Презентация на тему Перманганатометрия. Окислительно-восстановительное титрование. (Лекция 8)

титрования
Перманганатометрия
Возможности метода

Ox2 ⇄ Ox1 + Red2

или

Ox1

+ Red2 ⇄ Red1 + Ox2

дихроматометрия (K2Cr2O7);
- броматометрия (KBrO3);
- цериметрия (раствор солей церия(IV));
- йодхлорметрия

(ICl);
- нитритометрия (NaNO2).
Редуктометрия – титрантом является раствор восстановителя:
- титанометрия (раствор солей титана(III));
- феррометрия (FeSO4);
- аскорбинометрия (С6Н8О6).

конца.




- стандартные

ОВ потенциалы редокс-пар, участвующих в реакции;

n1 и n2 – количество перераспределяемых электронов.

- стандартный окислительно-восстановительный потенциал

данной редокс-пары;
- количество электронов, принимающих участие в ОВР;
- универсальная газовая постоянная (8,314 Дж·моль-1 К-1);
- постоянная Фарадея (96500 Кл/моль);
- температура по шкале Кельвина (К);
aOx и aRed - активность окисленной и восстановленной

точка титрования должна определяться четко и однозначно.

в виде IndOx и IndRed, то полуреакцию, отвечающую изменению

окраски можно представить:
IndOx + nē ⇄ IndRed

ОВ потенциал редокс-пары IndOx/IndRed описывается уравнением Нернста:



интервал перехода окраски индикатора:

– это графическое изображение изменения потенциала от объема прибавленного

титранта.

До точки эквивалентности потенциал рассчитывают по определяемой редокс-паре.

В точке эквивалентности потенциал раствора рассчитывают по формуле:




После точки эквивалентности потенциал раствора
рассчитывают по редокс-паре титранта.

MnO4- + 8 H+ + 5ē ⇄ Mn2+ +

4 H2O

5 Fe2+ + MnO4- + 8 H+ ⇄ 5 Fe3+ + Mn2+ + 4 H2O

Кривая титрования железа(II) калия перманганатом


100,0 мл 0,1 н. раствора FeSO4 титруют 0,1 н. раствором KMnO4 с концентрацией ионов водорода [H+]=1 моль/л.

= +0,77 В

= +1,51 В

Точка начала скачка титрования:

ТЭ

После ТЭ:

Точка конца скачка титрования:

Скачок на кривой титрования находится в пределах потенциала 0,94-1,48 В.

До ТЭ

8 H+ + 5ē ⮀ Mn2+ + 4 H2O
Е˚MnO4-,

Н+/ Mn2+ = 1,51 В
fэ = 1/5

В нейтральной:
MnO4- + 2 H2O + 3ē ⮀ MnO2↓ + 4 OH-
Е˚MnO4-/MnO2↓, OH- = 0,59 В
fэ = 1/3

В щелочной среде:
MnO4- + ē ⮀ MnO42-
Е˚MnO4-/ MnО42- = 0,56 В
fэ = 1

реакции:

2 MnO4- + 3 Mn2+ + 2 H2O ⮀

5 MnO2↓ + 4 H+

реакция Гаярда

+ 3 O2↑ + 4 OH-

Fe(мет.),

К4[Fe(CN)б], соли Мора (NH4)2SO4·FeSO4·6Н2О.

5ē ⮀ Mn2+ + 4 H2O
5 H2C2O4 -

2 ē ⮀ 2 CO2⭡ + 2 H+

2 MnO4- + 5 H2C2O4 + 6 H+ ⮀ 2 Mn2+ + 10 CO2↑ + 8 H2O
fэ(H2C2О4•2H2О) = 1/2

H2C2О4 ⮀ CO2⭡ + СО⭡ + H2O

Sn2+, AsIII и др.), анионы (Cl-, Br-, S2-, SO32-,

SCN-, NO2- и др.), поли- и оксикарбоновые кислоты, альдегиды, сахара и др. чаще прямым способом титрования;

окислители: Fe3+, CeIV, CrVI, BrO3-, S2O82- и др. способом обратного титрования;

вещества, не обладающие окислительно-восстановительными свойствами (индифферентные вещества): Ba2+, Ca2+, Sr2+, Zn2+ способом обратного и заместительного титрования.

О2↑ + 2 Н+
2 MnO4- + 8

H+ + 5ē ⮀ Mn2+ + 4 H2O

5 H2O2 + 2 MnO4- + 6 H+ ⮀ 5 O2↑ + 2 Mn2+ + 8 H2O

fэ (Н2О2) = 1/2

5 Fe2+- ē ⇄ Fe3+
1 MnO4- +

8 H+ + 5ē ⇄ Mn2+ + 4 H2O

5 Fe2+ + MnO4- + 8 H+ ⇄ 5 Fe3+ + Mn2+ + 4 H2O

fэ (Fe) = 1