TEMAT VII – MIARECZKOWANIE REDOKSYMETRYCZNE –MANGANOMETRIA ORAZ JODOMETRIA

Projekt „Era inżyniera – pewna lokata na przyszłość” jest współfinansowany przez Unię Europejską w ramach Europejskiego Funduszu Społecznego

Redoksymetria

Miareczkowanie redoksymetryczne jest działem analizy ilościowej, w której do oznaczenia substancji wykorzystuje się reakcję utleniania i redukcji.

W celu oznaczenia stężenia reduktorów stosuje się miareczkowanie mianowanym roztworem utleniacza, natomiast do oznaczania utleniaczy wykorzystuje się ich reakcję z reduktorami.

Potencjał redoks

Kierunek przebiegu reakcji redoks

Na podstawie potencjałów standardowych można uszeregować utleniacze i reduktory, podobnie jak kwasy i zasady na podstawie ich wartości pKa. Im bardziej dodatni jest potencjał standardowy układu, tym chętniej przyjmuje on elektrony (większa moc utleniająca). Im bardziej ujemny jest potencjał standardowy, tym chętniej oddaje on elektrony (większa moc redukująca).

Kierunek przebiegu reakcji redoks można przewidzieć na podstawie wartości standardowych potencjałów reakcji połówkowych: utleniaczem jest zawsze układ o wyższym potencjale, reduktorem jest układ o niższym potencjale, reakcja redoks przebiega między układami, których

potencjały różnią się co najmniej o około 0,3 V.

Wskaźniki redoks

Wskaźnikami redoks są substancje zdolne do odwracalnej reakcji redoks, charakteryzujące się różną barwą formy utlenionej i zredukowanej. Wskaźniki te są używane do śledzenia zmian potencjału w czasie miareczkowania redoks.

Miareczkowanie manganometryczne

Metoda manganometryczna stosowana jest do ilościowego oznaczania substancji redukujących. Podstawową reakcją oznaczeń manganometrycznych jest reakcja:

MnO4- + reduktor + H3O+ Mn2+ + inne produkty + H2O

Miareczkowanie manganometryczne

Oznaczenie manganometryczne polega na stosowaniu mianowanego roztworu manganianu (VII) potasu, w środowisku kwaśnym (H2SO4), do utlenienia roztworów substancji redukujących. Wskaźnikiem jest sam KMnO4, który w roztworze wodnym ma intensywnie fioletowe zabarwienie. Obserwowanym efektem analitycznym przy punkcie końcowym tej reakcji jest zabarwienie roztworu badanego na kolor fioletowy.

Reakcja połówkowa redukcji E° [V]

H2O2 + 2H+ + 2e− → 2H2O 1,78

Cr2O72− + 14H+ + 6e− → 2Cr3+ + 7H2O 1,33

AgF + e− → Ag + F− 0,78

Cu2+ + 2e− → Cu 0,34

Hg2Cl2 + 2e− → 2Hg + 2Cl− 0,27

Bi3+ + 3e− → Bi 0,2

SO42− + 4H+ + 2e− → H2SO3 + H2O 0,17

Sn4+ + 2e− → Sn2+ 0,15

2H+ + 2e− → H2 0, z definicji

Pb2+ + 2e− → Pb −0,13

Ni2+ + 2e− → Ni −0,25

PbSO4 + 2e− → Pb + SO42− −0,36

Fe2+ + 2e− → Fe −0,44

Zn2+ + 2e− → Zn −0,76

Na+ + e− → Na −2,71

Ca2+ + 2e− → Ca −2,87

K+ + e− → K −2,93

Li+ + e− → Li −3,05

Miareczkowanie jodometryczne

Metoda jodometryczna jest stosowana do ilościowego oznaczania subtancji utleniających i polega na dodaniu do roztworu substancji oznaczanej jodku potasu (KI) oraz rozcieńczonego kwasu siarkowego VI (H2SO4).

Ten typ oznaczeń jodometrycznych jest przykładem oznaczenia pośredniego, przebiegającego w dwóch etapach. W pierwszym etapie między substancją oznaczaną i KI zachodzi reakcja redoks, prowadząca do wydzielenia wolnego jodu:

Składnik oznaczany (subs. ulteniająca) + KI produkty + J2

We wszystkich oznaczeniach ilości substancji utleniających metodą jodometryczną reakcja jodu z tiosiarczanem sodu jest reakcją podstawową. Ilość wydzielonego I2 zależy od ilości czynnika utleniającego, którymi mogą być np. CuSO4lub K2Cr2O7.