Завдання для виконання самостійної роботи

Відповісти на запитання:

1. Загальна зарактеристика методів окислення-відновлення.

2. Вимоги, які пред’являють до реакцій у методах оксидиметрії.

3. Вплив різних факторів на швидкість окисно-відновної реакції.

4. Змінення окисно-відновного потенціалу у процесі титрування.

5. Окисно-відновні індикатори.

6. Інтервал переходу забарвлення окисно-відновного індикатору.

7. Класифікація методів оксидиметрії.

8. Визначення окисника, відновника і речовин, які не є окисниками і відновниками.

Скласти рівняння реакцій:

1. Визначте еквівалент окисника та відновника у рівнянні реакції:

2КМnO₄ + 5Н₂С₂О₄ + 3H₂SO₄  2МnSO₄ + 10СO₂ + К₂SO₄ + 8H₂O

Bi₂S₃ + HNO₃  Bi₂(SO₄)₃ + NO + H₂O

Na₂MoO₄ + HCl+ Al  MoCl₂ + AlCl₃ + NaCl + H₂O

KMnO₄ + NaNO₂ + KOH  K₂MnO₄ + NaNO₃ + H₂O

Sb₂O₃ + HbrO₃  Sb₂O₅ + HBr

Fe + HNO₃  Fe(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + H₂O

Самостійна робота № 6.

Тема: Методи перманганатометрії та йодометрії.

Повинні знати: сутність перманганатометрії та йодометрії; визначення прямого та зворотного титрування титрування по заміщенню, та галузь їх застосування у технохімічному контролі харчових виробництв

Повинні вміти: визначати еквівалентні маси окислювачів і відновників; пояснювати особливості окислювання перманганату калію в різних середовищах

План:

1. Перманганатометрія.

2. Йодометрія.

3. Характеристика розчинів, які використовують в йодометрії.

Стислі теоретичні відомості

1. Перманганатометрія.

Пермангонатометрія – це метод титриметричного аналізу, у якому речовину визначають титруванням розчину перманганату калію. Перманганат – іон, є окисником, може відновлюватись в залежності від умов до іона двухвалентного марганцю (Мn²⁺), до оксиду марганцю (ІV) (МnО₂), а точніше до його гідрату МnО(ОН)₂ або марганат-іону МnО₄^2-. У кислому середовищі МnО₄^- відновлюється до Мn²⁺.

5Fe²⁺ + МnО₄^- + 8H⁺ = 5Fe³⁺ + Мn²⁺ + 4H₂O

1 МnО₄^- + 8H⁺ + 5e = Мn²⁺ + 4H₂O

5 Fe²⁺ - e = Fe³⁺

Еквівалент окисника і відновника залежить від реакції, в якій приймає участь речовина. У даній реакції еквівалентна маса дорівнює:

М (КМnО₄)_од. = г/моль

Еквівалентна маса відновника FeSO₄ дорівнює:

М (FeSO₄)_од. = М (FeSO₄) = 152 г/моль.

У нейтральному, слабокислому або слаболужному середовищі іон МnО4- приймає три електрони, при цьому утворюється осад МnО2 або МnО(он)2 бурого кольору:

МnО₄^- + 3H₂О + 3e = МnО(ОН)₂ + 4ОН^-.

У лужному середовищі іон МnО₄^- приймає тільки один електрон, при цьому утворюється іон МnО₄^2- зеленого кольору.

МnО₄^- - е = МnО₄^2-

Перманганатометричні визначення частіше всього проводять у кислому середовищі і дуже рідко у слабокислому і нейтральному, так як утворення темно-бурого осаду МnО₂ затрудняє встановлення точки еквівалентності, в той час як у кислому середовищі цю точку легко встановити по обезбарвленню перманганату у результаті відновлення його до безкольорового іону Мn²⁺.

Перманганат калію є сильним окисником. Його нормальний окисно-відновний потенціал при відновленні до Мn²⁺ дорівнює:

= +1,52 В.

Нормальний окисно-відновний потенціал пари MnO^-₄ / MnO₂ дорівнює:

= +0,59 В.

Значить, окисна способність КМnО₄ у кислому середовищі незрівнянно вище, чим у лужному.

Кислотність титруємих розчинів краще всього здійснювати додаванням сірчаної кислоти. Соляна кислота непридатна, так як може окислювати НСІ перманганатом калію до хлору.

Перманганатометрію використовують для кількісного визначення не тільки відновників, но і окисників. Визначая окисники, використовують метод титрування по осаду, а значить до аналізуємого розчину окисника додають надлишок розчину відновника відомої концентрації, а потім залишок відновника відтитровують розчином перманганату калію.