Теоретические основы оксидиметрии

МЕТОДИЧЕСКАЯ РАЗРАБОТКА

для проведения занятия со студентами I курса

лечебного факультета и ФПСЗС по общей химии

 

Тема: Титриметрические методы анализа.

Оксидиметрия. Перманганатометрия

Время: 3 часа

1. УЧЕБНЫЕ И ВОСПИТАТЕЛЬНЫЕ ЦЕЛИ:

Ознакомить студентов с теоретическими основами перманганатометрии как одного из ведущих методов оксидиметрии, широко применяемого в медико-биологических исследованиях.

Сформировать умения и навыки по составлению уравнений ОВ реакций, а также по расстановке коэффициентов в их уравнениях методом ионно-электронных схем. Приобретение навыков по перманганатометрическому титрованию и выполнению количественных расчетов.

МОТИВАЦИЯ ДЛЯ УСВОЕНИЯ ТЕМЫ:

Окислительно-восстановительные процессы играютважную роль в обмене веществ и энергии, происходящем в организме человека и животных. На использовании ОВ реакций основаны многие методы, применяемые в количественном анализе и получившие общее название методов оксидиметрии.

В практике клинических, судебно-экспертных исследований, а также при испытании фармакологических препаратов широкое распространение получили методы перманганатометрии, иодометрии, броматометрии и т.д.

Перманганатометрия – метод, базирующийся на применении в качестве титранта окислителя калий перманганата в сильнокислой среде. В связи с высоким значением стандартного потенциала калий перманганата (φ^о(MnO₄‾/Mn²⁺) = 1,51 В) его можно применять для определения широкого набора веществ, способных окисляться: сульфид-, сульфит-, нитрит-, арсенит-анионов, катиона Fe²⁺, гидразина, ряда органических кислот.

ТРЕБОВАНИЯ К ИСХОДНОМУ УРОВНЮ ЗНАНИЙ:

а) понятие об ОВ реакциях, важнейших окислителях и восстановителях;

б) методы расстановки коэффициентов в уравнениях ОВ реакций.

В результате проведения занятия студент должен:

1) знать:

· сущность ОВ реакций, типы ОВР;

· важнейшие окислители и восстановители;

· общую характеристику и классификацию методов оксидиметрии;

· использование методов оксидиметрии в клинических и биохимических исследованиях;

· окислительные свойства KMnO₄ в разных средах;

· теоретические основы метода перманганатометрии: рабочий раствор (особенности его приготовления), стандартный раствор, автокаталитический характер реакции, установление титра раствора KМnO₄ по щавелевой кислоте, фиксирование точки эквивалентности.

2) уметь:

· составлять уравнения ОВ реакций;

· расставлять коэффициенты в ОВР методом ионно-электронных схем;

· решать расчетные задачи по перманганатометрии;

· выполнять статистическую обработку данных;

· выполнять титрование безиндикаторным перманганатометрическим методом.

 

2. СВЯЗЬ СО СМЕЖНЫМИ ДИСЦИПЛИНАМИ:

 

Полученные знания, умения и навыки потребуются студентам лечебного факультета при изучении курсов биохимии, фармакологии и физиологии. Кроме того, они будут востребованы при изучении ряда клинических дисциплин.

 

3. КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ ПО ТЕМЕ ЗАНЯТИЯ:

 

3.1 Сущность ОВ реакций. Важнейшие окислители и восстановители. Типы ОВР. Методы электронного баланса и ионно-электронных схем.

3.2 Теоретические основы перманганатометрии. Влияние рН на окислительную способность веществ. Окислительные свойства KMnO₄ в различных средах. Демонстрационный эксперимент: взаимодействие калий перманганата с натрий сульфитом в кислой, щелочной и нейтральной средах.

3.3 Решение задач по методу перманаганатомерии.

 

4. ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Лабораторная работа N 1

Установление титра и нормальности рабочего раствора калий

перманганата по стандартному раствору щавелевой кислоты

 

Заполните бюретку рабочим раствором КMnO₄, точную концентрацию которого следует установить. Так как раствор КMnO₄, имеет темную окраску, то нулевое деление по бюретке и отсчет объема при титровании устанавливают и определяют по верхнему краю мениска.

Выполнение опыта: в колбу для титрования при помощи аналитической пипетки внесите 10 мл стандартного раствора Н₂С₂О₄·2Н₂О и добавьте мерным цилиндром 10 мл 1 М раствора серной кислоты. Содержимое колбы осторожно нагрейте на плитке до 70-80^оС, то есть до начала запотевания внутренних стенок колбы для титрования (кипятить нельзя), и титруйте горячую смесь раствором КMnO₄. В начале титрования каждую следующую каплю раствора КMnO₄ прибавляйте лишь после того, как полностью обесцветится окраска от предыдущей капли. Титрование заканчивают при появлении бледно-розовой окраски, устойчивой в течение 30 секунд. Если кислоты будет недостаточно, то выпадет осадок MnO₂.

Повторите титрование до получения трех сходящихся результатов. По результатам титрования рассчитайте нормальность и титр раствора КMnO₄. Результаты титрования внесите в таблицу 1.

 

Таблица 1 – Результаты титрования рабочего раствора КMnO₄ стандартным

раствором Н₂С₂О₄·2Н₂О

 

№	V(Н2С2О4), мл	V(КMnO4), мл	Vср.(КMnO4), мл	Сн(КMnO4), моль/л	Т(КMnO4), г/мл
	10,0
	10,0
	10,0

 

Лабораторная работа № 2

Определение массы Fе²⁺ в определенном объеме анализируемого

раствора FeSO₄ методом перманганатометрии

Определение Fе²⁺ основано на реакции:

 

10 FеSO₄ + 2 KMnO₄ + 8 H₂SO₄ → 5 Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 2 MnSO₄ + 8 H₂O

MnO₄^¯ + 8 H⁺ + 5 ē → Mn²⁺ + 4 H₂O 2

2 Fe²⁺ – 2 ē → 2 Fe³⁺ 5

2 MnO₄^¯ + 10 Fe²⁺ + 16 H⁺ → 2 Mn²⁺ + 10 Fe³⁺ + 8 H₂O

 

Аналитическая задача: в мерной колбе объемом 50 мл содержится неизвестный объем исследуемого раствора FeSO₄.

Выполнение опыта: доведите объем в колбе до метки, приливая дистиллированную воду, перемешайте раствор. Перелейте полученный раствор в стаканчик. В колбу для титрования внесите 10 мл полученного анализируемого раствора FeSO₄ и добавьте мерным цилиндром 10 мл 1 м раствора Н₂SО₄. Содержимое колбы титруйте без нагревания раствором КМnO₄ до появления бледно-розовой окраски, устойчивой в течение 30 сек. Повторите титрование до получения трех сходящихся результатов. По результатам титрования рассчитайте нормальность анализируемого раствора соли железа (II) и массу Fе²⁺ в указанном объеме раствора и заполните таблицу 2.

 

Таблица 2 – Результаты титрования исследуемого раствора FеSO₄ рабочим

раствором КМnО₄ с установленным титром

 

№	V(Fe 2+), мл	V(КMnO4), мл	Сн(Fe2+), моль/л	Т(Fe2+), г/мл	m(Fe2+), г
	10,0
	10,0
	10,0

 

m(Fe²⁺) = Т(Fe²⁺)·V(Fe²⁺)

 

Проведите статистическую обработку полученных результатов.

ФОРМА ОТЧЕТА:

1. Изложите теоретические основы методов перманганатометрии.

2. Составьте уравнения реакций, протекающих при титровании.

3. Заполните таблицы, приведенные в методических указаниях.

4. Приведите расчеты титров и нормальностей рабочих и исследуемых растворов, а также масс веществ в исследуемых растворах.

5. Выполните статистическую обработку полученных данных.

 

5. ХОД ЗАНЯТИЯ:

ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ ОКСИДИМЕТРИИ

Окислительно-восстановительными называются реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов. Для составления уравнений ОВ реакций используют два метода: 1) метод электронного баланса; 2) электронно-ионный метод (метод полуреакций).

Метод электронного баланса рекомендуется использовать для реакций, протекающих в газовой или твердой фазах.

Электронно-ионный метод применяется для составления уравнений ОВ реакций, протекающих в водных растворах. Этот метод основан на составлении двух полуреакций: для окисления восстановителя и восстановления окислителя, а затем суммирование их в общее ионное уравнение. При использовании этого метода степени окисления атомов элементов в составе реагирующих веществ не определяют, а в полуреакциях записывают ионы или молекулы сопряженных окисленной и восстановленной форм в том виде, как они существуют в растворе в условиях проведения реакций. Метод полуреакций учитывает реально существующие ионы в растворе, а слабые электролиты, газы, малорастворимые вещества записывают в молекулярном виде.

Метод полуреакций учитывает роль среды. Если реакция протекает в кислой среде, то в полуреакции могут быть включены только молекулы H₂O и ионы водорода Н⁺. На каждый недостающий атом кислорода в одной из частей полуреакции нужно добавить по одной молекуле воды, тогда во вторую часть полуреакции пойдет удвоенное число ионов водорода.

Составим уравнение реакции окисления натрий сульфита калий перманганатом в кислой среде:

 

5 Na₂SO₃ + 2 KМnO₄ + 3 H₂SO₄ → 5 Na₂SO₄ + 2 MnSO₄ + K₂SO₄ + 3 H₂O

 

SO₃²ˉ + H₂O – 2 ē → SO₄²ˉ + 2 H⁺ 5

MnO₄ˉ + 8 H⁺ + 5 ē → Mn²⁺ + 4 H₂O 2

5SO₃²ˉ + 5H₂O + 2MnO₄ˉ + 16H⁺ → 5SO₄²ˉ + 10H⁺ + 2Mn²⁺ + 8H₂O

 

После приведения подобных членов получим ионное уравнение реакции

в сокращенной форме:

 

5 SO₃²ˉ + 2 MnO₄ˉ + 6 H⁺ → 5 SO₄²ˉ + 2 Mn²⁺ + 3 H₂O

 

По ионному уравнению расставляют коэффициенты в молекулярном.

Если реакция протекает в щелочной среде, то в полуреакции могут быть включены только молекулы воды и ионы ОНˉ. На каждый недостающий в одной из частей полуреакции атом кислорода нужно добавить по два иона ОНˉ, тогда во второй части реакции пойдет уменьшенное в два раза число молекул воды.

 

Na₂SO₃ + 2 KМnO₄ + 2 KOH → Na₂SO₄ + 2 K₂MnO₄ + H₂O

 

SO₃²ˉ + 2 OHˉ – 2 ē → SO₄²ˉ + H₂O 1

MnO₄^‾ + 1 ē → MnO₄²ˉ 2

SO₃²ˉ + 2 OHˉ + 2 MnO₄ˉ → SO₄²ˉ + H₂O + 2 MnO₄²ˉ

 

Таким образом, при составлении уравнений ОВ реакций методом полуреакций следует придерживаться такого порядка:

1) составить схемы полуреакций окисления и восстановления с указанием исходных и образующихся реально существующих в условиях реакции ионов и молекул;

2) уравнять число атомов каждого элемента в левой и правой частях полуреакций;

3) уравнять суммарное число зарядов в обеих частях каждой полуреакции, для этого прибавить к левой и правой частям полуреакций необходимое число электронов;

4) подобрать множители для полуреакций так, чтобы число электронов, отдаваемых при окислении, было равно числу электронов, принимаемых при восстановлении;

5) сложить уравнения полуреакций и написать сокращенное ионное уравнение;

6) расставить коэффициенты в молекулярном уравнении реакции.