Основни химични процеси в аналитичната химия
Изтегляне 186 Kb.
|
| Основни положения
Протолитните равновесия, процесите на комплексообразуване, както и процесите на образуване и разтваряне на утайки са свързани с обмен на йони. Известна е и голяма група взаимодействия, при които не се извършва обмен на йони, а на електрони. Това са окислително-редукционните процеси. Първоначално като процес на окисление се е означавало свързването на елементите и на веществата с кислорода, а като процес на редукция — отнемането (отделянето) на кислорода: t° 2Hg + О2 → 2HgO; 2HgO → 2Hg + О2. След въвеждането на електронните представи за строежа на атома процесите на окисление и редукция се свързват с обмен на електрони. За посочените два процеса обменът на електрони е както следва: O + 2е¯→ О ² ‾ ; О ² ‾ - 2е¯ → О → О2, Hg - 2е¯ → Hg ² ; Hg ²+ + 2е¯ → Hg. Окислението е процес, при който веществото отдава електрони, а редукцията е обратният процес, при който се приемат електрони. Частицата, която отдава електрони се нарича редуктор, а тази, която ги приема - окислител. В процеса на окисление редукторът се окислява и химичният елемент повишава степента си на окисление, а окислителят се редуцира (химичният елемент понижава степента си на окисление). Степента на окисление е понятие, пo-широко от валентността и е свързана с вида и броя на зарядите на атома в съединението, изчислени при положение, че всички връзки са йонни. Обикновено се означава с римска цифра. Особен интерес представляват окислително-редукционните процеси, при които формално не се променя степента на окисление на елементите, участващи в състава на веществото. По такъв начин протичат предимно окислително-редукционните процеси при органичните вещества. Например окислението на алкохолите до алдехиди протича по следния начин:
O RCH − OH → RC ═ O + H O \ H В този случай окислението на алкохола до алдехид може да се представи като процес, при който едновременно се отделят два протона и два електрона. Отдадените електрони се приемат от кислорода. Известно се, че алдехидите са силни редуктори и лесно се окисляват до съответните киселини дори от много слаби окислители, напр.
\ \
H ОH От горните два примера може да се направи заключението, че преносът на електрони в някои случаи не е в такава явна форма, а се извършва чрез пренос на атоми, които от своя страна се разглеждат като комбинация от йони и електрони. В много случаи протичането на окислително-редукционни взаимодействия в дадена система може да бъде установено визуално. Например при потапяне на цинкова пластинка в разтвор на CuSO4 след известно време се наблюдава почервеняване на пластинката. Тази промяна е свързана с протичането на редукция и окисление: Cu²+ + 2е¯ → Cu; Zn – 2е¯ → Zn ²+. Това са две полуреакции, които се използват за по-ясно представяне на механизма на процеса. При реално протичане на един окислително-редукционен процес двете полуреакции са свързани в единно уравнение: Cu²+ + Zn Cu + Zn²+ По аналогия с протолитните равновесия и тук може ла се направи много важен извод, че едно вещество ще се прояви като окислител само тогава, когато друго вещество при взаимодействието си с него се прояви като редуктор. При преразпределението на електроните системата като цяло остава електронеутрална - броят на отдадените от редуктора електрони е равен на броя на приетите от окислителя. На тази основа е изравняването на уравненията на окислително-редукционните процеси. Последователността на изравняването на уравненията включва следните етапи: записване на уравнението с участието на съответните окислени и редуцирани форми; написване на двете полуреакции и съставяне на баланса на броя на отдадените и приетите електрони; съставяне на материалния баланс съгласно закона за съхранение на масата на веществата. Когато редоксивзаимодействията протичат в кисела среда в уравнението на процеса се включват водородните катиони, в алкална среда — хидроксидните аниони, а понякога в неутрална среда — молекулите на водата. Например при кислородсъдържащи окислители реакцията протича количествено винаги в кисела среда, при което Н+ образуват с О²¯ слабия електролит вода. Много често уравненията па окислително-редукционните процеси се представят с участието на съответните йони, а не на съединенията. В такива случаи след съставяне на електронния баланс се съставя и баланс на зарядите от двете страни на уравнението. Показателен в това отношение е примерът Сг2О7²¯ + Fe²+ + Н Сг³+ + Fe³+ + Н2О. След намиране на коефициентите пред окислените и редуцираните форми на взаимодействащите компоненти уравнението е: Сг2О7²¯ + 6Fe²+ + H+ 2Cr³+ + 6Fe³+ + H20 За да се определи коефициентът пред Н , се взема предвид, че в дясната част на уравнението броят на зарядите е (24 +) , а в лявата (без Н+ ) е (10+). За да се постигне баланс на зарядите е необходимо коефициентът пред Н+ да бъде 14, а материалният баланс изисква пред H2O коефициент 7. Сг2О7 ²¯ + 6Fe²+ + 14 H+ 2Cr³+ + 6Fe³+ + 7H20. Окислената и редуцираната форма на едно и също вещество съставят една редоксидвойка. Тя се представя, като в числителя се записва окислената форма, а в знаменателя — редуцираната Fe³+ / Fe²+, Zn²+ / Zn, Cu²+ / Cu. Изтегляне 186 Kb. Сподели с приятели:
|