МЕТОД ОКИСЛЕНИЯ-ВОССТАНОВЛЕНИЯ

Дата добавления: 2014-10-02 | Просмотров: 1501

(РЕДОКСИМЕТРИЯ)

Редоксиметрия объединяет методы анализа, в которых используются реакции окисления-восстановления. В этих реакциях взаимодействие веществ сопровождается передачей электронов и изменением степени окисления элементов. Восстановители, отдавая электроны, окисляются; окислители, принимая электроны, восстанавливаются. Таким образом, каждый участник окислительно-восстановительной реакции находится в двух формах - окисленной (ок.ф. или ox) и восстановленной (восс.ф. или red), образуя окислительно-восстановительную пару (редокс-пару). Например:

Н₂⁰ (восс.ф.) – 2ē ® 2Н⁺ (ок.ф.), редокс-пара: 2Н⁺/Н₂⁰.

При составлении уравнений окислительно-восстанови-тельных реакций следует помнить, что число одинаковых атомов в исходных веществах и продуктах реакции должно быть равным и сумма зарядов исходных веществ должна равняться сумме зарядов продуктов реакции. Рассмотрим пример окислительно-восстановительной реакции и расставим в ее уравнении стехиометрические коэффициенты, используя метод полуреакций или ионно-электронного баланса:

Na₂C₂O₄+KMnO₄+H₂SO₄ ® CO₂­+MnSO₄+H₂O+K₂SO₄+Na₂SO₄.

Составим уравнения полуреакций окисления и восстановления, уравнивая число одинаковых атомов:

С₂О₄^2– ® 2СО₂;

MnO₄^– + 8H⁺ ® Mn²⁺ + 4H₂O.

Затем уравниваем заряды в обеих частях полуреакций: в левой части первой схемы следует отнять два отрицательных заряда (т.е. два электрона, чтобы получился 0). Во второй схеме алгебраическая сумма зарядов слева +7, справа +2; следовательно, к левой части следует прибавить 5 отрицательных зарядов, т.е. электронов, чтобы получилось +2. Каждое уравнение полуреакций надо умножить на такое число, чтобы количество электронов, отданных восстановителем, равнялось числу электронов, принятых окислителем:

Запишем окончательное уравнение в молекулярном виде:

5Na₂C₂O₄(в-ль)+ 2KMnO₄(ок-ль) + 8H₂SO₄ = 10CO₂­ + 2MnSO₄+

+ 8H₂O + K₂SO₄ + 5Na₂SO_4.

Число принятых или отданных электронов используют при расчете молярных масс эквивалентов окислителей или восстановителей. Для приведенной выше реакции:

М_экв(KMnO₄) = ·М(KMnO₄) = ·158,03 = 31,61 г/моль;

М_экв(Na₂C₂O₄) = ·М(Na₂C₂O₄) = ·134,00 = 67,00 г/моль.

Расчет всегда ведут на один ион (молекулу), например:

2S₂O₃^2– – 2ē = S₄O₆^2–;

M_экв(S₂O₃^2–) = М(S₂O₃^2–); так как два иона отдают два электрона, а для одного иона z = 1.

Чтобы правильно составить уравнение, необходимо точно знать состав как веществ, вступающих в реакцию, так и продуктов реакции. В качестве рабочих могут использоваться вещества, которые образуют соединения с промежуточными степенями окисления элемента. Если в задаче не указан продукт реакции, то в уравнении следует использовать продукт конечного окисления (или восстановления). Например, в броматометрии используют бромат калия, который может при восстановлении превращаться в различные соединения:

BrO₃^– + 2H₂O + 4ē ® BrO^–+ 4OH ^–;

2BrO₃^– + 12H⁺ + 10ē ® Br₂ + 6H₂O;

BrO₃^– + 6H⁺ + 6ē ® Br^– + 3H₂O.

Так как образующиеся в первых двух уравнениях BrO^– и Br₂ тоже являются окислителями и могут превращаться в условиях реакции в конечный продукт Br^–, то следует использовать последнюю полуреакцию.

Химическую активность редокс-пары характеризуют величиной стандартного (нормального) окислительно-восстано-вительного потенциала (редокс-потенциала) Е⁰_ox/red. Чем большее положительное значение имеет Е⁰_ox/red, тем более сильным окислителем является окисленная форма редокс-пары и более слабым восстановителем - восстановленная форма. Зная численное значение Е⁰_ox/red, можно определить принципиальную возможность протекания окислительно-восстановительной реакции: более сильный окислитель реагирует с более сильным восстановителем, в результате реакции образуются более слабые окислитель и восстановитель. Направление протекания реакции зависит от знака электродвижущей силы (ЭДС):

ЭДС = Е⁰_ок-ля – Е⁰_в-ля.

При ЭДС > 0 протекает прямая реакция, при ЭДС < 0 - обратная реакция.