Теоретические основы 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;

- использование 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 Na₂SO₃ + 2 KМnO₄ + 3 H₂SO₄ = 5 Na₂SO₄ + 2 MnSO₄ + K₂SO₄ + 3 H₂O

SO₃^2- + H₂O - 2 ē → SO₄^2- + 2 H⁺ 5

MnO₄^- + 8 H⁺ + 5 ē → 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 ē → SO₄^2‾ + H₂O 1

MnO₄^‾ + 1 ē → MnO₄^2‾ 2

SO₃^2‾ + 2 OH^‾ + 2 MnO₄^‾ → SO₄^2‾ + H₂O + 2 MnO₄^2‾

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.