Titrare redox. Esența și clasificarea metodelor de titrare redox

stări de oxidare

De exemplu:

Metode de stabilire a T.E.

Pentru a determina punctul de echivalență în timpul titrarii redox, utilizați:

a) metode non-indicatoare. În cazul în care soluția de substanță titrată sau titrant este colorată, TE poate fi determinată prin dispariția sau, respectiv, apariția acestei culori;

b) indicatori specifici - schimbarea culorii când apare titrantul sau dispare substanţa care se determină. De exemplu, pentru sistemul J 2 /2J - indicatorul specific este amidonul, care colorează soluțiile care conțin J 2 albastru, iar pentru ionii Fe 3+ indicatorul specific este ionii SCN - (ioni tiocianat), complexul rezultat este sânge colorat -roșu ;

c) Indicatori RH (redox) – schimbarea culorii atunci când potențialul RH al sistemului se modifică. Indicatorii cu o singură culoare sunt difenilamină, indicatorii cu două culori sunt feroină.

Indicatorii redox există în două forme - oxidat (Ind ok) și redus (Ind rec), iar culoarea unei forme este diferită de cealaltă. Tranziția unui indicator de la o formă la alta și o schimbare a culorii acestuia are loc la un anumit potențial de tranziție, care se observă atunci când concentrațiile formelor oxidate și reduse ale indicatorului sunt egale și conform ecuației Nernst-Peters:

Intervalul de tranziție al indicatorilor redox este foarte scurt, spre deosebire de indicatorii acido-bazici.

Curbele de titrare RH

Curbele de titrare RH descriu modificarea potențialului RH al sistemului pe măsură ce se adaugă soluția de titrant.

Reductometrie, atunci când o soluție a unui agent oxidant este titrată cu o soluție standard a unui agent reducător

În reductometrie, curbele de titrare sunt calculate:

Oxidimetrie, când o soluție de agent reducător este titrată cu o soluție standard de agent oxidant

În oxidimetrie, curbele de titrare sunt calculate:

Exemplu. Să calculăm curba de titrare a unei soluții de 100 cm 3 de FeSO 4 cu o concentrație molară echivalentă cu 0,1 mol/dm 3 cu o soluție de KMnO 4 de aceeași concentrație.

Ecuația reacției:

Constanta de echilibru a acestei reacții este

O valoare numerică mare a constantei de echilibru indică faptul că echilibrul reacției este aproape în întregime deplasat spre dreapta. După adăugarea primelor picături de titrant, în soluție se formează două perechi OM: , potențialul fiecăreia poate fi calculat folosind ecuația Nernst:

În acest caz, soluția de agent reducător este titrată cu o soluție de agent oxidant, adică. Titrarea se referă la metoda oxidimetriei; curba de titrare se calculează conform schemei corespunzătoare.

3) După T.E.

Date de calcul pentru construirea unei curbe de titrare

Nu.	τ	Formula de calcul	E, B
	0,10		0,71
0,50	0,77
0,90	0,83
0,99	0,89
0,999	0,95
			1,39
	1,001		1,47
1,01	1,49
1,10	1,50
1,50	1,505

Folosind datele din tabel, construim o curbă de titrare:

Pentru eroare de titrare ±0,1% salt de titrare

∆E = E τ =1,001 - E τ =0,999 = 1,47 – 0,95 = 0,52.

Pentru eroare de titrare ± 1,0% salt de titrare

∆E = E τ =1,01 - E τ =0,99 = 1,49 – 0,89 = 0,60.

În regiunea TE, la trecerea de la o soluție subtitrată cu 0,1% la o soluție supratitrată cu 0,1%, potențialul se modifică cu mai mult de 0,5 V. Saltul de potențial face posibilă utilizarea directă a măsurătorilor potențiometrice sau a indicatorilor RH, culoarea de care se modifică odată cu modificarea potenţialului. În plus, în acest caz, se folosește o soluție colorată ca titrant, prin urmare T.E. poate fi determinată de apariția unei culori roz slab dintr-o picătură în exces de permanganat de potasiu.

PERMANGANOMETRIE

Metoda se bazează pe oxidarea soluțiilor de agenți reducători cu permanganat de potasiu KMnO 4. Oxidarea agenților reducători poate fi efectuată în diferite medii, iar manganul (VII) se reduce în mediu acid la ioni Mn 2+, în mediu neutru la mangan (IV) și în mediu alcalin la mangan (VI). De obicei, în metoda permanganatometriei, reacția se desfășoară într-un mediu acid. În acest caz, are loc o semireacție

O soluție titrată nu poate fi preparată folosind o cântărire exactă, deoarece contine . Prin urmare, pregătiți mai întâi o soluție cu aproximativ concentrația necesară, lăsați-o într-o sticlă întunecată timp de 7-10 zile, filtrați precipitatul și apoi setați concentrația exactă a soluției rezultate. Standardizarea soluției se realizează folosind o soluție titrată de acid oxalic ( ) sau oxalat de sodiu ().

Indicatorul este permanganatul în sine, colorat în roșu-violet. Sfârșitul reacției este ușor de determinat prin schimbarea culorii de la o picătură în exces de permanganat. Într-un mediu acid, soluția titrată devine roz din cauza excesului de ioni de MnO 4 -. Un mare dezavantaj al reacțiilor redox este viteza lor scăzută, ceea ce complică procesul de titrare. Căldura este folosită pentru a accelera reacțiile lente. De regulă, cu fiecare creștere de 10 ° a temperaturii, viteza de reacție crește de 2-3 ori. Reacția de oxidare cu permanganat de acid oxalic se efectuează la o temperatură de 70-80 °C. În aceste condiții, titrarea decurge normal, deoarece viteza de reacție crește semnificativ.

Daca nu se poate folosi incalzirea (volatilizarea uneia dintre substante, descompunere etc.), concentratiile substantelor care reactioneaza sunt crescute pentru a accelera reactia. Viteza de reacție poate fi afectată de introducerea unui catalizator în soluție.

Reacția de oxidare a permanganatului de acid oxalic poate fi accelerată catalitic prin adăugarea de MnSO4, al cărui rol este următorul:

Dioxidul de mangan rezultat oxidează acidul oxalic, reducându-se la mangan (III):

Astfel, manganul (II) adăugat în soluție este complet regenerat și nu este consumat în reacție, dar accelerează foarte mult reacția. În permanganatometrie, unul dintre produșii reacției de oxidare a acidului oxalic este ionii de Mn 2+, care, pe măsură ce se formează în soluție, accelerează procesul de reacție. Astfel de reacții se numesc autocatalitic. Primele picături de permanganat în timpul titrarii unei soluții acidulate fierbinți de acid oxalic se decolorează lent. Pe măsură ce se formează o cantitate mică de ioni de Mn 2+, decolorarea ulterioară a permanganatului are loc aproape instantaneu, deoarece ionii de Mn 2+ formați joacă rolul unui catalizator.

Titrare redox

Procesele redox includ procese chimice care sunt însoțite de modificări stări de oxidare atomii substanțelor care participă la reacție.

Substanțele ai căror atomi își reduc starea de oxidare în timpul unei reacții datorită adăugării de electroni se numesc agenți oxidanți, adică. sunt acceptori de electroni. În acest caz, agenții de oxidare înșiși sunt redusi. Agenții reducători, fiind donatori de electroni, sunt oxidați.

Produsul de reducere a unui agent de oxidare se numește formă redusă, iar produsul de oxidare a unui agent de reducere este forma sa oxidată. Agentul de oxidare cu forma sa redusă constituie o jumătate de pereche a sistemului redox, iar cealaltă jumătate de pereche este agentul de reducere cu forma sa oxidată. Astfel, un agent reducător cu formă oxidată și un agent oxidant cu forma sa redusă constituie două semi-perechi (perechi redox) ale sistemului redox.

Toate procesele OM (reacții redox) pot fi împărțite în trei tipuri

a) intermoleculară, când în timpul reacției OB are loc transferul de electroni între particule de diferite substanțe. De exemplu

În această reacție, rolul agentului de oxidare în prezența H 3 O + este jucat de ioni, iar ionii acționează ca agent reducător

b) dismutarea (disproporționarea), în timpul căreia are loc transferul de electroni între particulele aceleiași substanțe. Ca urmare a disproporționării, starea de oxidare a unei părți a atomilor scade în detrimentul unei alte părți din aceiași atomi, a cărei stare de oxidare devine mai mare.

De exemplu:

c) intramolecular, în care transferul de electroni are loc între doi atomi care fac parte din aceeași particulă a unei substanțe, ducând la descompunerea substanței în altele mai simple.

Metodele de redoxometrie se bazează pe reacții de oxidare-reducere. Au fost dezvoltate o mulțime de metode. Ele sunt clasificate în funcție de soluția standard (de lucru, titrant) utilizată. Cele mai frecvent utilizate metode sunt:

Permanganatometrie - o metodă care se bazează pe capacitatea de oxidare a unei soluții de lucru de permanganat de potasiu KMnO4. Titrarea se efectuează fără indicator. Este folosit pentru a determina numai agenți reducători în timpul titrarii directe.Permanganatometria se bazează pe reacția de oxidare a diferiților agenți reducători cu o soluție de lucru de permanganat de potasiu, adică. ion MnO4-. Oxidarea cu permanganat de potasiu se poate realiza în medii acide, neutre și alcaline.În mediu puternic acid, ionii de permanganat (MnO4-) au un potențial redox ridicat, reducându-se la Mn2+, și sunt utilizați la determinarea multor agenți reducători: MnO4 - + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O

Într-un mediu alcalin, MnO4- se reduce la ion manganat: MnO4- + e = MnO42-

Într-un mediu neutru sau ușor alcalin, ionul permanganat este redus la acid permanganic MnO(OH)2 sau la MnO2: MnO4- + 2H2O + 3e = MnO2v + 4OH-

Soluția de KMnO4 este un titrant cu un titru stabilit. În acest sens, înainte de a o utiliza în analiză, soluția de KMnO4 este utilizată ca titrant.

Iodometrie- o metodă în care soluția titrată de lucru este o soluție de iod liber în CI. Metoda permite determinarea atât a agenților oxidanți, cât și a agenților reducători. Amidonul servește ca indicator.Metoda iodometrică de analiză titrimetrică se bazează pe reacția: I2 + 2e = 2I-

La determinarea agenților oxidanți, se folosește ca titrant o soluție de tiosulfat de sodiu, care reacționează cu iodul (substituent) eliberat într-o cantitate echivalentă. Na2S2O3-tiosulfat

32. Potențiometrie- o metodă de cercetare bazată pe relațiile termodinamice dintre FEM ale circuitelor electrochimice, pe de o parte, și fizico-chimice și parametrii soluțiilor și reacțiilor chimice, pe de altă parte.

Electrozi inerți- o placă sau sârmă din metale greu de oxidat - platină, aur, paladiu. Ele sunt folosite pentru a măsura E în soluții care conțin un cuplu redox (de exemplu, /).

Electrozii cu membrană de diferite tipuri au o membrană pe care apare potențialul de membrană E. Valoarea lui E depinde de diferența de concentrație a aceluiași ion pe diferite părți ale membranei. Cel mai simplu și cel mai des folosit electrod cu membrană este electrodul de sticlă.

Amestecarea sărurilor insolubile precum AgBr, AgCl, AgI și altele cu unele materiale plastice (cauciuc, polietilenă, polistiren) a condus la crearea unor electrozi ion-selectivi care adsorb selectiv acești ioni din soluție, datorită regulii Paneth-Faience-Hahn. Deoarece concentrația de ioni detectabili în afara electrodului diferă de cea din interiorul electrodului, echilibrele de pe suprafețele membranei sunt diferite, ceea ce duce la apariția unui potențial de membrană.

Cel mai adesea, potențiometrele sunt utilizate pentru măsurători directe ale pH-ului, indicatori ai concentrațiilor altor ioni pNa, pK, pNH₄, pCl și mV. Măsurătorile se efectuează utilizând electrozi ion-selectivi corespunzători.

Pentru măsurarea pH-ului se utilizează un electrod de sticlă și un electrod de referință - clorură de argint. Înainte de a efectua analize, este necesar să se verifice calibrarea pH-metrelor folosind soluții tampon standard, a căror fixare este atașată la dispozitiv.

Pe lângă determinările directe ale pH-ului, pNa, pK, pNH₄, pCl și altele, pH-metrele permit titrarea potențiometrică a ionului care este determinat.

Titrare potențiometrică.

Titrarea potențiometrică se efectuează în cazurile în care indicatorii chimici nu pot fi utilizați sau când nu este disponibil un indicator adecvat.

În titrarea potențiometrică, electrozii potențiometru plasați în soluția titrată sunt utilizați ca indicatori. În acest caz, se folosesc electrozi care sunt sensibili la ionii titrați. În timpul procesului de titrare, se modifică concentrația ionilor, care este înregistrată pe scara de măsurare a potențiometrului. După ce au înregistrat valorile potențiometrului în unități de pH sau mV, reprezentați grafic dependența acestora de volumul titrantului (curba de titrare), determinați punctul de echivalență și volumul de titrant consumat pentru titrare. Pe baza datelor obținute, se construiește o curbă potențiometrică de titrare.

Curba de titrare potențiometrică are o formă similară curbei de titrare din analiza titrimetrică. Curba de titrare este utilizată pentru a determina punctul de echivalență, care este situat în mijlocul saltului de titrare. Pentru a face acest lucru, se trasează tangente la secțiuni ale curbei de titrare și se determină punctul de echivalență în mijlocul tangentei saltului de titrare. Modificarea ∆рН/∆V capătă cea mai mare valoare în punctul de echivalență.

Punctul de echivalență poate fi determinat și mai precis prin metoda Gran, care grafică dependența ∆V/∆E de volumul titrantului. Folosind metoda Gran, titrarea potențiometrică poate fi efectuată fără a o aduce la punctul de echivalență.

Titrarea potențiometrică este utilizată în toate cazurile de analiză titrimetrică.

Titrarea acido-bazică folosește un electrod de sticlă și un electrod de referință. Deoarece electrodul de sticlă este sensibil la modificările pH-ului mediului, atunci când acestea sunt titrate, modificările pH-ului mediului sunt înregistrate pe potențiometru. Titrarea potențiometrică acido-bazică este utilizată cu succes în titrarea acizilor și bazelor slabe (pK≤8). La titrarea amestecurilor de acizi, este necesar ca pK-ul lor să difere cu mai mult de 4 unități, altfel o parte din acidul mai slab este titrată împreună cu cel puternic, iar saltul de titrare nu este exprimat clar.

Acest lucru permite utilizarea potențiometriei pentru a construi curbe de titrare experimentale, pentru a selecta indicatorii pentru titrare și pentru a determina constantele de aciditate și bazicitate.

În titrarea potențiometrică a precipitațiilor, ca indicator se folosește un electrod dintr-un metal care formează o pereche de electrozi cu ionii determinați.

Când se utilizează titrarea complexometrică: a) un electrod metalic reversibil la ionul metalului care se determină; b) un electrod de platină în prezența unui cuplu redox în soluție. Când unul dintre componentele cuplului redox este legat de titrant, concentrația acestuia se modifică, ceea ce provoacă modificări ale potențialului electrodului indicator de platină. Se utilizează, de asemenea, titrarea inversă a unei soluții în exces de EDTA adăugată la o sare metalică cu o soluție de sare de fier (III).

Pentru titrarea redox se utilizează un electrod de referință și un electrod indicator de platină, sensibil la cuplurile redox.

Titrarea potențiometrică este una dintre cele mai utilizate metode de analiză instrumentală datorită simplității, accesibilității, selectivității și capabilităților largi.

33. Potențialele electrozilor și mecanismele apariției lor. Pentru a determina direcția și caracterul complet al reacțiilor redox între sistemele redox în soluții apoase, valorile potențialele electrodului aceste sisteme. Mecanismul de apariție a potențialelor electrodului, determinarea lor cantitativă, procesele care sunt însoțite de apariția curentului electric sau cauzate de curent electric sunt studiate de o ramură specială a chimiei - electrochimia. Prin combinarea unui electrod reprezentând sistemul redox studiat cu un electrod standard de hidrogen, se determină potențialul electrod E al acestui sistem. Pentru a putea compara proprietățile redox ale diferitelor sisteme în funcție de potențialele electrodului lor, este necesar ca acestea din urmă să fie măsurate și în condiții standard. Acestea sunt de obicei o concentrație ionică de 1 mol/l, o presiune a substanțelor gazoase de 101,325 kPa și o temperatură de 298,15 K. Potențialele măsurate în astfel de condiții se numesc potențiale standard ale electrodului și sunt denumite Eo. Ele sunt adesea numite și potențiale redox sau potențiale redox, reprezentând diferența dintre potențialul redox al sistemului în condiții standard și potențialul unui electrod standard de hidrogen.Potențialul electrod standard este potențialul unui proces de electrod dat la concentrațiile tuturor substanțelor. implicat în ea egal cu unitatea. Potențialele standard ale electrodului pentru sistemele redox sunt date în literatura de referință. Aceste sisteme sunt scrise sub forma unor ecuații ale semireacțiilor de reducere, pe partea stângă a cărora se află atomi, ioni sau molecule care acceptă electroni (forma oxidată).Seria electrochimică de tensiuni caracterizează proprietățile metalelor în soluții apoase: cu cât este mai mic potențialul electrod al metalului, cu atât este mai ușor să se oxideze și cu atât mai greu este să fie redus din ionii săi; metale cu potențiale negative ale electrodului, de ex. cei care stau în seria de tensiune din stânga hidrogenului sunt capabili să-l înlocuiască din soluțiile acide diluate; fiecare metal este capabil să înlocuiască (reducă) din soluțiile sărate acele metale care au un potențial de electrod mai mare. În condiții diferite de cele standard, valoarea numerică a potențialului electrodului de echilibru pentru sistemul redox, scrisă sub formă, este determinată de Ecuația Nernst: unde și sunt electrodul și, respectiv, potențialele standard ale sistemului; R – constanta universală a gazului; T – temperatura absolută; F – constanta de Faraday; n este numărul de electroni implicați în procesul redox.C(Red) și C(Ox) sunt concentrațiile molare ale formelor reduse și, respectiv, oxidate ale compusului. De exemplu, pentru un sistem redox, ecuația Nernst are forma

(REDOXOMETRIE, OXIDIMETRIE)

Esența și clasificarea metodelor de titrare redox

Permanganatometria este o metodă care se bazează pe capacitatea de oxidare a unei soluții de lucru de permanganat de potasiu KMnO4. Titrarea se efectuează fără indicator. Folosit pentru a determina numai agenți reducători în timpul titrarii directe.

Iodometria este o metodă în care soluția titrată de lucru este o soluție de iod liber în CI. Metoda permite determinarea atât a agenților oxidanți, cât și a agenților reducători. Amidonul servește ca indicator.

Dicromatometria se bazează pe utilizarea dicromatului de potasiu K2Cr2O7 ca soluție de lucru. Metoda poate fi utilizată atât pentru determinarea directă, cât și indirectă a agenților reducători.

Bromatometria se bazează pe utilizarea bromatului de potasiu KBrO3 ca titrant în determinarea agenților reducători.

Iodatometria folosește o soluție de iodat de potasiu KIO3 ca soluție de lucru la determinarea agenților reducători.

Vanadatometria face posibilă utilizarea capacității de oxidare a vanadatului de amoniu NH4VO3. Pe lângă metodele enumerate, în practica de laborator sunt utilizate și metode precum cerimetria (Ce4+), titanometria și altele.

Pentru a calcula echivalentul de masă molară a agenților oxidanți sau reducători, se ia în considerare numărul de electroni care participă la reacția redox (Me = M/ne, unde n este numărul de electroni e). Pentru determinarea numărului de electroni este necesar să se cunoască stările inițiale și finale de oxidare ale agentului de oxidare și ale agentului reducător.

Din numărul mare de reacții redox, doar acele reacții sunt utilizate pentru analize chimice care:

· continua până la final;

· trece rapid si stoichiometric;

· formează produse cu o anumită compoziție chimică (formulă);

· vă permit să fixați cu precizie punctul de echivalență;

· nu reactioneaza cu produsele secundare prezente in solutia de testat.

Cei mai importanți factori care influențează viteza de reacție sunt:

· concentraţia substanţelor care reacţionează;

· temperatura;

· valoarea pH-ului soluției;

prezența unui catalizator.

În cele mai multe cazuri, viteza de reacție depinde direct de temperatura și pH-ul soluției. Prin urmare, multe determinări prin titrare redox trebuie efectuate la o anumită valoare a pH-ului și sub încălzire.

Indicatori de titrare redox

titrare prin reducere oxidativă

Când se analizează prin metode de titrare redox, se utilizează titrarea directă, inversă și de substituție. Punctul de echivalență al titrarii redox este fixat atât folosind indicatori, cât și fără indicatori. Metoda fără indicator este utilizată în cazurile în care formele oxidate și reduse ale titrantului diferă. La punctul de echivalență, introducerea a 1 picătură de soluție titrant în exces va schimba culoarea soluției. Determinările se pot face folosind metoda permanganatometrică fără indicator, deoarece la punctul de echivalență, o picătură de soluție de permanganat de potasiu transformă soluția titrată în roz pal.

În metoda indicatorului de fixare a punctului de echivalență se folosesc indicatori specifici și redox. Indicatorii specifici includ amidonul în iodometrie, care în prezența iodului liber devine albastru intens datorită formării unui compus de adsorbție albastru. Indicatorii redox sunt substanțe a căror culoare se schimbă atunci când se atinge o anumită valoare potențial redox. Indicatorii redox includ, de exemplu, difenilamina NH(C6H5)2. Când este expus la soluții incolore de agenții săi oxidanți, devine albastru-violet.

Indicatorii redox au următoarele cerințe:

· culoarea formelor oxidate si reduse trebuie sa fie diferita;

· schimbarea culorii ar trebui să fie vizibilă cu o cantitate mică de indicator;

· indicatorul trebuie să reacţioneze la punctul de echivalenţă cu un exces foarte mic de agent reducător sau oxidant;

· intervalul său de acțiune să fie cât mai scurt posibil;

· indicatorul trebuie să fie rezistent la componentele mediului (O2, aer, CO2, lumină etc.).

Intervalul de acțiune al indicatorului redox este calculat prin formula:

E = Ео ± 0,058/n,

unde Eo este potențialul redox normal al indicatorului (în cartea de referință), n este numărul de electroni acceptați în procesul de oxidare sau reducere a indicatorului.

Permanganatometrie

Permanganatometria se bazează pe reacția de oxidare a diverșilor agenți reducători cu o soluție de lucru de permanganat de potasiu, adică. ion MnO4-. Oxidarea cu permanganat de potasiu poate fi efectuată în medii acide, neutre și alcaline

Într-un mediu puternic acid, ionii de permanganat (MnO4-) au un potențial redox ridicat, reducându-se la Mn2+, și sunt utilizați pentru determinarea multor agenți reducători:

MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O

E0 MnO4- / Mn2+ = 1,51 V

Într-un mediu alcalin, MnO4- este redus la ion manganat:

MnO4- + e = MnO42-

Într-un mediu neutru sau ușor alcalin, ionul permanganat este redus la acid permanganic MnO(OH)2 sau la MnO2:

МnО4- + 2Н2О + 3е = МnО2↓ + 4ОН-

E0 MnO4- / MnO2 = 0,59 V

La titrarea cu permanganat, indicatorii nu sunt utilizați, deoarece reactivul în sine este colorat și este un indicator sensibil: 0,1 ml de soluție 0,01 M KMnO4 devin 100 ml de apă roz pal. Ca rezultat al reacției permanganatului de potasiu cu un agent reducător într-un mediu acid, se formează ioni incolori de Mn2+, ceea ce face posibilă determinarea clară a punctului de echivalență.

Soluția de KMnO4 este un titrant cu un titru stabilit. În acest sens, înainte de a o utiliza în analiză ca titrant, soluția de KMnO4 este standardizată în funcție de concentrația soluțiilor de substanțe inițiale de acid ras sau oxalat de sodiu. O soluție de permanganat de potasiu este foarte greu de obținut în formă pură. De obicei, este contaminat cu urme de oxid de mangan (IV). În plus, apa distilată pură conține de obicei urme de substanțe care reduc permanganatul de potasiu pentru a forma oxid de mangan (IV):

4 KMnO4 + 2H2O = 4 MnO2↓ + 4OH- + 3O2

Când este depozitat în formă solidă, permanganatul de potasiu se descompune sub influența luminii, devenind și contaminat cu MnO2:

КМnО4 = К2МnО4 + МnО2↓ + О2

O soluție de permanganat de potasiu poate fi preparată dintr-un titru standard și o probă prelevată la scară tehnică. În primul caz, conținutul fiolei este transferat cantitativ într-un balon cotat de 2 litri, clătind fiola și pâlnia cu apă distilată caldă. Adăugați un volum mic de apă fierbinte în balonul cotat pentru a dizolva cristalele, apoi răciți soluția rezultată la temperatura camerei, aduceți volumul soluției la semn și amestecați. Concentrația molară a soluției rezultate este de 0,05 mol/l.

În al doilea caz, cântăriți o probă de permanganat de potasiu cântărind 1,6 g la o scară tehnică într-un pahar sau pe un pahar de ceas, puneți-o într-un pahar și dizolvați-o în apă distilată fierbinte în timp ce amestecați bine soluția rezultată, încercând să vă asigurați că că toate cristalele de KMnO4 se dizolvă. Apoi se toarnă cu grijă soluția printr-o pâlnie într-un balon cotat de 1 litru și se amestecă bine, după închiderea balonului cu dop măcinat (nu folosiți dop de cauciuc). Se lasă soluția de KMnO4 preparată timp de 7-10 zile, apoi se filtrează soluția printr-o pâlnie cu vată de sticlă sau se toarnă cu grijă într-o altă sticlă folosind un sifon. Este imperativ să păstrați soluția de KMnO4 în sticle închise la culoare, ferite de lumină, pentru a preveni descompunerea.

Titrul unei soluții de permanganat de potasiu preparată dintr-o probă poate fi determinat folosind acid oxalic H2C2O4*2H2O sau oxalat de sodiu Na2C2O4.

Determinarea ionilor de nitriți în soluție

Într-un mediu neutru sau alcalin, nitriții nu reacţionează cu permanganatul de potasiu; într-o soluție acidă fierbinte se oxidează la nitrați:

5КNO3 + 2КМnО4 + 3Н2SO4 = 2MnSO4 + 5КNO2 + K2SO4 + 3H2O

La titrarea lent a unei soluții acidulate de azotat de sodiu cu o soluție de permanganat de potasiu, se obțin rezultate reduse, deoarece nitriții sunt ușor oxidați de acizi pentru a forma oxizi de azot:

2NO2- + 2H+ → 2 HNO2 → NO2- + NO + H2O

Prin urmare, pentru a evita pierderile, puteți utiliza metoda de titrare inversă sau metoda Lynge - titrarea unei soluții acidulate de permanganat de potasiu cu o soluție de azotat de sodiu.

Determinarea calciului în carbonat de calciu

Determinarea calciului în soluție prin titrare permanganatometrică este posibilă prin titrare inversă sau de substituție. În primul caz, un exces măsurat cu precizie dintr-o soluție titrată de acid oxalic este introdus într-o soluție care conține calciu. Precipitatul de CaC2O4 + H2SO4 rezultat, CaC2O4, este filtrat, iar reziduul care nu este inclus în reacția cu acid oxalic este titrat cu o soluție standard de permanganat de potasiu. Pe baza diferenței dintre volumul introdus și reziduu se determină cât acid oxalic a fost necesar pentru precipitarea Ca2+, care va fi echivalent cu conținutul de calciu din soluție.

Conform metodei de titrare de substituție, Ca2+ este izolat sub formă de precipitat de CaC2O4, care este filtrat, spălat și dizolvat în H2SO4 sau HC1.

CaC2O4 + H2SO4 → H2C2O4 + CaSO4

Acidul oxalic rezultat este titrat cu o soluție standard de permanganat de potasiu, a cărei cantitate este echivalentă cu conținutul de calciu din soluție.

Iodometrie

Metoda iodometrică de analiză titrimetrică se bazează pe reacția:

I2 + 2e= 2I-; Ео I2/3I- = 0,545 V

(REDOXOMETRIE, OXIDIMETRIE)

Esența și clasificarea metodelor de titrare redox

Bromatometria se bazează pe utilizarea bromatului de potasiu KBrO3 ca titrant în determinarea agenților reducători.

Iodatometria folosește o soluție de iodat de potasiu KIO3 ca soluție de lucru la determinarea agenților reducători.

Din numărul mare de reacții redox, doar acele reacții sunt utilizate pentru analize chimice care:

· continua până la final;

· trece rapid si stoichiometric;

· formează produse cu o anumită compoziție chimică (formulă);

· vă permit să fixați cu precizie punctul de echivalență;

· nu reactioneaza cu produsele secundare prezente in solutia de testat.

Cei mai importanți factori care influențează viteza de reacție sunt:

· concentraţia substanţelor care reacţionează;

· temperatura;

· valoarea pH-ului soluției;

prezența unui catalizator.

Indicatori de titrare redox

titrare prin reducere oxidativă

Indicatorii redox au următoarele cerințe:

· culoarea formelor oxidate si reduse trebuie sa fie diferita;

· schimbarea culorii ar trebui să fie vizibilă cu o cantitate mică de indicator;

· indicatorul trebuie să reacţioneze la punctul de echivalenţă cu un exces foarte mic de agent reducător sau oxidant;

· intervalul său de acțiune să fie cât mai scurt posibil;

· indicatorul trebuie să fie rezistent la componentele mediului (O2, aer, CO2, lumină etc.).

Intervalul de acțiune al indicatorului redox este calculat prin formula:

E = Ео ± 0,058/n,

unde Eo este potențialul redox normal al indicatorului (în cartea de referință), n este numărul de electroni acceptați în procesul de oxidare sau reducere a indicatorului.

Permanganatometrie

Într-un mediu puternic acid, ionii de permanganat (MnO4-) au un potențial redox ridicat, reducându-se la Mn2+, și sunt utilizați pentru determinarea multor agenți reducători:

MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O

E0 MnO4- / Mn2+ = 1,51 V

Într-un mediu alcalin, MnO4- este redus la ion manganat:

MnO4- + e = MnO42-

Într-un mediu neutru sau ușor alcalin, ionul permanganat este redus la acid permanganic MnO(OH)2 sau la MnO2:

МnО4- + 2Н2О + 3е = МnО2↓ + 4ОН-

E0 MnO4- / MnO2 = 0,59 V

4 KMnO4 + 2H2O = 4 MnO2↓ + 4OH- + 3O2

Când este depozitat în formă solidă, permanganatul de potasiu se descompune sub influența luminii, devenind și contaminat cu MnO2:

КМnО4 = К2МnО4 + МnО2↓ + О2

Titrul unei soluții de permanganat de potasiu preparată dintr-o probă poate fi determinat folosind acid oxalic H2C2O4*2H2O sau oxalat de sodiu Na2C2O4.

Determinarea ionilor de nitriți în soluție

Într-un mediu neutru sau alcalin, nitriții nu reacţionează cu permanganatul de potasiu; într-o soluție acidă fierbinte se oxidează la nitrați:

5КNO3 + 2КМnО4 + 3Н2SO4 = 2MnSO4 + 5КNO2 + K2SO4 + 3H2O

2NO2- + 2H+ → 2 HNO2 → NO2- + NO + H2O

Prin urmare, pentru a evita pierderile, puteți utiliza metoda de titrare inversă sau metoda Lynge - titrarea unei soluții acidulate de permanganat de potasiu cu o soluție de azotat de sodiu.

Determinarea calciului în carbonat de calciu

Conform metodei de titrare de substituție, Ca2+ este izolat sub formă de precipitat de CaC2O4, care este filtrat, spălat și dizolvat în H2SO4 sau HC1.

CaC2O4 + H2SO4 → H2C2O4 + CaSO4

Acidul oxalic rezultat este titrat cu o soluție standard de permanganat de potasiu, a cărei cantitate este echivalentă cu conținutul de calciu din soluție.

Iodometrie

Metoda iodometrică de analiză titrimetrică se bazează pe reacția:

I2 + 2e= 2I-; Ео I2/3I- = 0,545 V

Această ecuație este scrisă schematic, deoarece în practică, pentru a crește solubilitatea lui I2, se folosește o soluție de KI, care formează un complex K cu I2. Atunci ecuația pentru determinarea iodometrică arată astfel:

Cantitatea de substanță care este determinată este judecată după cantitatea de iod absorbită sau eliberată. Substanțele al căror potențial redox este sub 0,545 V vor fi agenți reducători (SO2, Na2S2O3, SnCl2 etc.) și, prin urmare, va avea loc o reacție cu absorbția iodului. Echilibrul se va deplasa spre dreapta. Substantele al caror potential redox este mai mare de 0,545 V vor fi agenti oxidanti (KMnO4, MnO2, K2Cr2O7, Cl2, Br2, etc.) si directioneaza reactia spre stanga, spre eliberarea de iod liber.

În acest sens, metoda iodometrică este utilizată atât pentru determinarea agenților reducători, cât și a agenților oxidanți. Determinările iodmetrice se efectuează într-un mediu acid, deoarece într-un mediu alcalin se poate forma un ion hipoiodură, a cărui capacitate de oxidare este mai mare decât cea a iodului, ceea ce poate contribui la apariția proceselor secundare, în special la oxidarea tiosulfatului. ion la sulfat și rezultatele vor fi distorsionate.

La determinarea agenților reducători puternici (Eo este mult mai mare de 0,545 V), se utilizează titrarea directă, iar cei slabi (Eo este aproape de 0,545 V) sunt utilizați prin titrare inversă. Soluția de lucru (titrant) este o soluție de I2. Agenții oxidanți se determină numai prin titrare de substituție, deoarece Când se utilizează iodură de potasiu ca soluție de lucru, este imposibil să se stabilească punctul de echivalență (în momentul în care încetează eliberarea de iod). La determinarea agenților oxidanți, se folosește ca titrant o soluție de tiosulfat de sodiu, care reacționează cu iodul (substituent) eliberat într-o cantitate echivalentă.

O soluție de amidon 1% proaspăt preparată este utilizată ca indicator în iodometrie. Când amidonul interacționează cu iodul, au loc 2 procese - complexarea și adsorbția, care are ca rezultat formarea unui compus albastru. Sensibilitatea reacției cu amidonul este mare, dar scade brusc odată cu creșterea temperaturii. Amidonul trebuie adăugat în soluția titrată numai atunci când cantitatea principală de iod a fost deja titrată, altfel amidonul formează un compus atât de puternic cu exces de iod încât se observă un consum în exces de tiosulfat de sodiu.

Standardizarea soluției de tiosulfat de sodiu cu dicromat de potasiu

Este imposibil să titrați tiosulfatul direct cu dicromat de potasiu, deoarece reacționează nestoichiometric cu toți agenții oxidanți puternici (dicromat, permanganat, bromat etc.). Prin urmare, se utilizează metoda substituției, mai întâi folosind reacția stoechiometrică dintre dicromat și iodură:

Cr2O72- + 6I- + 14 H+ = 2Cr3+ + 3I2 + 7H2O (1)

Iodul, eliberat într-o cantitate echivalentă cu dicromatul, este titrat cu o soluție standard de tiosulfat:

I2 + 2S2O32- = 2I- + S4O62- (2)

Pentru ca reacția (1) să aibă loc, este necesară o concentrație mare de ioni de hidrogen, deoarece într-un mediu acid, potențialul redox al perechii Cr2O72-/ 2Cr3+ crește, adică. capacitatea de oxidare a dicromatului de potasiu este sporită. Excesul de I- dizolvă iodul eliberat și scade potențialul cuplului redox I3-/ 3I-, crescând astfel f.e.m. de reacție (1). Înainte de a titra iodul eliberat, este necesar să reduceți aciditatea soluției prin diluarea acesteia cu apă pentru a preveni apariția unei reacții secundare:

2H+ + S2O32- = H2S2O3 = H2O + SO2 + S

Dicromatometrie

Esența titrarii dicromatometrice

Titrarea dicromatometrică este una dintre metodele de titrare redox, bazată pe utilizarea dicromatului de potasiu K2Cr207 ca agent oxidant. Când este expus la agenți reducători, ionul dicromat Cr2O72- capătă șase electroni și este redus la Cr3+

Сr2О72- + 6е + 14Н+ = 2Сr3+ + 7Н20

Prin urmare, masa molară a echivalentului dicromat de potasiu este 1/6 din masa molară. Din ecuația reacției este clar că reducerea anionilor Cr2O72- la cationi Cr3+ are loc în prezența ionilor H+.

Prin urmare, se titează cu dicromat într-un mediu acid. Potențialul redox al sistemului Сr2О72-/2Сr3+ este de 1,36 V. La [H+] = 1 mol/l. Prin urmare, într-un mediu acid, dicromatul de potasiu este un agent oxidant puternic. Prin urmare, dicromatometria este utilizată cu succes pentru a determina aproape toți agenții reducători determinați permanganometric. Dicromatometria are chiar unele avantaje față de permanganatometria.

Bicromatul de potasiu este ușor de obținut sub formă chimică pură prin recristalizare. Prin urmare, soluția sa standard este preparată prin dizolvarea unei probe precise. Soluțiile de dicromat de potasiu sunt extrem de stabile atunci când sunt depozitate în recipiente închise; nu se descompune nici măcar atunci când soluția acidulată este fiartă și practic nu se schimbă când soluția stă.

În plus, dicromatul de potasiu este mai greu de redus decât permanganatul de substanțe organice. Prin urmare, nu oxidează impuritățile aleatorii ale substanțelor organice. Aceasta determină și constanța titrului său în soluție. Bicromatul de potasiu nu oxidează (fără încălzire) ionii de clorură. Acest lucru le permite să titreze agenți reducători în prezența HCl.

Indicatorul cel mai des folosit în titrarea dicromatometrică este difenilamina, care albăstrează soluția la cel mai mic exces de dicromat. Difenilamina aparține grupului de așa-numiți indicatori redox (indicatori redox). Sunt sisteme redox care își schimbă culoarea atunci când o formă redusă se schimbă într-una oxidată sau invers.

Dacă desemnăm forma oxidată a indicatorului Indoxid. forma redusă Indrestored, iar numărul de electroni transferați este n, atunci transformarea unei forme a unui astfel de indicator în altul poate fi reprezentată printr-o diagramă;

Indoxid. ↔Ind restaurat -ne-

Fiecare indicator redox este caracterizat de un anumit potențial redox. Pentru defenilamină este +0,76 V. Forma oxidată a difenilaminei este albastră, iar forma redusă este incoloră.

În plus față de difenilamină, indicatorii redox includ feroina, difenilaminosulfonatul de sodiu, acidul fenilantranilic etc.

Ionii de Fe2+ se determină dicromatometric în soluții de HCl sau în soluții de acid sulfuric. Ionii de clorură nu interferează cu determinarea dacă concentrația lor nu depășește 1 mol/l.

Cu toate acestea, atunci când sărurile Fe2+ sunt titrate cu dicromat, cationii Fe3+ se acumulează în soluție, potențialul redox al sistemului Fe3+↔Fe2+ crește și difenilamina este oxidată. Prin urmare, poate apărea o culoare albastră atunci când punctul de echivalență nu a fost încă atins.

Pentru a reduce potențialul redox al sistemului Fe2+ ↔ Fe3+, pe lângă difenilamină și acid clorhidric, în soluție se adaugă acid ortofosforic. Acesta din urmă maschează ionii Fe3+ interferenți, legându-i într-un complex Fe (HP04)+ stabil, incolor.

Prepararea unei soluții standard de dicromat de potasiu

O soluție standard este preparată prin dizolvarea unei porțiuni cântărite cu precizie de dicromat de potasiu (grad de reactiv) într-un balon cotat. Bicromatul de potasiu trebuie mai întâi recristalizat dintr-o soluție apoasă și uscat la 150°C.

Se prepară 100 ml de soluție standard de dicromat de potasiu aproximativ 0,1 N. S-a remarcat mai sus că atunci când interacționează cu agenți reducători într-un mediu acid, ionul dicromat Cr2O72- dobândește șase electroni. Prin urmare, masa molară a echivalentului K2Cr207 este 294,20:6 = 49,03 g/mol și pentru a prepara 0,1 l de soluție 0,1 N, vor fi necesare 49,03 * 0,1 * 0,1 = 0,4903 g dicromat de potasiu.

Luați aproximativ 0,5 g de dicromat de potasiu proaspăt recristalizat într-o eprubetă mică și cântăriți-l pe o balanță analitică. Folosind o pâlnie, transferați conținutul eprubetei într-un balon cotat de 100 ml. Se cântărește din nou eprubeta și se folosește diferența pentru a găsi masa probei

Se dizolvă o probă de dicromat de potasiu în apă distilată, se scoate pâlnia și, cu ajutorul unei pipete, se aduce volumul soluției din balon la semn. Calculați titrul și concentrația normală a soluției de dicromat de potasiu.

Să presupunem că porția de dicromat de potasiu a fost de 0,4916 g. Apoi titrul soluției

T= m/V= 0,4916/100 = 0,004916 g/ml,

și concentrație normală (echivalent concentrație molară)

c = 0,004916*1000 /49,03 = 0,1003.

Determinarea conținutului de fier (II) în soluție

Fierul este determinat bicromatometric în principal în minereuri, aliaje, zgură și alte materiale. Cu toate acestea, atunci când se dizolvă, fierul se transformă parțial în ioni Fe3+. Prin urmare, înainte de determinare este necesar să se reducă Fe3+ la Fe2+. Acest lucru se realizează prin acțiunea metalelor (sau a amalgamelor acestora), de exemplu, prin acțiunea zincului metalic:

2Fe3++ Zn = 2Fe2+ + Zn2+

Excesul de zinc este îndepărtat din soluție prin filtrare (de exemplu, prin vată). Esența reacției utilizate pentru determinarea bicromatometrică a Fe2+ poate fi exprimată prin ecuație

6Fe2++ Сr2О72- + 14Н+ → 6Fe3+ + 2Сr3+ + 7Н20

Determinarea constă în titrarea directă a soluției analizate cu o soluție standard de dicromat de potasiu în prezența difenilaminei:

6FeS04 + K2Сr207 + 7H2S04 = 3Fe 2 (S04)3 + Cr2 (S04)3 + K2S04 + 7H20

1 Сr2О72- + 14H+ + 6е = 2Cr3+ + 7Н20

6 Fe 2+ - e= Fe3+

La soluția de testare se adaugă acid sulfuric pentru a menține o aciditate ridicată a mediului și acid fosforic pentru a lega ionii Fe3+ acumulați, care pot transforma prematur difenilamina într-o formă oxidată (colorată).

Elementele chimice cu stări variabile de oxidare pot fi cuantificate titrimetric folosind o reacție de oxidare-reducere (ORR). Metodele de titrare prin oxido-reducere (RO) sau metodele red-ox sunt metode titrimetrice bazate pe utilizarea reacțiilor redox.

Titrarile redox pot fi impartite in:

1 În funcție de natura titrantului:

– oxidimetric– metode de determinare a agenţilor reducători cu ajutorul unui titrant oxidant;

– reductometric– metode de determinare a unui agent oxidant folosind un titrant reducător.

2 După natura reactivului (titrant) care interacționează cu o anumită substanță:

– KMnO 4 – permanganatometrie;

– KBrO 3 – bromatometrie;

– KI,Na 2 S 2 O 3 – iodometrie;

– I 2 – iodimetrie;

– Br 2 – bromometrie;

– Ce(SO 4) 2 – cerimetrie

În funcție de problema analitică rezolvată, în redoximetrie se folosesc titrari directe, inverse și de substituție. Atât substanțele anorganice, cât și cele organice pot fi cuantificate redoximetric. De exemplu, prin reducerea cu permanganat de potasiu într-un mediu puternic alcalin, se pot determina metanol, acizi formic, tartric, citric, salicilic, precum și glicerol, fenol, formaldehidă etc.

Schematic, ORR, ținând cont de legea electroneutrității soluției, poate fi reprezentat după cum urmează:

mOX1+ nRed2↔ mRed1+ n OX2

Aici, indicii 1 și 2 se referă la substanțele 1 și 2 în forme oxidate (Ox1 și Ox2) și reduse (Red1 și Red2). În timpul ORR, substanța Ox1 cu o afinitate electronică mai mare (agent de oxidare) adaugă electroni, își scade starea de oxidare și este redusă, iar substanța Red2 cu afinitate electronică mai mică (agent reducător) este oxidată.

Formele oxidate și reduse ale substanțelor care reacţionează în ORR formează perechi redox (oxred-, redox) Ox1/Red1 și Ox2/Red2, iar transformările de tip Ox+ze Red se numesc tranziții oxed-(redox) sau semireacții redox.

§2. Potential redox.

Ecuația Nernst.

Procesele redox, ca toate procesele dinamice, sunt reversibile într-o măsură sau alta. Direcția reacțiilor este determinată de raportul dintre proprietățile donatoare de electroni ale componentelor sistemului unei semireacții redox și proprietățile acceptoare de electroni ale celei de-a doua (cu condiția ca factorii care influențează deplasarea reacțiilor chimice de echilibru să fie constanți ). Mișcarea electronilor în timpul reacțiilor redox dă naștere unui potențial. Astfel, potențialul, măsurat în volți, servește ca măsură a capacității redox a unui compus.

Pentru a cuantifica proprietățile redox ale perechilor redox, se folosesc potențiale redox (oxidare-reducere). Când calculați potențialul redox, utilizați Ecuația Nernst:

E (Ox/Roșu) = E 0 (Ox/Roșu) +

unde E(Ox/Roșu) este potențialul redox real sau de echilibru, V;

E 0 (Ox/Roșu) - potențial redox standard, egal cu echilibrul la a(Ox) = a(Roșu) = 1 mol/dm 3 ;

R este constanta universală a gazului (8,31 J/K mol);

T - temperatura absolută, K; F - numărul Faraday (96500 C/mol);

z este numărul de electroni care participă la tranziția redox în OX+ze dRed;

a(OX) și a(Roșu) - activități ale formelor oxidate și reduse ale substanței, respectiv, mol/dm 3.

Când înlocuim valorile R, F și T = 298 K în ecuația Nernst, precum și trecem la logaritmul zecimal, obținem

E(Ox/Roșu) =E 0 (Ox/Roșu) +

Potențialul redox depinde și de aciditatea mediului, complexarea sau precipitarea uneia dintre componentele perechii redox în timpul tranziției redox. Cu cât concentrația ionilor de hidrogen în soluție este mai mare, cu atât este mai mare capacitatea de oxidare a formei oxidate a substanței perechi redox și cu atât E(Ox/Roșu) este mai mare.

Atunci când se alege o substanță titrant în redoximetrie, se efectuează o evaluare calitativă și cantitativă a posibilității (direcției) și completității trecerii ORR între titrant și substanța care se determină.

O evaluare calitativă se realizează prin compararea valorilor tabulate ale E 0 (Ox|Roșu) ale substanței titrant și ale substanței care se determină, date în cărțile de referință analitice, chimice și fizico-chimice.

Permanganatometrie

Metoda permanganatometrică de analiză volumetrică este o metodă bazată pe oxidarea diferitelor substanțe cu permanganat de potasiu (KMnO 4).

În funcție de condițiile în care are loc reacția de oxidare-reducere, ionii MnO 4 – pot accepta un număr diferit de electroni.

Într-un mediu acid:

Într-un mediu neutru:

Într-un mediu alcalin:

Potențialul normal al sistemului este E 0 (MnO 4 – ⁄Mn 2+) = +1,52 V, iar E 0 (MnO 4 – ⁄ MnO 2) = +0,57 V, prin urmare permanganatul de potasiu în mediu acid are proprietăți oxidante puternice și este capabil să oxideze multe substanțe.

Echivalentul de permanganat de potasiu într-un mediu acid este:

M(1/zKMnO 4) = M(KMnO 4)/n e = 158/5 = 31,608 g/mol

În practica de laborator, permanganatul de potasiu este utilizat sub formă de soluții de diferite concentrații. De obicei se folosește o soluție de KMnO 4 0,1 N, deși în unele cazuri se folosesc soluții de 0,01 N, 0,05 N, 0,2 N.

Prepararea soluției de lucru KMnO 4

Permanganatul de potasiu, utilizat pentru prepararea unei soluții de lucru de KMnO 4, conține de obicei o serie de impurități, dintre care cele mai semnificative sunt compușii de mangan (IV). În plus, în primele zile după prepararea soluției, KMnO 4 este redus de impuritățile organice conținute chiar și în apa distilată. Ca rezultat, concentrația soluției de KMnO 4 se modifică:

Prin urmare, pregătiți mai întâi o soluție de concentrație aproximativă. De exemplu, pentru a prepara 500 ml dintr-o soluție de KMnO 4 0,1 N, calculați greutatea necesară a substanței folosind formula:

m(KMnO4) = N(KMnO4) M(1/zKMnO4) V

m=31,608 0,1 0,5≈1,58g.

Proba se dizolvă într-un balon cotat de 0,5 litri. Soluția se toarnă într-o sticlă de sticlă închisă la culoare și se lasă într-un loc întunecat timp de cel puțin o săptămână. În acest timp, permanganatul va oxida toate impuritățile conținute în apă, iar dioxidul de mangan MnO 2 format ca urmare a reducerii parțiale a permanganatului se va depune pe fundul sticlei. Soluția este filtrată din Mn02 și depozitată în baloane întunecate. Evident, după aceasta încep să standardizeze soluția.

Oxalatul de amoniu (NH 4 ) 2 C 2 O 4 H 2 O, oxalatul de sodiu Na 2 C 2 O 4 și acidul oxalic H 2 C 2 O 4 2H 2 O sunt de obicei utilizate ca materii prime pentru a stabili concentrația exactă a KMnO 4 soluție Cea mai convenabilă este oxalatul de sodiu, deoarece... se cristalizează fără apă și nu este higroscopic.

Reacția este autocatalitică, așa că soluția trebuie încălzită pentru a accelera procesul.

Diferența de potențial pentru această reacție se determină scăzând din potențialul normal al sistemului MnO 4 – /Mn 2+ (E 0 = +152V) potențialul normal al sistemului 2CO 2 /C 2 O 4 2– (E 0 = –0,49V), atunci E = +1,52–(–0,49)=2,01V

O diferență mare de potențial indică faptul că reacția este ireversibilă.

Toți produsele acestei reacții sunt incolore, în timp ce soluția de KMnO4 este roșu-violet. Prin urmare, reacția trebuie să fie însoțită de decolorarea soluției de permanganat adăugată. Dacă adăugați 2-3 picături de soluție de KMnO4 la o soluție acidă de oxalat de sodiu, soluția incoloră va deveni roz, indicând prezența KMnO4 nereacționat. Culoarea dispare abia după câteva minute. Aceasta indică faptul că viteza de reacție este inițial scăzută. Decolorarea soluției după adăugarea picăturilor ulterioare de soluție de KMnO 4 are loc din ce în ce mai repede și, în final, va avea loc aproape instantaneu până la punctul de echivalență. O picătură suplimentară de KMnO 4 va colora soluția titrată cu o culoare roz permanentă.

Portal pentru școlari. Auto-pregătire

ARTICOLE SIMILARE