10OH – ® 2Mn 2+ + 5SO 4 2– + 13Н 2 О

2MnO 4 – + 6Н + + 5SO 3 2– + ® 2Mn 2+ + 5SO 4 2– + 3Н 2 О

2КMnO 4 + 5Na 2 SO 3 + 3Н 2 SO 4 ® 2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 3Н 2 О

б) в нейтральной среде – до МnO 2:

КMnO 4 + Na 2 SO 3 + Н 2 О ® 2MnO 2 + 5Na 2 SO 4 + KОН

(конц-и твердых фаз не пишутся).

Слайд 2

План лекции: Использование ОВР в аналитической химии. Типы ОВР. Количественное описание ОВР. Константа равновесия ОВР. Устойчивость водных растворов окислителей и восстановителей.

Слайд 3

Использование ОВР в аналитической химии При пробоподготовке для переведения в раствор пробы. Для разделения смеси ионов. Для маскирования. Для проведения реакций обнаружения катионов и анионов в качественном химическом анализе. В титриметрическом анализе. В электрохимических методах анализа.

Слайд 4

Например, при гипоксии (состояние кислородного голодания) происходит замедление транспорта Н+ и е – в дыхательной цепи и накопление восстановленных форм соединений. Этот сдвиг сопровождается снижением ОВ потенциала (ОВП) ткани и по мере углубления ишемии (местное малокровие, недостаточное содержание крови в органе или ткани) ОВП снижается. Это связано как с угнетением процессов окисления вследствие недостатка кислорода и нарушения каталитической способности окислительно-восстановительных ферментов, так и с активацией процессов восстановления в ходе гликолиза.

Слайд 5

Типы ОВР 1. Межмолекулярные – изменяются степени окисления (С.О.) атомов элементов, входящих в состав разных веществ:

Слайд 6

2.Внутримолекулярные – окислитель и восстановитель - атомы одной молекулы:

Слайд 7

3. Самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования) – один и тот же элемент повышает и понижает С.О. Cl2 - является окислителем и восстановителем.

Слайд 8

Количественное описание ОВР Например, чем сильнее основание, тем больше его сродство в протону. Также и сильный окислитель обладает большим сродством к электрону. Например, в кислотно-основных реакциях участвует растворитель (вода), отдавая и принимая протон, а в ОВР вода тоже может терять или присоединять электрон. Например, для проведения кислотно-основных реакций необходимы как кислота, так и основание, а в ОВР – и окислитель и восстановитель.

Слайд 9

Рассматривая ОВ пару в целом, можно записать схематичное уравнение реакции: Ox + nē = Red Равновесие в растворе можно описать с помощью равновесного потенциала, который зависит от состава раствора по уравнению Нернста:

Слайд 10

При температуре 298 К уравнение Нернста принимает вид:

Слайд 11

Непосредственно измерить электродный потенциал сложно, поэтому все электродные потенциалы сравнивают с каким-либо одним («электродом сравнения»). В качестве такого электрода используют обычно так называемый водородный электрод.

Слайд 12

В уравнении Нернста можно использовать вместо активностей ионов их концентрации, но тогда необходимо знать коэффициенты активностей ионов:

Слайд 13

На силу окислителя и восстановителя могут влиять: значение рН, реакции осаждения реакции комплексообразования. Тогда свойства редокс-пары будут описываться реальным потенциалом.

Слайд 14

Для расчета реального потенциала полуреакций, получаемых сочетанием ОВР и реакций осаждения, используются формулы:  если окисленная форма представляет собой малорастворимое соединение:

Слайд 15

 если восстановленная форма представляет собой малорастворимое соединение:

Слайд 16

Сочетание ОВР и реакций комплексообразования

 если окисленная форма связана в комплекс:

Слайд 17

 если восстановленная форма связана в комплекс:

Слайд 18

 если обе формы связаны в комплекс:

Слайд 19

Сочетание ОВР и реакций протонирования

если протонируется окисленная форма:

Слайд 20

если протонируется восстановленная форма:

Слайд 21

если протонируются обе формы:

Слайд 22

если реакция протекает по следующему уравнению: Ox +mH+ + nē = Red + H2O тогда

1. Сущность реакций окисления-восстановления. Стандартный и реальный редокс-потенциал. Уравнение Нернста

2. Основные положения теории окислительно-восстановительных реакций

3. Реакции диспропорционирования

4. Зависимость величин редокс-потенциалов систем от различных факторов (ЭДС реакции, рН)

5. Применение окислительно-востановительных реакций в аналитической химии

6. Катионы V аналитической группы. Реакции катионов V аналитической группы.

КЛЮЧЕВЫЕ СЛОВА И ТЕРМИНЫ

Окислительно-восстановительные реакции

Процесс окисления

Процесс восстановления

Окислитель

Восстановитель

Реакции окисления внутримолекулярные, межмолекулярные, дис-пропорционирования

Гальванический элемент Платиновая чернь

Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы Реальные окислительно-восстановительные потенциалы Уравнение Нернста

Катализаторы

Ингибиторы

Автокаталитические реакции Сопряженные реакции Индуцированные реакции

V аналитическая группа катионов

Групповой реагент на V аналитическую группу катионов

Реакции ионов железа (II)

Реакции ионов железа (III)

Реакции ионов марганца (II)

Реакции ионов висмута

Реакции ионов сурьмы (III, V)

Систематический ход анализа катионов V аналитической группы

Окислительно-восстановительные реакции в аналитической химии

Окислительно-восстановительные реакции - это реакции, которые сопровождаются переходом электронов от одних частиц (атомов, молекул и ионов) к другим, что приводит к изменению степеней окисления элементов.

Окисление - это процесс, при котором происходит отдача

№° - ё - Н2О2 - 2ё - 2Н+ + О2 БОз2- + 2ОН- - 2ё - БО42- + Н2О

Восстановление - это процесс, при котором происходит присоединение

электронов атомом, молекулой или ионом:

Б° + 2ё - Б2-Н2О2 + 2Н+ + 2ё - 2Н2О СГ2О72- + 14Н+ + 6ё - 2Сг3+ + 7Н2О МпО4- + 8Н+ + 5ё - Мп2+ + 4Н2О

В качестве восстановителей в аналитической химии чаще всего применяют: Н2О2, БпС12, Н2Б, Н2БО3, Ка2Б2О3; в качестве окислителей -С12; Вг2; Н2О2; К2Сг2О7; КМпО4; НШ3 и другие.

В реакциях окисления-восстановления всегда участвуют два вещества, одно из которых является восстановителем, а другое окислителем. При этом количество электронов, принятых окислителем, всегда должно быть равно количеству электронов, отданных восстановителем.

Типы окислительно-восстановительных реакций

К основным типам окислительно-восстановительных реакций относятся следующие:

1 - межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции (элементы, изменяющие степень окисления, находятся в составе разных молекул):

РЪБ + 4Н2О2 ^ ^РЪБО4 + 4Н2О

восстановитель окислитель

№С1 + КаС1О +^БО4 ^ С12 + Ка2БО4 + Н2О;

2 - внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции (элементы, изменяющие степень окисления, входят в состав одной молекулы):

NH4NO3 ^ N2 O + 2H2O

(NnH4)2 C+2O7 - N2° + Сг2Оз + 4H2O;

3 - реакции диспропорционирования (самоокисления-самомовосста-новления) (атомы одного и того-же элемента по-разному изменяют степень окисления):

C°l2 + 2NaOH - NaCl + NaClO + H2O 2H2O2 - 2H2O + O2

В общем виде окислительно-восстановительный процесс выражается следующим образом:

где: Red - восстановитель-частица, отдающая электроны;

Ox - окислитель-частица, которая способна принимать электроны.

Таким образом, мы имеем дело с сопряженной окислительно-восстановительной или редокс-парой.

В качестве простейших редокс-пар можно привести следующие: Fe3+/ Fe2+, Се4+/ Се3+ и т.д. Обе формы этих пар представляют собой одноатомные ионы, в которых осуществляется непосредственный переход электронов от одной частицы к другой.

Чаще имеют место более сложные процессы, в которых одновременно переходят электроны и атомы, например:

Mn2+ + 2H2O - 2e -- MnO2^ + 4H+.

Окислительно-восстановительная реакция может происходить лишь при непосредственном взаимодействии окислителя (окисленной формы) одной сопряженной редокс-пары с восстановителями (восстановленной формой) другой сопряженной редокс-пары. При этом общая редокс-реак-ция состоит из двух частных:

аОх! + ne аRedl

BRed2 - ne bOx2

aOxi + bRed2 ^ аRedl + bOx2

Таким образом, каждую окислительно-восстановительную реакцию можно представить как сумму двух полуреакций. Одна из них отражает превращение окислителя, а другая - восстановителя.

Окислительно-восстановительный потенциал

Деление окислительно-восстановительных реакций на полуреакции является не только формальным приемом, который облегчает понимание процесса передачи электронов, но имеет вполне определенный физический смысл.

Если компоненты каждой полуреакции поместить в разные сосуды, растворы которых соединены солевым мостиком (трубка, заполненная гелем агар-агара, пропитанным насыщенным раствором KCl), опустить в каждый из сосудов инертные электроды (платиновая проволока) и замкнуть их на гальванометр (рис.), то последний покажет наличие электрического тока. Такое устройство называют гальваническим элементом, а каждый из сосудов с раствором и платиновой проволокой - полуэлементом.

Fe2+ -- Fe3+ + ё

Ce4+ + ё - Ce3+

Рис. Схема гальванического элемента: 1 - платиновые электроды; 2 - электролитический ключ (трубка, заполненная раствором КС1); 3 - потенциометр; 4 - стакан.

При прохождении реакции в гальваническом элементе химическая энергия превращается в электрическую. Электродвижущая сила (ЭДС) гальванического элемента представляет собой разность потенциалов двух электродов (ЭДС=Е1-Е2) и характеризует способность электронов восстановителя переходить к окислителю.

Потенциал отдельной редокс-пары (в нашем примере Бе /Бе и Се4+/Се3+) измерить невозможно. В связи с этим указанную задачу решают путем комбинирования полуэлемента, потенциал которого необходимо определить, с полуэлементом, потенциал которого принят за стандарт. В качестве такого полуэлемента (электрода) используют стандартный водородный электрод. Этот электрод представляет собой платиновую пластинку, покрытую слоем платиновой черни, которая погружена в раствор кислоты с активностью ионов водорода, равной единице. Электрод омывается водородом при давлении 1,013-10 Па (1 атм). При этом слой платиновой черни насыщается водородом, который ведет себя как водородный электрод, находящийся в растворе в равновесии с ионами водорода:

Н2 (г) = 2Н+ + 2ё.

Потенциал этого электрода принят равным нулю при всех температурах.

Учитывая, что ЭДС гальванического элемента равна разности потенциалов электродов (Е1 - Е2) и Е2 = 0 (стандартный водородный электрод): для указанного гальванического элемента будем иметь ЭДС = Е1. Таким образом, потенциал данного электрода равен ЭДС гальванического элемента, который состоит из этого электрода и стандартного водородного электрода.

В случае, когда все компоненты полуреакции находятся в стандартном состоянии (гипотетический одномолярный раствор с коэффициентами активности компонентов, равными единице, при нормальном атмосферном давлении и температуре).

Потенциал такого электрода называют стандартным электродным потенциалом и обозначают Е0.

Зависимость между реальным равновесным окислительно-восстановительным потенциалом электрода (потенциал электрода в нестандартных условиях - Е) и стандартным электродным потенциалом (Е0) передается уравнением Нернста:

Е = Е0 +-1п ох

где: R - универсальная газовая постоянная, равная 8,312 Дж/(моль К); T - абсолютная температура; F - постоянная Фарадея, равная 96 500 Кл;

n - число электронов, принимающих участие в электродном процессе;

aox, ared - активности окисленной и восстановленной форм вещества соответственно, возведенные в степени, равные соответствующим стехиометрическим коэффициентам. Если учесть, что активность можно представить как произведения концентрации на коэффициент активности, то уравнение Нернста можно записать в следующем виде:

E = E0 + ^ ln Y°x

nF " Y red"

где: y0x - коэффициент активности окисленной формы;

Yred - коэффициент активности восстановленной формы. Когда в уравнение полуреакции кроме окисленной и восстановленной формы входят и другие ионы, то их концентрации (активности) должны быть включены в уравнение Нернста.

Так потенциал редокс-пары EMn04-/ Mn2+ , для которой уравнение полуреакции имеет вид:

Mn04- + 8H+ + 5e ^ Mn2+ + 4H20,

вычисляют по уравнению:

*Mn°47 Mn2+ - Е Mn°47 Mn2+ + ln "

Если в уравнение Нернста подставить численные значения констант и перейти к десятичным логарифмам, то для температуры 25°С оно принимает вид:

Е = Е» + 0,059 18 "Ус

0,059 lg |0x] + 0,059 lg

Величину

в последнем уравнении называют

формальным потенциалом и обозначают как Е0(1).

Если в уравнение Нернста ввести формальный потенциал, то оно приобретает вид:

E0(D + 0059 lg |°x]

Из последнего уравнения следует, что Е - Е0(1), когда [°x] - 1,0.

Равенство Е 0(1)

свидетельствует

формальный потенциал зависит от ионной силы раствора. Если ионной силой раствора пренебречь, то получим равенство Е0(1) = Е0. Для многих аналитических расчетов точность такого приближения вполне достаточна.

Стандартный потенциал редокс-системы используют в качестве объективной характеристики окислительно-восстановительных свойств соединений. Чем больше положительное значение стандартного потенциала, тем сильнее окислитель. В тоже время восстановленные формы сильных окислителей обладают слабо выраженными восстановительными свойствами и, наоборот, окисленные формы сильных восстановителей обладают слабыми окислительными свойствами. Таким образом, окислительно-восстановительные реакции протекают в сторону образования более слабых окислителей и восстановителей из более сильных.

Сравнение величин стандартных потенциалов может быть использовано для предсказания направления окислительно-восстановительной реакции.

Однако следует учитывать, что стандартные потенциалы могут значительно отличаться от реальных и направление реакции может меняться.

На величину реального потенциала оказывают влияние такие факторы, как рН среды, концентрации реагентов, комплексообразование, образование осадков и др.

Следует отметить, что рН среды оказывает влияние на реальный потенциал не только в тех случаях, когда концентрации Н+ и ОН- ионов входят в уравнение Нернста, но иногда и в случаях их отсутствия в этом уравнении. Это может быть связано с изменением формы существования ионов в растворе (влияние на гидралитические и другие равновесные процессы).

Как отмечалось на стр. 96 потенциал редокс-пары Е°мпО4тмп2+ зависит от концентрации ионов водорода (указанная величина может изменяться от 1,51 В до 1,9 В), в связи с чем это свойство используют для фракционированного окисления галогениданионов до свободных галогенов. Так при рН от 5 до 6 перманганат окисляет лишь йодиды (Е°у 21- = 0,53 В), при рН 3 окисляются бромиды (Е°Вг2/ 2Вг- = 1,06 В) и только при значительно более высокой кислотности окисляются хлориды (Е°су 2сг = 1,395 В).

Изменение величины рН может влиять не только на величину редокс-потенциала, но, иногда, и на направление хода реакции. Например, реакция:

ЛвО43" + 2Н+ + 21" - ЛбОз3" + 12 + Н2О,

в кислой среде протекает слева направо, а в щелочной (рН 9, создаваемое с помощью КаНСО3) - справа налево.

Существует следующее правило для создания реакционной среды, необходимой для оптимального течения процесса: если в результате окислительно-восстановительной реакции накапливаются Н+ или ОН--ионы, то необходимо создать среду, которая обладает противоположными свойствами (щелочную или кислую соответственно).

Кроме того, для реакции нужно брать компоненты (окислитель и восстановитель), которые реагируют в одинаковой среде. В противном случае может иметь место торможение процесса.

В качестве примера, который иллюстрирует влияние на потенциал и направление реакции малорастворимого соединения, можно привести реакцию взаимодействия Си2+ и I-.

Стандартный потенциал редокс-пары Си /Си составляет 0,159 В, а для пары 12/21- он равен 0,536 В. Приведенные данные свидетельствуют о том, что ионы Си2+ не могут окислять ионы I-. Однако в процессе этой реакции образуется малорастворимая однойодистая медь Си1 (ПРСи1 = 1,1Т0-

). Образование этого осадка резко снижает концентрацию ионов Си в растворе. При этом активность ионов Си2+ в растворе можно определить из равенства:

Используя уравнение Нернста, можно показать, что

E°cu-/ oui = Е0си2+/ cu+ - 0,059lgnP CuI = 0,865 В.

Таким образом, редокс-пара Cu /CuI имеет потенциал, который превышает потенциал пары I2/I- в результате чего указанное превращение становится возможным.

Константа равновесия окислительно-восстановительной реакции

Во многих случаях необходимо знать не только направление окислительно-восстановительной реакции, но и насколько полно она протекает. Так в количественном анализе используют те реакции, которые практически протекают на 100 \% (или приближаются к этому). Степень протекания реакции определяется константой равновесия.

Если уравнение окислительно-восстановительной реакции представить в общем виде схемой:

aOx1+ pRed2 ^ yRed1+ 5Ox2 ,

то константа ее равновесия (К) будет иметь вид:

K = a a ■ Я в-.

Используя уравнение Нернста для окислительно-восстановительных пар, участвующих в реакции, можно показать, что при 25°С:

1 т^ Ox, /Re d, Ox2/Red2/

или в общем виде:

T, (E ox - E Re d) ^n

где: ERed- стандартные потенциалы пар, выступающих в данной ре-

акции в качестве окислителя и восстановителя соответственно; n - число электронов, принимающих участие в процессе. Из последнего уравнения следует, что чем больше разность потенциалов (EOx- ERed), тем больше константа равновесия и тем полнее будет протекать реакция слева направо. Однако следует помнить, что большое значение константы равновесия не свидетельствует о высокой скорости протекания процесса.

На скорость протекания реакции оказывают влияние такие факторы, как механизм реакции, концентрация реагентов, температура раствора, наличие катализаторов или ингибиторов.

Скорость реакции возрастает при увеличении концентрации реагентов, а также при повышении температуры. Обычно увеличение температуры на 10° приводит к ускорению реакции в 2-4 раза. Так, например, при взаимодействии перманганата калия с раствором щавелевой кислоты реакция идет медленно и для ее ускорения раствор подогревают. Кроме того, эта реакция относится к автокаталитическим (катализатором является один из продуктов реакции - ионы Мп).

В ряде случаев имеют место так называемые сопряженные или индуцированные окислительно-восстановительные реакции.

Например, при окислении перманганатом калия ионов Бе2+ в растворе, подкисленным соляной кислотой, часть перманганата калия расходуется на окисление хлорида:

2Мп04- + 10С1- + 16Н+ - 2Мп2+ + 5С12 + 8Н2О.

В отсутствие ионов Бе2+ эта реакция не происходит, хотя разность стандартных потенциалов позволяет ее протекание. Для предотвращения побочной реакции указанный процесс проводят в растворах, подкисленных серной кислотой.

Применение окислительно-восстановительных реакций в аналитической химии

Окислительно-восстановительные реакции широко используются в качественном и количественном анализе.

В качественном анализе окислительно-восстановительные реакции используются для:

Переведения соединений из низших степеней окисления в высшие и наоборот;

Переведения малорастворимых соединений в раствор;

Обнаружения ионов;

Удаления ионов.

Так реакции окисления пероксидом водорода в щелочной среде используются в анализе катионов IV аналитической группы для переведения соединений Бп(И), Ав(Ш), Сг(Ш) в гидроксо- и оксоанионы этих элементов в высших степенях окисления.

Например, анионы [Сг(0Н)6] - окисляются в хромат ионы:

2[Сг(0Н)б]3- + 3Н20^2Сг042- + 8Н2О + 2ОН-. Анионы [Бп(0Н)6]4- - в гидроксоанионы [Бп(0Н)6]2-: [Бп(0Н)б]4- + Н202- [Зп(0Н)6]2- + 2ОН-.

Арсенит ионы Аб0зз- - в арсенат ионы Аб04з-:

Аб0з3- + Н202^=* Аб043- + Н20.

В тоже время указанный реагент окисляет одновременно и некоторые ионы V и VI аналитической группы: 8Ь(Ш)-8Ь^), Бе2+- Бе3+; Мп2+- Мп02-пН20, Со2+-Со3+.

Окислительные свойства пероксида водорода в кислой среде используют для обнаружения хромат- и дихромат-ионов по реакции образования надхромовой кислоты (раствор синего цвета):

Сг2072- + 4Н202 +2Н+ -2Н2Сг06 + 3Н20.

Пероксид водорода в азотнокислой среде используют в качестве восстановителя для переведения осадков Мп02-пН20 и Со(ОН)3 в раствор в виде катионов Мп2+и Со2+соответственно:

Мп02-пН20 +Н202 +2Н+^=* Мп2+ + |02 + (п+2)Н20, 2Со(ОН)3 +Н202 +4Н+^ 2Со2+ + |02 + 6Н20.

Для обнаружения ионов Ав(Ш) и Аб^) используют реакцию восстановления их металлическим цинком до газообразного продукта АбНз.

В анализе катионов II группы применяют реакцию диспропорционирования соединений ртути:

НВ2С12 + М1з- [НвМДО! +Нв|.

Для обнаружения катионов Бп используют их восстанавливающие свойства по отношению к соединениям двухвалентной ртути:

Бп2+ + + 4 С1 - + [БпС16]2-.

Ионы БЬ^) обнаруживают путем их восстановления до БЬ0 действием на их анионы металлическим цинком на никелевой пластинке (образование гальванической пары):

2[БЬС16]- + 57п- 57п2+ + 2БЬ| +12С1-.

Катионы Ы обнаруживают, восстанавливая их в щелочной среде до металлического висмута гексагидроксостаннит (II) ионами:

2Ы(0Н)з| + 3[Бп(0Н)6]4- - 2БЦ + 32- +60Н-.

Обнаружение ионов Мп основано на их окислении до окрашенных в красный цвет Мп04- ионов с помощью персульфата аммония:

2Мп2+ +5Б2082- + 8Н2<0^ 2Мп04- + 16Н+ + 10Б042-.

В качественном анализе часто используют такие окислители, как HN03, хлорную и бромную воду.

Так образовавшуюся в систематическом ходе анализа смесь осадков сульфидов Cu2S и HgS разделяют, обрабатывая ее разбавленной азотной кислотой при нагревании:

3Cu2S + 4NO3" +16H+ - 6Cu2+ + 3S| + 4N0| + 8H20.

При этом в указанных условиях осадок HgS в отличие от Cu2S не растворяется.

Осадок HgS растворяется в бромной воде в присутствии хлороводородной кислоты или в смеси концентрированной HN03 и концентрированной HCl:

HgSj + Бг2 + 2Cl- - + 2Br- + Sj, 2HgS| + 2HNO3 + 6HC1 - 3 + 3S|+2N0 + 4H2O.

Черный осадок металлической сурьмы, полученный при ее обнаружении (см. выше), окисляют азотной кислотой с образованием белого осадка метасурьмяной кислоты:

3Sb| + 5MV + 5H+ - 3HSb03| + 5N0|+ H20.

Окислительно-восстановительные реакции широко используют не только в качественном анализе катионов, но и в анализе анионов.

Так в ходе анализа на анионы выполняют пробу на анионы-окислители (Cr2072-, As043-, N03-) действием раствора KI в кислой среде в присутствии хлороформа. При этом образуется свободный йод, окрашивающий слой хлороформа в красно-фиолетовый цвет.

Кроме того, проводят пробу на анионы-восстановители (C204 S203 S2-, S032-, As033-, I-, N02-), основанную на обесцвечивании раствора йода в слабокислой среде (за исключением As033-, которые обнаруживают в слабощелочной среде).

На окислительно-восстановительных реакциях основана проба с концентрированной H2S04 (Cl-, Br-, I-, Cr042-, N03-, S032-, S2032Ti др.), при этом выделяются газообразные продукты (Cl2, I2, C02 и др.).

Для обнаружения таких анионов-восстановителей, как S03 "и C204 N02- используют реакции, в результате которых обесцвечиваются растворы KMn04:

5S02 + 2H20 +2Mn04- ^ 5S022- + 4H+ + 2Mn2+ 5C2042- +2Mn04- + 16H+ ^ 10C02t + 2Mn2+ + 8H20 5N02-+2Mn04- + 6H+^ 2Mn2+ + 5N03- + 3H20.

Для удаления нитрит-ионов при обнаружении нитрат-ионов используют реакцию с кристаллическим аммония хлоридом:

N02-+ Mi/^ N2| + 2H20.

Катионы V аналитической группы Те2+, Те3+, М^+, Mn2+, 8Ъ (III), 8Ъ (V), Б13+

Общая характеристика

К V аналитической группе относятся катионы Б-элементов - М§2+, р-элементов - БЬ (III), БЬ (V), Ы3+ и ё-элементов - Бе3+, Бе2+, Мп2+. Вследствие сильного поляризующего действия катионов V аналитической группы многие их соединения (гидроксиды, сульфиды, фосфаты) не растворяются в воде. В воде растворяются хлориды, бромиды, нитриты, нитраты, ацетаты, сульфаты катионов V аналитической группы.

Групповым реагентом на катионы V аналитической группы является концентрированный раствор аммиака, который осаждает их в виде гидроксидов, нерастворимых в избытке реагента.

Дальнейший ход анализа катионов V аналитической группы основан на различной растворимости гидроксидов этих катионов в концентрированных растворах солей аммония, кислотах, а также на использовании различных окислительно-восстановительных реакций и реакций осаждения этих катионов.

Соединения Бе - желто-бурого цвета, а Бе - светло-зеленого; растворы соединений других катионов - бесцветны.

Реакции катионов V аналитической группы

Действие растворов натрия гидроксида или калия гидроксида

С растворами №0Н или К0Н катионы магния, марганца, висмута и сурьмы образуют белые аморфные осадки гидроксидов, зеленые -гидроксидов железа (II) и красно-бурые - гидроксидов железа (III):

Мв2+ + 20Н- - Мв(0Н)2^, Мп2+ + 20Н- ^ Мп(0Н)2^, Бе2+ + 20Н- - Бе(0Н)2^, Бе3+ + 30Н- - Бе(0Н)з^, [БЬС16]3- + 30Н- - БЬ(0Н)з^ + 6С1-, [БЬС16]- + 50Н- - БЬ(0Н)5^ + 6С1-, БЬ(0Н)5^ - НБЬ0з^ +2Н20, Ы3+ + 30Н- ^ Ы(0Н)3^.

Все гидроксиды катионов V аналитической группы растворяются в кислотах, например:

Бе(0Н)3^ + 3Н+ - Бе3+ + 3Н20.

Гидроксиды 8Ь (III) и 8Ь (V) за счет амфотерных свойств растворяются в избытке щелочей:

8Ь(ОИ^ + ЗОИ" - 3-, ^ + ОИ- - -.

Гидроксиды магния, марганца (II) и железа (II) растворимы также в насыщенном растворе №І4С1, например:

Ыв(ОИ)2^ + 2МІ4+ - Ыв2+ + 2МІ3-И2О.

Это свойство используют для отделения магния гидроксида от других гидроксидов катионов V аналитической группы в систематическом ходе анализа.

Действие раствора аммиака

При действии раствора аммиака на растворы катионов V аналитической группы выпадают осадки соответствующих гидроксидов:

Ыв2+ + 2МіуИ2О - Ыв(ОИ)2^ + 2М1/, - + 5Міз-И2О - ШЬОз| + 6С1- + 5МІ4+ + 2^О, 3- + 3КИз-И2О - 8Ь(ОИ)з^ + 6С1- + ЗМІ4+, Мп2+ + 2МІ3-И2О ^ Мп(ОИ)2^ + 2МІ/, Бе2+ + 2МіуИ2О ^ Бе(ОИ)2^ + 2МИ+, Бе3+ + 3МІ3-И2О ^ Бе(ОИ)3^ + 3М1Л

Катионы висмута при действии раствора аммиака образуют белый осадок основной соли, состав которой изменяется в зависимости от концентрации раствора, температуры:

Ві3+ + 2Мі3-И2О + С1- - Ві(ОИ)2С1^ + 2МІ/, Ві(ОИ)2С1^ - ВіОС1^ + И2О.

Гидролиз солей ЗЬ (III), ЗЬ (V) и висмута

Соли висмута, сурьмы (Ш^) гидролизуются с образованием белых осадков основных солей:

3- + И2О - 8ЬОС1^ + 5С1- + 2И+, - + 2 И2О - 8ЬО2С1^ + 5С1- + 4И+, Ві3+ + И2О + Ж)3- ^ ВіОЖ)3^ + 2И+.

Все осадки растворимы в кислотах.

Реакция ионов магния

Действие раствора натрия гидрофосфата Na2HPO4

Катионы магния образуют с раствором натрия гидрофосфата в присутствии аммиачного буферного раствора белый кристаллический осадок:

Mg2+ + HPO42- + NH3-H2O ^ MgNHPO^ + H2O.

Эту реакцию можно выполнять как микрокристаллоскопическую. Кристаллы MgNH4PO4, образовавшиеся во время быстрой кристаллизации, имеют характерную форму.

Реакция ионов железа (II)

Действие раствора калия гексацианоферрата (III) K3

Катионы железа (II) образуют с раствором калия гексацианоферрата (III) осадок синего цвета ("турнбулевая синь"):

3Fe2+ + 23- ^ Fe32^.

Реакция специфична и позволяет обнаружить катионы Fe дробным методом.

Осадок не растворяется в кислотах. В щелочах он разлагается: Fe32^ + 6OH- - 3Fe(OH)2^ + 23-.

Реакции ионов железа (III)

1. Действие растворов калия гексацианоферрата (II) K4

Катионы железа (III) образуют с раствором калия гексацианофер-рата (II) темно-синий осадок ("берлинская лазурь"):

4Fe3+ + 34- - Fe43^

Реакция Fe с гексацианоферратом (III) калия специфична и позволяет открывать их дробным методом.

Реакцию необходимо проводить в кислой среде при рН=3. Однако при сильном подкислении или добавлении избытка реагента осадок растворяется.

В щелочах осадок разлагается:

Fe43^ + 12OH- - 4Fe(Offb^ + 34-.

2. Действие тиоционат-ионов

Катионы железа (III) образуют с тиоцианат-ионами комплексные соединения железа (III), которые окрашивают раствор в красный цвет, например:

Fe3+ + 3NCS- - .

При избытке тиоцианат-ионов образуются комплексные ионы различного состава:

-; 2-; 3-.

Выполнять реакцию необходимо в кислой среде при рН=2. Обнаруже-

нию Fe с тиоцианат-ионами мешают анионы (F, PO4 " и др.), которые образуют с Fe3+ более стойкие комплексы, например:

6F- -- 3- + 3NCS-.

Реакции ионов железа (Ш), (П)

Действие раствора сульфосалициловой кислоты

Катионы железа (III), (II) образуют с сульфосалициловой кислотой комплексы различного цвета в зависимости от рН раствора. При рН=1,8-2,5 образуется комплекс фиолетового цвета:

При рН= 4-8 образуется комплекс красного цвета:

При рН=8-11 образуется комплекс желтого цвета:

Реакции, протекающие в систематическом ходе анализа при обнаружении ионов марганца

Марганца (II) гидроксид легко окисляется пероксидом водорода, при этом образуется темно-бурый осадок Н2МпО3 (МпО2- пН2О).

2е + Мп(ОН)2^ + Н2О ^ Н2МпО3^ + 2Н+ 1

2е + Н2О2 + 2Н+ - 2Н2О__

Мп(ОН)2^ + Н2О2 -> Н2МпО3 + Н2О^

Марганец (IV) восстанавливается также до марганца (II) в сернокислой или азотнокислой среде при действии Н2О2:

2е + Н2МпО3^ + 4Н+ ^ Мп2+ + 3Н2О 1 2е + Н2О2 - О2Т + 2Н+__

Н2МпО3^ + Н2О2 + 2Н+ -> Мп2+ + О2Т+ 3Н2О

Сильные окислители, например, персульфат аммония (М14)282О8, окисляют Мп (II) до ионов МпО4-, которые окрашивают раствор в красный цвет:

5е + Мп2+ + 4Н2О ^ МпО4- + 8Н+ 2

2Мп2+ + 5Б2О82- + 8Н2О -> 2МпО4- + 16Н+ + 10БО42-

Реакция протекает при нагревании и в присутствии солей серебра (катализатор). Эту реакцию используют для обнаружения ионов марганца (II) в систематическом ходе анализа.

Реакции ионов висмута

Действие свежеприготовленного натрия гексагидроксостанита (П) Na44-.

Гексагидроксостанит (11)-ионы восстанавливают ионы Bi до металлического висмута черного цвета. Ионы 4- устойчивы только в щелочных растворах. Катионы висмута в этих условиях образуют белый осадок Bi(OH)3:

Sn2+ + 2OH- - Sn(OH)2^, Sn(OH)2^ + 4OH- - 4-, Bi3+ + 3OH- ^ Bi(OH)3^.

3e + Bi(OH)3^ ^Bil + 3OH- 2

2e + 4- - 2-_^ _ | 3

2Bi(OH)3^ + 34- - 2Bi^ + 32- + " 6OH-

При выполнении реакции обнаружения катионов висмута следует избегать избытка концентрированной щелочи и нагревания, так как в этих условиях может выпасть черный осадок Snl- вследствие реакции диспропорционирования:

24- - 2- + Sn^ + 6OH-.

Реакция ионов сурьмы Действие металлического цинка

Металлический цинк на никелевой пластинке восстанавливает ионы сурьмы (III) и (V) до металлической сурьмы:

23- + 3Zn - 2SU + 3Zn2+ + 12C1-.

Никелевая пластинка образует с цинком гальваническую пару, в которой положительным электродом является Ni, а отрицательным - Zn. Никель получает электроны, которые отдает ему цинк, и передает их ионам сурьмы, которые восстанавливаются до металла. Осадок металлической сурьмы на никелевой пластинке не растворяется в хлороводородной кислоте, но растворяется в азотной кислоте:

5e + Sb^ + 3H2O ^ HSbO3^ + 5H+ 3

3e + NO3- + 4H+ - NOt + 2H2O_\_5_

3Sb^ + 5NO3- + 5H+ - 3HSbO3^ + 5NOt + H2O

Систематический ход анализа катионов V аналитической группы

Катионы железа (II) и железа (III) обнаруживают дробным методом в отдельных пробах действием растворов калия гексацианоферрата (III) и гексацианоферрата (II) соответственно:

3Fe2+ + 23- - Fe32^, 4Fe3+ + 34- ^ Fe43^.

Катионы сурьмы (III) и сурьмы (V) мешают обнаружению всех катионов V аналитической группы. Сурьму (III) окисляют раствором HNO3 до сурьмы (V), которая выпадает в виде осадка HSbO3. Осадок отделяют центрифугированием и растворяют в концентрированной хлороводородной кислоте. Сурьму (V) в растворе обнаруживают действием цинка на никелевой пластинке.

Все катионы V группы, оставшиеся в центрифугате, осаждают в виде соответствующих гидроксидов действием концентрированного раствора аммиака.

Для отделения магния гидроксидов к осадку прибавляют насыщенный раствор аммония хлорида и 3\% раствор Н2О2. При этом осадок Mg(OH)2 растворяется, а катионы Mn2+ окисляются до H2MnO3 (MnO2-nH2O). Осадок, состоящий из Fe(OH)3, BiONO3, H2MnO3 (MnO2-nH2O), отделяют центрифугированием. В центрифугате обнаруживают катионы магния действием раствора натрия гидрофосфата в присутствии аммиачного буферного раствора.

При действии на осадок азотной кислоты гидроксиды железа (III) и висмута растворяются, а H2MnO3 (MnO2-nH2O)^ остается в осадке, который отделяют центрифугированием.

В центрифугате катионы висмута обнаруживают действием свежеприготовленного раствора Na4.

Осадок H2MnO3 (MnO2-nH2O) растворяют в азотной кислоте в

присутствии H2O2, при этом MnO2-nH2O восстанавливается до Mn . Их обнаруживают действием раствора аммония персульфата.

Систематический ход анализа смеси катионов V аналитической группы выполняют в соответствии со схемой.

СХЕМА СИСТЕМАТИЧЕСКОГО ХОДА АНАЛИЗА КАТИОНОВ V АНАЛИТИЧЕСКОЙ ГРУППЫ

Бе2+, Ре3+, Мп2+, М^+, Ві3+, 8Ъ (III), 8Ъ (V)

Главным предметом изучения в химии является химическая реакция. Глубокое знание сущности и закономерностей протекания химических реакций дает возможность управлять ими и использовать для синтеза новых веществ. Усвоение общих закономерностей протекания химических реакций необходимо для последующего изучения свойств неорганических и органических веществ. Большинство химических процессов, протекающих в природе и осуществляемых человеком в его практической деятельности, представляют собой окислительно-восстановительные реакции. В качестве примера можно привести следующие процессы: фотосинтеза, горения природного газа, получение металлов из руд, синтез аммиака. Уравнение какой-либо химической реакции можно записать на бумаге, но это еще не значит, что такая реакция действительно возможна. В одних случаях, достаточно изменить условия, чтобы реакция пошла, в других, реакцию невозможно заставить идти ни при каких условиях. То же самое можно отнести и к окислительно-восстановительным реакциям, ход которых во многом определяется факторами, влияющими на протекание химической реакции.

Применение окислительно-восстановительных реакций огромное. Они используются в качественном и количественном анализе веществ, биохимических процессах, для получения новых важных веществ. Уравнения этих реакций интересны своей сложностью и особенностью.

Я перед собой ставил следующие задачи: изучить соответствующую научную литературу по данной теме, подобрать для практической части возможную для школьных условий методику, провести ряд анализов по подобранной методике, сделать соответствующие выводы по данной теме.

Работа выполняется по заказу администрации средней школы №16.

1. 1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ФАКТОРЫ, ВЛИЯЮЩИЕ НА ПРОТЕКАНИЕ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

1. 1. 1. Основные понятия и определения.

Наряду с кислотно-основным взаимодействием, в основе которого лежит обмен протоном (Н+) между реагентами, в природе широко распространено окислительно-восстановительное взаимодействие, которое характеризуется перераспределением электронов между реагентами.

Окислительно-восстановительными реакциями называются химические реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов вследствие перераспределения электронов между ними.

В окислительно-восстановительных реакциях всегда происходят отдача и присоединение электронов.

Окислением называется процесс отдачи электронов атомом вещества, сопровождающийся повышением степени его окисления.

Например:

– = – = – =

Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом вещества, сопровождающийся понижением степени его окисления.

Например:

В ходе окислительно-восстановительной реакции оба процесса протекают одновременно, причем общее число электронов, отданных при окислении, равно общему числу электронов, принятых при восстановлении.

Окислителем называется вещество, в состав которого входят атомы, присоединяющие электроны, т. е. окислитель - акцептор электронов.

Восстановителем называется вещество, в состав которого входят атомы, отдающие электроны, т. е. восстановитель - донор электронов.

Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряженный восстановитель: окислитель + e сопряженный восстановитель

Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряженный окислитель: восстановитель – e сопряженный окислитель

Любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных превращений - окисления и восстановления: сопряженная окислительно-восстановительная пара Iсопряженный сопряженный окислитель I + восстановитель II восстановитель I окислитель II сопряженная окислительно-восстановительная пара II

Например: сопряженная окислительно-восстановительная пара I

Сопряженная окислительно-восстановительная пара II

Совокупность окислителя (восстановителя) с продуктом его превращения составляет сопряженную окислительно-восстановительную пару, а ее взаимопревращение является полуреакцией восстановления (окисления). В любой окислительно-восстановительной реакции принимают участие две сопряженные окислительно-восстановительные пары, между которыми имеет место конкуренция за электроны, в результате чего протекают две полуреакции: одна связана с присоединением электронов, т. е. восстановлением, другая - с отдачей электронов, т. е. окислением.

Так, в реакции:

Участвуют пары, и, и протекают указанные полуреакции:

А в реакции:

+ + + ; участвуют пары, и, и протекают полуреакции:

Для правильного обозначения сопряженной окислительно-восстановительной пары вначале следует записывать окисленную, а затем - восстановленную форму вещества.

Взаимодействие веществ в окислительно-восстановительных реакциях, как и в других химических реакциях, подчиняется закону эквивалентов.

Эквивалентом окислителя или восстановителя называется его частица (реальная или условная), которая, соответственно, присоединяет или отдает один электрон.

Молярная масса эквивалента 1/z М(Х) окислителя или восстановителя равна их молярной массе М(Х), умноженной на фактор их эквивалентности 1/z в данной реакции.

Фактор эквивалентности окислителя или восстановителя равен 1/z, где z - число электронов, принятых или отданных одной частицей (молекулой, атомом, ионом) окислителя или восстановителя. Поэтому молярная масса эквивалента окислителя или восстановителя вычисляется по уравнению:

М(1/z Х) = М(Х)/z

1. 1. 2. Факторы, влияющие на протекание окислительно-восстановительных реакций. Характер протекания окислительно-восстановительных реакций зависит от химической природы взаимодействующих веществ и от условий проведения реакции:

Концентрации реагента:

+ (разбавл) + окислитель;

+ (конц) + + окислитель;

Температуры реакции: на холоде + + + ; при нагревании + + + ;

Наличия катализатора: без катализатора + + ; с катализатором + + ;

Влияние характера среды: кислая среда

+ - + ; нейтральная среда

+ - +; щелочная среда

Как видно из анализа приведенных полуреакций, в окислительно-восстановительных реакциях, протекающих в водных растворах, часто принимают участие вода или ее ионы и, которые не только способствуют передаче электронов от восстановителя к окислителю, но и связывают компоненты данных превращений. Особенно это важно для биохимических окислительно-восстановительных реакций, всегда протекающих в водных растворах.

В основе определения направления самопроизвольного протекания окислительно-восстановительных реакций лежит следующее правило:

Окислительно-восстановительные реакции самопроизвольно протекают всегда в сторону превращения сильного окислителя в слабый сопряженный восстановитель или сильного восстановителя в слабый сопряженный окислитель.

Это правило аналогично правилу, определяющему направление протекания кислотно-основных превращений.

Количественной мерой окислительно-восстановительной способности данной сопряженной окислительно-восстановительной пары является величина ее восстановительного потенциала, которая зависит от:

Природы окисленной и восстановленной формы данной сопряженной пары;

Соотношения концентраций окисленной и восстановленной формы данной сопряженной пары;

Температуры.

В тех случаях, когда в процессе превращения окислителя или восстановителя участвуют ионы или, зависит также и от рН раствора. Значение, которое принимает при стандартных условиях: концентрация всех компонентов, участвующих в реакции, включая ионы воды (в кислой среде) и (в щелочной среде), равна 1 моль/л, температура 298 К, - называется стандартным восстановительным потенциалом и обозначается. Величина является количественной характеристикой окислительно-восстановительных свойств данной сопряженной окислительно-восстановительной пары при стандартных условиях.

Способа определения абсолютного значения потенциалов для сопряженных окислительно-восстановительных пар не существует. Поэтому пользуются относительными величинами, характеризующими потенциалы сопряженных пар относительно эталонной пары + , потенциал которой при стандартных условиях принят условно равным нулю ((,) =).

Положительное значение имеют окислительно-восстановительные пары, в которых окисленная форма присоединяет электроны легче, чем катион водорода в эталонной паре. Отрицательное значение имеют окислительно-восстановительные пары, в которых окисленная форма присоединяет электроны труднее, чем в эталонной паре. Следовательно, чем больше (т. е. положительнее) значение данной сопряженной окислительно-восстановительной пары, тем сильнее выражены ее окислительные свойства, а восстановительные свойства - соответственно слабее.

Суть окислительно-восстановительных реакций заключается в конкуренции за присоединение электрона между участвующими окислителями. При этом электрон присоединяет та сопряженная пара, окисленная форма которой сильнее его удерживает. Это отражает следующая схема:

восст-ль I ок-ль I + + ок-ль II восст-ль II

Смещение окислительно-восстановительного равновесия

Сопоставляя потенциалы сопряженных пар, участвующих в окислительно-восстановительной реакции, можно заранее определить направление, в котором будет самопроизвольно протекать та или иная реакция.

При взаимодействии двух сопряженных окислительно-восстановительных пар окислителем всегда будет окисленная форма той пары, потенциал которой имеет более положительное значение.

Пример. В реакционной смеси содержатся две сопряженные окислительно-восстановительные пары:

Так как первая пара содержит более сильный окислитель (), чем вторая пара (), то в стандартных условиях самопроизвольно пойдет реакция, в которой окислителем будет, а восстановителем: + = +.

Для определения направления окислительно-восстановительной реакции можно также пользоваться величиной ее ЭДС.

ЭДС окислительно-восстановительной реакции в стандартных условиях (Е°) численно равна разности стандартных потенциалов сопряженных окислительно-восстановительных пар, участвующих в реакции: Е° = –.

Условием самопроизвольного протекания окислительно-восстановительной реакции является положительное значение ее ЭДС, т. е. Е° = – > 0.

С учетом этого условия для самопроизвольно протекающей окислительно-восстановительной реакции значение окислительно-восстановительной пары, выступающей окислителем, должно быть больше второй окислительно-восстановительной пары, играющей роль восстановителя в данной реакции. Так, в рассмотренном выше примере:

Е° = – = 0,54 – 0,17 = 0,37B

Если Е°=0, то равновероятно протекание окислительно-восстановительной реакции как в прямом, так и в обратном направлении, и это является условием возникновения химического равновесия для окислительно-восстановительного процесса. Количественной характеристикой протекания любых обратимых процессов является константа равновесия К, которая связана с изменением стандартной энергии Гиббса следующим соотношением:

ΔG = –2,3RT lg K

С другой стороны, изменение стандартной энергии Гиббса связано с ЭДС окислительно-восстановительной реакции соотношением:

ΔG = –zFE где F = 96 500 Кл/моль; z - число электронов, принимающих участие в элементарном процессе.

Из этих двух уравнений следует:

Е° = (2,3RT lg K)/(zF) или lg K = (zFE)/(2,3RT)

Пользуясь этими выражениями, можно рассчитать константу равновесия любой окислительно-восстановительной реакции, но реальное значение она будет иметь только для тех реакций, ЭДС которых менее 0,35 В, так как при больших ЭДС реакции рассматриваются как практически необратимые. Поскольку ЭДС отдельных стадий окислительно-восстановительных реакций, протекающих в живых системах, обычно не превышает 0,35 В (Е°

Окислительно-восстановительные реакции лежат в основе метаболизма любых организмов. В случае аэробного метаболизма основным окислителем является молекулярный кислород, поступающий в процессе дыхания, а восстановителем - органические соединения, поступающие с продуктами питания. При анаэробном метаболизме в его основе лежат преимущественно окислительно-восстановительные реакции, в которых и окислителями, и восстановителями являются органические соединения.

1. 3. ОСОБЕННОСТИ БИОХИМИЧЕСКИХ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ ПРОЦЕССОВ В ОРГАНИЗМАХ

Все биохимические окислительно-восстановительные процессы, скорость и глубина которых контролируется организмом, совершаются в присутствии ферментов с общим названием оксидоредуктазы. В состав оксидоредуктаз всегда входят кофакторы или коферменты. Кофакторами являются катионы переходных металлов (обычно железо и медь, а иногда марганец и молибден), образующие с белком фермента комплексное соединение. Коферменты - сложные органические соединения, достаточно прочно связанные с белком фермента. Основная особенность кофакторов и коферментов заключается в их способности быть и окислителем, и восстановителем, так как каждый из них может находиться в двух сопряженных формах: окисленной и восстановленной. Таким образом, оксидоредуктазы проявляют окислительно-восстановительные свойства за счет своих кофакторов или коферментов.

Состав конечных продуктов расщепления молекул сложных органических соединений при аэробных и анаэробных условиях, как видно из приведенных реакций, резко различается в случае углеродсодержащих продуктов. При аэробном окислении эти продукты содержат только, а в анаэробных условиях образуются углеродсодержащие продукты, в которых атомы углерода могут иметь широкий спектр степеней окисления:

продукты аэробного расщепления (избыток кислорода) исходные органические ++++++ вещества продукты анаэробного расщепления (недостаток кислорода)

Из схемы видно, что при биологическом окислении органических соединений изменяются только степени окисления входящих в их состав атомов углерода, поскольку степени окисления всех других атомов (водорода, азота и серы) остаются постоянными. Поэтому при описании превращений органических соединений необходимо учитывать степень окисления каждого атома углерода.

1. 3. 1. Ступенчатость биохимических окислительно-восстановительных реакций. Особенностью биохимических реакций окисления-восстановления является их многоступенчатость: образование множества различных промежуточных продуктов. При этом все биохимические окислительно-восстановительные процессы: гликолиз, β-окисление жирных кислот, цикл Кребса, окислительное фосфорилирование и другие - включают много различных стадий, каждая из которых совершается под действием определенных ферментов. Все необходимые ферменты для каждой стадии данного процесса объединены за счет межмолекулярных связей в ансамбли с четкой пространственной организацией. Ансамбли ферментов, как правило, фиксируются на различных клеточных мембранах. В результате слаженного во времени и пространстве действия всех ферментов ансамбля химические превращения субстрата осуществляются постепенно, как на конвейере. При этом продукт реакции одной стадии является исходным соединением для следующей стадии.

Ступенчатый механизм протекания биохимических окислительно-восстановительных реакций создает возможность функционального контроля образования веществ на каждой стадии.

Тем самым организм предотвращает нежелательные для него изменения в процессе метаболизма, которые, если и возникают, то благодаря многоступенчатости процесса не резко, а плавно, постепенно. Вследствие ступенчатости для биохимических окислительно-восстановительных реакций становится более вероятной обратимость отдельных стадий. Это обеспечивает реакции, направленной в сторону равновесия, самопроизвольное протекание и способствует поддержанию окислительно-восстановительного гомеостаза в организме.

1. 3. 2. Нормальный восстановительный потенциал. Одной из особенностей биохимических окислительно-восстановительных процессов в живых организмах, является то, что большинство из них протекает в нейтральной водной среде. Поэтому для характеристики окислительно-восстановительных свойств природных сопряженных пар вместо стандартных значений потенциалов, которые соответствуют рН = 0 или рН = 14 (рОН =0), используют нормальные значения восстановительных потенциалов, измеренные при 1 М концентрации компонентов и при рН = 7,0. При этих условиях значение потенциала водородного электрода (,) = – 0,42 В, а соотношение между значениями нормального и стандартного восстановительных потенциалов соединения выражается уравнением: = – 0,42.

Все природные сопряженные окислительно-восстановительные пары имеют потенциалы в области значений –0,42 +0,82В, характеризующих электрохимическую устойчивость воды. При потенциале ниже – 0,42 В начинается восстановление воды с образованием молекулярного водорода, а при потенциале выше + 0,82 В происходит окисление воды с образованием молекулярного кислорода.

1. 3. 3. Экзэргоничность реакций биологического окисления. Реакции биологического окисления являются экзэргоническими и служат источниками энергии, необходимой для различных жизненных процессов. Поэтому многие реакции биологического окисления сопряжены с фосфорилированием АДФ с образованием АТФ, в результате происходит аккумулирование энергии окислительно-восстановительных реакций в организме. В то же время в организме некоторые реакции окисления сопряжены с реакциями восстановления, которые эндэргоничны.

1. 3. 4. Классификация биохимических окислительно-восстановительных процессов. В биохимической литературе широко распространено мнение, что биологическое окисление связано только с взаимодействием субстрата с кислородом и его производными или с дегидрированием субстрата. В действительности кроме этих процессов очень большое число биохимических реакций, протекающих внутримолекулярно в присутствии ферментов, имеет окислительно-восстановительный характер. Поэтому протекающие в организме окислительно-восстановительные процессы предлагается разделить на следующие типы:

1. Реакции внутри- и межмолекулярной окислительно-восстановительной дисмутации за счет атомов углерода.

2. Реакции, протекающие с участием оксидоредуктаз:

Дегидрогеназного окисления-восстановления;

Оксигеназного окисления-восстановления.

3. Свободнорадикальное окисление-восстановление.

1. 4. ИСПОЛЬЗОВАНИЕ ОКИСЛИТЕЛЕЙ И ВОССТАНОВИТЕЛЕЙ В МЕДИКО-САНИТАРНОЙ ПРАКТИКЕ

Многие сильные окислители: перманганат калия KMnO4 , пероксид водорода H2O2 , раствор йода, хлорная известь CaClOCl , а также хлор и озон (для хлорирования и озонирования воды) широко используются в качестве бактерицидных средств в медико-санитарной практике, так как за счет сильных окислительных свойств они эффективно уничтожают микроорганизмы.

Токсическое действие оксидов азота, озона, хлора, брома, нитратов и нитритов, хроматов и дихроматов связано с их окислительными свойствами. При отравлениях окислителями или восстановителями для их нейтрализации используются окислительно-восстановительные реакции. Так, при отравлениях сероводородом (сильный восстановитель) пострадавшему дают подышать слегка увлажненной хлорной известью, из которой выделяются небольшие количества хлора, при этом протекает реакция:

При отравлениях парами брома (сильный окислитель) дают вдыхать пары аммиака:

Применение разнообразных восстановителей как антиоксидантов в лекарственных и профилактических средствах было рассмотрено в предыдущем разделе.

Окислительно-восстановительные реакции лежат в основе методов оксидиметрии: перманганатометрии, йодометрии, хроматометрии, которые широко применяются в клиническом анализе для определения в крови ионов кальция, мочевой кислоты, холестерина, сахара, ферментов каталазы и пероксидазы. В санитарно-гигиенической практике эти методы используются для определения окисляемости воды, содержания «остаточного» хлора в хозяйственных и питьевых водах, а также «активного» хлора в дезинфицирующих средствах (хлорной извести и хлораминах).

Таким образом, окислительно-восстановительные процессы в организме играют исключительно важную роль, снабжая его энергией и необходимыми метаболитами, а также участвуя в регуляторных механизмах жизнедеятельности. Благодаря нейрогуморальной регуляции достигается поразительная сбалансированность между содержанием окислителей, восстановителей и продуктов их взаимодействия в живых организмах, обеспечивающая в них состояние окислительно-восстановительного гомеостаза.

1. 5. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНОЕ

ТИТРОВАНИЕ (РЕДОКСМЕТРИЯ)

Теоретические основы

1. 5. 1. Методы редоксметрии. Реакции окисления-восстановления легли в основу группы методов титриметрического анализа, которые называют методами окислительно-восстановительного титрования, или редоксметрией. В зависимости от типа реакций и рабочих растворов различают следующие методы: перман-ганатометрическое титрование - титрант раствор; йодометрическое титрование - в основе лежит взаимодействие с йодом; броматометрическое титрование - титрант раствор; дихроматометрическое титрование - титрант раствор; нитритометрическое титрование - титрант раствор. В качестве титрантов в окислительно-восстановительном титровании применяют растворы окислителей и восстановителей. Окислители и восстановители в зависимости от условий могут вступать в реакции, в которых, передается разное количество электронов, поэтому часто окислители и восстановители не имеют постоянного эквивалента. Например, в кислой среде – присоединяет 5 электронов и восстанавливается до (Э = М/5=31,68), в щелочной - присоединяет 1 электрон и восстанавливается до − (Э=М=158,04), в нейтральной - присоединяет 3 электрона и восстанавливается до (Э = М/3 = 52,68).

Перманганатометрическое титрование

Основная реакция. В перманганатометрическое титровании применяют титрант - раствор калий перманганата. Титрование раствором калий перманганата чаще всего проводят в кислой среде, в присутствии Н2SО4 , при этом происходит полуреакция:

Е = 1,52 В; = 31,608.

Приготовление титранта. Растворы КМnО4 готовят обычно 0,1 н. Для приготовления 1 дм3 раствора берут навеску несколько больше 3,161 г. КМnО4 является сильным окислителем и способен в растворах изменять свою концентрацию в присутствии самых различных восстанавливающих веществ - органических примесей аммиака. При приготовлении растворов КМnО4 их выдерживают несколько дней в темном месте для того, чтобы прошли все окислительно-восстановительные процессы с примесями, содержащимися в воде и попавшими в раствор с пылью. Только после отстаивания концентрация раствора КМnО4 становится постоянной, и раствор стандартизируют.

Стандартизация титранта. Раствор КМnО4 стандартизируют по щавелевой кислоте. В сернокислой среде Н2С204 реагирует с КМn04 по уравнению:

В этой реакции эквиваленты щавелевой кислоты и калий перманганата равны: =126,04/2=63,04; = 31,608. Навеска щавелевой кислоты для приготовления 100 см3 0,1 н. раствора равна 0,6304 г, для приготовления 250 см3 0,1 н. раствора 1,6760 г. Индикатором в методе служит титрант, при малейшем избытке которого титруемый раствор окрашивается в розовый цвет, поэтому титрование раствором КМnО4 проводят до появления розовой окраски анализируемого раствора. При титровании раствором КМnО4 (и других окислителей) используют бюретки со стеклянным краном. Применение бюреток с резиновыми трубками недопустимо, так как резина окисляется, и растворы КМnО4 в итоге меняют свою концентрацию. Оставлять раствор КМnО4 на длительное время в бюретках не рекомендуется, потому что на стенках бюреток появляется коричневый налет марганец диоксида, легко отмываемый растворами НСl и Н2С2О4. Концентрацию раствора КМnО4 регулярно проверяют.

Применение. Перманганатометрическое титрование применяют для анализа восстановителей - водород пероксида Н2О2, магний пероксида МgО2+МgО, натрий нитрита NaNО2, железа восстановленного.

Например, определение водород пероксида производят в кислой среде: ++ ++(г)+

Точный объем препарата (10 см3) разводят в мерной колбе до 100 см3. К 10 см3 полученного раствора прибавляют 5 см3 разведенной серной кислоты и титруют 0,1 н. КМnО4 до появления слабо-розового окрашивания. Титр раствора КМnО4 по определяемому веществу ТKMnO/н2о2 =0,001701 г/см3.

Иногда раствор КМnО4 используют для определения веществ методом обратного титрования. Например, натрий нитрит анализируют, добавляя к его раствору избыток 0,1 н. КМnО4 и серную кислоту. NaNО2 окисляется КМnО4 до NaNО3. Избыток КМnО4 определяется йодометрически. К раствору добавляют КI, КМnО4 окисляет КI до I2, который оттитровывают О,1 н. раствором Na2S2О3:

Йодометрическое титрование

Основы метода. Йодометрия основана на реакции восстановления свободного йода до йодидионов и окисления йодидионов в свободный йод (обратная реакция):

+ ; EI/I= +0,535В.

Иодометрическим титрованием определяют как окислители, так и восстановители. Реакции проводят в нейтральной среде. В щелочной или кислой среде могут возникнуть побочные реакции. В кислой среде КI образует HI, которая неустойчива и под воздействием света выделяет свободный йод. В сильно щелочной среде I2 образует гипойодиты:

Титранты. Применяют растворы натрий тиосульфата и йода 0,1 и 0,01 н. концентрации. Растворы натрий тиосульфата применяют для титрования свободного йода.

При проведении этой реакции йод восстанавливается до йодид-ионов, тиосулфат-ионы окисляются до тетратионат-ионов SО. = 126,9; = = 248,2. йод мало растворим в воде, его растворы готовят в присутствии КI, образующего растворимый в воде комплекс:

Навеску йода берут несколько больше расчетной, учитывая возможность присутствия примесей, йод летуч и при отвешивании может улетучиваться, поэтому все операции отвешивания и приготовления раствора йода проводят, используя бюксы и по возможности быстро. Навеску йода (13 г) растворяют в концентрированном растворе тройного (39 г КI на 50 см3 воды) количества КI и после полного растворения йода раствор доводят в мерной колбе водой до 1000 см3. Концентрацию приготовленного раствора йода устанавливают по раствору натрий тиосульфата, для чего 15-20 см3 раствора йода титруют О,1 н. раствором тиосульфата. В качестве индикатора используют раствор крахмала, синяя окраска которого при достижении точки эквивалентности обесцвечивается. 0,1 н. раствор тиосульфата натрия готовят, взвешивая навеску Na2S2O3∙5Н2О, приблизительно равную 0,1 моль. Навеску растворяют в 500 см3 воды, добавляют 0,1 г Na2CO3 и доводят водой до 1000 см3. Na2СОз прибавляют для стабилизации Na2S2O3, который взаимодействует с О2 и СО2 воздуха:

В присутствии Na2СО3 эти реакции замедляются. После приготовления раствор натрий тиосульфата оставляют на 7-10 дней в темном месте для того, чтобы концентрация раствора стабилизировалась. Титр и нормальность раствора Na2S2O3 устанавливают с помощью калий дихромата. Калий дихромат количественно выделяет йод из калий-йодида, выделившийся йод оттитровывают раствором натрий тиосульфата:

Около 0,15 г (точная навеска) высушенного до постоянной массы K2Cr2O7 растворяют в склянке с притертой пробкой в 50 см3 воды, прибавляют 10 см3 20% раствора КI, 5 см3 раствора НСI. После 10-минутного стояния в темном месте к раствору добавляют 200 см3 воды и титруют раствором Na2S2O3 до зелено-желтого окрашивания. Затем добавляют 2-3 см3 раствора крахмала и титруют до перехода синей окраски раствора в светло-зеленую. По объему раствора Na2S2O3 рассчитывают титр, нормальность или поправочный коэффициент. Растворы йода и натрий тиосульфата хранят в темном месте в закрытых склянках и периодически проверяют их концентрацию. Индикатором метода является 1% раствор крахмала, который готовят, растирая 1 г крахмал в ступке с 5 см3 холодной воды, смесь вливают при перемешивании в 100 см3 кипящей воды. После 2–3-минутного кипячения раствор охлаждают. Раствор крахмала быстро портится и может использоваться не более 2–3 дней. Для консервации к нему добавляют 1 г салициловой кислоты или ZnCl2. 5 см3 раствор крахмала должны давать с 2 каплями 0,1 н. раствора йода синюю окраску. Если окраска становится красно-бурой, то раствор не пригоден для использования. Раствор крахмала нельзя добавлять в концентрированные растворы йода. Синяя окраска долго тогда не исчезает. Раствор крахмала добавляют в конце титрования, когда основная часть йода оттитрована и раствор принимает желтую окраску.

Применение йодометрии. Из неорганических соединений йодометрией анализируют йод, калий перманганат, натрий арсенат, каломель, медь сульфат и многие органические лекарственные препараты (фориалин, антширин и др.). Прямым титрованием раствором Na2S2O3 анализируют йод и настойку йода. Анализ йода проводят следующим образом. Во взвешенную колбу с 10 см3 20% раствора калий йодида добавляют около 0,2 г йода, растертого в ступке, и снова взвешивают колбу. Такой способ взятия навески йода принят во избежание улетучивания йода. Раствор разводят до 20 см3 и титруют 0,1 н. раствором натрий тиосульфата до желтого окрашивания. Добавляют 1 см3 раствора крахмала, раствор синеет, титрование ведут до обесцвечивания раствора. =0,01269 г/см3.

Обратное титрование используют в анализе каломели Нg2СI2, формальдегида, антипирина. Каломель анализируют, добавляя 0,1 н. раствор йода и калий йодид. При этом Нg2 окисляется до Hg. Избыток непрореагировавшего йода титруют 0,1 н. раствором Na2S2O3 *=0,01261г/см.

Титрованием заместителя определяют калий перманганат, натрий арсенат, медь сульфат. Например, КМnО4 анализируют, растворяя его точную навеску в воде в мерной колбе, к части раствора добавляют 20% раствор КI и после 10-минутного стояния выделившийся йод титруют 0,1 н. раствором Na2S2O3 * = 0,003161 г/см3.

Броматометрическое и бромометрическое титрование

Броматометрическое титрование. Основано на реакции восстановления бромид-ионов в кислой среде до бромид-ионов:

1,44B; = =27,836.

Титрант. Применяют 0,1 H раствор калий бромата КВrО, который в кислой среде является одним из сильных окислителей. 2,8 г калий бромата (точная навеска) растворяют в ~500 см3 Н2О и доводят объем раствора в мерной колбе до 1 дм3. Титр и нормальность раствора устанавливают йодометрически, методом титрования заместителя. КВrO3 в присутствии НСI количественно взаимодействует с KI, выделяя при этом элементный йод I:

Выделившийся йод титруют 0,1 н. раствором Nа2S2О до обесцвечивания в присутствии крахмала.

В методе применяют индикаторы метиловый оранжевый и метиловый красный, в точке эквивалентности обесцвечиваемые бромом, выделяющимся при взаимодействии калий бромата с калий бромидом, который добавляют к анализируемому раствору:

Применение. Методом броматометрического титрования анализируются препараты, содержащие мышьяк - мышьяковистый ангидрид, новарсенол, миарсенол и осарсол. Например, мышьяковистый ангидрид (0,1 г) растворяют в растворе натрий гидроксида (2–3 см3), к раствору добавляют 50 см3 воды, концентрированную серную кислоту (10 см3) и калий бромид (0,6 г). Раствор нагревают до кипения и титруют 0,1 н. раствором калий бромата. Индикатор - метиловый красный. Титрование ведут до обесцвечивания раствора. Мышьяковистый ангидрид окисляется калий броматом до НАsО4:

В точке эквивалентности избыток калий бромата взаимодействует с калий бромидом, выделяя свободный бром, который обесцвечивает индикатор. = 0,004946 г/см3.

Бромометрическое титрование. Основано на взаимодействии калий бромата с калий бромидом. Выделяющийся при этой реакции свободный бром обладает свойствами окислителя и способен восстанавливаться до бромид-ионов:

Элементы и бром количественно бромирует многие органические соединения, особенно группу фенолов - фенол, резорцин, тимол, салициловую кислоту. Например, реакция бромирования тимола имеет вид:

HC−CH−CH HC−CH−CH

При броматометрическом титровании навеску вещества растворяют в воде, добавляют раствор КВr. Полученную смесь титруют 0,1 н. раствором КВrО3. В России для определения фенола и резорцина используют титрование заместителя. Раствор вещества смешивают с определенным объемом 0,1 н. КВrО3, добавляют КВr и НСI. Смесь оставляют на 10 мин, за это время происходит бромирование вещества выделившимся бромом. Избыток непрореагировавшего брома определяют, добавляя к смеси - раствор КI. Бром количественно вытесняет из КI йод, который титруют раствором Na2S2O3.

Нитритометрическое титрование

Основы нитритометрии. NaNO с органическими аминами образует диазосоединения:

Диазотирование органических аминов натрий нитритом проходит количественно и широко используется в анализе лекарственных препаратов, имеющих аминогруппу:- стрептоцида, сульфацила, норсульфазола, этазола, сульфадимезина, анестезина, новокаина и других.

Титрант. Применяют 0,5 М и 0,1 М. растворы NaNO, которые готовят, растворяя 36,5 г NaNO2 (для 0,5 М раствора) или 7,3 г (для 0,1 М раствора) в 100 см3 воды. Раствор NaNO2 стандартизируют по сульфаниловой кислоте:

NaNO + 2HCI + NaCI + 2HO

Точную навеску сульфаниловой кислоты, перекристаллизованной и высушенной до постоянной массы, и не большое количество NаНСО3 (или раствора NН3) растворяют в воде, добавляют НСI, КВr и при перемешивании титруют ОДМ; NаNО2. Скорость титрования должна быть замедленной - сначала 2 см3/мин, в конце титрования - 0,05 см3/мин. Реакция диазотирования проходит медленно, для ускорения добавляют калий бромид.

Индикаторы. В нитритометрии применяют внешний индикатор - йодидкрахмальную бумагу, которую готовят, пропитывая фильтровальную бумагу растворами КI и крахмала, затем бумагу высушивают. В точке эквивалентности в растворе появляется избыток NаNО2 в кислой среде взаимодействующий с К1 йодидкрахмальной бумаги. При этом выделяется элементный йод, окрашивая крахмал в синий цвет:

Йодидкрахмальная бумага - внешний индикатор, в титруемый раствор опускать ее нельзя. В конце титрования после добавления каждой порции титранта капли титруемой смеси наносят и на йодидкрахмальную бумагу. В точке эквивалентности бумага синеет. Параллельно проводят контрольный опыт.

В качестве внутренних индикаторов в нитритометрии используют редокс-индикаторы - тропеолин 00, смесь тропеолина 00 с метиленовым синим. При применении тропеолина 00 окраска раствора в точке эквивалентности изменяется от красной к желтой, смеси тропеолина 00 с метиленовым синим - от малиновой к синей. Анализ нитритометрическим методом проводят аналогично определению сульфаниловой кислоты.

1. 5. 2. Применимость редоксиметрии. В процессе редоксиметрии постоянно изменяется окислительно-восстановительный потенциал Е титруемой редокс-пары, определяемый по уравнению Нернста соотношением окисленной (ок.) и восстановленной (вос.) форм:

E= Е° ± 0,059/n*lg, где Е° - стандартный редокс-потенциал данной пары; n- число электронов, участвующих в реакции,

Величина потенциала реагирующих редокс-пар позволяет определить возможность применения окислительно-восстановительного титрования. Если задать полноту связывания определяемого вещества 99,99%, то его остаток в момент эквивалентности в системе равен 1*10−4 (0,01% от 100%) от исходного количества. Учитывая эквивалентность взаимодействия, константа равновесия редокс-реакции должна иметь значение не менее 1*108, а ЭДС реакции определяется значениями: ок1 + вос2 ок2 + вос1; К =

при n=1 ЭДС= при n=2

1. 5. 3. Кривые титрования. По уравнению Нернста можно подсчитать величину потенциала для любого момента титрования и построить кривую титрования, которая будет выражать зависимость потенциала титруемой редокс-пары Е от объема добавленного титранта. Пример кривой титрования раствора FеSО4 раствором КМnО4 в кислой среде приведен на рис. 20. На кривой титрования наблюдается скачок потенциала системы Fе3+/Fе2+ в зоне точки эквивалентности. В точке эквивалентности окислительный потенциал системы 1,38 В. Кривые титрования позволяют проанализировать ход титрования, выделить границы потенциала скачка титрования и подобрать индикатор окислительно-восстановительного титрования.

1. 5. 4. Индикаторы. В методах окисления-восстановления применяется несколько типов индикаторов: а) индикаторы, изменяющие цвет при определенном изменении окислительно-восстановительного потенциала системы - редокс-индикаторы; б) индикаторы, изменяющие свой цвет либо при появлении в растворе избытка реагента, либо при исчезновении определяемых веществ - специфические индикаторы.

Редокс-индикаторы. Существуют в двух формах - окисленной и восстановленной, причем цвет одной формы отличается от другой. Переход индикатора из одной формы в другую и изменение его окраски происходит при определенном потенциале перехода окраски индикатора, который для уменьшения ошибок должен находиться в пределах скачка титрования.

Дифениламин. Применяют при титровании окислителями:

1. Восстановленная форма

2. Окисленная формула

Дифениламин 1 окисляется до дифенилбензидина фиолетового 2, имеющего синий цвет. Потенциал перехода окраски, Е0 = 0,76 В. Применяют раствор индикатора в концентрированной Н2SО4.

Фенилантраниловая кислота похожа по строению на дифениламин. В восстановленной форме индикатор бесцветен, в окисленной - красно-фиолетового цвета. Потенциал перехода окраски Е°=1,08В. Применяют в виде раствора в Н2SО4.

Специфические индикаторы. Крахмал - индикатор на присутствие свободного йода. В присутствии свободного йода крахмал при комнатной температуре синеет, синяя окраска крахмала возникает вследствие адсорбции йода на его молекулах.

Аммоний тиоцианат. Применяется при титровании солей Fе3+. В точке эквивалентности при его применении титруемый раствор из красного становится бесцветным.

2. ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Я решил в лабораторных условиях провести количественны анализ раствора пероксида водорода с помощью перманганатометрического титрования, йодометрическое титрование для определения количества йода в настойке йода, броматометрическое титрование для определения резорцина, бихроматную окисляемость для определения количества кислорода в водопроводной воде.

2. 1. Перманганатометрическое титрование

2. 1. 1. Приготовление 250 см3 0,1 н. титрованного раствора калий перманганата. На технических весах отвешивают 0,8 г. КМnО4, растворяют в горячей воде, охлаждают раствор и доводят в цилиндре до 250 см3 водой. Оставляют раствор в темном месте на 7 дней, затем фильтруют его через стеклянный фильтр или стеклянную вату. Хранят раствор в склянке с притертой пробкой в темном месте. Стандартизацию раствора проводят не менее одного раза в неделю.

Стандартизация 0,1 н. раствора калий перманганата. Стандартизацию раствора КМnО4 проводят по щавелевой кислоте или натрий оксалату. На часовое стекло помещают 0,63 г щавелевой кислоты, взвешивают часовое стекло с навеской, высыпают щавелевою кислоту в воронку, вставленную в мерную колбу на 100 см3, и снова взвешивают часовое стекло. В мерную колбу добавляют 50 см3 дистиллированной воды, смывая при этом порошок с воронки, растворяют щавелевую кислоту и доводят объем раствора до 100 см3. Вычисляют нормальность раствора. В коническую колбу на 150-200 см3 отмеривают 20 см3 приготовленного раствора щавелевой кислоты, добавляют 20 см3 2 н. Н2SО4 и титруют раствором КМnО4 до появления бледно-розового окрашивания, не исчезающего в течение 30 с. Проводят ориентировочное и три точных титрования. Вычисляют среднее арифметическое, титр, нормальность и поправку 0,1 н. раствора КМnО4.

2. 1. 2. Определение содержания водород пероксида в растворе. Для работы используют 5% раствор водород пероксида. Отмеривают 10 см3 раствора водород пероксида и разводят в мерной колбе до 100 см3. Вливают 10 см3 полученного раствора в колбу для титрования, добавляют 5 см3 разведенной Н2SО4 и титруют 0,1 н. раствором КМnО4 до появления розового окрашивания, не исчезающего в течение 30 с. Проводят не менее трех титрований, вычисляют среднее арифметическое и содержание водород пероксида в процентах. = 0,001701 г/см3.

2. 2. Йодометрическое титрование

2. 2. 1. Приготовление 0,1 н. титрованного раствора натрий тиосульфат и раствора крахмала. На технических весах отвешивают 6,25 г натрий тиосульфата и растворяют в колбе 250 см3 свежеприготовленной и охлажденной дистиллированной воды. Раствор хранят в склянке темного стекла, закрытой пробкой, снабженной трубкой с натронной известью (вреден доступ СО2).

Раствор крахмала готовят, смешивая 0,5 г растворимого крахмала с 5 см3 холодной воды и вливая полученную взвесь при помешивании в 100 см3 кипящей воды. Кипятят раствор 2 мин, добавляют 1 г салициловой кислоты или ZnС12. Раствор охлаждают и хранят в склянке с корковой пробкой. Приготовленный раствор должен давать яркое синее окрашивание с 2-3 каплями 0,01 н. раствора йода. Если при этом образуется бурое окрашивание, раствор крахмала непригоден.

2. 2. 2. Стандартизация 0,1 н. раствора натрий тиосульфата. Раствор натрий тиосульфата стандартизируют по калий дихромату. Калий дихромат предварительно подвергают двукратной перекристаллизации и высушивают при 150С до постоянной массы. Готовят 100 см3 О,1 н. раствора калий дихромата. Около 0,4903 г (точная навеска) К2Cr2О7 растворяют в 100 см3 воды в мерной колбе. Рассчитывают титр и поправку раствора. 20 см3 приготовленного раствора помещают в колбу для титрования вместимостью 500 см3, добавляют 20 см3 10% раствора КI, 40 см3 2 н. раствора Н2SО4, выдерживают 3 мин и добавляют 100 см3 воды. Выделившийся йод титруют раствором натрий тиосульфата. Титрование сначала проводят без индикатора до желтого окрашивания раствора, затем добавляют 3 см3 раствора крахмала и титруют до исчезновения синей окраски. Проводят не менее трех титрований. =0,004904 г/см3.

2. 2. 3. Приготовление 0,1 н. раствора йода. В 6 см3 воды растворяют 4 г КI, в полученный раствор добавляют 1,27 г йода (навеска берется на технических весах). После растворения йода объем раствора доводят водой до 100 см3 (в мерном цилиндре). Раствор йода хранят в темной склянке с притертой пробкой.

2. 2. 4. Стандартизация 0,1 н. раствора йода. 15 см3 раствора йода помещают в коническую колбу и титруют 0,1 н. раствором Na2S2O3 до желтого окрашивания. Затем добавляют 3 см3 раствора крахмала и титруют раствором натрий тиосульфата до исчезновения синего окрашивания. Проводят не менее трех титрований. =0,01269 г/см3.

2. 2. 5. Определение содержания йода в настойке йода. Для анализа используют продажную 5%, настойку йода. 2 см3 настойки йода помещают в коническую колбу вместимостью 200 см3 и титруют 0,1 н. раствором N2S2О3 до желтого окрашивания раствора. Добавляют 3 см3 раствора крахмала и продолжают титрование до исчезновения синего окрашивания. Проводят не менее трех титрований. =0,01269 г/см3.

2. 2. 6. Количественное определение натрий тиосульфата. Около 0,5 г натрий тиосульфата (точная навеска) растворяют в 25 см3 воды, добавляют 2 см3 раствора крахмала и титруют 0,1н раствором йода до появления синего окрашивания. Проводят три титрования. =0,02482 г/см3.

2. 3. Броматометрическое титрование

2. 3. 1. Приготовление О,1 н. раствора калий бромата. Около 0,2783 г (точная навеска) калий бромата, предварительно перекристаллизовавного и высушенного при 150°, растворяют в дистиллированной воде и доводят объем раствора водой до 100 см3 в мерной колбе. Колбу закрывают пробкой и перемешивают раствор. Раствор хранят в склянке с закрытой пробкой. Раствор калий бромата готовится точной концентрации из навески и стандартизации не требует. Рассчитывают (Т, N, К раствора КВrО3) = 27,836 г/моль.

2. 3. 2. Количественное определение резорцина. Около О,1 г (точная навеска) резорцина растворяют в 20 см3 воды и доводят объем раствора до 100 см3. 20 см3 раствора помещают в склянку с притертой пробкой емкостью 250 см3, прибавляют 30 см3 0,1 н. раствора калий бромата, 5 см3 10% КВr, 5 см3 50% Н2ЗО4, перемешивают, закрывают склянку пробкой и оставляют на 15 минут. Затем добавляют 10 см3 10% КI, перемешивают раствор и снова оставляют в закрытой склянке на 10 минут в темном месте. Добавляют к смеси 2 см3 хлороформа и титруют 0,1 н. Nа2S2О3 выделившийся йод. =0,001835 г/см3. Рассчитывают содержание резорцина в процентах.

2. 4. Бихроматная окисляемость.

Окисляемость - это величина, характеризующая количество кислорода, необходимого для окисления органических веществ, содержащихся в 1л.

Отберём порцию воды с таким расчетом, чтобы на её окисление расходовалось около 50%. Отобранную пробу воды разбавляем дистиллированной водой до 20мл (для речных вод обычно можно брать 20мл). Переносим в круглодонную колбу вместимостью 300мл, прибавляем 10мл 0,1Н р-ра, и осторожно, малыми порциями, тщательно перемешивая смесь после каждого добавления, 30мл ср. =1,84 г/см. Затем добавляем 0,3. 0,4г. Удобнее заранее растворить в конц. , используемой для анализа, чтобы нужные 0,3. 0,4г реагента содержались в 30мл. После всего в колбу добавляем несколько стеклянных капилляров (бусинок или кусочков пемзы), присоединяем к обратному холодильнику, нагреваем до слабого кипения, и кипятим в течение 2ч. Затем смесь охлаждаем, обмываем стенки холодильника 25мл дистиллированной воды и переносим содержимое колбы в коническую колбу вместимостью 500мл. Обмываем первую колбу несколько раз дистиллированной водой, собирая промывные воды в ту же коническую колбу так, чтобы объём раствора был около 350мл. Введём в смесь 4. 5 капель раствора фероина или 10. 15 капель раствора N- фенилантрониловой кислоты и оттитровываем избыток бихромата калия солью Мора.

Параллельно проведём холостой опыт, для которого берём 20 мл. диcт. воды и повторяем все операции, описанные выше.

ХПК= ((А-Б)*Н*К*8*1000)/V,

Где А- объём раствора Мора, израсходованное на титрование в холостом опыте, мл. ;

Б - объём того же раствора, пошедшего на титрование пробы, мл;

Н - нормальность раствора Мора;

К - поправочный коэффициент к типу раствора соли Мора;

8 - эквивалент кислорода;

V - объём анализируемой воды, мл.

Если в воде - хлориды и лишь легко окисляемые вещества, то определение без.

Из результатов ХПК надо вычислить поправку: на 1мг расходуется 0,23 мг. (Содержание следует определить предварительно).

Если в воде помимо содержатся, трудноокисляемые вещества, то обрабатываем: к 20 мл пробы, прибавляем 1г, 5мл с р=1,84г/см, 10 мл 0,1 Н раствора. Очень осторожно вливаем 30мл. , добавляем 0,75г и нагреваем с обратным холодильником 2ч и продолжаем анализ, как описано выше.

Одновременно проводится холостой опыт.

2. 5. Результаты исследований

1). Для анализа использовался пероксид водорода ввиде 5%-го раствора, который был предоставлен аптечной фирмой “Антей”. Раствор был приготовле ОАО “Самарамедпром”. Состав полностью соответсвует указанному на этикетке. По мере хранения пероксид водорода разрушается. Можно сделать вывод, что раствор был свежий, что соответствует сроку хранения на этикетке.

2). Настойка йода 5% ЗАО “Ярославская фармфабрика”, приобретенная в аптечной фирме “Антей”, тоже соответствует указанному составу.

3). Навеска резорцина массой 0,1 г соответсвует своему составу всего на 99, 93%. Резорцин был предоставлен детской городской больницей г. Вологды.

4). Анализ ХПК бихроматным способом проводился в течение ноября 2005 года с водопроводной водой. Опыты проводились через каждые 3 дня. Среднее количество кислорода, необходимое для окисления органических веществ, содержащихся в 1 литре воды, 35,00 мг, то есть ХПК = 35, 00 мгО2/л. это говорит о том, что в воде наблюдается повышенное содержание органических веществ. На основании своих результатов я внес предложение администрации школы о покупке фильтров для очистки водопроводной воды в школьной столовой.

Заключение

В данной научной работе мне удалось изучить соответствующую литературу и узнать много нового по данной теме. Я сам убедился в сложности и глубине исследуемого материала, в частности в том, что окислительно-восстановительные реакции имеют огромное практическое значение в промышленности и медицине, что от условий протекания ОВР зависят получаемые продукты и при изменении этих условий человек может получать те или иные вещества.

При помощи окислительно-восстановительных реакций проводится огромное множество количественного и качественного анализа. Окислительно-восстановительные реакции являются основой почти всех биохимических процессов. Я в своей работе смог затронуть часть из всей огромной теории ОВР. Свою работу я буду продолжать. Своей дальнейшей задачей я ставлю попытку использовать разные виды титрования с использованием ОВР по отношению к лекарственным средствам и водопроводной воды.