Поможем в ✍️ написании учебной работы

Имя

Поможем с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой

Выберите тип работыЧасть дипломаДипломная работаКурсовая работаКонтрольная работаРешение задачРефератНаучно - исследовательская работаОтчет по практикеОтветы на билетыТест/экзамен onlineМонографияЭссеДокладКомпьютерный набор текстаКомпьютерный чертежРецензияПереводРепетиторБизнес-планКонспектыПроверка качестваЭкзамен на сайтеАспирантский рефератМагистерская работаНаучная статьяНаучный трудТехническая редакция текстаЧертеж от рукиДиаграммы, таблицыПрезентация к защитеТезисный планРечь к дипломуДоработка заказа клиентаОтзыв на дипломПубликация статьи в ВАКПубликация статьи в ScopusДипломная работа MBAПовышение оригинальностиКопирайтингДругое

Нажимая кнопку "Продолжить", я принимаю политику конфиденциальности

К пятой аналитической группе относятся катионы Mg²⁺, Bi³⁺, Mn²⁺, Fe²⁺, Fe³⁺.

 

Катион	Реагент	Наблюдения	Уравнение химической реакции
Mg2+	Щёлочь или аммиак	Белый аморфный осадок	MgCl2+2NaOH = Mg(OH)2+2NaCl
	Гидрофосфат натрия в присутствии аммиачного буфера	Белый мелкокристаллический осадок	MgCl2+NaHPO4+NH3 = NH4MgPO4+2NaCl
	8- оксихинолин	Жёлто-зелёный кристаллический осадок
	Хинализарин	Осадок синего цвета
Bi3+	Щёлочь или аммиак	Белый осадок, при нагревании выпадает оксогидроксид висмута жёлтого цвета	Bi(NO3)3+3NaOH = Bi(OH)3+3NaNO3 Bi ( OH )3 = BiO ( OH )+ H 2 O При нагревании
	Na2S	Чёрно-коричневый осадок, растворяется в разбавленной HNO 3 и FeCl 3	2Bi(NO3)3+3Na2S = Bi2S3+6NaNO3 Bi2S3+8HNO3 = 2Bi(NO3)3+2NO+2S+4H2O Bi2S3+ 6FeCl3 = 2BiCl3+6FeCl2+3S
	Йодиды	Осадок черного цвета, растворяется в избытке йодидов, образуя раствор жёлто-оранжевого цвета	BiCl3+3KI = BiI3+3KCl BiI3+KI = K[BiI4]
	Соединения олова (II)	Образуется металлический висмут чёрного цвета	3Sn(OH)2+12NaOH+2Bi(NO3)3 = 3Na2[Sn(OH)6]+ 2Bi+6NaNO3
Mn2+	Щёлочь или аммиак	Осадок белого цвета, на воздухе постепенно превращается в оксогидроксид чёрно-коричневого цвета	MnCl2+2NaOH = Mn(OH)2+2NaCl Mn(OH)2+O2 = MnO(OH)2
	С окислителями	Обесцвечивание перманганатов	2KMnO4+10KCl+8H2SO4 = 2MnSO4+6K2SO4+5Cl2+8H2O
	С сульфидами	Осадок розовато-телесного цвета	MnCl2 + Na2S = MnS+2NaCl
Fe2+	Щёлочь или аммиак	Белого или светло-зелёного цвета, на воздухе окисляется до гидроксида железа ( III ) красно-бурого цвета	FeCl2+2NaOH = Fe(OH)2+2NaCl 4Fe(OH)2+O2+2H2O = 4Fe(OH)3
	K3[Fe(CN)6]	Образование турнбулевой сини	3FeCl2+ 2K3[Fe(CN)6] = Fe3[Fe(CN)6]2+6KCl
	С сульфидами	Чёрный осадок	FeCl2 + Na2S = FeS+2NaCl
Fe3+	Щёлочь или аммиак	Осадок красно-бурого цвета	FeCl3+3NaOH = Fe(OH)3+3NaCl
	K4[Fe(CN)6]	Образование берлинской лазури	4FeCl3 + 3K4[Fe(CN)6] = Fe4[Fe(CN)6]3 + 12KCl
	К CNS	Раствор кроваво-красного цвета	FeCl3+3 К CNS = Fe(CNS)3+3KCl
	С сульфидами	Осадок чёрного цвета	2 FeCl 3 +3 Na2S = Fe 2 S 3 + 6 NaCl

 

Контрольные вопросы и задания по теме занятия

1. Какие катионы относятся к четвертой аналитической группе? Какой их групповой реагент?

2. Какие катионы относятся к пятой аналитической группе? Какой их групповой реагент?

3. Как протекают качественные реакции катионов четвертой аналитической группы?

4. Как протекают качественные реакции катионов четвертой аналитической группы?

Основная литература:

1. Аналитическая химия (аналитика). Общие теоретические основы. Качественный анализ. [Текст]: учеб. Для вузов / Ю.Я. Харитонов [и др.]. - М.: Высш. Шк., 2008. – 328 – 334; 372 – 401 с.

Дополнительная литература:

1. Основы аналитической химии. Практическое руководство. Учеб. Пособие для вузов [Текст] / Под ред. Ю.А. Золотова - М.: Высш. Шк., 2001. – 36 – 62 с.

Модуль 2. Редокс-равновесия, равновесия комлексообразования, применение органических реагентов в химическом анализе.

Тема 10

Oкислительно-восстановительные равновесия

 и их роль в аналитической химии

План занятия

1. Проверка посещаемости и информация

2. Устный опрос и коррекция знаний

3. Решение задач

4. Тест-контроль № 2

5. Лабораторная работа № 8 “Качественные реакции катионов VI аналитической группы: Cu ²⁺ , Cd ²⁺ , Co ²⁺ , Ni ²⁺ “

5. Подведение итогов занятия

УЧЕБНЫЕ ЭЛЕМЕНЫ ТЕМЫ

Многие реакции, используемые в аналитике, являются окислительно-восстановительными и используются как в качественном, так и в количественном анализе.

    Например:

2 FeCl ₃ + SnCl ₂ = 2 FeCl ₂ + SnCl ₄

или в ионной форме:

2 Fe ³⁺ + Sn ²⁺ = 2 Fe ²⁺ + Sn ⁴⁺ .

Здесь в роли окислителя выступают ионы трехвалентного железа Fe³⁺, а в роли восстановителя – ионы двухвалентного олова Sn²⁺ (в действительности, разумеется, ионы железа (III) и олова (II) присутствуют в растворе в форме комплексов).

    Соответствующие полуреакции можно записать в виде:

 

2Fe³⁺ + 2e = 2Fe²⁺

Sn²⁺ - 2e = Sn⁴⁺.

В данной окислительно-восстановительной реакции участвуют два электрона. Здесь имеются две редокс-пары Fe³⁺ │Fe²⁺ и Sn⁴⁺│Sn²⁺, каждая из которых содержит окисленную форму (Fe³⁺ , Sn⁴⁺) и восстановленную форму (Fe²⁺, Sn²⁺). При написании окисленная и восстановленная формы разделяются вертикальной чертой.

Редокс-пара – это система из окисленной и восстановленной форм данного вещества, в которой окисленная форма (окислитель) является акцептором электронов и восстанавливается, принимая электроны, а восстановленная форма выступает в роли донора электронов и окисляется, отдавая электроны.

    В любой окислительно-восстановительной реакции участвуют две редокс-пары.

    Существуют такие вещества, которые в одних реакциях могут быть окислителями, а в других – восстановителями, в зависимости от природы партнера-реагента и условий протекания окислительно-восстановительной реакции. Такие вещества иногда называют редокс-амфотерными. Примером могут служить пероксид водорода Н₂О₂, нитрит-ион NO₂^2- и некоторые другие.

Окислительно-восстановительные потенциалы редокс-пар

(редокс-потенциалы, электродные

окислительно-восстановительные потенциалы).

    Если в окислительно-восстановительной реакции не участвуют ионы водорода, то в общем случае реальный условный окислительно-восстановительный потенциал Е редокс-пары описывается уравнением Нернста (1):

                       RT         a( окисл )

    Е = Е ⁰ +          ln                                                    (1)

                        nF           a (восст)

где Е⁰ – стандартный окислительно-восстановительный потенциал данной редокс-пары; n – число электронов, участвующих в окислительно-восстановительной реакции; R = 8,314 Дж*моль^-1*К^-1- универсальная газовая постоянная; F – число Фарадея – также универсальная постоянная, равная 96485 ≈ 96500 Кл/моль; Т – температура в Кельвинах (К), при которой протекает данный окислительно-восстановительный процесс; а(окисл) и а(восст) – активность окисленной и восстановленной форм соответственно.

Например, для редокс-пары Fe³⁺│Fe²⁺(n =1) уравнение (1) переходит в уравнение:

                                        RT          a(Fe³⁺)

    Е = Е ⁰ Fe³⁺/Fe²⁺ +          ln                                        

                                         F              a ( Fe ²⁺ )

Если активность окисленной и восстановленной форм равна единице, т.е. обе формы находятся в стандартных состояниях а(окисл) = 1 и а(восст) = 1, то второе слагаемое в правой части уравнения (1) обращается в ноль (ln1=0) и тогда Е = Е⁰.

Таким образом, стандартный окислительно-восстановительный потенциал Е⁰ редокс–пары – это такой потенциал редокс-пары, когда все участники окислительно-восстановительной реакции находятся в стандартных состояниях, т.е. их активности равны единице.

    Для многих редокс-пар стандартные окислительно-восстановительные потенциалы определены при комнатной температуре и приводятся в соответствующих справочниках.

    На практике используют уравнение (2), в котором активности заменены на концентрации окисленной формы с(окисл) и восстановленной формы с(восст):

                         RT        с(окисл)

    Е = Е⁰ +          ln                                          (2)

                        nF           с(восст)

Если температура – комнатная (Т = 298,15К), то, переходя к десятичным логарифмам, уравнения (1) и (2) можно представить в форме (3) соответственно:

                      0,059    c (окисл)

    Е = Е⁰ +          lg                                            (3)

                        n           c (восст)

Это уравнение справедливо:

1. Для сильноразбавленных растворов, когда

а(окисл.) = с(окисл.)

а(восст.) = с(восст.)

f(окисл.) ≈ 1 f(восст.) ≈ 1

2. Растворы не являются сильноразбавленными, но коэффициенты активности окисленной и восстановленной форм приблизительно одинаковы вследствие близости химической природы

f(окисл. Формы) ≈ f(восст. Формы)

Если в реакции участвуют ионы водорода, то они указываются в уравнении Нернста в степенях, соответствующих стехиометрическим коэффициентам.

Например,

MnO₄^- + 8H⁺ + 5ē → Mn²⁺ + 4H₂O

                       

                  0,059    [MnO₄^-]·[H⁺]⁸

    Е = Е ⁰ +          lg                                          

              n         [Mn²⁺]

Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6ē → 2Cr³⁺ + 7H₂O

Чем больше окислительно-восстановительный потенциал данной редокс-пары, тем более сильным окислителем является окисленная форма этой редокс-пары. Чем меньше окислительно-восстановительный потенциал, тем более сильным восстановителем является восстановленная форма этой редокс-пары.

Уравнения (1-3) часто называют уравнением Петерса.

Направление протекания

окислительно-восстановительной реакции.

 

Потенциал окислительно-восстановительной реакции или ЭДС можно посчитать по формуле:

Е = Е₁ – Е₂,

где Е₁ и Е₂ – окислительно-восстановительные потенциалы двух редокс-пар и считается по уравнению Нернста.

Е₁ – окислительно-восстановительный потенциал той редокс-пары, окисленная форма которой в записи уравнения ОВР выступает в роли исходного вещества-окислителя.

Е₂ – окислительно-восстановительный потенциал той редокс-пары, восстановленная форма которой в записи уравнения ОВР выступает в роли исходного вещества-восстановителя.

По величине потенциала Е (ЭДС) можно определить направление протекания окислительно-восстановительной реакции.

Потенциал реакции Е (ее ЭДС) связан с изменением энергии Гиббса ∆G:

∆G = - nFE

 

 А стандартный потенциал реакции (ее стандартная ЭДС) Е⁰ связан со стандартным изменением энергии Гиббса ∆G⁰:

∆G⁰ = - nFE⁰

Согласно второму закону термодинамики, если изменение энергии Гиббса при любой химической реакции меньше нуля ∆G < 0, то эта реакция протекает в прямом направлении. Если ∆G > 0, то реакция протекает в обратном направлении. Если ∆G = 0, то в системе устанавливается устойчивое химическое равновесие.

Так как n > 0, F > 0, то при

∆G < 0 потенциал реакции Е > 0

∆G > 0 потенциал реакции Е < 0

∆G = 0 потенциал реакции Е = 0

Аналогичные выводы справедливы и тогда, когда все реагенты находятся в стандартных условиях:

∆G⁰ < 0 потенциал реакции Е⁰ > 0

∆G⁰ > 0 потенциал реакции Е⁰ < 0

∆G⁰ = 0 потенциал реакции Е⁰ = 0

Таким образом, знание знака потенциала реакции позволяет сделать вывод о направлении протекания реакции в данных условиях.

Например, определим в каком направлении протекает реакция:

Fe²⁺ + Ce⁴⁺ = Fe³⁺ + Ce³⁺

n=1

при комнатной температуре, если все реагенты находятся в стандартных условиях

a(Fe²⁺) = 1 a(Ce⁴⁺) = 1

a(Fe³⁺) = 1 a(Ce³⁺) = 1

Следовательно, в заданных условиях реакция протекает в прямом направлении (в соответствии с записью уравнения реакции ионы Fe²⁺ окисляются ионами Ce⁴⁺)

Глубина протекания