Analüütilise keemia lühikonspekt tudengile

Redoksreaktsioon – protsess, millest võtab osa kaks ainet: oksüdeerija ja redutseerija.
Oksüdeerija liidab elektrone, redutseerija loovutab elektrone.
Elektronide üleminekut redoksreaktsioonil kajastab elektronide bilanss, mis näitab
kuidas muutuvad oksüdatsiooni astmed.
Redoksreaktsioonide puhul on oluline teada keskkonna pH väärtust, mis määrab ära
redutseerija ja oksüdeerija võime reaktsioonis osaleda. pH-tundlike reaktsioonide
puhul sõltub redokspotensiaali väärtus temperatuurist, rõhust (gaaside korral) ja ainete
aktiivsest kontsentratsioonist keskkonnas. Oksüdeerijad on tugevamad madala pH
juures, redutseerijad on tugevamad kõrgema pH juures. Üks tugevaim oksüdeerija on
F 2 . F 2 /F - redokspotensiaal standardtingimustel on 2,87 V. E Br2/Br- = 0,54 V.
Redoksreaktsiooni võrrand.
Näide: 2+ + 4+
↔ 3+
+ 3+
Fe
red
Ce
oks
Fe
oks.
vorm
Ce
red . vorm
Liidetavate/loovutatavate elektronide arv protsessis peab olema võrdne. Protsessist
võivad osa võtta ka teised molekulid/ioonid.
Näide: MnO 4 - + 5Fe 2+ + 8H + ↔ Mn 2+ + 5Fe 3+ + 4H 2 O
-
Raud oksüdeerub. Happelises keskkonnas tekib MnO 4 ioonidest Mn 2+ .
Reaktsioonist võtab osa H + , tekib H 2 O. Muutub solventi kuuluvate elementide
oksüdatsiooni aste.
Reaktsiooni läbiviimisel on oluline pH väärtus, mis määrab ära oksüdeerija ja
redutseerija tugevuse.
Redokspotensiaal – potentsiaal, mis näitab, kui suur on redutseerija redutseeriv võime
ja oksüdeerija oksüdeeriv võime. Redokspotentsiaal sõltub keskkonna pH-st.
Redokspotentsiaal on defineeritud vesinikelektroodil toimuva redoksprotsessi alusel.
Vesinik kui taandaja: (g) H 2 ↔ 2H + + 2e -
reaktsioon kulgeb vesinikelektroodil
Redokspotentsiaal sõltub:
• ainete aktiivsusest;
• H 2 rõhust, mis on gaas;
• temperatuurist (mida kõrgem, seda suurem);
• kompleksi moodustumisest;