4 Составление уравнений овр методом электронного баланса.

Основано на том, что число электронов, отдаваемых восстановителями, равно числу электронов, присоединяемых окислителями.

Рассмотрим применение этого метода на примере реакции между перманганатом калия и сульфатом железа (II) в кислой среде.

1. Определяем с.о. элементов. Находим элементы изменяющие с.о.

_{+7 +2 +2 +3}

KMnO₄+FeSO+H₂SO₄MnSO₄+Fe₂(SO₄)₃+K₂SO₄+H₂O

2. Составляем схему электронного баланса реакции и находим коэффициенты для восстановителя и окислителя.

Окислитель Mn⁺⁷+5 =Mn⁺² 2 восстановление

Восстан-ль 2Fe⁺²-2 =2Fe⁺³ 5 окисление

3. Находим коэффициенты перед формулами остальных соединений, сопоставляя числа катионов, затем анионов в левой и правой частях схемы уравнений. Число атомов водорода и кислорода уравниваем в последнюю очередь. (этот порядок рекомендуем соблюдать всегда).

Окончательное уравнение реакции имеет вид:

2KMnO₄+10FeSO₄+8H₂O=2MnSO₄+5Fe₂(SO₄)₃+K₂SO₄+8H₂O

5.Влияние различных факторов на овр.

На скорость и направление ОВР влияют природа реагирующих веществ, концентрация, температура, катализатор и характер среды, в которой они протекают. В зависимости от среды реакция между одними и теми же окислителем и восстановителем может протекать по разному, с образованием различных продуктов.

H₂SO₄

MnSO₄+Na₂SO₄+K₂SO₄+H₂O

KMnO₄+Na₂SO₃ H₂O MnO₂+Na₂SO₄+KOH

О-ль в-ль KOH K₂MnO₄+ Na₂SO₄+HOH

5.Основные типы окислительно-восстановительных реакций

Ракции межмолекулярного ОВ

Окислитель и восстановитель входят в состав разных веществ. См. пример выше.

Реакции внутримолекулярного ОВ

Окислитель и восстановитель входят в состав одного вещества

_{-3 +6 t 0 +3}

(NH₄)₂ Cr₂O₇N₂+Cr₂O₃+4H₂O

вос-ль ок-ль

Реакции самоокисления– самовосстановления или диспропорционирования.

Один и тот же элемент выполняет функции и окислителя и восстановителя.

I⁰₂+2NaOHNaI+NaI⁺¹O+H₂O

6. Окислительно-восстановительный эквивалент.

Для ОВР, как и для других химических реакций, справедлив закон эквивалентов, согласно которому массы веществ, вступивших в реакцию, пропорциональны молярным массам эквивалентов этих веществ (иногда молярные массы эквивалентов более кратко называют эквивалентными массами:

m₁ :m₂=M_Э(1):М_Э(2).

Чтобы рассчитать эквивалентные массы окислителя и восстановителя, необходимо молярную массу вещества разделить на число присоединяемых или отдаваемых электронов.

Пример Рассчитать эквивалентные массы окислителя и восстановителя в реакции:

_{+7 +2 +2 +3}

2KMnO₄+10FeSO₄+8H₂SO₄2MnSO₄+5Fe₂(SO₄)₃+K₂SO₄+8H₂O

В этой реакции марганец принимает 5 электронов и является, таким образом, окислителем; железо отдает один электрон и является восстановителем.

М_Э(KMnO₄= г/моль

М_Э(FeSO₄)= =56 г/моль

В настоящее время для эквивалентных масс веществ приняты и другие обозначения:

, М(FeSO₄) и т. п.

I. Качественный анализ

Аналитическая химия, представляя собой один из разделов прикладной химии, определяется как наука, изучающая свойства и процессы превращения веществ с целью установления их химического состава.

Установить химический состав вещества - это ответить на вопрос о том, какие элементы или их соединения и в каком количестве содержатся в анализируемом веществе.

В зависимости от характера анализируемого вещества различают анализ неорганических и органических материалов, что обусловлено особенностью органических соединений по сравнению с неорганическими.

В зависимости от характера поставленной задачи различают два вида анализа - качественный и количественный. Качественный анализ позволяет ответить на вопрос, какие вещества находятся в данной пробе; количественный анализ отвечает на вопрос, в каких количествах обнаруженные вещества присутствуют в данной пробе.

Химический анализ состоит в основном из следующих этапов - отбор пробы, разложение пробы с переводом в раствор, проведение химической реакции или измерение какого-либо физического параметра.

В основе деления катионов на группы лежат реакции с кислотами и основаниями. При последовательной обработке смеси: а) соляной кислотой, б) серной кислотой, в) избытком щелочи в присутствии пероксида водорода, г) раствором аммиака – выделяют следующие группы:

Ионы, не образующие осадки не с одним из перечисленных реактивов: К⁺, Na⁺ и NH₄⁺.

Ионы, образующие нерастворимые хлориды: Ag⁺,Pb⁺²,Hg₂⁺²

Ионы, образующие нерастворимые сульфаты: Вa⁺², Ca⁺², Sr⁺²

Ионы, образующие гидроксиды, растворимые в избытке щелочи: Al³⁺, Cr³⁺, Zn²⁺, Sn²⁺, Sn⁴⁺

Ионы, образующие гидроксиды, нерастворимые ни в избытке щелочи, ни в аммиаке: Fe²⁺, Fe³⁺, Mn²⁺, Mg²⁺, Bi³⁺, Sb³⁺

Ионы, образующие гидроксиды, растворимые в аммиаке: Co²⁺, Cu²⁺, Ni²⁺, Hg²⁺, Cd²⁺.

В основу классификации анионов положена растворимость солей бария и серебра соответствующих кислот

Классификация анионов

Номер группы	Характеристика группы	Анионы, образующие группу	Групповой реагент
1	Соли бария трудно растворимы в воде	SO42–, SO32–, S2O32–, CO32–, PO43–, AsO43, AsO3–, SiO32–, BO2–B4O72–, CrO42–, F–, C2O42- и др.	ВaCl2 в нейтральном или слабощелочном растворе
2	Соли серебра трудно растворимы в воде и разбавленной HNO3	Cl–, Br–, J–, S2– и др.	AgNO3 в присутствии HNO3
3	Соли бария и серебра растворимы в воде	NO3–, NO2–, CH3COO–, MnO4-.	Нет

II. КОЛИЧЕСТВЕННЫЙ ХИМИЧЕСКИЙ АНАЛИЗ

Предмет количественного анализа - изучение методов, позволяющих определять количественный состав вещества.

Задача количественного анализа - определение количественного содержания химических элементов в соединениях.

Методы количественного анализа разделяются на химические, физические и физико-химические.

К химическим методам анализа относятся гравиметрический (весовой) и титриметрический (объемный).

Сущность гравиметрического анализа состоит в том, что исследуемое вещество осаждают, отфильтровывают высушивают (в некоторых случаях, прокаливают) и взвешивают. По массе осадка судят о количестве исследуемого вещества. Например, требуется определить количество хлоридов ионов в рассоле. К исследуемому раствору приливают раствор нитрата серебра, с которым хлорид натрия образует осадок AgCl:

NaCl+AgNO₃=AgCl+NaNO₃

Для полноты осаждения хлорида натрия раствор нитрата серебра приливают в избытке. Осадок хлорида серебра отфильтровывают, высушивают и взвешивают.

Количество хлорида натрия х рассчитывают по формуле:

; (где M_NaCl, M_AgCl–молекулярные массы соответственно хлорида натрия и хлорида серебра, m–масса осадка хлорида серебра, г).

В отличии от гравиметрического анализа, при титриметрическом анализе прибавляют реактив (рабочий раствор) не в избытке, а в количестве, эквивалентом количеству определяемого вещества. Образующийся осадок для объемного анализа не представляет интереса, важно знать объем прилитого реактива и его концентрацию.

В титриметрическом анализе применяют растворы, концентрации которых точно известны. Такие растворы называют титрованными. Прибавление раствора известной концентрации к раствору, концентрацию которого нужно определить, до достижения точки эквивалентности называется титрованием.

Момент, когда будет достигнуто эквивалентное соотношение между количествами прилитого титрованного раствора и определяемого вещества, называется точкой эквивалентности. Чтобы экспериментально установить точку эквивалентности, применяют индикаторы–вещества, изменяющие свою окраску в момент, когда концентрации реагирующих веществ наиболее близки к точке эквивалентности.

Расчет концентрации анализируемого раствора N₂ проводят по формуле:N₁V₁=N₂V₂, где N₁-известная нормальная концнетрация рабочего раствора (титранта); V₁ и V₂-объемы растворов, пошедшие на титрование.

Среди титриметрических методов анализа выделяют:

а) метод нейтрализации;

б) метод окислительно-восстановительного титрования (оксидимитрия);

в) метод комплексообразования;

г) метод осаждения.

III. ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИЕ МЕТОДЫ АНАЛИЗА

Методы анализа, позволяющие определять состав вещества, не прибегая к использованию химикатов, т.е. когда химические реакции не протекают, называются физическими методами.

Методы анализа, основанные на наблюдении физических явлений, происходящих при протекании определенных химических реакций, называют физико-химическими методами. Наибольшее распространение при экологических исследованиях среди физико-химических методов нашли методы колориметрии, потенциометрического титрования, кулонометрии и хроматорграфии.

Потенциометрия. В основе потенциометрических изменений лежит зависимость равновесного потенциала электрода от активности (концентрации) определяемого иона. Для измерений необходимо составить гальванический элемент из подходящего индикаторного электрода и электрода сравнения, а также иметь прибор для измерения потенциала индикаторного электрода в условиях, близких к термодинамическим, т.е. без отвода заметного тока от гальванического элемента при замыкании цепи.

Различают приямую и косвенную потенциометрию, или потенциометрическое титрование.

Потенциометрическое титрование Сущность метода потенциометрического титрования заключается в том, что эквивалентную точку определяют не по изменению цвета индикатора, а по изменению потенциала электрода. Электрод, которым пользуются при потенциометрическом титровании для определения точки эквивалентности, носит названия индикаторного. Индикаторный электрод должен быть обратим по отношению к титруемому веществу или к ионам прибавляемого реагента. В зависимости от того, является ли электрод обратим по отношению к ионам реагента или титруемого вещества, потенциал его по мере титрования будет изменяться согласно уравнению:

E = E_о + 0,059/z lg[M^+z]

где Е_о - потенциал электрода при [M^+z] = 1. В данном уравнении принято, что коэффициент активности равен 1.

В начале титрования потенциал электрода будет изменяться медленно, но вблизи точки эквивалентности уже при добавлении незначительного количества реагента (1-2 капли) его потенциал изменится скачком (рис.1), что и дает возможность определить точку эквивалентности.

При потенциометрическом титровании удобнее бывает следить не за изменением потенциала электрода Е, а за отношением Е к соответствующему изменению объема прибавленного реагента V. Это объясняется тем, что отношение Е/V изменяется вблизи точки эквивалентности более резко, чем потенциал Е, что позволяет точнее найти точку конечного момента титрования (рис.2).

Потенциометрический метод титрования используется для количественного определения содержания в растворе кислот (метод нейтрализации), галогенов (метод осаждения) и ряда других ионов (метод комплексообразования).

Раздел прямой потенциометрии, где индикаторным электродом служит ионоселективный электрод, называют ионометрией. Это удобный простой и экспрессивный современный метод: продолжительность анализа определяется временем подготовки пробы, поскольку на само измерение тратится не более 1-2 мин. От других физико-химических методов оинометрия отличается прежде всего простотой методик и дешевизной измерительных приборов. Современные портативные иономеры позволяют определять разнообразные ионы и растворенные газы не только в лаборатории но и в полевых условиях.

КОЛОРИМЕТРИЯ Колориметрия или колориметрический анализ основан на определении концентрации вещества по интенсивности окраски раствора или на переводе определяемой части анализируемого объекта в окрашенное соединение. Для окраски исследуемого вещества используются как органические, так и неорганические реагенты

Из оптических методов анализа наиболее широкое распространение нашли колориметрические методы, основанные на измерении интенсивности светового потока, прошедшего через окрашенный раствор. В колориметрии используется, как правило, длина воды от 400 до 750 нм.

Зависимость между интенсивностью прошедшего света через раствор (J) и концентрацией окрашенного вещества (с), толщиной светопоглащающего раствора (l) и интенсивностью падающего на раствор света (J_o) носит название закона Бугера-Ламберта-Бера и выражается уравнением:

lgJ_o/J =  c l,

где  - коэффициент поглощения света, постоянная величина, характерная для каждого окрашенного вещества и зависящая от его природы.

Величина lgJ_o/J является важной характеристикой окрашенного раствора, ее называют оптической плотностью раствора и обозначают буквой D. Из всего этого следует, что оптическая плотность раствора прямо пропорциональна концентрации окрашенного вещества и толщине слоя раствора. Данное соотношение справедливо для разбавленных концентраций растворов (меньше 0,01 М). При более высоких концентрациях закон Бугера-Ламберта-Бера не соблюдается, вследствие взаимного влияния частиц на их способность поглощать свет. Закон Бугера-Ламберта-Бера справедлив для монохроматического излучения, тогда как при использовании светофильтра с достаточно широкой областью пропускания наблюдается отклонение от прямолинейности.

Различают визуальные и фотоколориметрические методы измерения оптической плотности раствора. К визуальным методам относятся метод стандартных серий, метод дублирования или титрования и метод уравнивания. При фотоколориметрическом методе анализа световой поток, прошедший через окрашенный раствор, воспринимается фотоэлементом и возникающий при этом электрический ток измеряется чувствительным гальванометром.

Определение концентрации окрашенного вещества методом фотоколориметрии производят методом сравнения оптических плотностей стандартного и исследуемого растворов, методом построения градуировочного графика и методом добавок.