1 / 28

Chimie Anal i ti că C alitativ ă R E AC ŢII D E OX I DO-R E DUC ERE

Chimie Anal i ti că C alitativ ă R E AC ŢII D E OX I DO-R E DUC ERE. Chimie Anal i ti că & Anal iză Instrumental ă Prof. Dr. Robert S ăndulescu. G ENE RALIT ĂŢI. Re ac ţiile d e ox i do-r e duc ere sunt proces e chimi ce în care are loc un transfer d e e lectron i .

badrani
Télécharger la présentation

Chimie Anal i ti că C alitativ ă R E AC ŢII D E OX I DO-R E DUC ERE

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. Chimie AnaliticăCalitativăREACŢII DE OXIDO-REDUCERE Chimie Analitică & Analiză Instrumentală Prof. Dr. Robert Săndulescu

  2. GENERALITĂŢI Reacţiile de oxido-reduceresunt procese chimice în care are loc un transfer de electroni. Sn2+ + 2Fe3+ Sn4+ + 2Fe2+ Natura modificărilor care se producîn această reacţie constau în pierderea a doielectronide către ionii Sn2+care se oxidează la Sn4+, ceea ce se poate reprezenta schematic prinecuaţia: Sn2+ - 2e- Sn4+ Electronii cedaţi de ionii Sn2+ sunt acceptaţi de cei doi ioni Fe3+a căror sarcină scade (se reduc): 2Fe3+ + 2e- 2Fe2+ Prof. Dr. Robert Săndulescu

  3. GENERALITĂŢI Oxidare- toate procesele chimice în care atomisau ionicedeazăelectroni Reducere - procesul invers oxidării, caracterizat prinacceptarea de electroni Pierderea de electroni de către atomii sau ioniicare se oxideazăantrenează creşterea sarcinilor electrice pozitive sau scăderea celor negative. Dimpotrivă, în cazul reducerii se va produceo scădere a valenţeişi ocreştere a sarcinilor negative ale ionilorsau o scădere a sarcinilor lor pozitive. Prof. Dr. Robert Săndulescu

  4. GENERALITĂŢI Electronii sunt transferaţi de la unii atomisau ionilaalţi atomisau ioni; oxidarea unei substanţe va fi întotdeauna însoţită de reducerea altei substanţe. Oxidant - substanţăcare produce oxidarea alteia, reducându-se în acelaşi timp; Reducător - substanţă care se oxidează, producând reducerea alteia. Oxidantul acceptă, iar reducătorul cedează electroni. Numărulelectronilor cedaţi de către reducător trebuie să fie egal cu numărulelectronilor acceptaţi de oxidant. Acest fapt se utilizează pentru stabilirea coeficienţilorreacţiilor redox. Prof. Dr. Robert Săndulescu

  5. GENERALITĂŢI Capacitatea redox diferită a diverşilor oxidanţisau reducători estelegată de tendinţa diferită a unor atomisau ionidin compoziţia acestora de a accepta sa de a ceda electroni. Cu cât un atom sau un ion cedează mai uşor electroni, cu atât este un reducător mai puternic; cu cât un atom sau un ion are o tendinţă mai mare de a acceptaelectroni, cu atât capacitatea sa oxidantă e mai mare. Într-uncuplu oxido-reducător, distingem forma oxidată Ox, respectiv specia chimică care se găseşte la starea de oxidare cea mai mareşi forma redusă Red, formatădin specia chimică care se găseşte în starea de oxidare cea mai scăzută. Forma oxidată a oricărui cuplu redox este un oxidant, în timp ce forma redusă este un reducător. Prof. Dr. Robert Săndulescu

  6. GENERALITĂŢI Ox1 + ne- Red1 Red2 - ne- Ox2 Ox1 + Red2 Red1 + Ox2 Valorile potenţialelor de oxido-reducerealecuplurilor faţă de un electrod normal de hidrogen permit apreciereacapacităţii oxidante şi reducătoarea oxidanţilor,respectiv reducătorilor care intră în compoziţia lor. Cu cât potenţialul unui cuplu dat este mai ridicat, cu atât forma oxidată corespunzătoare este un oxidant mai puternic şi forma redusă este un reducător mai slab. Prof. Dr. Robert Săndulescu

  7. GENERALITĂŢI Capacitatea oxidantă a unui sistem redox creşte cuvaloarea potenţialelor acestora, numite potenţialeredoxşi care sunt reprezentate de ecuaţia lui Nernst: unde Eo estepotenţialul normal redoxalsistemului considerat (în volţi), R - constantauniversală a gazelor (8,313 J), T - temperatura absolută (oK), F – numărul lui Faraday (96.500 C), n - numărul de electronicedaţi (sau acceptaţi), [Ox] - concentraţia (sau activitatea) formei oxidate, [Red] - concentraţia (sau activitatea) formei reduse. Prof. Dr. Robert Săndulescu

  8. GENERALITĂŢI În cazul în care [Ox] = [Red], expresia devine nulă, şi E = Eocare se numeştepotenţial normal redox. Dacă înlocuim valorile constantelor şi trecem de la logaritmi naturali la logaritmi zecimali, se obţine pentru temperatura de 18oC: Pentrusistemul Fe3+/Fe2+, se poate calcula potenţialulconform formulei: Fe3+ + e- Fe2+ unde Eo = 0,77 V Prof. Dr. Robert Săndulescu

  9. Potenţial normal redox Exemple: Fe3+/Fe2+ Eo = 0,77 V ( = 0) 0,70 V HClO4sau HNO3 0,1 M 0,65 V HCl 1 M 0,61 V H2SO4 1 M Ce4+/Ce3+ Eo = 1,68 V ( = 0) 1,90 V HClO4 9 M 1,70 V HClO4 M 1,28 V HCl M 1,61 V HNO3 M 1,44 V H2SO4 M Prof. Dr. Robert Săndulescu

  10. GENERALITĂŢI Valorile potenţialelor normale redox Eodin ecuaţia lui Nernst au fost măsurate pentru un mare număr de sisteme oxido-reducătoare diferite (vezi Tabelulcu Potenţiale normale redox). Reacţiile de oxido-reducere decurg în sensul formării oxidanţilorşi reducătorilor mai slabi pornind de la oxidanţi şi reducători mai puternici. Prof. Dr. Robert Săndulescu

  11. Potenţiale normale aparente Prof. Dr. Robert Săndulescu

  12. Potenţiale normale aparente Prof. Dr. Robert Săndulescu

  13. Potenţiale normale aparente Prof. Dr. Robert Săndulescu

  14. Potenţiale normale aparente Prof. Dr. Robert Săndulescu

  15. GENERALITĂŢI Aceastăregulă ne permite prevederea sensului reacţiilor redox. Altfel spus, orice oxidant având un potenţialredoxmai ridicat este capabil să oxideze toţi reducătoriial căror potenţial este mai scăzut şi invers, fiecare reducător având un potenţial redox mai scăzut poate să reducă toţi oxidanţii al căror potenţial este mai mare. Prof. Dr. Robert Săndulescu

  16. GENERALITĂŢI Deoarece sistemul MnO4-/Mn2+ are un potenţial normal redox superior, nitriţii sunt reducători şi se oxidează. 2KMnO4 + 5HNO2 + 3H2SO4 2MnSO4 + K2SO4 + 5HNO3 + 3H2O MnO4-/Mn2+ Eo = 1,52 V NO3-/NO2- Eo = 0,93 V Prof. Dr. Robert Săndulescu

  17. GENERALITĂŢI În prezenţa iodurilor în mediu acid, acidul nitros este un oxidant, deoarece potenţialul său redox este mai mare. 2HNO2 + 2KI + H2SO4 I2 + 2NO + K2SO4 + 2H2O NO2-/NO Eo = 0,98 V I2/2I- Eo = 0,53 V Prof. Dr. Robert Săndulescu

  18. Sensul reacţiilor redox Zn Zn2+ + 2e- Eo = - 0,76 V (Zn2+/Zn0) Zn + 2HCl  ZnCl2 + H2 Eo = 0,0 V (H+/H2) Cu Cu2+ + 2e- Eo = 0,34 V (Cu2+/Cu0) 3Cu + 8HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O Eo = 0,95 V (NO3-/NO) Prof. Dr. Robert Săndulescu

  19. FACTORII CARE INFLUENŢEAZĂ POTENŢIALUL REDOX Potenţialul redox este influenţat de o serie de factori: - precipitarea; - formarea combinaţiilor complexe; - pH. Prof. Dr. Robert Săndulescu

  20. FACTORII CARE INFLUENŢEAZĂ POTENŢIALUL REDOX Să considerăm sistemul general redox Ox + ne- Red şiecuaţia potenţialuluiredox corespunzătoare Precipitarea oxidantului Ox diminuează valoarea raportului şi prinurmare şi potenţialul E. Precipitarea reducătorului Red, dimpotrivă, creşte valoarea raportului , deci şi potenţialul E. Prof. Dr. Robert Săndulescu

  21. FACTORII CARE INFLUENŢEAZĂ POTENŢIALUL REDOX 2Cu2+ + 4I- 2CuI + I2 Ionii Cu2+ n-artrebui să oxideze iodurile deoareceEo sistemului Cu2+/Cu+ estemai mic decâtEo sistemului I2/2I-. Cu2+ + e- Cu+ I2 + 2e- 2I- Prof. Dr. Robert Săndulescu

  22. FACTORII CARE INFLUENŢEAZĂ POTENŢIALUL REDOX Să considăm o soluţie ce conţine 10-2 iong/L Cu2+şisă-i adăugămo soluţie 10-1 iong/L iodură. Produsul de solubilitate al CuI, PS = 1,110-12 ne permite calcularea concentraţiei ionilor Cu+şiapoia potenţialul E. PSCuI = [Cu+] [I-] = 1,110-12 Prof. Dr. Robert Săndulescu

  23. FACTORII CARE INFLUENŢEAZĂ POTENŢIALUL REDOX Creşterea valorii potenţialuluila 0,67 V datorată precipitării formei reduse [Cu+] permite oxidarea iodurilorde către sărurile de Cu 2+. Formarea complecşilor influenţează potenţialul redox în acelaşi mod, în acest caz variaţia potenţialului estecu atât mai mare cu cât constanta de stabilitate a complexului estemai mare. De exemplu, în cazul Fe3+/Fe2+ Fe3+ + e- Fe2+ Eo = 0,77 V Prof. Dr. Robert Săndulescu

  24. FACTORII CARE INFLUENŢEAZĂ POTENŢIALUL REDOX Complexarea oxidantului [Fe3+] de către: - ioniifosfat (Ki = 3,510-10) scad valoarea potenţialului până la 0,52 V; - ionii fluorură, formează [FeF6]3-mai stabil (Ki = 8,710-13), iar potenţialul scade mai mult, până la 0,42 V. Prof. Dr. Robert Săndulescu

  25. FACTORII CARE INFLUENŢEAZĂ POTENŢIALUL REDOX Dacă ionii H+ participă la o reacţie de oxido-reducere, concentraţia lorinfluenţează puternic valoarea potenţialuluiredox, care variază direct proporţionalcu concentraţia [H+], adică invers proporţional cu pH-ul. Ox + ne- + mH+ Red + m/2H2O Prof. Dr. Robert Săndulescu

  26. FACTORII CARE INFLUENŢEAZĂ POTENŢIALUL REDOX De exemplu, ionul permanganat este un oxidant foarte puternic în mediu acid (pH = 0) MnO4- + 5e- + 8H+ Mn2+ + 4H2O; Eo = 1,52 V, un oxidant moderatîn mediu slab acid sau neutru MnO4- + 3e- + 4H+ MnO2 + 2H2O; Eo = 1,67 V şi un oxidant slabîn mediu bazic MnO4- +e- MnO42-; Eo = 0,61 V Prof. Dr. Robert Săndulescu

  27. APLICAŢIILEREACŢIILOR REDOX ÎN ANALIZA CALITATIVĂ • Separarea Hg22+cu apă de brom (Br2) sau HNO3 conc. • 3Hg2Cl2 + 8HNO3  3HgCl2 + 3Hg(NO3)2 + 2NO + 4H2O • Hg2Cl2 + Br2 HgCl2 + HgBr2 • 2. Dizolvarea sulfurilor tioacide cu polisulfură • As2S3 + 2(NH4)2S2 + (NH4)2S2 (NH4)3AsS4 Prof. Dr. Robert Săndulescu

  28. APLICAŢIILEREACŢIILOR REDOX ÎN ANALIZA CALITATIVĂ • Dizolvarea sulfurilor cu HNO3sau apă regală • Bi2S3 + 8HNO3 2Bi(NO3)3 + 2NO + 3S + 4H2O • 2HgS + 2HNO3 + 6HCl  3HgCl2 + 2NO + 3S + 4H2O • Identificarea unuimare număr de cationi: • Ag+, Pb2+, Hg22+, Hg2+, Cu2+, Bi3+, As3+, As5+, Sn2+, Sn4+, Sb3+, Sb5+, Mn2+, Cr3+, Fe2+, Fe3+; • şi anioni: Cl-, Br-, I-, NO2-, S2-, S2O32-, SO32-, MnO4-. Prof. Dr. Robert Săndulescu

More Related