Аналитическая химия
Методическое пособие - Химия
Другие методички по предмету Химия
в области эквивалентной точки титрования вычисления производят по формуле E =aE'0 + bE0 / a + b, где E'0 и E0 - стандартные окислительно-восстановительные потенциалы окислителя и восстановителя; a, b - число отдаваемых и принимаемых электронов. Пример 1. Раствор содержит анионы Cl- и SO32-. Какой из них будет окисляться перманганатом калия, если концентрации анионов равны? В соответствии с табличными данными нормальный ОВП для С1-> С10 Е0 = 1,359 В, а для SO32- > SO42- E0 = 0,17 В. Разность стандартных потенциалов ионов, участвующих в реакции, называется электродвижущей силой реакции (ЭДС) реакции. Чем больше ЭДС, тем энергичнее протекает реакция. Для реакции окисления сульфит-иона ЭДС равна 1,51-0,17 =1,34 В, а для окисления хлорид иона 1,51-1,359 = 0,151В. Следовательно, более энергично будет протекать реакция окисления сульфит-иона и только после его полного окисления начнет окисляться хлорид-ион.
Пример 2. Вычислить потенциал при титровании 100мл 0,1 н. раствора FeSO4 в точке, когда добавлено 99,9 мл 0,1 н. раствора KMnO4.Т.к. к 100мл раствора FeSO4 добавлено 99,9 мл раствора KMnO4, в растворе остается 0,1мл FeSO4 (100-99,9). Стандартный ОВП перехода Fe2+Fe3+ равен 0,771 В, число, отдаваемых при этом электронов п=1, т.о. Е=0,771+ 0,059/1 lg 99,9/0,1=0,771+0,059 lg 999=0,771+0,177=0,948 В.
Для сильных электролитов берут вместо концентраций активность. ЭДС равна разности между величиной потенциала окислителя и величиной потенциала восстановителя: ЭДС = Еокисл.-Евосст. Любая ОВР протекает при условии, если ЭДС реакции положительная. Упражнение: вычислите ОВП полуреакции Fe3+ + e- Fe2+, если [Fe3+]=0,005 моль/л и [Fe2+] = 0,1 моль/л. Решение: по таблице находим редокс-пары E0 (Fe3+ / Fe2+) E = 0,771 + 0,0591 lg0,005 / 0,1= 0,0771 + 0,059?(lg(5?10-3)-lg10-1)= 0,771 + 0,059 -1,3 = 0,771-0,076 = 0,695 B. Степень окисления - это величина и знак заряда атома в соединении, рассчитанные таким образом, чтобы алгебраическая сумма всех зарядов в молекуле равнялась нулю, а в сложном ионе - заряду этого иона. Величина заряда определяется отношением электронов связи к наиболее электроотрицательному атому или делением электронов между 2-мя атомами. Правила определения степени окисления:
1.Степень окисления в простом веществе (т.е. в свободном состоянии) равна нулю.
2.Щелочные металлы всегда имеют степень окисления +1, а щелочноземельные +2.
.Степень окисления фтора всегда равна -1.
.Степень окисления водорода равна +1 (кроме гидридов - его соединений со щелочными и щелочноземельными металлами, где она равна -1).
.Степень окисления кислорода всегда равна -2 (кроме его соединений с фтором -F2O, где она равна +2, а также Н2О2, где она равна -1 и других пероксидов, производных от перекиси водорода).
Степени окисления - высшая, промежуточная и низшая. Высшая положительная степень окисления характеризуется группой, в которой расположен данный элемент в таблице Д. И. Менделеева, например, Cl и Mn имеют высшую положительную степень окисления равную 7, т.к. располагаются в 7-ой группе. У азота высшая положительная степень окисления N равна 5, S имеет высшую положительную степень окисления равную 6-ти. Степень окисления марганца в его соединениях MnO -+2 - низшая, Mn2O3 -+3 - промежуточная, MnO2-+4 -промежуточная, среда нейтральная, Mn3O4-+8/3 - промежуточная, среда щелочная, K2MnO4 -+6 -промежуточная, KMnO4 -+7 - высшая. НС1 -1, С12-0, НС1О -+1-низшая, НС1О2-+3 - промежуточная, НС1О3 -+5 - промежуточная, НС1О4-+7 - высшая. Атом элемента в своей высшей степени окисления не может ее повысить (отдать электроны) и поэтому проявляет только окислительные свойства, а в своей низшей степени окисления не может ее понизить (принять электроны) и проявляет только восстановительные свойства. Атом элемента, имеющий промежуточную степень окисления, может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. При ОВР валентность атомов может и не меняться. Например, Н02 + С102 = 2Н+С1- валентность атомов водорода и хлора до и после реакции равна единице, т.к. валентность определяет число связей, образованных данным атомом, и поэтому знака заряда не имеет. А степень окисления атомов водорода и хлора изменилась и приобрела знаки + и -.
Все металлы проявляют только восстановительные свойства. Если металлическую пластинку опустить в воду, то катионы металла на ее поверхности гидратируются полярными молекулами воды и переходят в жидкость. При этом электроны, в избытке остающиеся в металле, разряжают его поверхностный слой отрицательно. Возникает электростатическое притяжение между перешедшими в раствор гидратированными катионами и поверхностью металла. В системе устанавливается подвижное равновесие: Me + m H2O-Me (H2O)n+m (в растворе) + ne- (на металле), где n - число электронов, принимающих участие в процессе. На границе металл - жидкость возникает двойной электрический слой, характеризующийся определенным скачком потенциала - электродным потенциалом. Абсолютные значения электродных потенциалов измерить не удается, т.к. они зависят от многих факторов и оперируют обычно относительными электродными потенциалами при определенных условиях - их называют стандартными электродными потенциалами. Стандартным электродным потенциалом металла называют его электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор его соли (или собственного иона) с концентрацией (или активностью), равной 1моль/л, и измеренному по сравнению со стандартным водородным электродом, потенциал которого при 250С условно принимается равным нулю (Е0=О,?G0=0 - это изобарно-изотермический потенциал или энергия Гиббса.) Мерой химического сродства является убыль энергии Гиббса, которая зависит от природы вещества, его количества и температуры и является ф