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 (φо(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 70-80оС, 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.