Метод окислительно-восстановительного титрования (лекция 7)

Нажмите для полного просмотра!

Метод окислительно-восстановительного титрования (лекция 7), слайд №2

Метод окислительно-восстановительного титрования (лекция 7), слайд №3

Метод окислительно-восстановительного титрования (лекция 7), слайд №4

Метод окислительно-восстановительного титрования (лекция 7), слайд №5

Метод окислительно-восстановительного титрования (лекция 7), слайд №6

Метод окислительно-восстановительного титрования (лекция 7), слайд №7

Метод окислительно-восстановительного титрования (лекция 7), слайд №8

Метод окислительно-восстановительного титрования (лекция 7), слайд №9

Метод окислительно-восстановительного титрования (лекция 7), слайд №10

Метод окислительно-восстановительного титрования (лекция 7), слайд №11

Метод окислительно-восстановительного титрования (лекция 7), слайд №12

Метод окислительно-восстановительного титрования (лекция 7), слайд №13

Метод окислительно-восстановительного титрования (лекция 7), слайд №14

Метод окислительно-восстановительного титрования (лекция 7), слайд №15

Метод окислительно-восстановительного титрования (лекция 7), слайд №16

Метод окислительно-восстановительного титрования (лекция 7), слайд №17

Метод окислительно-восстановительного титрования (лекция 7), слайд №18

Метод окислительно-восстановительного титрования (лекция 7), слайд №19

Метод окислительно-восстановительного титрования (лекция 7), слайд №20

Метод окислительно-восстановительного титрования (лекция 7), слайд №21

Метод окислительно-восстановительного титрования (лекция 7), слайд №22

Метод окислительно-восстановительного титрования (лекция 7), слайд №23

Метод окислительно-восстановительного титрования (лекция 7), слайд №24

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Метод окислительно-восстановительного титрования (лекция 7). Доклад-сообщение содержит 24 слайдов. Презентации для любого класса можно скачать бесплатно. Если материал и наш сайт презентаций Mypresentation Вам понравились – поделитесь им с друзьями с помощью социальных кнопок и добавьте в закладки в своем браузере.

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1

Описание слайда:

ЛЕКЦИЯ 7 Метод окислительно-восстановительного титрования

Слайд 2

Описание слайда:

Равновесия в окислительно-восстановительных реакциях

Слайд 3

Описание слайда:

Количественной характеристикой окислительно-восстановительных свойств каждой ОВ-пары является величина стандартного (нормального) окислительно-восстановительного потенциала – Е0 Количественной характеристикой окислительно-восстановительных свойств каждой ОВ-пары является величина стандартного (нормального) окислительно-восстановительного потенциала – Е0 Табл. 7.1 - Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы некоторых ОВ-пар

Слайд 4

Описание слайда:

При сравнении свойств двух ОВ-пар следует помнить, что чем выше стандартный редокс-потенциал (Е0), тем сильнее проявляются окислительные свойства. Чем меньше Е0, тем сильнее выражены восстановительные свойства. Сравнение стандартных редокс-потенциалов двух ОВ-пар позволяет сделать вывод о направлении химической реакции, которая будет протекать с образованием более слабых форм окислителя и восстановителя. При сравнении свойств двух ОВ-пар следует помнить, что чем выше стандартный редокс-потенциал (Е0), тем сильнее проявляются окислительные свойства. Чем меньше Е0, тем сильнее выражены восстановительные свойства. Сравнение стандартных редокс-потенциалов двух ОВ-пар позволяет сделать вывод о направлении химической реакции, которая будет протекать с образованием более слабых форм окислителя и восстановителя. Табулированные в справочниках значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов измерены экспериментально или получены путем теоретических расчетов. Для измерения потенциала в раствор, содержащий окисленную и восстановленную формы, помещают электрод из химически индифферентного электропроводящего материала (наиболее часто используют электрод из платины). Поскольку потенциал одного электрода измерить невозможно, то собирают гальванический элемент из пары электродов, чтобы измерить ЭДС или разность потенциалов между ними. ЭДС = ∆Е = Е1 – Е2 = Еср. – Ех.

Слайд 5

Описание слайда:

В качестве электрода, с которым сравнивают потенциал измеряемого электрода (Ех), используют нормальный (стандартный) водородный электрод, потенциал которого (Еср.) является величиной постоянной и условно принят за ноль. Е0(2Н+/Н2) = 0 В (вольт). В качестве электрода, с которым сравнивают потенциал измеряемого электрода (Ех), используют нормальный (стандартный) водородный электрод, потенциал которого (Еср.) является величиной постоянной и условно принят за ноль. Е0(2Н+/Н2) = 0 В (вольт). На границе раздела фаз водородного электрода устанавливается равновесие: 2Н3О+ + 2е- ↔ 2Н2 + Н2О или 2Н+ + 2е- ↔ Н2 .

Слайд 6

Описание слайда:

Формальный окислительно-восстановительный потенциал системы зависит от стандартного потенциала, соотношения концентраций окисленной и восстановленной форм вещества и температуры раствора. Эта взаимосвязь описывается уравнением Нернста: где Е0Ox/Red – стандартный окислительно-восстановительный потенциал, В; R – универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/моль∙К); Т – абсолютная температура, К; z – число электронов, участвующих в полуреакции; F – число Фарадея (96500 Кл); aOx, aRed – активная концентрация окисленной (Ох) и восстановленной (Red) форм

Слайд 7

Описание слайда:

На величину формального окислительно-восстановительного потенциала могут оказывать влияние также кислотность среды (рН раствора) и присутствие в растворе реагентов-осадителей или компексообразующих веществ, способных образовывать малорастворимые соединения или прочные комплексы с окисленной или восстановленной формами. На величину формального окислительно-восстановительного потенциала могут оказывать влияние также кислотность среды (рН раствора) и присутствие в растворе реагентов-осадителей или компексообразующих веществ, способных образовывать малорастворимые соединения или прочные комплексы с окисленной или восстановленной формами. В качестве примера рассмотрим влияние рН на величину потенциала пары MnO4-/Mn2+: MnO4- + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O. Поскольку в данной полуреакции принимают участие 8 протонов, то уравнение Нернста следует записать в виде:

Слайд 8

Описание слайда:

Влияние веществ – осадителей на окислительно-восстановительный потенциал системы можно проиллюстрировать на примере пары Cu2+/Cu+, формальный потенциал которой можно представить в виде: при [Cu2+] = [Cu+] = 0,1 моль/л Е = 0,15 В. При добавлении в раствор йодид-ионов происходит образование малорастворимого соединения CuI, поэтому

Слайд 9

Описание слайда:

После подстановки уравнения 4 в уравнение 3 получим: Для расчетов принимаем [Cu2+] = [I-]= 0,1 моль/л; из справочника находим Ks(CuI) = 1,1∙10-12, E0Cu2+/Cu+ = 0,15 В. После подстановки значений получаем: Е = 0,15 + 0,059·lg(10-1)2/ 1,1∙10-12 = 0,74 В. Таким образом, образование малорастворимого иодида меди (I) приводит к существенному увеличению потенциала системы Cu2+/Cu+.

Слайд 10

Описание слайда:

Направление протекания окислительно-восстановительных реакций Рассмотрим ОВР, протекающую по схеме: Кр z2Ох1 + z1Red2 ↔ z2Red1 + z1Ox2, которую можно представить как комбинацию двух полуреакций: Ox1 + z1e- ↔ Red1, Red2 - z2e- ↔ Ox2, ОВ-потенциалы для каждой из полуреакций соответственно равны:

Слайд 11

Описание слайда:

При установлении равновесия Е1 = Е2 : При установлении равновесия Е1 = Е2 :

Слайд 12

Описание слайда:

Уравнение (5) позволяет определить направление протекания ОВР: Уравнение (5) позволяет определить направление протекания ОВР:

Слайд 13

Описание слайда:

Применение окислительно-восстановительных реакций в титриметрии В методах окислительно-восстановительного титрования (ОВТ) в качестве титрантов используются растворы сильных окислителей (метод оксидиметрии) или сильных восстановителей (метод редуциметрии). Так как растворы восстановителей менее устойчивы по сравнению с растворами окислителей, то их используют в качестве титрантов реже. В зависимости от используемого титранта–окислителя различают методы: - перманганатометрии (титрант – раствор KMnO4); хроматометрии (титрант – раствор K2Cr2O7); йодометрии (титранты - растворы J2, Na2S2O3).

Слайд 14

Описание слайда:

Кривые титрования: построение и анализ Пусть в основе ОВТ лежит химическая реакция: z2Ох1 + z1Red2 → z2Red1 + z1 Ox2 Ох1 + z1 ē → Red1 Red2 –z2 ē → Ox2 Графически процесс титрования можно представить в виде зависимости Е = f(). Построим кривую титрования раствора восстановителя (Red2) раствором окислителя (Ох1). Зададимся условием:

Слайд 15

Описание слайда:

1) При  < 1: в растворе одновременно будут находиться окисленная и восстановленная форма определяемого вещества (Ox2 и Red2). При этом титрант (Ox1) будет полностью вступать в химическую реакцию с образованием восстановленной формы – Red1. Поэтому формальный потенциал системы будет определяться только окислительно-восстановительной парой Ox2/Red2: 1) При  < 1: в растворе одновременно будут находиться окисленная и восстановленная форма определяемого вещества (Ox2 и Red2). При этом титрант (Ox1) будет полностью вступать в химическую реакцию с образованием восстановленной формы – Red1. Поэтому формальный потенциал системы будет определяться только окислительно-восстановительной парой Ox2/Red2:

Слайд 16

Описание слайда:

3) При  > 1 (после точки эквивалентности): Red2 полностью оттитрован. В растворе присутствует избыток добавленного титранта (Ox1) и наряду с ним – Red1., образовавшийся в растворе в результате химической реакции . Поэтому формальный потенциал системы будет определяться только окислительно-восстановительной парой Ox1/Red1: 3) При  > 1 (после точки эквивалентности): Red2 полностью оттитрован. В растворе присутствует избыток добавленного титранта (Ox1) и наряду с ним – Red1., образовавшийся в растворе в результате химической реакции . Поэтому формальный потенциал системы будет определяться только окислительно-восстановительной парой Ox1/Red1:

Слайд 17

Описание слайда:

Рассмотрим построение кривой ОВТ на примере титрования соли железа (II) раствором перманганата калия . Рассмотрим построение кривой ОВТ на примере титрования соли железа (II) раствором перманганата калия . Реакция протекает в соответствии с уравнением: 5Fe2+ + MnO4- + 8H+ ↔ Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O Fe2+ - ē → Fe3+ MnO4- + 8H+ + 5ē- → Mn2+ + 4H2O. В таблице 7.1 представлен расчет Е для построения кривой титрования 10,00 мл децимолярного раствора Fe2+ раствором KMnO4 с молярной концентрацией эквивалента, равной 0,1000 моль/л.

Слайд 18

Описание слайда:

Слайд 19

Описание слайда:

Слайд 20

Описание слайда:

Слайд 21

Описание слайда:

Скачок на кривой ОВТ будет заметным, если разность потенциалов превышает некоторого критического значения, которое можно оценить. Сосчитаем необходимую разницу потенциалов в пределах скачка титрования при заданной погрешности определения в 1% (τ= 0,99 и τ = 1,01): Скачок на кривой ОВТ будет заметным, если разность потенциалов превышает некоторого критического значения, которое можно оценить. Сосчитаем необходимую разницу потенциалов в пределах скачка титрования при заданной погрешности определения в 1% (τ= 0,99 и τ = 1,01):

Слайд 22

Описание слайда:

Если задана погрешность определения, равная 0,1%, (скачок титрования находится в пределах τ = 0,999 и Если задана погрешность определения, равная 0,1%, (скачок титрования находится в пределах τ = 0,999 и τ = 1,001), тогда

Слайд 23

Описание слайда:

Нахождение точки эквивалентности при окислительно-восстановительном титровании 1. Безиндикаторный метод используется в том случае, когда титрант имеет интенсивную окраску. Окрашивание титруемого раствора от первой избыточной капли титранта (KMnO4 – розовая окраска, Се4+ – желто-оранжевая окраска) свидетельствует о завершении процесса титрования (определяемое вещество полностью вступило в реакцию). 2. Методы титрования с применением специфических индикаторов. Специфические индикаторы – вещества, которые образуют окрашенные соединения с одним из реагирующих или образующихся веществ. В качестве примера можно привести использование крахмала в йодометрии. При концентрации йода на уровне 10-5 моль/л наблюдается синее окрашивание за счет образования соответствующего йод-крахмального соединения.

Слайд 24

Описание слайда:

3. Методы с использованием окислительно-восстановительных индикаторов. Окислительно-восстановительные индикаторы – вещества, которые могут существовать в окисленной и восстановленной формах, причем окраска этих форм различна: 3. Методы с использованием окислительно-восстановительных индикаторов. Окислительно-восстановительные индикаторы – вещества, которые могут существовать в окисленной и восстановленной формах, причем окраска этих форм различна: IndOx + ne- ↔ IndRed. Окраска 1 Окраска 2 Свойства окислительно-восстановительного индикатора можно охарактеризовать с помощью стандартного редокс-потенциала – E0Ind. Потенциал, устанавливающийся при равновесии системы будет равен: