Вопросы и задачи

1. Какие факторы влияют на скачок титрования?

2. Что называют интервалом перехода и показателем титрования кислотно-основных индикаторов?

3. Как выбирают индикатор в методах кислотно-основного титрования?

4. Какие основные типы индикаторных ошибок существуют в кислотно-основном титровании?

5. Как можно оценить Н⁺ и ОН^– - ошибки при титровании сильной кислоты сильным основанием?

6. При каких условиях можно провести титрование смеси кислот или многоосновных кислот?

7. Какие достоинства имеет кислотно-основное титрование в неводных средах?

8. Какую навеску карбоната натрия следует взять для приготовления 1 л 0,1000 М (½ Na₂CO₃) стандартного раствора? Ответ: 0,5299 г.

9. Для стандартизации раствора гидроксида натрия используется щавелевая кислота. Какую навеску щавелевой кислоты (Н₂С₂О₄·2Н₂О) следует взять для приготовления 100 мл ~ 0,1 М (½ Н₂С₂О₄·2Н₂О) раствора? Ответ:0,6304 г

10. Какую массовую долю Na₂CO₃ содержит образец загрязненной соды, если на нейтрализацию навески ее в 0,2648 г израсходовано 24,45 мл 0,1970 М HCl? Ответ: 96,50 %.

Глава 8. Реакции окисления-восстановления. Окислительно-восстановительное титрование

Окислительно-восстановительными называются реакции, в которых происходит переход электронов между реагирующими частицами. Частицу, принимающую электроны, называют окислителем, а отдающую – восстановителем:

,

или суммируя эти полуреакции получим n₂Ox₁ + n₁Red₂ ↔ n₂Red₁ + n₁Ox₂, где индексами 1 и 2 обозначены реагирующие вещества; Ox и Red – их окисленная и восстановленная формы; n₁ и n₂ – количество электронов.

Разделение окислительно-восстановительных реакций на полуреакции является не только формальным приемом, облегчающим толкование процесса передачи электронов или подбора стехиометрических коэффициентов, но имеет вполне определенный физический смысл. Такие полуреакции могут протекать на электродах гальванического элемента – устройства для получения электрического тока. Каждый электрод или полуэлемент представляет собой систему из окисленной и восстановленной форм данного вещества (редокс-систему). Эту систему также называют окислительно-восстановительной или редокс-парой. Примерами таких редокс-пар являются Fe³⁺/Fe²⁺; Ce⁴⁺/Ce³⁺, /Mn²⁺ и.т.д.

Способность электронов данного восстановителя переходить к данному окислителю количественно характеризуется величиной электродвижущей силы (ЭДС). ЭДС является разностью потенциалов двух электродов:

ЭДС = E₁ – E₂, где E₁ – потенциал окислителя; E₂ – потенциал восстановителя.

Поскольку потенциал отдельной окислительно-восстановительной измерить невозможно, используют понятия об относительных электродных потенциалах, приняв потенциал стандартного водородного электрода равным нулю. Тогда потенциал длинного будет равен ЭДС элемента составленного из данного электрода и стандартного водородного электрода. (Подробнее см. раздел «Электрохимические процессы» курса общей химии).

Зависимость окислительно-восстановительного потенциала от концентрации (активности) и температуры передается уравнением Нернста: , где E^o – стандартный окислительно-восстановительный потенциал; R – универсальная газовая постоянная, равная 8,312 Дж/моль∙К); Т – абсолютная температура, K; F – постоянная Фарадея, равная 96485 Кл/моль; n – число электронов, принимающих участие в электродном процессе; a_ox и a_Red – активности соответственно окисленной и восстановленной форм, l и m – стехнометрические коэффициенты в уравнении полуреакции.

Для комнатной температуры при подстановке числовых констант и переводе натурального логарифма в десятичный, а также пренебрегая эффектом ионной силы раствора (принимая активность приблизительно равной концентрации), получим .

Например, для полуреакции имеем .

Если в уравнении полуреакции входят H⁺-, OH^–- ионы, то их концентрации включаются в уравнение Нериста, например, для полуреакции .

Окислительно-восстановительный потенциал системы может сильно изменится, если концентрация [Ox] или [Red] редокс-пар уменьшится вследствие осаждения, образования малодиссоциирующих или комплексных соединений.

Стандартный потенциал редокс-системы является объективной характеристикой «силы» данного окислителя или восстановителя. Чем больше положительное значение потенциала, тем более сильным является окислитель. Нетрудно показать, что в состоянии равновесия (когда ) ,

где К – константа равновесия окислительно-восстановительной реакции, – стандартные потенциалы окислителя и восстановителя.

Из этой зависимости следует, что чем больше разность стандартных потенциалов исходных окислителя и восстановителя, тем больше константа равновесия и тем полнее будет протекать реакция.