ВУЗ: Не указан
Категория: Не указан
Дисциплина: Не указана
Добавлен: 04.04.2024
Просмотров: 408
Скачиваний: 3
286. Вода, содержащая только гидрокарбонат кальция, имеет жёсткость 9 мэкв/дм3. Какая масса гидрокарбоната кальция содержится в 500 дм3 воды?
Ответ: 364,5000 г.
287. Чему равна жёсткость воды, если для её устранения к 30 дм3 воды потребовалось прибавить карбонат натрия массой 21,2000 г?
Ответ: 8 мэкв/дм3.
288. К 1 м3 жёсткой воды прибавили карбонат натрия массой 132,5000 г. На сколько понизилась жёсткость?
Ответ: 2,5 мэкв/дм3.
289. Жёсткость воды, в которой растворён только гидрокарбонат кальция, равна 4 мэкв/дм3. Какой объём 0,1 н. раствора HCl потребуется для реакции с гидрокарбонатом кальция, содержащимся в 75 см3 этой воды?
Ответ: 3 см3.
290.Вычислите карбонатную жёсткость воды, зная, что для реакции
сгидрокарбонатом кальция, содержащимся в 200 см3 воды, требуется
15 см3 0,08 н. раствора HCl.
Ответ: 6 мэкв/дм3.
291. Жёсткость некоторого образца воды обусловливается только сульфатом магния. При обработке 100 см3 образца воды карбонатом натрия в осадок выпал карбонат магния массой 25,2 г. Чему равна жёсткость воды?
Ответ: 6 мэкв/дм3.
51
5. МЕТОДЫ ОКИСЛЕНИЯ-ВОССТАНОВЛЕНИЯ
Методы окисления– восстановления – титриметрические методы, основанные на использовании реакций окисления– восстановления. К основным достоинствам методов относятся: большая точность, хорошая воспроизводимость, простота и экспресность, широкий спектр применения, возможность автоматизации и др.
Методы окисления– восстановления классифицируются в зависимости от титранта (стандартного раствора). Например: метод, основанный на окислении перманганатом калия, называют перманганатометрией; на окислении йодом – йодометрией; Cr (VI) – хроматометрией и т.д.
В процессе титрования по методу окисления– восстановления происходит изменение окислительно-восстановительных потенциалов реагируюших веществ.
Для обратимой редокс-системы, выражаемой уравнением aОкисл + n е bВосст,
величина окислительно– восстановительного потенциала Е определяется
уравнением |
|
Е = Е0 + (RT/nF) ln([Окисл]а / [Восст]b, |
(5.1) |
где Е – окислительно-восстановительный потенциал, В; Е0 – |
стандартный |
окислительно-восстановительный потенциал, В; R – универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Дж /(моль град ); Т – абсолютная температура, К; n – число электронов, участвующих в реакции; F – число Фарадея, равное 96 500 Кл; [Окисл] – концентрация окисленной формы, моль/дм3; [Восст] – концентрация восстановленной формы, моль /дм3.
Если в реакции принимают участие H+-ионы, то значение Е зависит
от [Н+]: |
|
Е = Е0 + (RT/nF) ln([Окисл]а [Н+]m/ [Восст]b. |
(5.2) |
Если заменить константы их числовыми значениями и перейти от ln к lg, то при T = 298 K (25 °C) уравнение примет вид
Е = Е0 + (0,059 /n) lg ([Окисл]а [Н+]m/ [Восст]b |
(5.3) |
Таким образом, потенциал окислительно-восстановительной системы зависит от природы реагирующих веществ (Е0), температуры, концентрации окисленной и восстановленной форм, а также концентрации Н+-ионов.
При 25 °C коэффициент 0,059; при 30 °C – 0,060, т.е. температура не очень сильно влияет на потенциал. Более существенно влияние температуры на энергию активации, скорость и механизм окислительно-восста- новительной реакции. Бывают реакции, когда Н+-ионы в реакции не участвуют, а pH влияет на потенциал системы.
Значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов приведены в справочных таблицах (табл. 5.1).
52
Окислитель – вещество с большим значением Е0. Меняя соотношение концентраций окисленной и восстановленной форм, а также концентрацию Н+-ионов, можно изменять Е в широких пределах, а следовательно, направить реакцию в нужную нам сторону.
Вряде случаев окислительно-восстановительного титрования точку эквивалентности фиксируют по изменению окраски титруемого раствора, вызываемой избытком окрашенного стандартного раствора. Кроме того, могут быть использованы в методах окисления– восстановления так называемые редокс-индикаторы, которые изменяют окраску в зависимости от величины Е. Наиболее широко для фиксирования точки эквивалентности применяют физико-химические методы.
Вкачестве стандартного раствора в перманганатометрии применяют
раствор KMnO4, который обладает наиболее высокой окислительной активностью в кислой среде (Е = +1,51 В).
Основным веществом, применяемым в качестве окислителя в йодо-
метрии, является йод (Е0(I2/2I– ) = +0,54 В). Йод окисляет все восстановители, окислительно-восстановительный потенциал которых меньше
Е0(I2/2I– ).
Кристаллический йод малорастворим в воде. Поэтому обычно в качестве стандартного раствора применяют его раствор в KI:
––
I2 + I I3 .
– – –
Окислительно-восстановительные потенциалы систем I2/2I и [I3]/ I2I можно практически считать равными.
Вещества, имеющие окислительно-восстановительные потенциалы
больше Е0(I2/2I– ), могут быть определены методами обратного йодометрического титрования или косвенного йодометрического определения.
5.1. Стандартные электродные потенциалы некоторых окислительно-восстановительных систем газ (г), жидкость (ж), твёрдое вещество (тв)
Окисленная |
Восстановленная |
Уравнение реакции |
Е0, В |
форма |
форма |
|
|
K+ |
K(тв) |
K+ + e– ↔ K |
–2,92 |
Ba2+ |
Ba(тв) |
Ba2+ + 2e– ↔ Ba |
–2,90 |
Sr2+ |
Sr(тв) |
Sr2+ + 2e– ↔ Sr |
–2,89 |
Ca2+ |
Ca(тв) |
Ca2+ + 2e– ↔ Ca |
–2,87 |
Na+ |
Na(тв) |
Na+ + e– ↔ Na |
–2,71 |
[AlF6]3– |
Al+6F– |
[AlF6]3– + 3 e– ↔ Al + 6F– |
–2,13 |
Mg2+ |
Mg(тв) |
Mg2+ + 2e– ↔ Mg |
–2,34 |
Be2+ |
Be |
Be2+ + 2e– ↔ Be |
–1,70 |
Al3+ |
Al(тв) |
Al3+ + 3e– ↔ Al |
–1,67 |
53
Продолжение табл. 5.1
Окисленная |
Восстановленная |
|
Уравнение реакции |
|
|
Е0, В |
||
форма |
форма |
|
|
|
|
|
|
|
Mn2+ |
Mn(тв) |
|
Mn2+ + 2e– |
↔ Mn |
|
|
–1,05 |
|
SO32− |
S(тв) |
SO32− + 3H2O ↔ S + 6OH– |
–0,90 |
|||||
SO42− |
SO32− |
SO42− + 2e– + H2O ↔ SO32− + 2OH– |
–0,90 |
|||||
Cr2+ |
Cr(тв) |
|
Cr2+ + 2e– |
↔ Cr |
|
|
–0,86 |
|
NO− |
NO (г) |
NO− + e– + H2O ↔ NO2 + 2OH– |
–0,85 |
|||||
3 |
2 |
3 |
|
|
|
|
|
|
2H2O |
H2+2OH– |
2H2O + 2e– ↔ H2 + 2OH– |
–0,83 |
|||||
Zn2+ |
Zn(тв) |
|
Zn2+ + 2e– ↔ Zn |
|
|
–0,76 |
||
Cr3+ |
Cr(тв) |
|
Cr3+ + 3e– |
↔ Cr |
|
|
–0,71 |
|
AsO34− |
AsO2− |
AsO34− + 2e– + 2H2O ↔ AsO2− |
+ 4OH– |
–0,71 |
||||
2SO32− |
S2O32− |
2SO32− + 4e– + 3H2O ↔ S2O32− |
+ 6OH– |
–0,58 |
||||
Fe(OH)3 |
Fe(OH)2 |
Fe(OH)3 + e– ↔ Fe(OH)2 + OH– |
–0,56 |
|||||
S |
S2– |
|
S + 2e– |
↔ S2– |
|
|
–0,48 |
|
Fe2+ |
Fe(тв) |
|
Fe2+ + 2e– |
↔ Fe |
|
|
–0,44 |
|
Cd2+ |
Cd(тв) |
|
Cd2+ + 2e– |
↔ Cd |
|
|
–0,40 |
|
Co2+ |
Co(тв) |
|
Co2+ + 2e– |
↔ Co |
|
|
–0,28 |
|
Ni2+ |
Ni(тв) |
|
Ni2+ + 2e– |
↔ Ni |
|
|
–0,25 |
|
NO2− |
NH3 |
NO2− + 6e– + 6H2O ↔ NH4OH + 7OH– |
–0,16 |
|||||
NO3− |
NO |
NO3− + 3e– + 2H2O ↔ NO + 4OH– |
–0,14 |
|||||
Sn2+ |
Sn(тв) |
|
Sn2+ + 2e– |
↔ Sn |
|
|
–0,14 |
|
Pb2+ |
Pb(тв) |
|
Pb2+ + 2e– |
↔ Pb |
|
|
–0,13 |
|
2H+ |
H2 |
|
2H+ + 2e– |
↔ H2 |
|
|
0,00 |
|
NO3− |
NO2− |
NO3− + 2e– + H2O ↔ NO2− |
+ 2OH– |
+0,01 |
||||
S(тв) |
H2S |
|
S+2e– + 2H+ ↔ H2S |
|
+0,14 |
|||
Sn4+ |
Sn2+ |
|
Sn4+ + 2e– |
↔ Sn2+ |
|
|
+0,15 |
|
Co(OH)3 |
Co(OH)2 |
Co(OH)3 + 2e– ↔ Co(OH)2 + OH– |
+0,20 |
|||||
2− |
2− |
2− |
+ 2e– + 4H+ |
↔ H SO + H O |
+0,20 |
|||
SO4 |
SO3 |
SO4 |
|
|
2 |
3 |
2 |
|
Hg2Cl2 |
2Hg(тв) |
Hg2Cl2 + 2e– ↔ 2Hg + 2Cl– |
+0,27 |
|||||
Cu2+ |
Cu(тв) |
|
Cu2+ + 2e– |
↔ Cu |
|
|
+0,34 |
|
[Ag(NH3)2]+ |
Ag(тв) |
[Ag(NH3)2]+ + e– ↔ Ag + 2NH3 |
+0,37 |
|||||
Co3+ |
Co(тв) |
|
Co3+ + 3e– |
↔ Co |
|
|
+0,43 |
|
H2SO3 |
S(тв) |
H2SO3 + 4e– + 4H+ ↔ S + 3H2O |
+0,45 |
|||||
Ni(OH)3 |
Ni(OH)2 |
Ni(OH)3 + e– ↔ Ni(OH)2 + 2OH– |
+0,49 |
|||||
BrO3– |
Br2 |
2BrO3– |
+ 10e– + 6H2O ↔ Br2 + 12OH– |
+0,51 |
||||
ClO4− |
Cl– |
ClO4− |
+ 8e– + 4H2O ↔ Cl– |
+ 8OH– |
+0,51 |
|||
I2 |
2I– |
|
I2 + 2e– |
↔ 2I– |
|
|
+0,53 |
|
MnO4– |
MnO42– |
|
MnO4– + e– |
↔ MnO42– |
|
+0,54 |
||
MnO4– |
MnO2(тв) |
MnO4– + 2H2O + 3e– |
|
↔ MnO2 + 4OH– |
+0,57 |
|||
54
Продолжение табл. 5.1
Окисленная |
Восстановленная |
|
|
Уравнение реакции |
|
Е0, В |
||||
форма |
форма |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
MnO42– |
MnO2(тв) |
MnO42– + 2e– |
+ 2H2O ↔ MnO2 + 4OH– |
+0,58 |
||||||
BrO3– |
Br– |
BrO3– + 3H2O + 6e– ↔ Br– |
+ 6OH– |
+0,60 |
||||||
HgCl2 |
Hg2Cl2 |
|
2HgCl2 + 2e– ↔ Hg2Cl2 + 2Cl– |
+0,62 |
||||||
PbO2 |
Pb(тв) |
PbO2 + 4e– + 4H+ ↔ Pb + 2H2O |
+0,67 |
|||||||
O2 |
|
H2O2 |
|
O2 + 2e– + 2H+↔ H2O2 |
+0,68 |
|||||
Fe3+ |
Fe2+ |
|
|
Fe3+ + e– |
↔ Fe2+ |
|
|
+0,77 |
||
Ag+ |
Ag(тв) |
|
|
Ag+ + e– |
↔ Ag |
|
|
+0,80 |
||
NO− |
NO |
|
NO− + e– + 2H+ ↔ NO2 + H2O |
+0,81 |
||||||
3 |
2 |
|
3 |
|
|
|
|
|
||
Hg2+ |
Hg(ж) |
|
|
Hg2+ + 2e– ↔ Hg |
|
+0,86 |
||||
HNO2 |
NН4+ |
HNO2 + 6e– |
+ 7H+ ↔ NН4+ |
+ 2H2O |
+0,86 |
|||||
NO3− |
NН4+ |
NO3− + 8e– |
+ 10H+ ↔ NН4+ |
+ 3H2O |
+0,87 |
|||||
NO3− |
NO(г) |
NO3− + 3e– |
+ 4H+ ↔ NO(г) + 2H2O |
+0,96 |
||||||
HNO2 |
NO(г) |
|
HNO2 + e– + H+ ↔ NO + H2O |
+0,99 |
||||||
Br2(ж) |
2Br– |
|
|
Br2 + 2e– |
→ 2Br– |
|
|
+1,07 |
||
IO3– |
|
I– |
|
IO3– |
+ 4e– + 6H+ ↔ I– + 3H2O |
+1,09 |
||||
O2+4H+ |
2H2O |
|
O2 + 4H+ + 4e– ↔ 2H2O |
+1,23 |
||||||
MnO2(тв) |
Mn2+ |
MnO2 + 2e– + 4H+ ↔ Mn2+ + 2H2O |
+1,28 |
|||||||
ClO4− |
Cl– |
ClO4− + 8e– + 8H+ ↔ Cl– |
+ 4H2O |
+1,34 |
||||||
HBrO |
Br– |
|
HBrO + 2e– + H+ ↔ Br– |
+ H2O |
+1,35 |
|||||
Cl2(г) |
2Cl– |
|
|
Cl2 + 2e– |
→ 2Cl– |
|
|
+1,36 |
||
Cr O |
2− |
2Cr3+ |
Cr |
O 2− |
+ 6e– + 14H+ ↔ 2Cr3+ + 7H2O |
+1,36 |
||||
2 |
7 |
|
2 |
7 |
|
|
|
|
|
|
Au3+ |
Au(тв) |
|
|
Au3+ + 3e– → Au |
|
+1,42 |
||||
BrO3– |
Br– |
BrO3– |
+ 6e– + 6H+ ↔ Br– |
+ 3H2O |
+1,44 |
|||||
ClO− |
Cl– |
ClO− |
+ 6e– + 6H+ ↔ Cl– |
+ 3H2O |
+1,45 |
|||||
3 |
|
|
3 |
|
|
|
|
|
|
|
PbO2(тв) |
Pb2+ |
PbO2 + 2e– + 4H+ ↔ Pb2+ + 3H2O |
+1,46 |
|||||||
HClO |
Cl– |
|
HClO + 2e– +H+ ↔ Cl– |
+ H2O |
+1,50 |
|||||
MnO4– |
Mn2+ |
MnO4– |
+ 8H+ + 5e– |
↔ Mn2+ + 4H2O |
+1,52 |
|||||
5.1. РЕШЕНИЕ ТИПОВЫХ ЗАДАЧ
При решении задач использовать табл. 5.1.
Пример 5.1. Рассчитайте кривую титрования 100 см3 0,1 н. раствора соли железа (II) 0,1 н. раствором дихромата калия в кислой среде, если [H+] = 1 моль/дм3. Уравнение этой реакции
6Fe2+ + Cr2O72− + 14H+ → 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O.
55