Reakcije oksidacije u kiseloj analizi. Praktična stagnacija oksidno-oksidnih reakcija

02.05.2022

§ 1. Oksidacija-redukcija kao jedna od glavnih metoda hemijske analize

Razumijevanje reakcija oksidacije - obnove. Oksidacija - obnavljanje je jedna od glavnih metoda hemijske analize i široko se koristi u analitičkoj praksi. Stoga je poznavanje teorije oksidativno-otkrivajućih procesa od velike važnosti za analitičara. U ovom pasusu, izostavljajući pojedinosti, možemo samo nagađati osnovno razumijevanje reakcija oksidacije-obnove, smrdljive krhotine se izvještavaju u toku kritičke i neorganske hemije. Osnivači ionsko-elektronske teorije oksidaciono-redukcionih reakcija u SRSR-u su Ya. I. Mikhailenko i L. V. Pisarzhevsky.

Oksidacijom se naziva reakcija povezana s trećim dijelom (atomom, ionom ili molekulom) elektrona, a inspiracijom - dodavanjem elektrona.

Govor koji oduzima elektrone govoru, koji oksidira, zove se oksidirajući, a koji oduzima elektroniku drugom govoru, - vodnovnik.

Reakcije oksidacije i međusobnog razumijevanja, nejasno povezane jedna s drugom i ne mogu se posmatrati odvojeno jedna od druge. Zato se nazivaju reakcije oksidacije – obnavljanja (redox reakcije).

Reakcije oksidacije - ponovni razvoj početka tranzicije s prijelazom (u slučaju prijenosa ili prijema) elektrona i praćene su promjenom (povećanom ili promijenjenom) fazom oksidacije elemenata:

Oksidirajuća sredstva. Kao oksidant u analitičkim laboratorijama najčešće se zastosuje: hlorna i bromna voda, , , , kraljevski rog.

L. V. Pisarževski (1874-1938).

Osim toga, majke su na ivici oksidacije, a još su i đakoni i drugi.

Svjetski oksidativni kapacitet ovog oksidacijskog sredstva (atoma ili jona) je sporidnost prema elektronu, a to je energija (robotu, koja je izražena u elektron-voltima), jer vibrira kada je u pitanju novi elektron (div. Poglavlje III, § 27).

Revivalisti. Kao i vodilice zastoja: metalni cink, zlato i aluminijum, tanko, vodilice su takođe jonske i druge.

Oporavačka sposobnost danog obnavljanja (atoma ili iona) je ionizacijski potencijal (potencijalna jonizacija), čista energija (proizvodnja, koja se vraća u elektron-voltah), koji treba potrošiti da biste to uklonili s ovog elektrona na neusklađenom udaljenom mjestu (div. Poglavlje III, § 27).

Reakcije disproporcionalnosti (samooksidacija - samonapredovanje). Jedan te isti govor u ugaru u umovima reakcije može biti i oksidirajući i reaktivan.

U reakciji (a), dušična kiselina oksidira, reakcija (b) je oksidirajuća.

Govor koji se manifestira i oksidira, i inspirira moć, nadovezuje se na reakcije samooksidacije - samoobnavljanja. Takve reakcije se nazivaju reakcije disproporcionalnosti. Prije reakcije, nesrazmjernost zgrade je bogato spoluk.

Pogledajmo oksidacionu moć vodenog peroksida, koji se široko koristi u analitičkoj praksi.

Vodeni peroksid, zbog specifične prirode molekula H-O-O-H, ispoljava se kao oksidant, i kao reduktor:

U reakcijama sa vodećim agensima igra ulogu oksidacionog agensa; a) u kiseloj sredini

Pod uticajem jakih oksidatora pokazuju inspirativnu moć:

b) na kiseloj sredini

Vodeni peroksid može pokazati snažan uticaj ne samo u kiselim (božanskim više), već iu neutralnim, kao i u lokvastim sredinama:

Postoje i reakcije koje se javljaju kako u kiselim, tako i u lokvastim i neutralnim sredinama, u kojima peroksidna voda oksidira. Na primjer: a) za kiseli medij:

b) u neutralnom centru

c) na sredini lokve

Ale, osim toga, u takvim reakcijama, u takvoj peroksidnoj vodi, s jednako neznatnom promjenom medija, igra ulogu oksidacijskog sredstva, na primjer:

zatim vodič, na primjer:

Zbog dualnosti oksidativno-hidrauličke prirode vodenog peroksida, nije teško ući u reakciju disproporcionalnosti:

Dominacija metala, nemetala i iona koje oni proizvode, ojačavaju okside. Bacio ê vídnovnikami. Trošeći svoje elektrone, atomi metala se pretvaraju u elektropozitivne ione. Na primjer:

Oni su metali ili oksidirajuća ili inspirativna moć. Prilikom kupovine elektronike, ioni metala prelaze ili u ione nižeg naboja (a), ili u neutralno stanje (b):

Koristeći elektrone, metalni ioni se pretvaraju ili u njihov veći naboj (a) ili u preklopne ione (b):

Oni koji ne bacaju također mogu pokazati i potvrditi, i oksidirati dominaciju. Trošenjem elektrona, atomi nemetala se pretvaraju u elektropozitivne ione, koji formiraju okside ili sklopive ione kisika u vodenom mediju. Na primjer:

Kupujući elektrone, atomi nemetala se pretvaraju u elektronegativne ione. Na primjer:

Negativni ioni su nemetali i poznato je da su isti. Dok troše elektrone, negativni ioni su nemetalni, bilo u neutralno stanje (a), bilo u sklopive jone (b):

Važniji su sklopivi joni jona koji nose negativan naboj, na primjer, oni su pozitivno nabijeni: .

Sklopivi ioni, u čije skladište ulaze elektropozitivni elementi, trošeći njihove elektrone, pretvaraju se u druge sklopljene ione, koji mogu zamijeniti iste elemente, ali više elektropozitivne faze oksidacije. Na primjer:

Dodavanjem elektrona, sklopljeni ioni se transformišu u druge presavijene ione, pre čije skladište se nalaze elementi niže valencije (a), neutralne molekule (b) ili negativno naelektrisani ioni nemetala (c):

Hemijski zvuk. XIMICHICHIC SNABDEVANJE, REZULTATI YAK, ZMINE EXITRONENA BUDOVEV EELEMENIV, ShO RABYUT, Za RAHUNOK NOVOG ELEKTRONIVA (IONY ZVA'yazov), Zmensnya Abo Elekilsnoye (polarizai), i kao i kovaletni.kovalennye v.

Rozpodil rechovin ugar po prirodi hemijske veze na kovalentnom i jonskom u pevačkom smislu mentalno i uzemljen na najvažniju manifestaciju tog chi ínshoy tipa hemijske veze. Na primjer, ionska i nepolarna kovalentna veza je samo ekstremna granica između polarne kovalentne veze, koja se može vidjeti kao čista ionska i kovalentna veza.

Izvještajna predavanja o teoriji hemijske komunikacije nisu uključena u našu centralu, krhotine hrane se objavljuju na kursevima govora, obične, neorganske i organske hemije. Međutim, mi smo odgovorni da obratimo pažnju na one da se reakcije oksidacije – obnavljanja mogu posmatrati kao reakcije koje su praćene prelaskom elektrona sa jednog atoma, molekula i jona na druge.

Čuvanje oksidativno-reaktivnih reakcija. Prilikom savijanja reakcije oksidacije - obnavljanja nemaju poseban značaj - stvara se stvaranje idealne ionske veze. Tse nesuttvo, scho navit ionne transformacije elemenata, usled prelaska elektrona sa jednog atoma na drugi, nije praćeno, kako se čini, stvaranjem idealne jonske veze.

Ísnuyut različite načine savijanja jednake reakcije oksidacije - obnavljanja. U nastavku je razmotrena jonsko-elektronska metoda koja se zasniva na savijanju dvije reakcije: 1) reakcije oksidacije i 2) reakcijske reakcije, te transfer učenika dodavanjem nomograma na kraj knjige za direktnu reakciju. Uz pomoć ovih nomograma možete, bez posebnog znanja, napisati ionsko-elektronsko izjednačavanje reakcije i zatim ih dodati ukupnoj ionsko neutralnoj reakciji oksidacije – obnavljanja.

Balansiranje reakcija se vrši sa takvim povećanjem, tako da je ukupan broj elektrona, koji su prešli na oksidaciono sredstvo, jednak broju elektrona koje sredstvo potroši.

Otkriti sve govore napisane u lijevom dijelu 1. dijela 1. dijela reakcije i 2. dijela reakcije lične ekvivalencije, kao da su pregledani za reakciju ("vitrate"), a napisani u desnom dio, kao uklonjen kao rezultat reakcije ("prihíd"), zatim presavijeni Rivnyannya reakcije u preostalom izgledu da postanu neke poteškoće. Za koga je potrebno dodati još vrećica (da bi se izbalansirao saldo).

Ispred nabora je jednaka, kora sa nomogramima (div. Dodatak) ili tabela oksidaciono-oksidacionih potencijala (div. tabela 5, strana 96), potrebno je promeniti glavnu ishranu za datu reakciju, ili ne za to.

Neophodno je raditi za one koji imaju puno reakcija, čija se jednakost može izbalansirati, pa pišite na papir, zaista nije praktično ići na ove umove.

Na primjer, bez reakcije

zdravo reakcija

Go reakcije:

a povratne reakcije u tihim umovima praktički se ne dešavaju.

Pogledajmo reakciju oksidacije - obnavljanja:

Pídsobne rívnyannia

Nije važno zapamtiti da je jednaka reakcija oksidacije - u novom obliku - rezultat dodavanja dvije reakcije.

U ovoj primjeni, joni najvišeg stupnja oksidacije sa kiselim ionima, koji nastaju, rastvaraju molekule vode u kiselom mediju, koji se naizgled ne razlikuju u vodi, metaolnoj kiselini i bisulfat-ionu, te joni sa vodom sa kiselim ionima u kiseli medij rastvara molekule vode.

U molekularnom obliku, inducirana reakcija može biti sljedeća:

U slučaju oštrog izgleda, kada je desni dio ionsko-elektronske reakcije presavijen, reakciju oksidacije - obnavljanja potrebno je tretirati takvim pravilima

Schodo ioniv voda

1) sa kiselim ionima, koji otapaju (a) ili rastvaraju (b), ili hidroksidni joni (c) otapaju neutralne molekule tela u vodi:

2) sa jonima fluora, sumpora, selena, telurijuma, azota i drugih elemenata, koji se vrše u nižim fazama oksidacije u mlinu, a čine vodu slabom slabom strujom:

3) sa neutralnim molekulima vode i amonijaka, otapaju vodu sa hidroksonijem i amonijumom.

Chodo ioniv hidroksid

1) u procesu oksidacije, sa elementima nižih faza oksidacije u višim fazama oksidacije, u prisustvu jona u hidroksidu, rastvaraju se kiseli stadijumi elemenata viših faza oksidacije vode:

2) sa elementima koji su slabi do tačke rastvaranja koji se ne razlikuju od vodenih hidroksida, otapaju taloženje hidroksida u hidroksid:

3) kada su elementi oksidirani, manje kompleksni, ioni sa sobom daju kompleksne ione hidroksida hidroksida:

4) sa ionima vode i jonima amonijuma, joni hidroksida, molekule vode (a) i amonijak (b) su očigledno rastvoreni:

Šodo molekula vode

1) sa kiselim ionima, koji su otopljeni (a) ili rastvoreni (b) molekule vode otapaju hidroksilne jone:

2) u procesu oksidacije jona u elementima nižih faza oksidacije u organizmu, molekule vode otapaju kompleksne oksidativne ione (a) i nejasne ione u vodi (b), kao i vodu:

3) u procesu uvođenja elemenata višeg stupnja oksidacije u niži stupanj oksidacije, u prisustvu vode, polovina elemenata niže faze oksidacije (a) ne razlikuje se od vode faza (b) i joni hidroksida su uspostavljeni:

Ostali joni

1) jedno-, dva-tri naelektrisani ioni metala, koji se nejasno lako daju, u neutralnom ili kiselom mediju zadovoljavajuće su ispunjeni kiselim viškom nejasnih soli, na primer:

Trag majke na vodi, a to su jaki (ili hidratisani) katjoni, koji nose tri pozitivna naboja, po pravilu se ne nalaze u izvorima vode. Visoko nabijeni ioni u procesu različitih reakcija oksidacije - obnavljanja, reagirajući s vodom, trenutno se nabijaju ionima kisele vode, čineći ione sklopivim na tip:

Zastosuvannya reakcije oksidacije - inovacija u analitičkoj hemiji. Reakcije oksidacije-obnove se široko koriste u hemijskoj analizi.

1. Prenijeti ione i polovinu elemenata nižih oblika oksidacije u stvari (a) i nižih oblika u niže (b) kako bi se izbjegla njihova fluktuirajuća infuzija u procesu analize:

a) za prednju oksidaciju na mirnim padinama, ako se spuštaju (II) što utiče na tok analize;

b) za obnavljanje u procesu taloženja u dnevnom odnosu hlorid-voda.

2. Za detekciju jona, dati karakteristične reakcije sa oksidantima ili oksidantima, na primjer:

3. Za dno iona, koji se oksidiraju ili ponovo uspostavljaju rezolucijama malih spoluka, na primjer:

4. Za veliki broj namena bogatih neorganskih i organskih polja po opštoj metodi (div. knjiga 2).

U analizi

Reakcije oksidacije-redukcije imaju široku primjenu u analitičkoj hemiji u različite svrhe: za uklanjanje jona, za podjelu iona, za prijenos malih legla u ružama, za maskiranje, za stabilizaciju varijansi u slučaju konzervacije, za kalcinaciju.

1. Vídkrittya kationi i aníonív, podíl ionív.

Bogata količina oksidativno-oksidativnih reakcija praćena je jasno izraženim prirodnim dejstvom, što im omogućava da se široko koriste za ispoljavanje jona. Tako možete dodati katione: Cu 2+, Mn 2+, Cr 3+, Bi 3+, Sb 3+, Hg 2+, Ag +, anjone: J -, Br -, SO 3 2 -, S 2 O 3 2 - to u. Ion bizmuta Bi 3+ se može dodati kada se izlije u lokvicu soli, tako da se katjon Sn 2+ može ukloniti, nakon pojave crnog baršunastog taloga metalnog bizmuta:

SnCl 2 + 4KOH = K 2 SnO 2 + 2KCl + 2H 2 O;

2Bi(NO 3) 3 + 3K 2 SnO 2 + 6KOH = 2Bi↓ + 6KNO 3 + 3K 2 SnO 3 + 3H 2 O;

2Bi 3+ + 3SnO 2 2 - + 6OH - → 2Bi↓+ 3SnO 3 2 - + 3H 2 O

Ion žive Hg 2+ pokazuje reakciju sa sredinom nakon pojave na srednjoj ploči svjetlucave infuzije metalne žive:

Hg (NO 3) 2 + Cu \u003d Cu (NO 3) 2 + Hg ↓;

Hg 2+ + Cu \u003d Cu 2+ + Hg ↓

Na ploči cinka, joni Sb 3+ se vraćaju u crni baršunasti talog metalnog antimona:

2SbCl 3 + 3Zn = 2Sb↓ + 3ZnCl 2

U prisustvu jona u bizmutu, ioni surmina se mogu detektovati za razlučivanje narandžasto-crvenog taloga surmin sulfida pri interakciji sa natrijum tiosulfatom Na 2 S 2 O 3

2SbCl 3 + 3Na 2 S 2 O 3 + 3H 2 O \u003d Sb 2 S 3 ↓ + 3H 2 SO 4 + 6NaCl

Oksidacija kationa Mn 2+ sa olovnim (IV) oksidom ili amonijum persulfatom (NH 4) 2 S 2 O 8 omogućava selektivno aktiviranje kationa nakon pojave fermentacije maline za anion rahunke MnO 4 -:

2Mn(NO 3) 2 + 5PbO 2 + 4HNO 3 = 2HMnO 4 + 5Pb(NO 3) 2 + 2H 2 O

2MnSO 4 + 5 (NH 4) 2 S 2 O 8 + 8H 2 O \u003d 2HMnO 4 + 5 (NH 4) 2 SO 4 + 7H 2 SO 4

Oksidacija Cr 3+ kationa sa amonijum persulfatom (NH 4) 2 S 2 O 8 u kiseloj sredini u dihromat Cr 2 O 7 2 -, koji daje narandžastu boju:

Cr 2 (SO 4) 3 + 3 (NH 4) 2 S 2 O 8 + 7H 2 O (NH 4) 2 Cr 2 O 7 + 2 (NH 4) 2 SO 4 + 7H 2 SO 4

Koristeći se kao vodeći ion Mn 2+, u lokvičnom mediju trenutnim zacrnjivanjem pjegavom metodom, moguće je razlikovati ion Ag +: Ag + + Cl - = AgCl¯

2AgCl + Mn(NO 3) 2 + 4NaOH = 2Ag¯ + 2NaCl + MnO(OH) 2 + 2NaNO 3 + H 2 O

Kao vodič najčešće se koristi vikorna voda (Zn, Fe, Al, Cu), vodeni peroksid H 2 O 2 u kiseloj sredini, natrijum tiosulfat Na 2 S 2 O 3, H 2 S voda, sumporna kiselina H 2 SO 3 i drugi govor, laka za primanje elektronike.

Z okislyuvachiv najšire zastosovuyt kalij-dihromat K 2 Cr 2 O 7 kalijum permanganat KMnO 4 hlor voda vodeni peroksid u lokvi mediju dušične kiseline soli dušične kiseline olovni oksid (IV) PbO 2 i in.

Prilikom analize potrebno je osigurati da se joni Fe 2+, I-, S 2 - , SO 3 2 - ne mogu porediti sa oksidirajućim ionima NO 2 - , Fe 3+, Sn 4+, MnO 4 - , Cr 2 O 7 2 -.

U toku analize, posredno kao oksidirajući vodeni peroksid u mediju lokve, moguće je ukloniti ione Mn 2+, Fe 2+ kao ione Zn 2+, Al 3+:

2Fe(NO 3) 2 + H 2 O 2 + 4NaOH = 2Fe(OH) 3 ¯ + 4NaNO 3

Mn(NO 3) 2 + H 2 O 2 + 2NaOH \u003d MnO (OH) 2 + 2NaNO 2 + 2H 2 O

Oni Mn 2+ i Fe 2+ su vezani za opsadu, au rozchini su osiromašeni da osvete aluminijum i cink.

U sličnom rangu, zamjenski H 2 O 2 u mediju lokve, moguće je odvojiti ione Mn 2+ i Mg 2+:

Mg (NO 3) 2 + 2NaOH \u003d Mg (OH) 2 + 2NaNO 3

U toku taloženja, koji se rastvaraju u amonijum hloridu, odvaja se magnezijum hidroksid, a taloženjem se iscrpljuje MnO (OH) 2.

Sulfit-ion SO 3 2 - može se koristiti, nakon što je nadahnut metalnim cinkom u kiseloj sredini do podneva:

Na 2 SO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + SO 2 + H 2 O

SO 2 + 3Zn + 6HCl \u003d H 2 S + 3ZnCl 2 + 2H 2 O

Jodna voda, u interakciji s različitim sulfitima, mijenja se:

Na 2 SO 3 + I 2 + H 2 O \u003d 2HI + Na 2 SO 4.

Nitritni joni NO 2 - u kiselom mediju oksidiraju ione I - do slobodnog joda, što otkriva škrob u plavoj boji:

2NaNO 2 + 2NaI + 2H 2 SO 4 \u003d I 2 ¯ + 2Na 2 SO 4 + 2NO + 2H 2 O

Nitrat-ion se može dodati sa slanim sulfatom (II) u sredini koncentrovane sumporne kiseline za otopljenu so soli SO 4 smeđe boje:

2HNO 3 + 6FeSO 4 + 3H 2 SO 4 = 3Fe 2 (SO 4) 3 + 2NO + 4H 2 O

FeSO 4 + NO \u003d SO 4

2. Dizajn manjeg obima.

U slučaju različitih metala, legura, bogatih i važnih opadiva, javljaju se i oksidaciono-suvišne reakcije:

Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2

3PbS + 6HCl + 2HNO 3 = 3PbCl 2 + 3S + 2NO + 4H 2 O.

3. Maskiranje.

Na primjer, za detekciju karbonata u prisustvu sulfita, dodati papaline razrijeđene sumporne kiseline i kalijum permanganata, plin, koji se vidi, propušta se kroz vapnyanu vodu. Prisustvo CO 3 2 jona se procjenjuje po zamućenosti vode koja se ispari. Oksidirajući kalijum permanganat SO 3 2 - SO 4 2 -, koji uključuje rastvor SO 2 koji je isti, kao i CO 2 koji uzrokuje zamućenje vode:

Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O

CO 2 + Ca (OH) 2 \u003d CaCO 3 + H 2 O

2KMnO 4 + 5Na 2 SO 3 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

4. Za stabilizaciju reagensa, koji se lako reaktiviraju ili oksidiraju, treba ih ubrizgati aktivnim agensima ili oksidantima. Na primjer, kalajne soli (II) za ranu oksidaciju u Sn 4+ uvode metalni kalaj, Fe 2+ soli - metal ili askorbinsku kiselinu, soli Hg 2 2+ - metalnu živu.

Izvori nekih jakih oksidatora pohranjuju se u tikvice od tamnog stakla kako bi se isključili fotokemijski procesi. Na primjer, vodeni peroksid se postavlja na svjetlo:

2H 2 O 2 2H 2 O + O 2

Kalijev permanganat na svjetlu se miješa s vodom do MnO 2, što izgleda kao smeđa opsada:

4KMnO 4 + 2H 2 O 3O 2 + 4MnO 2 ¯ + 4KOH

Reakcije oksid-voda čine osnovu čitave grupe metoda za kiselinsku analizu, kao što su permanganatometrija, jodometrija i druge.

1. Suština reakcija oksidacije-obnove. Standardni i realni redoks potencijal. Rivnyannia Nernst

2. Glavne odredbe teorije oksidacijskih reakcija

3. Reakcije disproporcionalnosti

4. Pojava vrijednosti redoks potencijala sistema u zavisnosti od različitih faktora (EPC reakcije, pH)

5. Stagnacija reakcija oksid-voda u analitičkoj hemiji

6. Kationi V analitičke grupe. Reakcije katjona V-analitičke grupe.

Ključne riječi i pojmovi

Reakcije oksid-voda

Proces oksidacije

Proces obnove

Okislyuvach

Vídnovnik

Reakcije oksidacije intramolekularne, intermolekularne, disproporcionalne

Galvanski element Platinum crna

Standardni potencijali oksidacije i erozije Stvarni potencijali oksidacije i erozije Nernst Rivne

Katalizatori

Inhibitori

Autokatalitičke reakcije Dobijene reakcije Inducirane reakcije

V analitička grupa kationa

Grupni reagens za V analitičku grupu katjona

Reakcije jona u sali (II)

Reakcije jona u sali (III)

Reakcije jona mangana (II).

Reakcije jona u bizmutu

Reakcije jona u antimonu (III, V)

Sistematska analiza katjona V analitičke grupe

Reakcije oksid-voda u analitičkoj hemiji

Oksidno-oksidacijske reakcije su reakcije koje su praćene prijelazom elektrona s jedne čestice (atoma, molekula i iona) u druge, koje dovode do promjene faza oksidacije elemenata.

Oksidacija je cijeli proces

No° - e - H2O2 - 2e - 2H+ + O2 BO32- + 2OH- - 2e - BO42- + H2O

Reinvencija - ceo proces, ko mora da dođe

atom elektrona, molekula ili jon:

B° + 2e - B2-H2O2 + 2H+ + 2e - 2H2O SG2O72- + 14H+ + 6e - 2Cr3+ + 7H2O MnO4- + 8H+ + 5e - Mn2+ + 4H2O

Kao preteče u analitičkoj hemiji najčešće se koriste: H2O2, BpC12, H2B, H2BO3, Na2B2O3; kao oksidant -C12; Br2; H2O2; K2Cr2O7; KMpo4; NŠ3 i drugi.

Reakcije oksidacije-redukcije uvijek imaju sudbinu dva govora, od kojih je jedan vodeći, a drugi oksidator. Sa količinom elektrona koju prihvata oksidaciono sredstvo, uvek možete dodati količinu elektrona koju je dao proizvođač.

Vrste oksidacijskih reakcija

Glavne vrste oksidacijskih reakcija su sljedeće:

1 - intermolekularne reakcije napredovanja oksidacije (elementi koji mijenjaju stupanj oksidacije nalaze se u skladištu različitih molekula):

PbS + 4H2O2 ^ ^PbBO4 + 4H2O

oksidaciono sredstvo

NaC1 + NaC1O + NaC04 ^ C12 + Na2BO4 + H2O;

2 - intramolekularne reakcije napredovanja oksidacije (elementi koji mijenjaju stupanj oksidacije ulaze u skladište jedne molekule):

NH4NO3^N2O+2H2O

(NnH4)2 C+2O7 - N2° + Cr2O3 + 4H2O;

3 - reakcija disproporcioniranja (samooksidacija-samo-baza) (atomi istog elementa različito mijenjaju stupanj oksidacije):

C°l2 + 2NaOH - NaCl + NaClO + H2O 2H2O2 - 2H2O + O2

Za divlji izgled, oksidativno-oksidativni proces se manifestira na sljedeći način:

de: Red - vodnovnik-chastka, scho víddaê elektroni;

Ox je oksidirajuća frakcija, jer je moguće primiti elektrone.

U ovom rangu s pravom možemo biti vezani za oksidaciono-kiseonički ili redoks par.

Najjednostavniji redoks ulog se može napraviti na sljedeći način: Fe3+/Fe2+, Ce4+/Ce3+, itd. Ofanzivni oblici ovih parova su jednoatomni ioni, u kojima postoji direktan prijelaz elektrona s jedne čestice na drugu.

Najčešće postoje procesi savijanja, u kojima se elektronika i atomi mogu prenijeti odjednom, na primjer:

Mn2+ + 2H2O - 2e - MnO2^ + 4H+.

Oksid-oksidna reakcija može biti samo zbog neposredne međudjelovanja oksidacijskog sredstva (oksidirani oblik) jednog primljenog redoks-pariteta sa njegovim parnjacima (ekvivalentni oblik), a drugog primljenog redoks-pariteta. Kada se to dogodi, redoks reakcija se sastoji od dvije privatne:

aoh! + ne aRedl

BRed2-ne box2

aOxi + bRed2 ^ aRedl + bOx2

Na taj način oksidativno-crvena reakcija kože može biti kao zbir dvije reakcije. Jedan od njih predstavlja transformaciju oksidatora, inshu - lidera.

Potencijal oksid-voda

Rozpodil okislyuvalno-vydnovnyh reaktsiy napívreaktsííí̈ ni manje ni više nego formalna metoda, koja olakšava razumijevanje procesa prijenosa elektrona, ali može biti cijela fizička senzacija.

Komponente kožne reakcije stavite u drugu posudu, različitih veličina sa slanom maglom (epruveta napunjena agar-agar gelom, sa velikom količinom KCl), spustite inertnu elektrodu (platinasti drít) u kožu posudu i zatvorite je (sl. na galvanometru) ), tada će ostatak pokazati prisustvo električne struje. Takav dodatak naziva se galvanski element, a koža s broda od ruža i platinaste strelice naziva se komad.

Fe2+ -- Fe3+ + e

Ce4+ + e - Ce3+

Rice. Šema galvanskog elementa: 1 - platinske elektrode; 2 - električni ključ (cijev, punjena dizajnom KS1); 3 - potenciometar; 4 - boca.

Tokom reakcije u galvanskoj ćeliji, hemijska energija se pretvara u električnu. Elektrodestruktivna snaga (EPS) galvanskog elementa - razlika u potencijalima dvije elektrode (EPS = E1-E2) i karakterizira konstrukciju elektronike, ide u oksidator.

Potencijal redoks opklade (u našem primeru Be/Beta Ce4+/Ce3+) se ne može smanjiti. Na spoju sa cim-om se postavlja zadatak da se napravi način kombinovanja napivela, čiji je potencijal potrebno pripisati napivelementu, čiji potencijal prihvatiti kao standard. Kao takvo punjenje (elektroda) vikoristovuyut standardne vodene elektrode. Ova elektroda je platinasta ploča, prekrivena kuglom platinasto crne boje, jer je prožeta kiselinom i jonskom aktivnošću u vodi, koji su zdravi sami. Elektroda se ispere vodom pod pritiskom od 1013-10 Pa (1 atm). Iz tog razloga, kuglica crne platine je natopljena vodom, koja je poput vodene elektrode, koja se nalazi u jednakim dijelovima s vodenim ionima:

H2 (g) = 2H + 2e.

Potencijal odabrane elektrode jednak je nuli za sve temperature.

Vrahovyuchi, scho EPC galvanski element je skuplji od razlike u potencijalu elektroda (E1 - E2) i E2 = 0 (standardna vodena elektroda): za naznačenu galvansku ćeliju, EPC = E1. Na taj način je potencijal elektrode jednak EPC galvanske ćelije, koja se formira od iste elektrode i standardne vodene elektrode.

U slučaju da se sve komponente reakcije ponovo kupe na standardnoj stanici (hipotetička jednomolarna razlika sa koeficijentima aktivnosti komponenti, jednaka jedinici pri normalnom atmosferskom pritisku i temperaturi).

Potencijal takve elektrode naziva se standardnim elektrodnim potencijalom i označava se kao E0.

Depozit između stvarnog jednakog potencijala oksid-voda elektrode (potencijal elektrode u nestandardnim umovima - E) i standardnog potencijala elektrode (E0) prenosi se na Nernst jednak:

E \u003d E0 + -1n oh

de: R - univerzalni konstantni gas, jednak 8,312 J/(mol K); T je apsolutna temperatura; F - konstanta Faraday, koja iznosi 96 500 C;

n je broj elektrona koje proces elektrode ima;

aox, ared - aktivnost oksidiranih i izvedenih oblika govora, shodno tome, veze u fazi, jednake sličnim stehiometrijskim koeficijentima. Kao da se kaže da se aktivnost može vršiti, kao i da se stvara koncentracija na koeficijent aktivnosti, onda se Nernstova jednakost može napisati na sljedeći način:

E = E0 + ^ log Y°x

nF "Y crveno"

de: y0x – koeficijent aktivnosti oksidiranog oblika;

Yred – koeficijent aktivnosti inspirisane forme. Ako se uključi omjer nap_vreaktsi oksidiranih i rekonstituiranih oblika oksidiranih i drugih iona, njihova koncentracija (aktivnost) treba biti uključena u Nernstovu jednačinu.

Dakle, potencijal redoks opklade EMn04-/ Mn2+, za koji reakcija može izgledati ovako:

Mn04- + 8H+ + 5e ^ Mn2+ + 4H20,

izračunaj za jednake:

*Mn°47 Mn2+ - E Mn°47 Mn2+ + ln "

Ako u Nernstovoj jednadžbi stavite numeričke vrijednosti konstanti i pređete na desete logaritme, tada za temperaturu od 25 ° C to izgleda ovako:

E \u003d E "+ 0,059 18" nas

0,059 lg | 0x] + 0,059 lg

vrijednost

u ostatku rijeke zovu

formalni potencijal i označava se kao E0(1).

Kako Nernst želi uvesti formalni potencijal, to izgleda ovako:

E0(D+0059 lg | °x]

Od ostatka linije, ako je E - E0 (1), ako je [° x] - 1,0.

Equity E 0(1)

pomiriti

formalni potencijal za taloženje u ionskoj snazi razlike. Ako postoji jonska sila koju treba savladati, onda oduzimamo jednakost E0 (1) = E0. Za bogate analitičke analize dovoljna je tačnost takve aproksimacije.

Standardni potencijal vikorista redoks sistema je kao objektivna karakteristika oksidirajućih eminentnih moći spoluka. Što je pozitivnija vrijednost standardnog potencijala, to je više oksidativno. U isto vrijeme, oblici jakih oksidatora mogu biti slabo izraženi u oksidacijskom autoritetu i, naprotiv, oksidirani oblici jakih oksidatora mogu imati slabo oksidacijski autoritet. Ovim redoslijedom oksidativno-oksidirajuće reakcije se javljaju kod većine slabih oksidatora i kod jačih.

Izjednačavanje vrijednosti standardnih potencijala može se promijeniti za direktan prijenos reakcije oksid-voda.

Međutim, treba napomenuti da se standardni potencijali mogu značajno promijeniti u stvarnim i direktno se reakcije mogu promijeniti.

Faktori kao što su pH medijuma, koncentracija reagensa, kompleksiranje, opadanje i drugi faktori se dodaju vrednosti stvarnog potencijala.

Treba napomenuti da pH sredine zbraja stvarni potencijal u padu, ako koncentracija H+ i OH- jona ulazi na Nernstov nivo, a ponekad u isto vreme i na isti nivo. Tse mozhe buti pov'azano íz zmínoy oblik ísnuvannya íonív ín rozhchiní (priliv ídravlítíchní ínshí ínshí jednaki procesi).

Yak je postavljen sa strane. 96 Potencijal redoks pariteta E°mpO4tmp2+ da se taloži u koncentraciji jona u vodi (vrijednost se može mijenjati od 1,51 do 1,9 V), u vezi sa snagom zamjene za frakcionisanu oksidaciju halogeniranih daniona u slobodne halogene. Dakle, pri pH víd 5 do 6, permanganat oksidira manje od jodida (E ° y 21- = 0,53 V), pri pH 3 bromid se oksidira (E ° Br2 / 2Br- = 1,06 V) i manje značajno veća kiselost je oksidirani klorid (E ° su 2sg = 1,395).

Promjena pH vrijednosti može utjecati na vrijednost redoks potencijala, ale, inod i direktno u toku reakcije. Na primjer, reakcija:

LvO43" + 2H+ + 21" - LbOz3" + 12 + H2O,

u kiselom mediju, levoruch teče, au lokvi (pH 9, pomiješan uz pomoć KanSO3) - na desnoj strani.

Za formiranje reakcionog medija postoji pravilo koje je neophodno za optimalan prelaz procesa: ako se kao rezultat oksidativno-oksidativne reakcije akumuliraju H+ ili OH-joni, tada je potrebno stvoriti medij, jer može proliferirati snagu (lokvu ili kiselu).

Osim toga, za reakciju je potrebno uzeti komponente (oksidacijsko sredstvo i vodu), jer reagiraju sa istim medijem. U drugačijoj situaciji možete imati proces galvanizacije.

Poput kundaka, koji ilustruje potencijal i direktno reakciju male polovine, možete izazvati reakciju između Cu2 + i I-.

Standardni potencijal redoks para Sí/Sí postaje 0,159 V, a za par 12/21 vín je 0,536 V. Navedeni podaci ukazuju da Cu2+ joni ne mogu oksidirati I- jone. Međutim, u procesu reakcije, male veličine jednoodist medij Sí1 (PRSí1 = 1.1T0-

). Kada se opsada smiri, koncentracija C iona u maloprodaji se naglo smanjuje. U ovom slučaju, aktivnost Cu2+ jona u varijanti može se razlikovati od jednakosti:

Vikoristovuyuchi Nernst, možete to pokazati

E°cu-/ oui = E0sí2+/cu+ - 0,059lgnP CuI = 0,865 V.

Dakle, redoks par Cu/CuI ima potencijal, koji je veći od potencijala I2/I opklade, nakon čega transformacija postaje moguća.

Konstanta jednake oksid-oksidne reakcije

U bogatom raspoloženju potrebno je poznavati ne samo direktnu reakciju oksid-voda, već i izlaz. Dakle, u analizi računa postoje one reakcije, koje se praktično odvijaju 100% (inače su blizu tome). Korak prekoračenja reakcije određen je konstantom jednakosti.

Yakshcho jednak reakciji oksid-voda poreza u shemi divljeg izgleda:

aOx1+ pRed2 ^ yRed1+ 5Ox2 ,

tada konstanta í̈í̈ rívnovagi (K) izgleda ovako:

K = a a ■ Ja sam u-.

Vikoristička linija Nernsta za parove oksid-voda, koji učestvuju u reakciji, može se pokazati da na 25 °C:

1 m^ Ox, /Re d, Ox2/Red2/

ali na zloglasni pogled:

T, (E ox - E Re d) ^n

de: ERed - standardni potencijali parova koji djeluju na datom re-

dionice kao oksidacijsko sredstvo i vodič; n je broj elektrona koje proces ima. Od ostatka jednakosti, što je veća razlika u potencijalima (EOx-ERed), veća je konstanta izjednačavanja i duže je reakcija zla udesno. Međutim, sljedeća stvar koju treba zapamtiti je da je veliki značaj konstante ne pominjati veliku brzinu procesa.

Faktori kao što su mehanizam reakcije, koncentracija reagensa, temperatura razlike, prisustvo katalizatora ili inhibitora dodaju se brzini reakcije.

Brzina reakcije raste sa povećanjem koncentracije reagensa i povećanjem temperature. Povećajte temperaturu za 10° da biste izazvali ubrzanu reakciju 2-4 puta. Tako, na primjer, uz međudjelovanje kalijevog permanganata sa oksalnom kiselinom, reakcija je ispravna i za nju se povećava razvoj oksalne kiseline. Osim toga, ova reakcija se smatra autokatalitičkom (katalizator je jedan od proizvoda reakcije - ioni Mn).

U nizu vipadkív místse tako zvíní spoluchení ili índuovaní okisno-dnovoluvalíní reakcije.

Na primjer, kada se oksidiraju kalijevim permanganatom, ioni Fe2+ se zakiseljuju hlorovodoničnom kiselinom, dio kalijevog permanganata se tretira oksidacijom klorida:

2Mn04 - + 10C1 - + 16H + - 2Mn2 + 5C12 + 8H2O.

U prisustvu Fe2+ jona, ova reakcija se ne dešava, iako joj razlika u standardnim potencijalima omogućava da prođe. Kako bi se izbjegle nuspojave recepata, postupak se provodi u pogonima, zakiseljenim sumpornom kiselinom.

Stagnacija oksidno-oksidnih reakcija u analitičkoj hemiji

Reakcije oksid-voda se široko koriste u kiselim i kiselim analizama.

U kiseloj analizi, oksidativno-reaktivne reakcije su pobjedničke za:

Prevođenje iz nižih faza oksidacije u veshchi i navpaki;

Prevođenje malih spoluka od trgovaca na malo;

Manifestacija jona;

Vydalennya ioniv.

Dakle, reakcije peroksidne oksidacije vode u lokvičnom mediju vikarnog uočene su u analizi kationa u IV analitičkoj grupi za konverziju faza Bp (I), Av (III), Cr (III) u hidroksotu. oksoanion ovih elemenata u višim fazama oksidacije.

Na primjer, anion [Cr (0H) 6] - oksidiraju se u kromatni ion:

2[Cr(0H)b]3- + 3H20^2Cr042- + 8H2O + 2OH-. Anioni [Bp(0H)6]4- - hidroksoanion [Bp(0H)6]2-: [Bp(0H)b]4- + H202- [3p(0H)6]2- + 2OH-.

Arsenit joni Ab0zz- - za arsenat joni Ab04z-:

Ab033-+ H202^=* Ab043-+ H20.

Istovremeno, reagens oksidira jedan sat i deakira jone V i VI analitičke grupe: 8b (III) - 8b ^), Fe2+ -Fe3+; Mn2+ - Mn02-pH20, C2+-C3+.

Snaga oksida do vodenog peroksida u kiselom mediju zamjenske tvari koristi se za otkrivanje hromat- i dikromat-iona reakcijom otopine perhromne kiseline (boja plave boje):

Cr2072-+4H202+2H+-2H2Cr06+3H20.

Vodeni peroksid u nitratnom mediju vikarnog se koristi kao vodič za prenošenje opadanja Mn02-pH20 i Z(OH)3 sorti u prisustvu kationa Mn2+i Co2+vydpovidno:

MnO2-pH20 + H2O2 + 2H+^=* Mn2+ + |02 + (n+2)H20, 2C(OH)3 + H2O2 + 4H+^ 2C2+ + |02 + 6H20.

Za detekciju jona Ab(III) i Ab^), reakcija vikorista je ojačana metalnim cinkom u produkt sličan gasu AbNz.

U analizi kationa II grupe uočena je reakcija disproporcionalnosti sa polovinom žive:

NV2S12 + M1z-[NvMDO! +Hv |.

Za ispoljavanje katjona Bp vicorista, njihove inspirativne moći povećanjem na polovinu nivoa dvovalentne žive:

Bp2 + + + 4 S1 - + [BpS16] 2-.

Ionij b^) vyyavlyayut način na njihov vídnovlennya do íê0 díêyu na njihov aníonim metalni cink na niklovanoj ploči (datirana galvanska para):

2[SbC16]- + 57p-57p2+ + 2Sb| +12S1-.

Kationi Y se manifestuju, indukujući ih u medijumu lokve na ione metalnog bizmuta heksahidroksostanita (II):

2I(0N)s| + 3 [Bp (0H) 6] 4 - - 2BC + 32 - + 60H-.

Manifestacija Mn jona zasniva se na njihovoj oksidaciji do fermentacije Mn04-jona u chervonij boji uz pomoć amonijum persulfata:

2Mp2+ +5B2082- + 8N2<0^ 2Мп04- + 16Н+ + 10Б042-.

U kiseloj analizi, takvi oksidanti, kao što su HNO3, hlor i bromna voda, često su vikorni.

Dakle, u sistematskom toku analize, suma padajućih sulfida Cu2S i HgS sublimira se obradom sa razblaženom azotnom kiselinom pri zagrevanju:

3Cu2S + 4NO3" +16H+ - 6Cu2+ + 3S| + 4N0| + 8H20.

Imajući ovo na umu, opsada HgS na umu Cu2S se ne razlikuje.

Precipitacija HgS varira u bromnoj vodi u prisustvu hlorovodonične kiseline ili sume koncentrovanog HN03 i koncentriranog HCl:

HgSj + Bg2 + 2Cl- - + 2Br- + Sj, 2HgS | + 2HNO3 + 6HC1 - 3 + 3S | +2N0 + 4H2O.

Crni precipitat metalnog antimona, odveden sa njenim otkrivenim (divine vische), oksidira se dušičnom kiselinom da bi se otopio bijeli talog metasurmske kiseline:

3Sb| + 5MV + 5H+ - 3HSb03 | + 5N0 | + H20.

Reakcije oksid-voda su široko rasprostranjene ne samo u kiseloj analizi kationa, već iu analizi anjona.

Dakle, u toku anjonske analize, uzorak za anion-oksidaciju (Cr2072-, As043-, N03-) se ispituje na razliku KI u kiseloj sredini u prisustvu hloroforma. Pri tome se jod rastvara, što kuglicu pretvara u hloroform crveno-ljubičastu boju.

Dodatno, izvršiti test na anjonske anjone (C204 S203 S2-, S032-, As033-, I-, N02-), na osnovu razlike u koncentraciji joda u slabo kiseloj sredini (iza As033- vina nalazi se u slabo kiseloj sredini).

Uzorak sa koncentrovanim H2S04 (Cl-, Br-, I-, Cr042-, N03-, S032-, S2032Ti in.) zasnovan je na reakcijama oksid-voda, sa kojima su produkti slični gasu (Cl2, I2, C02 i in. .) se vide.

Za ispoljavanje takvih anjona-konstituta, kao što su S03" i C204 N02-vikorističke reakcije, kao rezultat kojih se otkrivaju razlike KMn04:

5S02 + 2H20 +2Mn04- ^ 5S022- + 4H+ + 2Mn2+ 5C2042- +2Mn04- + 16H+ ^ 10C02t + 2Mn2+ + 8H20 5N02-+2Mn04- +3

Za uklanjanje nitrit-iona u prisustvu nitrat-iona pobjede, reakcija s kristalnim amonijum hloridom:

N02-+ Mi/^ N2| + 2H20.

Kationi analitičke grupe V Te2+, Te3+, M^+, Mn2+, 8b (III), 8b (V), B13+

Zagalna karakteristika

Kationi B-elemenata - Mg2+, p-elemenata - Bb(III), Bb(V), N3+ i e-elemenata - Fe3+, Be2+, Mn2+ vide se do analitičke grupe V. Kao rezultat jake polarizacije dikacije V analitičke grupe bogatih spolika (hidroksid, sulfid, fosfati) se ne razlikuju u vodi. U vodi se razlikuju hloridi, bromidi, nitriti, nitrati, acetati, sulfatni kationi V analitičke grupe.

Grupni reagens za katjone V analitičke grupe ê koncentracije različitog amonijaka, koji je u obliku njih u obliku hidroksida, nerazlučiv u višku reagensa.

Dalja analiza kationa V analitičke grupe temelja na različitosti hidroksidnih kationa u koncentracijama amonijum soli, kiselina, kao i na različite oksidno-vodne reakcije i reakcije taloženja ovih kationa.

Z'ednannya Be - žuto-smeđa boja, a Be - svijetlo zelena; rozchini spoluk ínshih kationi - bezbarvní.

Reakcije katjona V analitičke grupe

Razlikovanje natrijum hidroksida i kalijum hidroksida

Uz pomoć katjona magnezijuma, mangana, bizmuta i antimona br. 0H ili K0H, otapaju bijeli amorfni hidroksidni otpad, zeleni hidroksid (II) i halu hidroksida crvene oluje (III):

Mv2+ + 20H- - Mv(0H)2^, Mn2+ + 20H-^ Mn(0H)2^, Fe2+ + 20H- - Fe(0H)2^, Fe3+ + 30H- - Fe(0H)3^, [SbC16 ]3- + 30H- - Sb(0H)3^ + 6C1-, [SbC16]- + 50H- - Sb(0H)5^ + 6C1-, Sb(0H)5^ - Hb03^ + 2H20, N3+ + 30H - ^ N(0H)3^.

Svi hidroksidni kationi V analitičke grupe razlikuju se po kiselinama, na primjer:

Fe(0H)3^+3H+ - Fe3++3H20.

Hidroksid 8b (III) i 8b (V) zbog amfoternih snaga razlikuju se u suvišnim livadama:

8b(OI^ + 3OI" - 3-, ^ + OI- - -.

Magnezijum hidroksid, mangan (II) i hala (II) se takođe razlikuju od većeg br. Í4S1, na primer:

Nv(OI)2^ + 2MI4+ - Nv2+ + 2MI3-I2O.

Moć vikorista za dodavanje magnezijum hidroksida drugim hidroksidnim kationima u V analitičkoj grupi u sistematskoj analizi.

Dijaspora amonijaka

Uz razliku u razlici između amonijaka na razlici kationa V analitičke grupe, otpada otpadanje hidroksida:

Nv2+ + 2MíuI2O - Nv(OI)2^ + 2M1/, - + 5Míz-I2O - SHIZ| ( OI)2^ + 2MI+, Fe3+ + 3MI3-I2O ^ Fe(OI)3^ + 3M1A

Kationi u prisustvu vode u različitom opsegu amonijaka stvaraju bijelu taloženje glavne soli čije se skladištenje mijenja u taložnici u zavisnosti od razlike koncentracije, temperature:

Ví3+ + 2Mí3-Í2O + S1- - Ví(OI)2S1^ + 2Mí/, Ví(OÍ)2S1^ - BiOC1^ + I2O.

Hidroliza soli 3b(III), 3b(V) i bizmuta

Soli u vismutu, surmi (Sh^) hidroliziraju se rastvorima bazičnih soli:

3- + I2O - 8CO1^ + 5C1- + 2I+, - + 2 I2O - 8LO2C1^ + 5C1- + 4I+, Bi3+ + I2O + W)3- ^ BiOZH)3^ + 2I+.

Brkovi otpadaju u kiselinama.

Reakcija jona u magnezijumu

Derivacija natrijum hidrogen fosfata Na2HPO4

Kationi magnezija se podešavaju natrijum hidrogen fosfatom u prisustvu amonijum pufera u prisustvu bijelog kristalnog taloga:

Mg2+ + HPO42- + NH3-H2O ^ MgNHPO^ + H2O.

Ova reakcija se može računati kao mikrokristaloskopska. Kristali MgNH4PO4, koji su se slegli pod satom suve kristalizacije, imaju karakterističan oblik.

Reakcija jona u sali (ÍÍ)

Derivacija kalijum heksacijanoferata (III) K3

Zalíza kationi (II) se prave od precipitata kalijum heksacijanoferata (III) plave boje ("Turnbull blue"):

3Fe2+ + 23-^Fe32^.

Reakcija je specifična i omogućava detekciju Fe katjona drugom metodom.

Opsada se ne razlikuje od kiselina. Na livadama su rasprostranjena vina: Fe32 ^ + 6OH- - 3Fe (OH) 2 ^ + 23-.

Reakcije jona u sali (III)

1. Dijagnoza kalijum heksacijanoferata (II) K4

Zalíza kationi (III) stvaraju tamnoplavi talog („Berlinski crnit“) sa kalijum heksacijanoferatom (II) rozin:

4Fe3+ + 34- - Fe43^

Reakcija Fe sa heksacijanoferatom (III) u kalij je specifična i može se konvertovati drugom metodom.

Reakcija se mora izvesti u kiseloj sredini pri pH=3. Međutim, sa jakim zakiseljavanjem ili dodavanjem previše reagensa, taloženje se mijenja.

Na livadama su postavljene opsade:

Fe43^ + 12OH- - 4Fe(Offb^ + 34-.

2. Diya thiocyonate-ioniv

Zalíza (III) kationi se prave sa tiocijanat-jonima kompleksnog dela zalíze (III), kao način da se prave ruže u crvenim bojama, na primer:

Fe3+ + 3NCS- - .

U slučaju viška tiocijanat-ionova, taloženi su kompleksni joni drugog skladišta:

-; 2-; 3-.

Potrebno je savladati reakciju u kiseloj sredini pri pH=2. Viyav-

niyu Fe s tiocijanat-ionima ispunjeni su anionima (F, PO4 "ta ín), yakí utvoryuyut sa Fe3 + stabilnijim kompleksima, na primjer:

6F- - 3- + 3NCS-.

Reakcije jona u zraku (Sh), (P)

Derivacija sulfosalicilne kiseline

Kationi Zalíza (III), (II) su zasićeni kompleksom sulfosalicilne kiseline različitih boja uzastopno u pH varijansi. Pri pH = 1,8-2,5 uspostavlja se kompleks ljubičaste boje:

Pri pH = 4-8 uspostavlja se kompleks crvene boje:

Pri pH = 8-11 uspostavlja se kompleks žute boje:

Reakcije koje se javljaju u sistematskom toku analize pri detekciji jona mangana

Mangan (II) hidroksid se lako oksidira vodenim peroksidom, s kojim se taloži tamnosmeđi talog H2MnO3 (MnO2-pH2O).

2e + Mn(OH)2^ + H2O ^ H2MnO3^ + 2H+ 1

2e + N2O2 + 2N + - 2N2O__

Mn(OH)2^ + H2O2 -> H2MnO3 + H2O^

Mangan (IV) se također mijenja u mangan (II) u sumpornoj kiselini ili nitratnom mediju pri di H2O2:

2e + H2MnO3^ + 4H+ ^ Mn2+ + 3H2O 1 2e + H2O2 - O2T + 2H+__

H2MnO3^ + H2O2 + 2H+ -> Mn2+ + O2T+ 3H2O

Jaka oksidirajuća sredstva, na primjer, amonijum persulfat (M14) 282O8, oksidiraju Mn (II) u MnO4- ione, kao da su fermentirani u crvenoj boji:

5e + Mn2+ + 4H2O ^ MnO4- + 8H+ 2

2Mn2+ + 5B2O82- + 8H2O -> 2MnO4- + 16H+ + 10BO42-

Reakcija se odvija kada se zagreje iu prisustvu soli srbijala (katalizatora). Reakcija vikorista otkrivena je jonima mangana (II) u sistematskom toku analize.

Reakcije jona u bizmutu

Dijagnoza svježe pripremljenog natrijum heksahidroksostanita (II) Na44-.

Heksahidroksostanit (11) - mijenjaju ion Bi u metalni bizmut u crnu boju. Oni su 4-stíykí tílki u lokvi ruže. Kationi u zraku u njihovim umovima talože bijelu precipitaciju Bi (OH) 3:

Sn2+ + 2OH- - Sn(OH)2^, Sn(OH)2^ + 4OH- - 4-, Bi3+ + 3OH- ^ Bi(OH)3^.

3e + Bi(OH)3^ ^Bil + 3OH- 2

2e + 4- - 2-_^ _ | 3

2Bi(OH)3^ + 34- - 2Bi^ + 32- + "6OH-

Kada vikonanní reakcija katíonív vísmutu sílídí íníkatí sverh kontsentrirovannuyu livada í nagívannya, scho u tsikh umovima može biti crna opsada Snl- nakon reakcije disproportionuvannya:

24- - 2- + Sn^ + 6OH-.

Reakcija jona u antimonu Diya metal cink

Metalni cink na niklovanoj ploči pretvara antimon (III) i (V) u metalni antimon:

23- + 3Zn - 2SU + 3Zn2+ + 12C1-.

Niklovana ploča čini galvanski par sa cinkom, u pozitivnoj elektrodi - Ni, a negativnoj - Zn. Nikl oduzima elektrone, kao što mu daje cink, i prenosi ga na jone antimona, kao što se pretvara u metal. Taloženje metalnog antimona na niklovanoj ploči ne razlikuje se u klorovodičnoj kiselini, ali se razlikuje u dušičnoj kiselini:

5e + Sb^ + 3H2O ^ HSbO3^ + 5H+ 3

3e + NO3- + 4H+ - NE + 2H2O_\_5_

3Sb^ + 5NO3- + 5H+ - 3HSbO3^ + 5NOt + H2O

Sistematska analiza katjona V analitičke grupe

Kationi soli (II) i fiziološkog rastvora (III) detektovani su shot metodom u 8 uzoraka za različite vrste kalijum heksacijanoferata (III) i heksacijanoferata (II) su evidentno:

3Fe2+ + 23- - Fe32^, 4Fe3+ + 34-^ Fe43^.

Kationi surmi (III) i surmi (V) su odgovorni za ispoljavanje svih katjona V analitičke grupe. Antimon (III) oksidira sa HNO3 u antimon (V), jer se čini da precipitira HSbO3. Talog se centrifugiranjem krema u vodi i odvaja koncentriranjem hlor-vodikove kiseline. Antimon (V) u rozchiny pokazuje prisustvo cinka na ploči od nikla.

Svi kationi V grupe, koji su izostavljeni u centrifugi, uzimaju u log najkoncentrovanijih hidroksida amonijaka.

Za dodavanje magnezijevih hidroksida u opsadu, dodajte količinu amonijum hlorida i 3% H2O2. U ovom trenutku Mg(OH)2 precipitira, a kationi Mn2+ se oksidiraju u H2MnO3 (MnO2-nH2O). Precipitacija, koja nastaje od Fe(OH)3, BiONO3, H2MnO3 (MnO2-nH2O), se centrifugiranjem krema u vodi. U centrifugi, kationi magnezija razlažu natrijum hidrogen fosfat u prisustvu amonijum pufera.

U slučaju sedimentacije azotne kiseline razlikuju se taloženje hidroksida (III) i bizmuta, a H2MnO3 (MnO2-nH2O) se iscrpljuje u sedimentu, koji se centrifugiranjem rafinira vodom.

U centrifugi, kationi su vismutu pokazujući prisustvo svježe pripremljenog Na4.

Precipitacija H2MnO3 (MnO2-nH2O) se rastvara u azotnoj kiselini

prisustvo H2O2, a MnO2-nH2O se reducira na Mn. Oni otkrivaju razliku između amonijum persulfata.

Sistematska analiza zbira katjona V analitičke grupe može se izvesti u skladu sa šemom.

ŠEMA SISTEMATSKOG PROCESA ANALIZE KATIONA U V ANALITIČKOJ GRUPI

Fe2+, Fe3+, Mn2+, M^+, Bi3+, 8b (III), 8b (V)

Predavanje №4.

Uklanjanje oksida rívnovag u opsegu electrolítív.

Plan.

1. Reakcije oksid-voda (OV) i njihova stagnacija u analitičkoj hemiji.

2. Rívnovag konstanta oksidno-crvenih reakcija.

3. Uticaj raznih službenika na veličinu elektrodnog potencijala.

1. Reakcije oksid-voda (OV) i njihova stagnacija u analitičkoj hemiji

Oksidno-oksidacijske reakcije su reakcije koje su praćene prijelazom elektrona s jedne čestice (atoma, molekula i iona) u druge, što dovodi do promjene faza oksidacije elemenata.

Oksidacija - Ovaj proces, koji je sličan davanju elektrona od strane atoma, molekula ili jona:

Na 0 – ē → Na +

H 2 O 2 - 2ē → 2H + + O 2

SO 3 2- + 2OH - - 2ē → SO 4 2- + H 2 O

Reinvention - Ovo je proces kada atom, molekul ili jon prima elektron:

S0 + 2? →S2-

H 2 O 2 + 2H + + 2? → 2H2O

Cr 2 O 7 2- + 14H + + 6ē → 2Cr 3+ + 7H 2 O

MnO 4 - + 8H + + 5? → Mn 2+ + 4H 2 O

Kao pioniri u analitičkoj hemiji, najverovatnije će biti: H 2 O 2 , SnCl 2 , H 2 S, H 2 SO 3 , Na 2 S 2 O 3 ; kako oksidira - Cl 2; Br2; H2O2; K2Cr2O7; KMnO4; HNO 3 i drugi.

Vrste oksidacijskih reakcija

Glavne vrste oksidacijskih reakcija su sljedeće:

1 - intermolekularne oksidirajuće-napredne reakcije (elementi koji mijenjaju stupanj oksidacije nalaze se u skladištu različitih molekula):

2-1+6-2

PbS + 4H 2 O 2 → ↓PbSO 4 + 4H 2 O

oksidaciono sredstvo

1 +1 0

NaCl + NaClO + H 2 SO 4 → Cl 2 + Na 2 SO 4 + H 2 O;

2 - unutrašnje reakcije molekularnog oksida(elementi koji mijenjaju stupanj oksidacije ulaze prije skladištenja jedne molekule):

3 +5 +1

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O

3 +6 0 +3

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 → N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O;

3 - reakcije disproporcioniranja (samooksidacija-samo-baza) (atomi istog elementa različito mijenjaju korake oksidacija):

0 -1 +1

Cl 2 + 2NaO H → NaCl + NaClO + H 2 O

1 -2 0

2H 2 Pro 2 → 2H 2 O + O 2

U spaljenom izgledu očituje se proces oksid-vodahajde da rangiramo:

Ox+ne Û Crveni

Oksidacija Rest.

formform

Ox i Red su međusobno povezani i ce-oksidni par (redoksi par).

Fe 3+ +1e Û Fe2+

Cu 2+ +2e Û Cu 0

OxRed

Izravnavanje Ox + ne Û Crvena predstavlja tranziciju oksid-voda ili reakciju oksid-voda.

Tranzicija može biti reverzibilna ili nepovratna.

2JO 3 - +12H 3 O + +10e=J 2 0 ¯ +18H2O

Ag 2 O+H 2 O+2e=2Ag 0 ¯ +2OH-

2- +2e = Hg 0 ¯ +4Cl - .

Na taj način redoks par, tako da kombinacija oksidiranog oblika sa najsličnijim obnovljenim oblikom, dovodi do istih redoks sposobnosti. Smrad zgrade oksidiranog oblika i primanja elektronike i nadahnutog oblika ih víddavati. Za proračunsku procjenu redoks kapaciteta obrnutih redoks parova koriste se potencijali elektroda.

Be-yakíy OB reakcije imaju sudbinu najmanje dva redoksspara - najmanje jednog oksidatora i jednog redoks. Reakcioni proizvodi - novo oksidaciono sredstvo (slab, niski klip):

Vol 1+crveni 2 Û Crvena 1+Vol 2

2Fe3+ +Sn2+ Û 2Fe2+ +Sn4+.

Postoji analogija sa kiselo-baznim reakcijama:

Kiselina 1+baza 2Û baza 1 + kiselina 2.

Cijela elektronska teorija OB reakcija. Mogućnost prodora OV re a ktsíy označava hemijsku aktivnost redoksipara, u njima učestvuje jak. Hemijska aktivnost redoksiparija karakteriše vrednost standardnog (normalnog) oksidativno-ekstrinzičnog potencijala E 0 .

Standardni (normalni) oksidno-vodeni potencijal parova, u različitim oblicima, je razlika u potencijalima, koja nastaje zbog standardne vodene i neaktivne (platinaste) elektrode, zanurenim na rozchiny, koja se može oksidirati kada se oksidira iu obliku jednog redoks para (25° Od aktivnosti komponenti opklade, jednak 1 mol / dm 3).

Na primjer, da biste odredili potencijal klađenja Sn 4+ / Sn 2+, odaberite galvanski element:

(-) Pt (H 2) / H 2 SO 4 // Sn 4+ / Sn 2+ / Pt (+); E 0 Sn4+/Sn2+ =+0,15 V.

Tobto potencijal vimiruju u elektrohemijskom srednjem tipu galvanske ćelije, koja se formira od standardne i indikatorske elektrode, na kojoj se može odvijati elektrohemijska reakcija, odnosno oksidacija redoks-parne komponente. Potencijal indikatorske (obično Pt) elektrode treba mjeriti pomoću standardne (normalne) vodene elektrode. Vin je platinasta elektroda, zanurenija u 1n H 2 SO 4 (ili 1,25 M Hcl). Voda se propušta kroz otvore pod pritiskom od 101,3 kPa na sobnoj temperaturi. Reakcija se odvija na elektrodi:

2H + +2e Û H 2

i vinikaê potencijal oksidno-vídnovnoí̈ opklada 2N + /N 2 što je mentalno prihvaćeno kao nula. Uvodom u prvu elektrodu smanjuje se potencijal drugih oksidnih parova koji napreduju. U stvari, u elektrohemijskoj sredini, oni balansiraju razliku u potencijalima između indikatorske i standardne vodene elektrode. OV para se može formirati iz oblika, koji se nalaze u jednoj agregatnoj stanici, na primjer, rijetko - Fe 3+ /Fe 2+ iu različitim, npr., rijedak i čvrst - Zn 2+ / Zn 0. AT U zavisnosti od standardne RH, potencijal različitih parova može se lako istražiti kroz različite tehnike joga kondicioniranja.

Standardni (normalni) RH potencijal je E 0 parova, kao da se odupire električno neutralnom metalu, - razliku u potencijalima, za koju je kriv metal, zanurenim njihovom soli (sa aktivnošću iona metala 1 mol/l) i standardna vodena elektroda na 25° Z.

Standardni potencijal redoks sistema vikorista jeobjektivne karakteristike autoriteta koji se oksidiraju i ponavljajuz'ednan. Što je pozitivnija vrijednost standardnog potencijalajači je oksidant. Vodnocha vídnovlení oblici jakeoksidacija može biti slabo izražena u uskrsnuću moćia, s druge strane, oksidirani oblici jakih agenasa mogu biti slabioksidiraju autoritete. Ovim redom, oksidno-oksidne reakcije se javljaju u najslabijimoksidanti i lideri najjačih.

Izjednačavanje vrijednosti standardnih potencijala može se promijeniti za direktan prijenos reakcije oksid-voda.

Međutim, sa sigurnošću se može reći da standardni potencijali mogu značajnosvađate se sa stvarnim i direktne reakcije se mogu promijeniti.

Da biste odredili potencijal klađenja E 0 (Zn 2+ / Zn 0), dodajte galvanski element:

(-) Zn / ZnSO 4 // H 2 SO 4 / (H 2) Pt (+)

A(-): Zn 0 ® Zn 2+ + 2e;

K(+): 2H + + 2e ® H 2 0 .

Ako elektron pređe sa vodene elektrode na metalnu, potencijal se uzima kao pozitivan znak; ako je do vode, onda se potencijal opklade mentalno uzima kao negativna vrijednost.

Za vrijednosti i sa jednakim E 0, redoxpar se može pripisati principu mogućnosti prolaska OB reakcije. Na primjer, jednaka vrijednost E 0 s međudjelovanjem parova Fe 2+ /Fe (E 0 = -0,44 B) i Cu 2+ /Cu (E 0 = +0,34) pokazuje da će oblik Cu 2+ biti oksidirajući referentni je Fe, ali potencijal drugog sistema je veći od potencijala prvog sistema:

Cu 2+ + Fe ® Fe2+ + Cu.

Direktan prolaz reakcije na taloženje u obliku vrijednosti sile električnog udara (EPS):

EPC \u003d E0 (oksidirajući) - E0 (korov).

Yakscho EPC > 0 zatim prođe direktnu reakciju. Yakscho EPC< 0, onda je obrnuta reakcija.

Kolika je cijena Fe i Cu 2+: EPC=+0,34-(-0,44)=+0,78 U. Što je više EPC, više energije prolazi kroz interakciju.

Standardni RH potencijali su dodijeljeni za aktivnost, koja je jednaka 1 mol/l. Uz druge vrijednosti aktivnosti, potrebno je povećati potencijal za Nernst-Perers jednak:

ln ® log, t=25 ° Z, onda

Kada je Vol = Red E = E 0.

U tom slučaju, ako je jedan od oblika u čvrstoj ili plinovitoj fazi, onda Nernstova analiza pokazuje samo vrijednost aktivnosti forme, jer je ona u rijetkoj fazi:

E (Fe 2+ / Fe 0)

E(Cl 2 /2Cl -)

Dakle, prilikom prelaska jednog oblika u drugi, ili učestvuju molekuli vode, ili se mogu uvesti u skladište oksidiranih ili obnovljenih oblika. Presavijte elektronsko-ionsku oksidaciju ili obnovu:

MnO 4 - + 8H + + 5e \u003d Mn 2+ + 4H 2 O.

SnO 3 2- + H 2 O + 2e \u003d SnO 2 2- + 2OH -.

Zastosuvannya:

Reakcije oksid-voda su u velikoj mjeri potaknuteyakísny i kílkísnym analízí.

U kiseloj analizi, oksidativno-reaktivne reakcije su pobjedničke za:

Prevođenje iz nižih faza oksidacije u povrću i navpaki;

Prevođenje malih spoluka od trgovaca na malo;

Manifestacija jona;

Vydalennya ioniv.

Dakle, reakcije peroksidne oksidacije vode u mediju lokvemig u analizi katjona IV analitičke grupe zatranslacija poliuksa Sn(II), As(III), Cr(III) u oksoanion hidroksotetsikh elementi u višim fazama oksidacije.

1. Za prijenos iona i elemenata s nižim nivoom oksidacije u kućištu i navpak:

a) Fe 2+ i Fe 3+,

b) Od V do Kao III.

2. Za prisustvo jona da bi se dale karakteristične reakcije sa oksidacionim agensom:

H + As III Ag +

M n 2+ MnO 4 - As -3 H 3 As +3

H 2 OMnO 2 AsV

3. Za oslobađanje iona koji se oksidiraju ili se vraćaju u rezoluciju malih poluživota.

H2O2

Mn 2+ MnO 2 ¯ .

VIN -

4. Na kílkísny imenovan.

Reakcije sa vodećim oksidom nisu široko vikornemanje u kiseloj analizi kationa i u analizi anjona.

Dakle, u toku analize na anjon, uzorak za anion-oksidaciju (Cr2O72-, AsO43-, NO3-) testira se na razliku KI u kiseloj sredini u prisustvu hloroforma. Kada tvomu utvoryutsya vílny jod, scho farbuêkuglica hloroforma crveno-ljubičaste boje.

Osim toga, izvršite test na anjonske agense (C 2 O 4 2- , S 2 O 3 2- ,S 2- , SO 3 2- , AsO 3 3- , I - , NO 2 -)slabo kisela sredina (nakon kajsije AsO 3 3-, yakí se pojavljujeslab lunarni medij).

Uzorak odkoncentrirani H 2 SO 4 (Cl -, Br -, I -, CrO 4 2-, NO 3 -, SO 3 2-, S 2 O 3 2- ta ín), at kojima se vide gasoviti produkti (Cl 2 I 2 CO 2 i in).

Da bi se otkrili takvi konzervatori anjona, kao što je SO 3 2- i C 2 O 4 2-, NO 2 - vikorističke reakcije raspršiti KMnO4.

2. Konstanta izjednačavanja oksidno-crvenih reakcija.

U bagatioh vipadkah je potrebno znati ne samo direktnoreakcije oksid-voda, alecurenje. Dakle, u analizi računa, postoje te reakcije, jakpraktički curi 100% (inače mu se približe). Stepintok reakcije je određen konstantom jednakosti.

Dubina prolaska OM reakcije određena je konstantom izjednačavanja:

aOx 1 + bRed 2 = aRed 1 + bOx 2.

a0x 1 + ne = aRed 1.

bRed 2 + ne = bOx 2.

Kada je jednako, E 1 = E 2

½ ½

Sve do reka.

Tom

Sve do reka. =.

n-glavni broj elektrona koji učestvuju u reakciji. Reakcije koje se odvijaju na redovnoj osnovi su zbog konstante veće od 108 (za um je 99,99% govora bilo povezano).

Tobto, .

D E 0 ³ + 0,4 (n=1)

D E 0 ³ + 0,2 (n=2)

Od ostatka godine, vidite, koja razlikapotencijala (E 0 Ox - E 0 Red), što je veća konstanta izjednačavanja i više jednakaprotíkatime je reakcija ljuta na desno. Međutim, sljedeća uspomenavelika vrednost konstante ljubomore je da ne govorimo o hramubrzina prekida procesa.

Na brzinu reakcije dodajte takve faktore,kao mehanizam reakcije, koncentracija reagensa, temperaturna razlika,prisustvo katalizatora i inhibitora.

Brzina reakcije raste sa povećanjem koncentracijereagensa, kao i pri različitim temperaturnim promjenama. Sound zbílshennyatemperatura za 10 ° dovode do ubrzane reakcije u 2-4 puta. dakle,na primjer, interakcijom kalijevog permanganata sa oksalnom kiselinomReakcija kiseline je ok i za njeno ubrzanje razvoja je zagrevanje.

Osim toga, reakcija se može dovesti do autokatalitičke (katalizatorê jedan od proizvoda reakcije su joni Mn 2+).

Jedan broj vipadkiva može imati ovakvo mjestoindukcija oksidno-oksidnih reakcija.

Na primjer, kada se oksidiraju kalijum permanganatom, Fe 2+ joni u maloprodaji,zakiseljen hlorovodoničnom kiselinom, dio kalijum permanganata je obojenza oksidaciju hlorida:

2MnO 4 – + 10Cl – + 16H + ® 2Mn 2+ + 5Cl 2 + 8H 2 O.

Zbog prisustva Fe 2+ jona ova reakcija nije očekivana, iako je razlikastandardni potencijali dozvoljavaju njeno curenje. Za zabígannyanuspojavesumporna kiselina.

3. Ubrizgavanje različitih službenika u veličinu potencijala elektrode.

Na vrijednost stvarnog potencijala dodajte takvefaktori, kao što su pH medija, koncentracija reagensa, kompleksiranje,Utavlennya opadív ta ín.

Sljedeći korak je naznačiti da se pH medija dodaje stvarnompotencijal nije samo u tihim fluktuacijama, ako uđu koncentracija H+ i OH-ionakod Nernsta ravnog, a u drugim vremenima u isto vreme u isto vreme na njemu ravnog.

Tse se može vezati iz promjene oblika temelja jona u maloprodaji(prskana po hidro litički i drugi jednaki procesi).

Kako je redoks potencijal klađenja E 0 MnO4-/Mn2+ deponovan ukoncentracija jona u vodi (navedena vrijednost može varirati ovisno o1,51 V do 1,9 V)frakciona oksidacija danion halogenida u slobodne halogene

Dakle, pri pH víd 5 do 6, permanganat oksidira samo jodid (E 0 I2 / 2I- \u003d 0,53 B) pri pH 3, bromidi se oksidiraju (E 0 Br2 / 2Br- \u003d 1,06 B) i to samo pri značajnojveća kiselost, hloridi se oksidiraju (E 0 Cl2 / 2Cl- = 1,395 B).

1) ulivanje jonske snage razlike.

Promjene jonske snage uzrokovane su promjenama koeficijenata jonske aktivnosti. Naboj jona oksidiranog oblika mijenja se u skladu s nabojem obnovljenog oblika, pa se njihova aktivnost različito mijenja. Kao i kod svake promjene aktivnosti u Nernst formuli, ona se povećava, a redoks potencijal se istovremeno povećava.

Ulivši ionsku snagu, lako je osigurati razliku uz pomoć stvarnih potencijala.

Za približne ruže formula se često zaglavi:

tako da se pravi standardni potencijal uzima kao normalni standardni RH potencijal.

2) ubrizgavanje koncentracije komponenata redoks para.

Iz Nernstove analize jasno je da je E = f (C Ox, Red). Povećajte C Ox i promijenite C Red da povećate potencijal i učinak. Ako je oksidirani oblik 100 puta veći od koncentracije obnovljenog oblika, tada je potencijal veći od stvarnog standardnog potencijala Art.

Dakle, promjena koncentracije spívvídnoshnja viklíkaê vídno mali zmínu potencijal. Dakle, možete to reći glavnu ulogu značajnog potencijala igra realni standardni potencijal, tako da hemijska priroda komponenti redoks para.

3) dodavanjem pH vrijednosti.

U većini varijeteta, u vodenim varijetetima, u redoks prijelazima, učestvuju ili hidroksid-joni. Istovremeno, oni hidroksin sudjeluju u procesima obnavljanja oksidiranog oblika:

Ox + aH + + ne \u003d Crveno + n / 2 H 2 O,

i hidroksid-ioni - u procesima oksidacije obnovljenog oblika:

Ox + a / 2 H 2 Pro + ne \u003d Crvena + aOH -.

U obje fluktuacije, uz dodatak pH, razlika se može ručno podesiti stvarnim standardnim potencijalima:

Što je niža pH vrijednost, veći je stvarni standardni potencijal, to se više oksidira oksidirajući oblik. Vrijednost potencijala opklade u umovima leži u spívvídnennia koncentracijama oba oblika redoksparija:

Koristim takvo pravilo za stvaranje reakcionog medija,Neophodno za optimalno prekoračenje procesa:kao rezultat oksidativno-oksidativne reakcije akumuliraju H + ili BIN - - ako su, onda je potrebno stvoriti sredinu, kao da suprotni autoriteti (lokva čija je kisela).

Osim toga, za reakciju je potrebno uzeti komponente (oksidirajućeVídnovnik), yakí reaguju na istoj sredini. In protileu isto vrijeme, majka može imati mjesto za galvanizaciju procesa.

Kao iu redoks tranziciji, hidroksid-joni mogu učestvovati, možda:

5) injekcija kompleksiranja.

Tsei uticaj more suttevy. Na primjer, u vremenima titracije Fe 2+ jona sa bihromatom, dodavanje H 3 RO 4 omogućava da se pojavi oksidirani oblik Fe 3+ kompleksa, što rezultira povećanjem veličine titracije.

Kílkísní karakteristike vplyu rasglyadatimutsya vyvchenní reakcije komplektovennya.

Reakcije oksid-voda su najraširenije i igraju važnu ulogu u prirodi i tehnologiji. Dihanna i razmjena govora živih organizama, korozija metala, planinska vatra - to su primjeri oksidacijskih reakcija. Uz pomoć OVR-a oduzimaju se metali, livade, kiseline i još puno drugih vrijednih proizvoda. OVR vikorist za prečišćavanje reka, prirodnih i kanalizacionih voda, gas wiki preduzeća. Oksidirajuća sredstva koja čine zaražene sorte se široko koriste za analizu različitih govora metodom titracije. Pojednostavimo metodu analize i upoznajmo se u ovom radu.

eksperimentalni dio

Dosvid 1 . Uticaj pH medija na prirodu prekoračenja reakcije oksid-voda

Vídomi spoluki mangan, scho za čišćenje ovog elementa u različitim fazama oksidacije:
,
,
. Broj govora otkriva razlike u oksidacionoj i odlučujućoj moći i čini razlike u razlikama u bojama:
u tamnim malinama,
- u zelenilu
pravim rozchin bez bara,
pasti pri pogledu na braon opsadu. U hemijskim reakcijama
do jedne od oznaka govora upalo u kiselost sredine.

Da biste procijenili pH medija na oksidnu snagu kalijum permanganata, sipajte 2-3 ml natrijum sulfita u tri epruvete
.U jednu epruvetu dodati 1 ml
, dodati 1 ml rastvora u treću epruvetu sa neutralnom solju
. Dodajte istu količinu (2-3 ml) kalijum permanganata u kožnu epruvetu
.

Označite promjenu u pripremi rozchiniva i napišite sheme reakcija koje se javljaju u različitim medijima. Odaberite stupanj oksidacije Mn u vašim podovima, postavite koeficijente s jednakostima. Istražite visnovok o uticaju pH medija na snagu oksida
.

Dosvid 2. Imenovan umjesto sale ( II ) u joga soli permanganatometrijom

Metoda permanganatometrije koristi se za vapnenačko označavanje govora, oksidaciju zgrada i temelje za promjenu fermentacije tla. Mn pri promeni druge faze oksidacije. Koja je razlika kod titriranja zakiseljenog govora
do što je praćeno povećanjem količine soli mangana
biti slab . Pojava problema govori o završetku reakcije i prisutnosti beznačajnog viška reagensa.

Eksperimentalno odredivši količinu vitraža
, moguće je iz zakona ekvivalenata izvesti količinu gotovog govora.

Definicija dvovalentne soli temelji se na činjenici da je u kiseloj sredini ion
lako oksidira permanganatom do jona
.Reakcija koja se javlja u procesu titracije razlike između soli dvovalentne soli izražava se sljedećom shemom:

Za vikonannya roboti pozovite analitičke tablice sa tačnošću do 0,0002 g (na godišnjem nagibu) papaline kristala sulfatne soli
, Vídomogo píd nazvou vízny vitriol. Zapišite masu soli u zoshitu. Uzmite jačinu iz završne tikvice, sipajte u nju 50 ml sumporne kiseline, pažljivo promiješajte, izvucite sol.

Na biretu za pomoć virvi pour rozchin
vídomoí̈ koncentracija; stavite bocu ispod birete. Podizanje vrha birete je više jednak zatistu, vint the revisit i zapovnít yogo rozchin. Postavite riven liniju u bireti na nultu oznaku (za tamni rídin, potrebno je raditi duž gornje ivice meniskusa).

Obrezivanje boce od raznih sorti
pri rukama, uz stalno mešanje, dodajte male porcije ruža
do pojave blago erizipelatnog farbuvanja. Nakon završetka titracije, upišite količinu kalijum permanganata u vitraž.

Napišite jednaku reakciju, dodijelite broj elektrona koje daje ion poplave i izračunajte molarnu masu 1. ekvivalenta koristeći formulu (1):

(1)

Otvori masu oksidirane pljuvačke, vikoristu zakon ekvivalenata: broj ekvivalenata
više jednak broju ekvivalenata
da nečiji stav pobeđuje ljubomoru: