Определение пероксида водорода

Качество препарата пероксида водорода определяется массовой долей Н₂О₂. Со временем пероксид водорода частично разлагается с выделением кислорода:

Н₂О₂ → Н₂О + ½ О₂

Этот процесс особенно заметен, если хранить пероксид водорода на свету, а не в защищенном от света месте. Для проверки качества реактива определяют ω (Н₂О₂) в препарате.

Пероксид водорода Н₂О₂обладает одновременно свойствами окислителя и восстановителя, т.к. степень окисления атома кислорода в Н₂О₂ является промежуточной между степенью его окисления в Н₂О и О₂.

Когда Н₂О₂ является окислителем, то его восстановление характеризуется полуреакцией:

Н₂О₂ + 2е + 2Н⁺ = 2Н₂О

Действуя в качестве восстановителя, Н₂О₂ окисляется с выделением кислорода:

Н₂О₂ – 2е → О₂ + 2Н⁺

Перманганатометрическое определение пероксида водорода состоит в окислении его до свободного кислорода:

2MnO₄^- + 5H₂O₂+ 6H⁺= 2Mn²⁺ + 5O₂ + 8H₂O

или:

2КМnО₄ + 5Н₂О₂ + 3Н₂SO₄ = 2МnSO₄ + 5O₂ + 8Н₂О

В точке эквивалентности:

ν (1/5 KMnO₄) = ν (1/2 H₂O₂)

Переход электронов от Red к Ох происходит, если существует разность электрических (электродных) потенциалов, которая называется электродвижущей силой (ЭДС). Переход электронов осуществляется от электрода с меньшим потенциалом к электроду с большим потенциалом, тогда ЭДС является положительной величиной:

ЭДС = φ(Ox) - φ (Red) [B],

Каждой полуреакции можно составить свой электродный потенциал, который рассчитывают по уравнению Нернста-Петерса. При этом полуреакцию представляют в виде полуреакции восстановления (в таком виде они представлены в справочнике):

Ox + ne → Red

Определение пероксида водорода - student2.ru где

[Ox], [Red] – условная запись произведения концентраций окислителя и восстановителя, возведенные в степени стехиометрических коэффициентов. При этом для твердых веществ […] = 1, а для газов […] = p (парциальному давлению).

φ⁰ – стандартный потенциал, который приводится в справочнике, отсчитанный от потенциала стандартного водородного электрода, условно принятый равным нулю.

При определении направления ОВ-реакции в стандартных условиях необходимо, чтобы Е > 0. При этом Ох в реакции с большим потенциалом будет самопроизвольно реагировать с Red полуреакции с меньшим потенциалом:

Определение пероксида водорода - student2.ru

Е = φ₁⁰ - φ₂⁰ > 0 – условие возможности ОВ-реакции

Сила Ох растет по мере роста электродного потенциала, а сила Red – по мере уменьшения потенциала.

Пример 4. Реакция перманганата калия с перекисью водорода в кислой среде (лабораторная работа):

Определение пероксида водорода - student2.ru

Практическая работа

1) Выполнить лабораторную работу «Методы окисления и восстановления в объемном анализе - перманганатометрия. Изучение факторов, влияющих на направление и глубину протекания ОВ-реакций»

2) Цель работы: Определить содержание перекиси водорода в исследуемом объекте. Изучить свойства веществ, встречающихся в медицинской практике, и влияние условий на протекание ОВР.

3) Методика проведения работы.

Часть 1.

1. Получить задачу у преподавателя, разбавить водой до метки, тщательно перемешать. Записать в тетрадь объем мерной колбы (V м.к.). Считать плотность раствора ρ=1 г/мл.

2. Предварительно вымытую и промытую стандартным раствором бюретку заполнить раствором титранта КMnО₄, устранить из носика пузырьки воздуха, довести до нулевой метки. Записать в тетрадь нормальную концентрацию раствора титранта.

3. Предварительно вымытой и промытой исследуемым раствором пипеткой отобрать аликвоту анализируемого раствора Н₂О₂, перенести раствор в тщательно промытую водой коническую колбу для титрования, добавить к раствору 10-15 мл H₂SO₄ (1:4) и содержимое колбы оттитровать рабочим раствором KMnO₄ до появления розового неисчезающего окрашивания от одной избыточной капли раствора KMnO₄. Титрование повторяют три раза.

Примечание:

Первые капли раствора KMnO₄ обесцвечиваются очень медленно, а затем по мере увеличения количества Mn²⁺ (катализатор) реакция идет значительно быстрее.

Полученные результаты заносят в таблицу.

Часть 2.

Окислительные свойства перманганата калия (КMnO₄)

В три отдельные пробирки добавьте 3-5 капли раствора KMnO₄, затем в первую – 3-6 капель раствора серной кислоты, во вторую такой же объем воды, в третью – концентрированный раствор щелочи (NaOH). Затем в каждую из пробирок добавьте по 3 капли раствора сульфита натрия (Na₂SO₃).

KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂O → MnO₂+ Na₂SO₄ + KOH

KMnO₄ + Na₂SO₃ + NaOH → K₂MnO₄ + Na₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

Окислительные свойства бихромата калия (K₂Cr₂O₇)

В пробирку поместить 1-2 капли раствора бихромата калия, прилить 5-6 капель раствора H₂SO₄ и добавить 8-10 капель раствора нитрита калия (KNO₂).

K₂Cr₂O₇ + KNO₂ + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + KNO₃ + K₂SO₄ + H₂O

Окислительно-восстановительные свойства пероксида водорода (Н₂О₂)

1. В пробирку поместите 2 мл раствора пероксида водорода (Н₂О₂), добавьте 3 капли раствора серной кислоты, а затем 2-3 капли раствора иодида калия (KI). По окончании реакции содержимое разбавьте водой и прилейте несколько капель раствора крахмала. О чем говорит появление данной окраски раствора? Н₂О₂ + KI + H₂SO₄ → I₂ + K₂SO₄ + H₂O

2. В пробирку налейте 2-3 мл раствора H₂O₂, добавьте 5-6 капель раствора серной кислоты, а затем прилейте 5-6 капель раствора перманганата калия. Как определить опытным путем, какой газ выделяется? KMnO₄ + H₂O₂ + H₂SO₄ → MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O + O₂

Окислительно-восстановительные свойства нитрит-иона (NО₂^-)

В одну пробирку налейте 1 мл раствора KMnO₄, 1 мл 2н раствора серной кислоты и по каплям раствор KNO₂ до изменения окраски раствора.

В другую пробирку внесите 2-3 капли 0,5н раствора KI, 1 мл 2н раствора серной кислоты и 5 капель крахмала. Прибавьте несколько капель раствора KNO₂ до изменения окраски.

4) Результаты Ч.1. работы представить в виде заполненной таблицы:

Перманганатометрическое определение пероксида водорода (в растворе).

(Vм.к. = 200 мл; Vал. = 10,0 мл; C(1/5 KMnO₄) = 0,1 н; H₂SO₄(1:4) – 10-15 мл)

V_ал., мл	V_бюр., мл	Разбавленный раствор Н₂О₂	(H₂O₂), % в задаче
С(½ Н₂О₂) моль/л	С(Н₂О₂) моль/л	С_m(Н₂О₂), г/л	Т(Н₂О₂) г/мл
10,0 10,0 10,0 Среднее	… … … …

Результаты Ч.2. работы представить в виде написания полуреакций в электронно-ионном виде. Расставить коэффициенты в уравнении реакции, указать эквивалент окислителя, эквивалент восстановителя. Записать закон эквивалентов. Подтвердить возможность протекания реакции в протекания реакции в указанном направлении.

5) В выводе отразить итог проделанной работы: - указать ошибку в определении массовой доли перекиси водорода в задаче, указать условия самопроизвольного протекания ОВР. Ответить на вопросы: - почему KMnO₄ и K₂Cr₂O₇ обладают окислительными свойствами и в какой среде их окислительные свойства наибольшие; - почему H₂O₂ и NO₂^- способны проявлять ОВ-двойственность; - для каких целей в медицине применяют перманганат калия.

4. Задачи для самостоятельного разбора на занятии:

1. Определите степени окисления элементов в соединениях: H₂SO₄, K₂SO₃, Н₂, KMnO₄, Н₂О₂, NH₃, K₂MnO₄, K₂CrO₇, H₂S, PbO₂. Найдите среди них типичные окислители, восстановители, соединения с ОВ-двойственностью.

2. Выделите в реакции Zn + S → ZnS сопряженные ОВ-пары, найдите для них значения стандартных ОВ-потенциалов, рассчитайте величину ЭДС реакции образования сульфида цинка, и определите направление ее самопроизвольного протекания.

3. Укажите окислитель, восстановитель, запишите процессы окисления, восстановления и расставьте коэффициенты в схемах реакций:

H₂S + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → S + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + Н₂О