الأكسدة والأختزال | تطبيقات على معايرات الأكسدة والأختزال
- معايرة برمنغنات البوتاسيوم بحمض الأوكساليك
- معايرة اليود بثيوسلفات الصوديوم
- معايرة كبريتات النحاس بثيوسلفات الصوديوم
- معايرة المسحوق القاصر وماءجافيل
- معايرة ملح مور بثنائي كرومات البوتاسيوم
سنتابع في هذا المقال التعرف على بعض التطبيقات على معايرات الأكسدة والأختزال .
1- معايرة برمنغنات البوتاسيوم بحمض الأوكساليك :
إن محاليل برمنغنات البوتاسيوم لايمكن أستخدامها كمواد قياسية أولية ، لذلك لابد من تقييسها (ضبط تركيزها) قبل أستعمالها ، حيث تؤكسد البرمنغنات المواد العضوية الموجودة في الماء لتعطي ثاني أكسيد المنغنيز .
ويتم ضبط تركيز البرمنغنات لاستعمالها كمادة معلومة التركيز في التحليل الحجمي ، بواسطة محلول قياسي أولي من حمض الأوكساليك H2C2O4.2H2O أو اوكسالات الصوديوم ويحصل خلال ذلك التفاعل التالي :
2C2O4-2 +2MnO4- + 16H+ → Mn+2 + 10CO2 + 8H2O
ويتم التفاعل في وسط حمضي قوي يؤمنه حمض الكبريت
والتفاعل بطيء لذلك يجب تسخين محلول حمض الأوكساليك في ارلينة التفاعل إلى درجة حرارة 60 - 70م حيث بعد تفاعل القطرات الأولى من المعايرة سرعان مايصبح التفاعل سريعا ويعود ذلك إلى تشكل أيونات Mn+2 في المحلول التي تلعب دور الحفز الذاتي في تسريع التفاعل .
وهذه المعايرة لاتحتاج إلى مشعر نتيجة أنه أثناء المعايرة يكون المحلول عديم اللون أما بعد نقطة نهاية المعايرة فيصبح هناك فائض ولو قطرة واحدة من محلول البرمنغنات الذي يلون المحلول باللون الوردي .
لايمكن أستخدام حمض كلور الماء لتأمين وسط حمضي لهذه المعايرة ، لأن أيونات الكلوريد تعد جسيما مرجعا وبالتالي تتأكسد بمحلول برمنغنات البوتاسيوم ويصبح الحجم المستهلك من البرمنغنات أكبر من الحجم الحقيقي .
2Cl- → Cl2 + e-
كما لايمكن أستخدام حمض الآزوت كوسط حمضي ، لأنه بحد ذاته مؤكسد قوي يؤكسد بسهولة أيون الأوكسالات أو أي مواد مرجعة تكون في المحلول .
NO3- + 3H+ + 2e- → HNO2 + H2O
2- معايرة اليود بثيوسلفات الصوديوم :
يستخدم اليود على نطاق واسع كمادة مؤكسدة في التحليل الحجمي ، والمعايرة التي تستخدم اليود تسمى المعايرة اليودية أو اليودومترية .
ويتم تفاعل اليود مع ثيوسلفات الصوديوم وفق التفاعل التالي :
2Na2S2O3 + I2 → 2NaI + Na2S4O6
ويتم تحديد نقطة نهاية المعايرة باستخدام مطبوخ النشاء ، الذي يتلون باللون الأزرق بوجود جزيئات اليود التي تمتز على سطحه (حيث يضاف المشعر قبل نهاية المعايرة بقليل والتي يستدل عليها عندما يصيح لون المحلول أصفر) ونقطة زوال اللون أي انتهاء جزيئات اليود من المحلول تكون نقطة نهاية المعايرة وبالتالي يسجل الحجم المستهلك من ثيوسلفات الصوديوم المعلومة التركيز ومن قانون المعايرة الحجمية يمكن حساب تركيز اليود في الحجم المحدد من المحلول .
غير ان للمعايرة اليودية أخطاء وأهم مصدرين للخطأ فيها هما :
- نتيجة الأكسدة الهوائية لمحلول من اليوديد في وسط حمضي .
- نتيجة فقدان اليود الحر بالتطاير .
3- معايرة كبريتات النحاس بثيوسلفات الصوديوم :
ليس هناك مشعر مناسب لمعايرة كبريتات النحاس بثيوسلفات الصوديوم ، لذلك يتم اللجوء إلى الطريقة غير المباشرة بالأستبدال لإجراء المعايرة ، أي بإضافة كمية فائضة من يود البوتاسيوم إلى محلول أيون النحاس Cu+2 (وذلك في وسط حمضي ضعيف لمنع حدوث حلمهة أيونات النحاس) فيحصل التفاعل التالي :
2CuSO4 + 4KI → 2CuCl + I2 + 2K2SO4
وتكافئ كمية اليود المتحررة عن التفاعل كمية كبريتات النحاس تماما .
لذلك عند معايرة اليود بمحلول من ثيوكبريتات يكون عدد مكافئاته مساويا عدد مكافئات كبريتات النحاس ، تتم المعايرة عادة باستخدام مشعر مطبوخ النشاء حتى زوال اللون الأزرق ، ثم يسجل الحجم المستهلك من ثيوسلفات الصوديوم معلوم التركيز ، وبتطبيق قانون المعايرةالحجمية يمكن حساب تركيز محلول كبريتات النحاس في الحجم المأخوذ من كبريتات النحاس .
4- معايرة المسحوق القاصر وماءجافيل :
الجزء الفعال في الماءجافيل هو OCl- أيون الهيبوكلوريت
كما أن جزءا فقط من الكلور يكون متوفرا لأغراض الأكسدة ويدعى هذا الجزء بالكلور المتوافر .
وتتم المعايرة بالطريقة غير المباشرة حيث يعالج المسحوق القاصر بإضافة كمية فائصة من يود البوتاسيوم وحمض الخل فيحدث التفاعل التالي :
OCl- + 2H+ + I- → I2 + Cl- +H2O
وبالتالي فإن كمية اليود المتحررة تكافئ كمية الكلور المتوفرة في الصيغة
وتتم معايرة اليود المتحرر بمحلول معلوم التركيز من ثيوسلفات الصوديوم وباستخدام مشعر النشاء الذي يضاف قبل نهاية المعايرة بقليل وفق التفاعل :
Na2S2O3 + I2 → 2NaI + Na2S4O6
وبمعرفة حجم ثيوسلفات الصوديوم المستهلك والمعلوم التركيز يمكن معرفة تركيز الملح القاصر في الحجم المأخوذ .
5- معايرة ملح مور بثنائي كرومات البوتاسيوم :
يمتلك ملح مور الصيغة الكيميائية :
FeSO4 (NH4)2SO4. 6H2O
وتدخل في التفاعل أيون الحديد الثنائي Fe+2 في وسط حمضي مع ثنائي كرومات البوتاسيوم .
ويكتب تفاعل ملح مور مع ثنائي كرومات البوتاسيوم في وسط من حمض الكبريت بالشكل التالي :
K2Cr2O7 + 6[FeSO4(NH4)2SO4.6H2O] + 7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3Fe2(SO4)3 + 6(NH4)2 + K2SO4 + 43H2O
تتم المعايرة باستخدام مشعر ثنائي فينيل أمين NH(C6H5)2 وتحدد نقطة نهاية المعايرة هند لحظة أنقلاب لون المحلول إلى الازرق البنفسجي ، حيث يكون أثناء المعايرة لون المحلول أخضرا باهتا ناتجا عن تشكل أيونات الكروم الثلاثية Cr+3 الخضراء اللون .
إن التفاعل السابق يكون بطىء عند نهايته حيث قد يختفي اللون الأزرق بعد ظهوره بقليل لذلك لابد من متابعة المعايرة حتى الحصول على اللون الأزرق في المحلول لمدة دقيقتين على الأقل .