Окислительно - восстановительные реакции в аналитической химии

Как известно, когда частица (атом, ион, молекула) отдает электрон, то она окисляется и является восстановителем, если принимает – восстанавливается и является окислителем. Реакции окисления ми восстановления неразрывно связаны, их называют окислительно-восстановительными (редокс) реакциями. Большинство применяемых в аналитической химии о-в реакций протекает в растворах.

О – в реакции очень широко используются в аналитической химии.

1) Для перевода ионов и соединений из более низких в более высокие степени окисления и наоборот для предотвращения их вредоносного влияния на анализ (например, окисление Fe2+ до Fe3+;

2) Для обнаружения ионов, дающих характерные реакции с окислителями или восстановителями, например Mn2+(бесцв.) ® МnO2 (черно-бурый); Mn2+(бесцв.) ® MnO4- (малиновый).

3) Для разделения ионов, окисляющихся или восстанавливающихся с образованием малорастворимых ионов.

Используют различные методы:

¾ перманонатометрия (в основе лежит реакция Mn2+ ® MnO4-, при этом меняется цвет);

¾ йодометрия (I-®I2) и т.д.

Для окислительно-восстановительных реакций характерно наличие в растворе, как минимум, 2-х окисленных и 2-х восстановленных форм, т.е 2 пары окислитель-восстановитель.

Для выяснения направления протекания окислительно-восстановительной реакции используется понятие окислительно-восстановительного потенциала, который для каждой пары окислитель-восстановитель свой.

Бывает стандартный о-в потенциал и нестандартный. Зависимость О-В потенциала данной пары от концентрации окислителя и восстановителя выражается посредством уравнения Нернста.

Как известно, при погружении металлической пластинки в раствор соли этого металла на границе раствор/электрод возникает потенциал, непосредственно измерить который не представляется возможным. Оценивают относительно нулевой точки – стандартного водородного электрода, который состоит из инертного проводника - платиновой пластинки, покрытой чернью, погруженную в раствор кислоты с аН+ = 1, а через раствор пропускают под давлением 1 атм. газообразный водород.

Протекает реакция Н+ + е « ½ Н2

+ + е ® Надс

Надс + Надс ®½ Н2)

Т.о. на платине устанавливается равновесие, которое, в зависимости от условий, можно смещать в любую сторону. Величина потенциала этого электрода условно принята за 0.

Для равновесных условий справедливо уравнение Нернста:

- стандартный электродный потенциал водородного электрода, т.е. потенциал водородного электрода, погруженного в раствор с активностью ионов, относительно которых он обратим, равной 1 при стандартных условиях, R – универсальная газовая постоянная, Т – абсолютная температура, F – число Фарадея, равно 96500 Кл. Можно записать:

Если электрод из инертного металла, например, платины, опустить в раствор, в котором происходит окислительно-восстановительный процесс, то на границе электрод/раствор возникает скачок потенциала, обусловленный этим процессом. Такие системы (и их потенциалы) называются окислительно-восстановительными или redox – системами (потенциалами).

где - стандартный потенциал о-в электрода, и - соответственно активности окисленной и восстановленной формы, n – число электронов, участвующих в окислительно-восстановительном процессе.

Возьмем оловянный электрод, представляет платиновую пластину, погруженную в водный раствор с солью Sn2+ и Sn4+, напр. Sn(NO3)2 и Sn(NO3)4:

Sn4+ + 2е « Sn2+. Эта реакция является потенциал-определяющей на платине и определяет окислительно-восстановительный потенциал среды.

или:

Возьмем электрод, представляющий платиновую пластину, погруженную в водный раствор с растворимыми солями Fe2+ и Fe3+:

Fe2+ + е « Fe3+ Эта реакция является потенциал-определяющей на платине и определяет окислительно-восстановительный потенциал среды.

Если соединить 2 разных электрода, получим электрохимический (гальванический) элемент при этом электрод с более положительным потенциалом называют анодом, а отрицательным потенциалом – катодом.

Потенциалы, измеренные в паре с водородным электродом, при концентрации (активности) ионов, равной 1 и температуре 250С называются нормальными.

Если пренебречь контактной разностью потенциалов, то ЭДС элемента (Е) равна разности электродных потенциалов:

,

где - потенциалы катода (более положительного) и анода (более отрицательного) электродов соответственно. На катоде идет процесс восстановления, а на аноде – окисления.

 

 

Кроме гальванических элементов, окислительно-восстановительные реакции в растворах также протекают в том направлении, когда окислителем является окисленная форма, окислительно-восстановительный потенциал (ОВП) которой больше, а восстановителем – восстановленная форма пары, окислительно-восстановительный потенциал которой меньше. Поэтому при записи и подборе коэффициентов в аналитической химии огромное значение имеют полуреакции ОВ реакций, их уравнения и зависимость по Нернсту.. Поэтому при записи и подборе коэффициентов в аналитической химии используется только метод полуреакций (метод электронного баланса не используется).

При этом учитывают закон сохранения массы вещества и принцип электронейтральности, т.е. число зарядов должно быть одинаково.

Рассмотрим О-В реакцию:

КMnO4 + Na2SO3 + … ® Mn2+ + Na2SO4

I полуреакция:

MnO4 + 8Н+ + 5е ® Mn2+ + 4Н2О

II полуреакция:

SO32– + 2OH -2е ® SO42– + Н2О

По уравнению Нернста:

Т.о. под ln находится [Н+], меняя ее мы меняем ОВП.

Следует иметь ввиду, что после составления ионно-молекулярного уравнения каждой из полуреакций уравнивают число атомов всех элементов левой и правой части:

- если исходный ион или молекула содержат больше атомов кислорода, чем продукт реакции, то:

1. В кислой среде избыток атомов кислорода связывают ионами Н+ в молекулы воды;

2. В нейтральной и щелочной среде избыток атомов кислорода связывают молекулами воды в группы ОН;

- если исходный ион или молекула содержат меньше атомов кислорода, чем продукт реакции, то:

1. Недостаток атомов кислорода в кислых и нейтральных растворах компенсируется за счет молекул воды;

2. В щелочных растворах – за счет ионов ОН

 

По уравнению Нернста полуреакции можно менять ОВП не только за счет концентрации окисленной и восстановленной формы, но и за счет величины рН раствора. Т.о. один и тот же окислитель (MnO4) при различных рН раствора дает различные продукты.

 

 

а) в кислой среде окисляется до Mn2+

MnO4 + 8Н+ + 5е ® Mn2+ + 4Н2О 2

 

SO32– + 2OH -2е ® SO42– + Н2О 5

 

2MnO4 + 16Н+ + 5SO32– + 10OH ® 2Mn2+ + 5SO42– + 13Н2О

2MnO4 + 6Н+ + 5SO32– + ® 2Mn2+ + 5SO42– + 3Н2О

 

2КMnO4 + 5Na2SO3 + 3Н2SO4 ® 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3Н2О

 

б) в нейтральной среде – до МnO2:

 

КMnO4 + Na2SO3 + Н2О ® 2MnO2 + 5Na2SO4 + KОН

 

(конц-и твердых фаз не пишутся).

MnO4 + 2Н2О + 3е ® MnО2+ 4ОН 2

 

SO32– + 2ОН -2е ® SO42– + Н2О 3

2MnO4 + 2О + 3SO32– + 6OH ® 2MnО2 + 8ОН + 3SO42– + 2О

 

2КMnO4 + 3Na2SO3 + Н2О ® 2MnO2 + 3Na2SO4 + 2KОН

 

в) в щелочной среде КMnO4 переходит в манганат калия:

КMnO4 + Na2SO3 ® К2MnO4+ 5Na2SO4 + Н2О

 

MnO4 + е ® MnO42– 2

 

SO32– + 2ОН -2е ® SO42– + Н2О 1

2MnO4+ SO32– + 2ОН ® 2MnO42– + SO42– + Н2О

 

2КMnO4 + Na2SO3 + 2КОН® 2К2MnO4+ Na2SO4 + Н2О

 

от рН не зависит, т.к. под ln нет [Н+] и [ОН].

Рассмотрим другие реакции:

 

MnSO4 + PbO2 ® MnO4 + PbSO4

 

Mn2+ + 8OH – 5e ® MnO4 + 4Н2О 2 окисление Мn2+ в Mn+6

 

PbO2 + 4H+ + 2e ® Pb2+ + 2H2O 5 окисление Pb+4 в Pb2+

 

2Mn2+ +5PbO2 + 16OH + 20H+ ® 2MnO4 + 5Pb2+ + 18H2O

+ или 2Н2SO4 + 1 молекула Н2SO4

 

2MnSO4 + 5PbO2 +3H2SO4 ® 2HMnO4 + 5PbSO4 + 2Н2О

 

 

Н2О2 + КMnO4 + КОН ® К2MnO4 + O2 + Н2О

 

Н2О2 + 2ОН – 2е ® O2 + Н2О 1

 

MnO4 + е ® MnO42– 2

Н2О2 + 2ОН + 2MnO4 ® O2 + Н2О + 2MnO42–

 

2КMnO4 + Н2О2 + 2КОН ® 2К2MnO4 + O2 + 2Н2О