Теоретические основы окислительно-восстановительных процессов и методов оксидиметрического титрования на примере перманганатометрии

З А Н Я Т И Е   N   3

         ТЕМА:                                 Оксидиметрия.

Теоретические основы  перманганатометрии

1. ЗНАЧИМОСТЬ ИЗУЧАЕМОЙ ТЕМЫ: Окислительно-восстановительные процессы  (ОВП) играют важную 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 фармпрепаратов наиболее широкое распространение получили методы перманганатометрии, иодометрии, броматометрии и т.д.

         Методами оксидиметрии в клинических и биохимических исследованиях определяют содержание ферментов каталазы, пероксидазы, диастазы,  аскорбиновой кислоты,  сахара в крови, мочевой кислоты в моче,  ионов кальция в сыворотке крови и др. Оксидиметрию используют для контроля качества пероксида водорода, лактата и глюконата кальция,  сульфаниламидов, анальгина, витаминов и других фармпрепаратов.

2. ЦЕЛЬ  ЗАНЯТИЯ:   Изучить  теоретические основы окислительно-восстановительных процессов и методов оксидиметрического  титрования на примере перманганатометрии.

          3. ЗАДАЧИ:  после изучения темы

          а) студент должен знать:

 - сущность ОВ реакций, типы ОВР;

 - важнейшие окислители и восстановители;

 - общую характеристику и классификацию методов оксидиметрии;

 - использования методов оксидиметрии в клинических и  биохимических исследованиях;

 - окислительные свойства KMnO₄ в разных средах, как объясняется  различие  в течении реакции окисления калия перманганатом в кислой среде от течения этой реакции в щелочной (или нейтральной) среде;

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

          б) студент должен уметь:

- составлять уравнения ОВ реакций;

- расставлять коэффициенты в ОВР  методом  ионно-электронных схем;

- решать расчетные задачи по перманганатометрии;

- выполнять статистическую обработку данных.

           в) приобрести практические навыки:

- по безиндикаторному перманганатометрическому титрованию;

- по выполнению количественных расчетов.

          ОСНОВНЫЕ ВОПРОСЫ ТЕМЫ:

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

          2. Теоретические основы перманганатометрии.  Влияние  рН  на окислительную способность веществ. Окислительные свойства KМnO₄ в различных средах.  Демонстрационный эксперимент: показать взаимодействие калия перманганата с натрия сульфитом в кислой, щелочной и нейтральной средах,  записать соответствующие уравнения реакций и расставить коэффициенты методом полуреакций.

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 сульфита натрия перманганатом калия в кислой среде:

5 Na₂SO₄ + 2 KМnO₄ + 3 H₂SO₄ = 5 Na₂SO₄ + 2 MnSO₄ + K₂SO₄ + 3 H₂O

   

               SO₃^2-  + H₂O - 2 е   →  SO₄^2-  + 2 H⁺                          5

               MnO₄^-  +  8 H⁺  + 5 е  →  Mn²⁺ + 4 H₂O                   2

 

                5SO₃^2- + 5H₂O + 2MnO₄^- + 16H⁺  →  5SO₄^2- + 10H⁺ + 2Mn²⁺ + 8H₂O

После приведения подобных членов получим ионное уравнение реакции

в сокращенной форме:

5 SO₃^2- + 2 MnO₄^- + 6 H⁺ → 5 SO₄^2-  + 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 ОН^-.  На каждый недостающий в одной из частей полуреакции атом кислорода нужно  добавить  по  два  иона  ОН^-,  тогда во второй части реакции пойдет уменьшенное в два раза число молекул воды.

Na₂SO₄ + 2 KМnO₄ + 2 KOH = Na₂SO₄ + 2 K₂MnO₄ + H₂O

 

                                    SO₃^2- + 2 OH^- - 2 е  →  SO₄^2- + H₂O                1

                                             MnO₄^- + 1 е   →  MnO₄^2-                         2