praktikum z chemii ogólnej

PRAKTIKUM Z CHEMII OGÓLNEJ
Dwiczenia laboratoryjne dla studentów I roku kierunku
„Zastosowania fizyki w biologii i medycynie”
Biofizyka molekularna
Projektowanie molekularne i bioinformatyka
Optyka okularowa
Dwiczenie 2 (14.12.09 – 18.12.09)
Reakcje redoks
Miareczkowanie manganometryczne
Osoby prowadzące:
mgr Joanna Kowalska, mgr Joanna Krasowska, mgr Dorota Kubacka,
dr Elżbieta Bojarska
Projekt Fizyka wobec wyzwań XXI w. współfinansowany ze środków Unii Europejskiej w ramach
Europejskiego Funduszu Społecznego
Wstęp teoretyczny
Reakcje utleniania i redukcji (redoks)
Reakcje redoks polegają na wymianie elektronów między czynnikiem redukującym
(reduktorem - Red) oddającym elektrony, i czynnikiem utleniającym (utleniaczem - Utl)
przyjmującym elektrony. W wyniku wymiany elektronów następuje zmiana stopni utlenienia
pierwiastków.
Stopieo utlenienia to liczba elementarnych ładunków dodatnich lub ujemnych, jakie
pojawiłyby się na atomie tego pierwiastka, gdyby rozpatrywany związek miał budowę
jonową.
Reduktor jest donorem elektronów. Oddając elektrony utlenia się (ulega dezelektronacji).
Red1 – n1e¯ → Utl1 (n1 – liczba oddanych elektronów)
Reduktorami są metale pierwszej i drugiej grupy układu okresowego, metale przejściowe
(cynk, żelazo), wodór, węgiel, CO, H2S, SO2, SO3¯, NO2¯.
Utleniacz jest akceptorem elektronów.
elektronacji).
Utl2 + n2e¯ → Red2
Pobierając elektrony redukuje się (ulega
(n2 – liczba przyjętych elektronów)
Utleniaczami są fluorowce, tlen, ozon, stężony HNO3, MnO4¯.
W reakcjach redoks uczestniczą zawsze dwie sprzężone pary redoks, co można zapisad
ogólnym równaniem:
n2Red1 + n1Utl2 → n1Red2 + n2Utl1
Aby zapisad równanie redoks należy dobrad współczynniki stechiometryczne. W tym celu
należy:
(a)
(b)
(c)
(d)
(e)
napisad reakcje połówkowe
obliczyd stopnie utlenienia pierwiastków biorących udział w reakcji
określid utleniacz i reduktor
zbilansowad wymieniane elektrony
ustalid współczynniki stechiometryczne w reakcjach połówkowych
Przykłady reakcji redoks
Reakcje utleniania:
Fe2+ - e → Fe3+
Cr3+ + 8OH¯ - 3e → CrO42- + 4H2O
H2O2 - 2e → O2 + H+
Reakcje redukcji:
Sn4+ + 2e → Sn2+
H2O2 + 2H+ + 2e → 2H2O
Cr2O72- + 14H+ + 6e → 2Cr3+ + 7H2O
Potencjały redoks
Wielkością charakteryzującą dany układ pod względem jego właściwości utleniającoredukujących jest potencjał redoks, który można obliczyd ze wzoru Nernsta:
gdzie E0 oznacza potencjał standardowy danego układu redoks, R – stałą gazową, F – stałą
Faradaya, T – temperaturę bezwzględną, n – liczbę elektronów biorących udział w reakcji,
i
– aktywności utleniacza i sprzężonego z nim reduktora.
gdy
=
= 1, wówczas E = E0 i układ osiąga potencjał standardowy.
W temperaturze 25°C, po zamianie ln na log oraz przy założeniu, że współczynniki
aktywności futl = fred otrzymuje się następującą postad wzoru Nernsta
Projekt Fizyka wobec wyzwań XXI w. współfinansowany ze środków Unii Europejskiej w ramach
Europejskiego Funduszu Społecznego
Kierunek przebiegu reakcji redoks
Na podstawie potencjałów standardowych można uszeregowad utleniacze i reduktory,
podobnie jak kwasy i zasady na podstawie ich wartości pKa. Im bardziej dodatni jest
potencjał standardowy układu, tym chętniej przyjmuje on elektrony (większa moc
utleniająca). Im bardziej ujemny jest potencjał standardowy, tym chętniej oddaje on
elektrony (większa moc redukująca).
Kierunek przebiegu reakcji redoks można przewidzied na podstawie wartości standardowych
potencjałów reakcji połówkowych:
utleniaczem jest zawsze układ o wyższym potencjale
reduktorem jest układ o niższym potencjale
reakcja redoks przebiega między układami, których potencjały różnią się co najmniej
o około 0,3 V
Chlor np. może utlenid Br¯ do Br2 oraz J¯ do J2 ponieważ potencjał standardowy Cl2/Cl¯
(+1,36V) jest wyższy zarówno od potencjału standardowego Br2/Br¯ (+1,09V) jak i potencjału
J2/J¯ (+0,54V). Przebieg reakcji w odwrotnym kierunku jest niemożliwy.
Bezwzględnych wartości potencjałów nie można obliczyd ani wyznaczyd. Ustala się je w
odniesieniu do potencjału, którego wartośd przyjęto umownie za zerową. Za zerowy
potencjał przyjęto potencjał standardowej elektrody wodorowej. Standardowa elektroda
wodorową jest blaszka platynowa pokryta czernią platynową, zanurzona w roztworze
zawierającym jony wodorowe o aktywności równej 1, omywana gazowym wodorem pod
ciśnieniem 1 atm.
Wskaźniki redoks
Wskaźnikami redoks są substancje zdolne do odwracalnej reakcji redoks, charakteryzujące
się różną barwą formy utlenionej i zredukowanej. Wskaźniki te są używane do śledzenia
zmian potencjału w czasie miareczkowania redoks. Jak każdy układ redoks, wskaźniki mają
określony potencjał standardowy (lub formalny – w określonych warunkach stężeo i pH),
który rozgranicza obszary istnienia obu form.
Barwa wskaźnika zależy od stężeo postaci utlenionej i zredukowanej. Zabarwienie
pochodzące tylko od jednej formy obserwuje się w przypadku, gdy stężenie tej formy jest
dziesięciokrotnie większe od stężenia drugiej formy.
Miareczkowanie manganometryczne
Metoda miareczkowania manganometrycznego (manganometria) wykorzystuje właściwości
KMnO4, który należy do najsilniejszych utleniaczy. Reakcja utleniania nadmanganianem
zależy od stężenia jonów wodorowych. W środowisku silnie kwaśnym przebiega reakcja
redukcji do jonów Mn2+:
MnO4¯ + 8H+ + 5e → Mn2+ + 4H2O
W środowisku słabo kwaśnym i słabo zasadowym Mn(VII) redukuje się do Mn(IV):
MnO4¯ + 4H+ + 3e → MnO2(↓) + 2H2O
W roztworach silnie zasadowych przebiega reakcja redukcji do Mn(VI:
MnO4¯ + e → MnO42W manganometrii wykorzystuje się najczęściej reakcję w środowisku silnie kwaśnym.
Najodpowiedniejszym kwasem, w którego środowisku przeprowadza się miareczkowania
manganometryczne jest H2SO4. W oznaczeniach manganometrycznych przeszkadzają jony
fluorkowe, które tworzą kompleksy z Mn(III) i Mn(IV).
Miareczkowanie manganometryczne wykorzystuje się do oznaczania wielu substancji
nieorganicznych (żelazo(II), arsen(III), antymon(III), vanad(IV), nadtlenek wodoru, siarczyny,
azotyny) oraz organicznych (szczawiany, mrówczany, salicylany, cukry).
W manganometrii na ogół nie korzysta się ze wskaźników redoks, lecz wykorzystuje się
intensywne, różowe zabarwienie jonów MnO4¯. Jedynie w przypadku stosowania bardzo
rozcieoczonych roztworów nadmanganianu (poniżej 0,01 M) stosuje się wskaźniki redoks
(difenyloaminę lub ferroinę).
Mianowany roztwór KMnO4 do analizy miareczkowej należy przygotowad rozpuszczając
odpowiednią ilośd tej soli w wodzie. Roztwór utrzymuje się w temperaturze wrzenia przez 1
godzinę, w celu utlenienia zanieczyszczeo organicznych. Po ostygnięciu roztwór należy
przefiltrowad. Po upływie kilku dni można ustalad jego miano (oznaczad dokładne stężenie).
Najczęściej wykorzystuje się do tego celu reakcje utleniania Na2C2O4, As2O3, Na2S2O3.
Projekt Fizyka wobec wyzwań XXI w. współfinansowany ze środków Unii Europejskiej w ramach
Europejskiego Funduszu Społecznego
Częśd doświadczalna
Cel dwiczenia
Bilansowanie równao reakcji redoks, określanie kierunku reakcji redoks, wykonanie
oznaczenia nadtlenku wodoru metodą miareczkowania manganometrycznego.
Zagadnienia do przygotowania
Procesy utleniania i redukcji (przykłady), obliczanie stopni utlenienia, potencjał Nernsta,
wpływ pH na potencjały redoks, wskaźniki redoks, manganometria.
Odczynniki
Roztwór KMnO4 o stężeniu 0.02 mola/dm3
Szczawian sodu Na2C2O4 (substancja stała)
Roztwór H2SO4 o stężeniu 2 mole/dm3 (silnie żrący!)
Roztwór H2O2 (do analizy miareczkowej)
Wykonanie dwiczenia
Do kolby stożkowej o pojemności 250 lub 300 cm3 odważyd 0,1-0,15 g szczawianu
sodu, rozpuścid w 100 cm3 wody.
Dodad 30 cm3 2 M H2SO4 i ogrzad do temperatury 70°C.
Zmiareczkowad roztwór szczawianu nadmanganianem, dodając go małymi porcjami
(1 cm3) z biurety. W czasie miareczkowania roztwór szczawianu powinien byd
intensywnie mieszany. Po dodaniu każdej porcji roztworu nadmanganianu należy
poczekad do momentu odbarwienia się roztworu w kolbie. Pod koniec
miareczkowania roztwór KMnO4 dodawad po jednej kropli. Miareczkowanie należy
zakooczyd, gdy różowe zabarwienie roztworu w kolbie nie zniknie. W czasie trwania
miareczkowania należy zapisywad objętości dodawanego roztworu nadmanganianu.
Stężenie roztworu KMnO4 obliczyd ze wzoru:
w którym m oznacza masę odważonego szczawianu sodu (w gramach), υ – objętośd
dodanego roztworu KMnO4, 0,134 – masę milimolową szczawianu sodu (g/milimol).
Wyznaczyd zawartośd nadtlenku wodoru w otrzymanej próbce wykonując
miareczkowanie
manganometryczne
w
temperaturze
pokojowej.
Do
3
miareczkowanego roztworu należy dodad 20 cm 20% H2SO4 (wykonuje to osoba
prowadząca dwiczenie). Zawartośd nadtlenku wodoru obliczyd ze wzoru
X = 5/2 υc(KMnO4) 0,03401
w którym υ i c oznaczają objętośd i stężenie KMnO4, 0.034 masę milimolową H2O2.
Napisad reakcje redoks utleniania szczawianu oraz nadtlenku wodoru za pomocą
nadmanganianu.
Literatura
J. Minczewski, Z. Marczenko, „Chemia analityczna”, Wydawnictwo Naukowe PW
L. Jones, P. Atkins, „Chemia ogólna – cząsteczki, materia, reakcje”, Wydawnictwo
Naukowe PWN
Projekt Fizyka wobec wyzwań XXI w. współfinansowany ze środków Unii Europejskiej w ramach
Europejskiego Funduszu Społecznego