Министерство образования и науки Российской Федерации

Государственное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

«Сибирский государственный индустриальный университет»

Кафедра общей и аналитической химии

Количественный анализ.

Окислительно-восстановительное титрование

Лабораторный практикум

по дисциплинам «Методы контроля и анализа веществ»,

«Аналитическая химия и физико-химические методы анализа»

Новокузнецк

2010

УДК 543.2(07)

К 604

Рецензент:

кандидат технических наук, доцент

кафедры физики СибГИУ

Г.С. Демина

К 604 Количественный анализ. Окислительно-восстановительное

титрование: Лаб. практ. / Сост.: О.Р. Глухова, Р.М Белкина,

В.Д. Иванова, С.В. Зенцова; СибГИУ. – Новокузнецк, 2010.

– 18 с.

Рассмотрены теоретические основы количественного анализа и окислительно-восстановительного титрования. Приведена методика определения содержания хрома методом обратного титрования.

Предназначен для студентов всех специальностей дневного обучения.

Предисловие

Лабораторный практикум «Количественный анализ. Окислительно-восстановительное титрование» составлен на основе программы для инженерно-технических специальностей по дисциплинам «Методы контроля и анализа веществ», «Аналитическая химия и физико-химические методы анализа» высших учебных заведений и предназначен для лабораторных занятий в аудиторное время.

Работа рассчитана на 4 часа аудиторных занятий, и состоит из нескольких этапов: изучение теоретического материала; обсуждение порядка определения хрома в растворе бихромата; подготовка химической посуды и необходимых реактивов; выполнение работы и расчета количества хрома в растворе аналитической задачи; оценка точности полученного результата и защита лабораторной работы.

Вопросы для защиты работы:

1. Название работы.

2. Метод определения количества вещества.

3. Способы титрования.

4. Что обозначается символом с(1/z)?

5. Как рассчитывают M(1/zX) в реакциях окисления-восстановления?

6. Какой момент называют точкой эквивалентности в титровании?

7. На основании каких наблюдений при титровании можно сделать вывод, что наступила точка эквивалентности?

К исследованию аналитической задачи следует приступать только после глубокого изучения теоретического материала.

1. Окислительно-восстановительные реакции в титриметрическом анализе

Характерной особенностью реакций окисления-восстановления является переход электронов между реагирующими частицами.

ОКИСЛИТЕЛЬ – частица, принимающая электроны, восстанавливается.

ВОССТАНОВИТЕЛЬ – частица, отдающая электроны, окисляется.

1.1. Окислительно-восстановительные потенциалы. Уравнение Нернста

Разделение окислительно-восстановительной реакции на полуреакции является не только формальным приемом, облегчающим толкование процесса передачи электронов или подбора стехиометрических коэффициентов, но и имеет вполне определенный физический смысл.

Компоненты каждой полуреакции можно поместить в разные сосуды и соединить их солевым мостиком (стеклянной трубкой, заполненной раствором КCl). Если теперь в каждый сосуд опустить инертные электроды (платиновые проволочки или пластинки) и замкнуть их на гальванометр или подключить к потенциометру, то прибор покажет наличие тока. Во внешней цепи через платиновые проволочки и гальванометр будут переходить электроны.

Устройство, описанное выше называется гальваническим элементом, а каждый из сосудов, содержащий раствор и платиновую пластину, – электродом или полуэлементом.

Электродвижущая сила (ЭДС) гальванического элемента может быть измерена с помощью потенциометра. Она непосредственно характеризует способность электронов данного восстановителя переходить к данному окислителю. ЭДС является разностью потенциалов двух электродов:

ЭДС = Е₁ – Е₂, (1)

где Е₁ – потенциал окислителя,

Е₂ – потенциал восстановителя.

Каждый электрод представляет собой окислительно-восстановительную пару или редокс-пару. Потенциал отдельной окислительно-восстановительной пары измерить невозможно. Однако, относительные характеристики пар легко можно получить, если каждый электрод комбинировать с одним и тем же электродом, условно выбранным за стандарт.

В качестве такого электрода (по международному соглашению) выбран стандартный водородный электрод. Это электрод из платины, омываемый газообразным водородом при давлении 1 атм, и погруженный в раствор кислоты с активностью ионов водорода, равной единице. Платинированная платина поглощает газообразный водород, и электрод действует так, как будто он состоит из газообразного водорода, находящегося в равновесии с ионами Н⁺ в растворе:

2 Н⁺ + 2ē(Pt)= Н_2(г)

Потенциал стандартного водородного электрода принят равным нулю при всех температурах. Следовательно, если в уравнении (1) принять Е₂ = 0, то получим:

ЭДС = Е₁

Таким образом, потенциал данного электрода – это ЭДС элемента, состоящего из данного и стандартного водородного электродов.

Если на данном электроде происходит восстановление металла (Ме): Ме⁺ + ē = Ме, т.е. в системе протекает процесс: Ме⁺ + ½ Н₂ = Ме + Н⁺ – электрод положительный.

В противном случае электрод отрицательный:

Ме + Н⁺ = Ме⁺ + ½ Н₂.

Зависимость окислительно-восстановительного потенциала Е от концентрации и температуры описывается уравнением Нернста:

Е = Е° + lg ,

где Е° – стандартный окислительно-восстановительный

потенциал, В;

R – универсальная газовая постоянная, равная

8,314 Дж/(моль К);

Т – абсолютная температура, К;

F – постоянная Фарадея, равная 96485 Кл/моль;

n – количество электронов, участвующих в электродном

процессе, моль;

[ox] и [red] – молярные концентрации окисленной и вос-

становленной форм в степенях стехиометрических коэффициентов реакции.

При подстановке численных значений констант в уравнение и переходе к десятичным логарифмам и температуре 25 С° уравнение Нернста можно переписать в виде:

Е = Е° + lg .