Oksido reakcijos rūgščių analizėje. Praktinis oksido-oksidų reakcijų sąstingis Oksido-oksido reakcijų būklė cheminėje analizėje

02.05.2022

§ 1. Oksidacija-atnaujinimas kaip vienas pagrindinių cheminės analizės metodų

Supratimas apie oksidacijos – atsinaujinimo reakcijas. Oksidacija yra vienas iš pagrindinių cheminės analizės metodų ir plačiai taikomas analitinėje praktikoje. Todėl analitikui didelę reikšmę turi oksidacinių procesų teorijos išmanymas. Šioje pastraipoje, praleidžiant detales, neįmanoma prisiminti pagrindinių sąvokų apie oksidacijos-atsinaujinimo reakciją, o jos dalys yra aiškiai išdėstytos organinės ir neorganinės chemijos eigoje. SSRS oksidacijos ir atsinaujinimo reakcijų jonų-elektronų teorijos įkūrėjai buvo Ya. I. Michailenko ir L. V. Pisarževskis.

Oksidacija yra reakcija, apimanti elektronų (atomo, jono ar molekulės) praradimą, o atsinaujinimas yra elektronų pridėjimas.

Kalba, kuri pašalina elektronus iš kalbos, kuri yra oksiduota, vadinama oksidatoriumi, o ji suteikia elektronus kitai kalbai, vadinama oksidatoriumi.

Oksidacijos ir atsinaujinimo reakcijos yra tarpusavyje susijusios, neatskiriamai susijusios viena su kita ir negali būti vertinamos kaip vienos rūšies kitos. Jos taip pat vadinamos oksidacijos-atsinaujinimo reakcijomis (redokso reakcijomis).

Oksidacijos reakcijos - atsinaujinimas visada yra susijęs su elektronų perėjimu (stiprinimu ar papildymu) ir yra lydimas elementų oksidacijos stadijos pasikeitimo (padidėjimo ar pasikeitimo):

Oksidacija. Analitinėse laboratorijose dažniausiai naudojamos oksiduojančios medžiagos: chloro ir bromo vanduo, karališkasis degtas.

L. V. Pisarževskis (1874-1938).

Be to, mama žino, kad oksiduojančios medžiagos taip pat daro tą patį.

Tam tikro oksidatoriaus (atomo ar jono) oksido laipsnis yra jo giminingumas elektronui, tai yra energija (darbas, kuris išreiškiamas elektronų voltais), kuri susidaro pridedant naują elektroną (skyrius. III, § 27).

Įsimylėjėliai. Kaip gruntai, jis sustingęs: metalo cinkas, metalas ir aliuminis ir tt ir t.t.

Tam tikros rūšies (atomo ar jono) pasaulinė vertė yra jonizacijos potencialas (jonizacijos potencialas), kuris skaitine prasme yra lygus energijai (darbo, kuri išreiškiama elektronų voltais), i kiek jums reikėtų išleisti, kad nunešti naują elektroną į be galo tolimą atstumą (skyr. III skyrius, § 27).

Disproporcingumo reakcijos (autooksidacija – savaiminis atsinaujinimas). Vienas ir tas pats žodis reakcijos mintyse gali būti ir oksidatorius, ir pirmtakas.

Reakcijoje (a) azoto rūgštis yra oksidatorius, o reakcijoje (b) ji yra pradinė medžiaga.

Kalbos, atskleidžiančios ir oksidus, ir oksidacinę galią, paremtos savioksidacijos reakcija – savęs atsinaujinimu. Tokios reakcijos vadinamos disproporcingomis reakcijomis. Prieš neproporcingumo reakciją – daug sėkmės.

Pažiūrėkime į ataskaitą apie vandens peroksido oksidacinę-hidraulinę galią, kuri plačiai pripažįstama analitinės praktikos metu.

Dėl specifinio H-O-O-H molekulių pobūdžio vandens peroksidas veikia ir kaip oksidatorius, ir kaip pirmtakas:

Reakcijose, kuriose dalyvauja hidrantai, Vaughn atlieka oksidatoriaus vaidmenį; a) rūgščiame viduryje

Veikiamas stiprių oksidatorių, jis pasižymi galingomis galiomis:

b) rūgščiame viduryje

Vandens peroksidas gali pasižymėti galingomis savybėmis ne tik rūgštinėse (stebinančiose) medžiagose, bet ir neutralioje bei tinkamoje terpėje:

Taip pat yra reakcijų, kurios vyksta rūgštinėje, neutralioje ir neutralioje terpėje, pavyzdžiui, peroksidas, vanduo ir oksidacija. Pavyzdžiui: a) rūgščiam viduriui:

b) neutraliame viduryje

c) pievos centre

Be to, yra reakcijų, kurių metu vandens peroksidas atlieka oksidatoriaus vaidmenį, beveik nereikšmingas terpės pasikeitimas, pavyzdžiui:

tada kasdien, pavyzdžiui:

Dėl dvigubo vandens peroksido oksidacinio pobūdžio jis yra jautrus disproporcijų reakcijoms:

Metalų, nemetalų ir jų sukurtų jonų oksidinės-vandenilio savybės. Metalai yra vienodi. Švaistydami savo elektronus metalo atomai virsta elektropozityviais jonais. Pavyzdžiui:

Šie metalai pasižymi oksidais arba druskos rūgštimis. Perkant elektronus ir metalo jonus, jie pereina į mažo krūvio jonus (a) arba į neutralią būseną (b):

Išsekę elektronai ir metalo jonai paverčiami didelio krūvio jonais (a) arba sulankstomais jonais (b):

Nemetaluose taip pat gali būti tiek didelės vertės, tiek galios oksidų. Švaistantys elektronai, nemetalų atomai paverčiami elektropozityviais jonais, kurie vandeninėje terpėje sukuria oksidus arba deguonies turinčius jonus. Pavyzdžiui:

Perkant elektronus, nemetalų atomai paverčiami elektronneigiamaisiais jonais. Pavyzdžiui:

Neigiami nemetalų jonai yra jų kilmė. Švaistydami elektronus, neigiami nemetalų jonai pereina arba į neutralią būseną (a), arba į sulankstančius jonus (b):

Svarbu, kad didžioji dalis sulankstytų deguonies jonų turėtų neigiamus krūvius, pavyzdžiui, jie yra teigiamai įkrauti: .

Sulankstomi jonai, kuriuose yra elektroteigiamų elementų, išeikvodami savo elektronus, virsta kitais sulankstomais jonais, kuriuose yra tie patys elementai, arba net elektropozityvesnė oksidacijos stadija. Pavyzdžiui:

Pridėjus elektronų, sulankstyti jonai paverčiami kitais sulankstytais jonais, įskaitant mažo valentingumo elementų jonus (a), neutralias molekules (b) arba neigiamai įkrautus nemetalų jonus (c):

Cheminis ryšys. Chemines reakcijas dažniausiai lydi elementų atomų elektronų tankio pasikeitimas, reaguojantis į visišką elektronų perdavimą (joninės jungtys), elektronų tankio sti pasikeitimas arba padidėjimas (poliarizacija), taip pat elektronų poros (kovalentiniai ryšiai) .

Kalbos skirstymas vyksta dėl cheminio ryšio prigimties į kovalentinius ir jonizuotus jonus dainavimo prasme ir yra pagrįstas svarbiu vieno ar kito tipo cheminio ryšio pasireiškimu. Pavyzdžiui, joniniai ir nepoliniai kovalentiniai ryšiai yra tik kraštutinės polinių kovalentinių ryšių ribos, kurios gali būti vertinamos kaip grynai joninių ir kovalentinių jungčių variantas.

Cheminio jungimo teorijos pranešimas mūsų katedroje nėra įtrauktas, o likusi dalis pateikiama natūralios, gamtinės, neorganinės ir organinės chemijos kursuose. Tačiau turime atkreipti dėmesį į tuos, kad oksidacijos-atsinaujinimo reakcijos gali būti laikomos reakcijomis, kurias lydi elektronų perėjimas iš vienų atomų, molekulių ir jonų į kitus.

Sulenktas oksidacinių reakcijų lygis. Kai derinama, oksidacijos ir atsinaujinimo reakcijos neturi ypatingos reikšmės ir sukuriamas idealus joninis ryšys. Visas šis tinklas, vedantis į elementų joninę transformaciją, yra susijęs su elektronų perėjimu iš vieno atomo į kitą ir, matyt, nėra lydimas idealaus joninio ryšio sukūrimo.

Yra įvairių būdų, kaip vystyti oksidacijos ir atsinaujinimo reakcijas. Žemiau pateikiamas jonų-elektroninis metodas, pagrįstas dviem reakcijomis: 1) oksidacijos reakcija ir 2) atsinaujinimo reakcija, ir perteikiamas mokinio vertinimas dėl knygos pabaigoje pridėtų nomogramų. ami tiesioginei oksidacijos reakcijai nustatyti. - atnaujinimas. Naudodami šias nomogramas galite be didelių pastangų aiškiai užrašyti jonų-elektroninius reakcijos ekvivalentus ir įtraukti juos į pagrindinius oksidacijos-atsinaujinimo reakcijos joninius ekvivalentus.

Balansavimas reakcijos metu atliekamas taip, kad elektronų, patenkančių į oksidatorių, skaičius būtų lygus oksidatoriaus prarastų elektronų skaičiui.

Atskleisti visas kalbas, parašytas 1-osios dalies kairėje dalyje dėl reakcijos ir 2-oje – kaip pagalbinio lygaus reakcijos rezultatas, praleistas reakcijai („atsitraukimas“), ir tas, kurios buvo parašytos dešinė dalis, kaip atmesta ir dėl reakcijos ("atvykimo"), tada sulankstyta Lygi reakcija į likutinę išvaizdą nesukels jokių sunkumų. Tam reikia užkloti maišelį (kad subalansuotumėte balansą).

Prieš pradedant analizę, naudojant nurodytas nomogramas (skyr. Priedas) arba oksidacinių potencialų lentelę (5 skirsnis lentelė, 96 psl.), būtina nustatyti pagrindinę reakcijos maistinę būseną ar ne.

Norint rašyti popieriuje, reikia dirbti su tuo, kad yra daug reakcijų, kurių pusiausvyrą galima subalansuoti, tiesą sakant, daugeliui proto beveik neįmanoma.

Pavyzdžiui, nėra jokios reakcijos

kai įvyksta reakcija

Sekite reakcijas:

o atvirkštinės reakcijos šiuose galvose praktiškai nevyksta.

Pažvelkime į oksidacijos ir atsinaujinimo reakciją:

Podsobne Rivnyanya

Svarbu pažymėti, kad vienoda oksidacijos reakcija – atsinaujinimas nauja forma yra dviejų reakcijų derinio rezultatas.

Šiuo atveju jie turi aukštą oksidacijos stadiją oksidacijos jonais, kurie susidaro, rūgsta rūgštinėje terpėje, metaolio rūgšties ir bisulfato jonai, o jonai vandenyje su jonais.Rūgščią terpę tirpdo vandens molekulės.

Molekulinė forma turi didesnę reakciją, kuri gali būti tokia:

Įprastu požiūriu, kai dešinė jonų-elektroninės lygties pusė yra sulankstyta, oksidacijos-atnaujinimo reakcijai turi būti taikomos tokios taisyklės

Daugiau jonų vandens

1) su rūgščių jonais, kurie jungiasi (a) arba sukuriami (b), arba su hidroksilo jonais (c) sukuria neutralias kūno molekules vandenyje:

2) su fluoro, sieros, seleno, telūro, azoto ir kitų elementų jonais, kurie atsiranda žemesnėse oksidacijos stadijose, ir jie sukuria vandenį kaip silpni elektrolitai:

3) su neutraliomis vandens ir amoniako molekulėmis jie jungiasi su vandeniu ir hidroksoniu bei amoniaku.

Kiek jonų sudaro hidroksilą

1) žemesnių oksidacijos pakopų elementų oksidacijos procese aukštesnėse oksidacijos stadijose, esant hidroksilo jonams, susidaro aukštesnių oksidacijos pakopų elementų rūgštūs elementai:

2).

3) kai oksiduoti elementai yra paruošti kompleksuoti, hidroksilo jonai su jais reaguoja su hidroksokomplekso jonais:

4) su vandens ir amonio jonais hidroksilo jonai gali sudaryti vandens (a) ir amoniako (b) molekules:

Kiek vandens molekulių

1) su rūgšties jonais, kurie jungiasi (a) arba sukuriami (b), vandens molekulės sukuria hidroksilo jonus:

2) žemesnių oksidacijos stadijų elementų jonų oksidacijos procese sudėtingos vandens molekulės sukuria kompleksinius rūgštinius jonus (a) ir neatskiriamus jonus vandenyje (b), taip pat jonus vandenyje:

3) atnaujinant aukštosios oksidacijos pakopos elementus žemesnėje oksidacijos stadijoje esant vandeniui, susidaro žemesnių oksidacijos stadijų (a) elementai, neatskirti nuo vandens (b) ir jie Droxyl:

Daugiau nei kiti jonai

1) vieno, dviejų, trijų krūvių metalų jonai, galintys gaminti nedideles druskas, neutralioje arba rūgščioje terpėje jungiasi su rūgštiniu nedidelių druskų pertekliumi, pavyzdžiui:

Atminkite, kad laisvieji (arba hidratuoti) katijonai, turintys tris teigiamus krūvius, paprastai neišnyksta naudojant vandenį. Didelio krūvio jonai, vykstant įvairioms oksidacijos-redukcijos reakcijoms, reaguodami su vandeniu, akimirksniu susijungia su rūgštiniais vandens jonais, sudarydami sulankstytus rūgšties jonus:

Oksidacijos reakcijos sustingimas – atsinaujinimas analitinėje chemijoje. Oksidacijos ir atsinaujinimo reakcijos plačiai stebimos atliekant cheminę analizę.

1. Pernešti žemesnės oksidacijos formų jonus ir puselementus į (a) medžiagą, o aukštesnius – į žemesniąją (b), neleidžiant jiems nutekėti analizės metu:

a) pažangiajai oksidacijai šiose fazėse, jei jų yra (II) atliekant analizę;

b) atnaujinimui nusodinant chloro-vandens tirpale su gėlu vandeniu.

2. Nustatyti jonus, kurie sukelia būdingas reakcijas su oksidatoriais arba oksidatoriais, pvz.:

3. Jonų, kurie oksiduojasi arba regeneruojasi dėl žemos kokybės junginių paruošimo, kategorijai, pavyzdžiui:

4. Greitam įvairių neorganinių ir organinių rezultatų nustatymui paprastu ir tūriniu metodu (2 skyrius).

Analizėje

Oksidacijos-atsinaujinimo reakcijos plačiai naudojamos analitinėje chemijoje įvairiems tikslams: jonams atgauti, jonams redukuoti, žemos kokybės atliekoms perkelti iš atliekų, maskuoti, stabilizuoti.Šie daiktai išsaugomi taupant specialiems tikslams.

1. Katijonų ir anijonų tipas, jonų tipas.

Daugelį oksidacijos reakcijų lydi aiškiai matomas išorinis poveikis, todėl jas galima plačiai analizuoti, siekiant nustatyti jonus. Taigi galite atidaryti katijonus: Cu 2+, Mn 2+, Cr 3+, Bi 3+, Sb 3+, Hg 2+, Ag +, anijonus: J -, Br -, SO 3 2 -, S 2 O 3 2 - ta in. Bi 3+ joną galima įpilti įpylus reikiamą kiekį druskų, kad būtų pašalintas aptiktas Sn 2+ katijonas, kai atsiranda juodos aksominės metalinio bismuto nuosėdos:

SnCl2 + 4KOH = K2SnO2 + 2KCl + 2H2O;

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

Gyvsidabrio joną Hg 2+ atskleidžia reakcija, kai ant vario plokštės atsiranda blizgančios metalinio gyvsidabrio nuosėdos:

Hg(NO 3) 2 + Cu = Cu(NO 3) 2 + Hg↓;

Hg 2+ + Cu = Cu 2+ + Hg↓

Cinko plokštelėje Sb 3+ jonai paverčiami juodomis aksominėmis metalinio stibio nuosėdomis:

2SbCl3 + 3Zn = 2Sb↓ + 3ZnCl2

Esant bismuto jonams, surmio jonų galima aptikti, kai reaguoja su natrio tiosulfatu Na 2 S 2 O 3 susidaro oranžinės raudonos surmi sulfido nuosėdos

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

Mn 2+ katijonų oksidavimas švino (IV) oksidu arba amonio persulfatu (NH 4) 2 S 2 O 8 leidžia selektyviai atskirti šį katijoną už aviečių preparato anijonui MnO 4 -:

2Mn(NO3)2 + 5PbO2 + 4HNO3 = 2HMnO4 + 5Pb(NO3)2 + 2H2O

2MnSO4 + 5(NH4)2S2O8 + 8H2O = 2HMnO4 + 5(NH4)2SO4 + 7H2SO4

Oksiduojant Cr 3+ katijoną amonio persulfatu (NH 4) 2 S 2 O 8 rūgščioje terpėje, susidaro dichromato jonas Cr 2 O 7 2 -, kuris įgauna oranžinę spalvą:

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

Vikoristas, kaip Mn 2+ jono pradininkas, dešiniajame centre, akimirksniu pakeičiant spalvą, naudojant lašelių metodą, atskleidžia pjovimo joną Ag +: Ag + + Cl - = AgCl¯

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

Kaip protėviai, dažniausiai vikoriniai metalai (Zn, Fe, Al, Cu), peroksidas, vanduo H 2 O 2 rūgštiniame tirpale, natrio tiosulfatas Na 2 S 2 O 3, rūgštus vanduo H 2 S, sieros rūgštis H 2 SO 3 ir kitos medžiagos ir tt Lengva atiduoti elektroniką.

Plačiausiai naudojami oksidatoriai yra kalio dichromatas K 2 Cr 2 O 7 kalio permanganatas KMnO 4 chloras vanduo vandeninis peroksidas vandenyje azoto rūgštis azoto rūgšties druskos švino (IV) oksidas PbO 2 ir in.

Atliekant analizę, būtina įsitikinti, kad darinių Fe 2+, I -, S 2 -, SO 3 2 - jonai negali būti sujungti su oksiduojančiais jonais NO 2 -, Fe 3+, Sn 4+ , MnO 4 - , Cr 2 O 7 2 - .

Analizės metu vikorista kaip oksiduojantis vandens peroksidas vandens terpėje, galima pridėti Mn 2+, Fe 2+ jonų iš Zn 2+, Al 3+ jonų:

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

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

Mn 2+ ir Fe 2+ jonai yra prijungti prie apgulties, o jonai, pakeičiantys aliuminį ir cinką, prarandami.

Panašiu būdu jonai Mn 2+ ir Mg 2+ gali būti atskirti nuo H 2 O 2 dešinėje viduryje:

Mg(NO 3) 2 + 2NaOH = Mg(OH) 2 + 2NaNO 3

Imant mėginius nuo nuosėdų, kurios ištirpsta amonio chloridu, ištirpsta magnio hidroksidas, o MnO(OH) 2 prarandama nuosėdose.

Sulfito jonas SO 3 2 - gali būti išgaunamas jį pakeitus metalu cinku iš rūgšties tirpalo į rūgštinį:

Na 2 SO 3 + 2HCl = 2 NaCl + SO 2 + H 2 O

SO 2 + 3Zn + 6HCl = H 2 S + 3ZnCl 2 + 2H 2 O

Sąveikaujant su sulfitais, jodo vanduo turi būti pašalintas:

Na 2 SO 3 + I 2 + H 2 O = 2HI + Na 2 SO 4.

Nitrito jonai NO 2 - rūgščioje terpėje oksiduoja jonus I - iki didelio jodo, kurį atskleidžia mėlyna krakmolo spalva:

2NaNO2 + 2NaI + 2H2SO4 = I2¯ + 2Na2SO4 + 2NO + 2H2O

Nitrato joną galima pridėti su druskos sulfatu (II) iš koncentruotos sieros rūgšties tirpalo, ištirpinus druskos druską SO 4 ruda spalva:

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

FeSO 4 + NO = SO 4

2. Rozchinennya mažo dydžio daiktų.

Suskaidžius metalus, lydinius ir daugybę svarbių atliekų, taip pat vyksta oksidacinės-oksidacinės reakcijos:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

3PbS + 6HCl + 2HNO3 = 3PbCl2 + 3S + 2NO + 4H2O.

3. Maskuvanja.

Pavyzdžiui, norint nustatyti karbonatus, kai yra sulfitų, į kalio permanganatą įlašinkite lašelį praskiestos sieros rūgšties ir kalio permanganato, matomos dujos praleidžiamos per virintą vandenį. Apie CO 3 2 jonų buvimą galima spręsti pagal garuojančio vandens drumstumą. Kalio permanganato tirpalas oksiduojamas SO 3 2 - SO 4 2 -, dėl ko susidaro SO 2, kuris yra toks pat, kaip CO 2 sukelia drumstą išgaravusį vandenį:

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

CO 2 + Ca(OH) 2 = CaCO 3 + H 2 O

2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O

4. Norėdami stabilizuoti reagentus, kurie lengvai regeneruoja arba oksiduojasi, įpilkite į juos šiuos reagentus arba oksiduojančius agentus. Pavyzdžiui, alavo (II) druskų gamyboje, siekiant pažangos oksidacijai iki Sn 4+, įvesti metalo alavo, gaminant Fe 2+ druskas - metalo druskas arba askorbo rūgštį, gaminant Hg 2 2+ druskas - metalinis gyvsidabris.

Kai kurių stiprių oksidatorių tirpalai laikomi tamsaus stiklo buteliuose, kad būtų išjungti fotocheminiai procesai. Pavyzdžiui, vandens peroksidas yra išdėstytas ant žibinto:

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

Kalio permanganatas ant šviesaus vandens paverčiamas MnO 2, kuris nusėda kaip rudos nuosėdos:

4KMnO4 + 2H2O3O2 + 4MnO2¯ + 4KOH

Oksido ir hidroksido reakcijos sudaro visos grupės rūgšties analizės metodų, tokių kaip permanganatometrija, jodometrija ir kt., pagrindą.

1. Oksidacijos-atsinaujinimo reakcijos esmė. Standartinis ir tikras redokso potencialas. Pagarba Nernstui

2. Pagrindiniai oksidacinių reakcijų teorijos principai

3. Disproporcijų reakcijos

4. Sistemų redokso potencialo verčių priklausomybė nuo įvairių faktorių (EPC reakcijos, pH)

5. Oksido-oksido reakcijų stagnacija analitinėje chemijoje

6. V analitinės grupės katijonai. V-analitinės grupės katijonų reakcijos.

Pagrindiniai žodžiai ir terminai

Oksido reakcijos

Oksidacijos procesas

Atnaujinimo procesas

Okisliuvachas

Dienoraštis

Oksidacijos reakcijos: intramolekulinės, tarpmolekulinės, disproporcijos

Galvaninis elementas Platinum mobile

Standartiniai oksidacijos-atsinaujinimo potencialai Tikrieji oksidacijos-išeikvojimo potencialai Nernst's Rivne

Katalizatoriai

Slopinantis

Autokatalitinės reakcijos Gautos reakcijos Sukeltos reakcijos

V analitinė katijonų grupė

Grupės reagentas V analizei katijonų grupei

Jonų reakcijos (II)

Jonizacijos reakcijos (III)

Mangano(II) jonų reakcijos

Jonų reakcijos į bismutą

Stibio jonų reakcijos (III, V)

Sisteminė V analitinės grupės katijonų analizė

Oksido reakcijos analitinėje chemijoje

Oksido absorbcijos reakcijos yra reakcijos, kurias lydi elektronų perėjimas iš vienų dalelių (atomų, molekulių ir jonų) į kitas, dėl kurių keičiasi elementų oksidacijos etapai.

Oksidacija yra procesas, kuris gali baigtis

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

Atnaujinimas yra procesas, kurio metu pasiekiamas įsigijimas

elektronai pagal atomą, molekulę arba joną:

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

Dažniausiai analitinės chemijos protėviai yra: H2O2, BpCl2, H2B, H2BO3, Ka2B2O3; kaip oksidatorius -C12; Br2; H2O2; K2Cr2O7; KMpO4; NSH3 ir inshi.

Oksidacijos – atsinaujinimo reakcijose visada dalyvauja dvi medžiagos, iš kurių viena yra oksidatorius, kita – oksidatorius. Tokiu atveju oksidatoriaus priimtų elektronų skaičius netrukus gali būti lygus generatoriaus duotam elektronų skaičiui.

Oksidacijos reakcijų tipai

Pagrindiniai oksidacijos reakcijų tipai yra šie:

1 - tarpmolekulinės oksidacijos-oksidacijos reakcijos (oksidacijos stadiją keičiantys elementai randami skirtingų molekulių sandėlyje):

Pb + 4H2O2 ^ ^ PbBO4 + 4H2O

vdnovnik okislyuvach

NaCl + NaClO + ^BO4 ^ C12 + Na2BO4 + H2O;

2 - intramolekulinės oksidacijos-oksidacijos reakcijos (elementai, kurie keičia oksidacijos stadiją, yra įtraukti į vieną molekulę):

NH4NO3^N2O+2H2O

(NnH4)2 C+2O7 - N2° + Cr2O3 + 4H2O;

3 - disproporcijos reakcijos (savioksidacija-savaiminis pamatas) (to paties elemento atomai skirtingai keičia oksidacijos stadiją):

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

Oksidacinis procesas formaliai išreiškiamas taip:

de: Raudona – šaltinio dalis, duodanti elektronus;

Ox – oksidacijos dalis, yaka zdatna priimati elektroni.

Tokiu būdu mes esame dešinėje su susijusia oksidacine-reaktyvia arba redokso pora.

Paprasčiausias redokso poras galima sugeneruoti taip: Fe3+/Fe2+, Ce4+/Ce3+ ir kt. Šias poras sudaro monatominiai jonai, kurie apima tiesioginį elektronų perkėlimą iš vienos dalies į kitą.

Dažniausiai vyksta sudėtingi procesai, kurių metu elektronika ir atomai perduodami vienu metu, pavyzdžiui:

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

Oksido ir bazės reakcija gali įvykti tik dėl netiesioginės vieno susidarančio redokso garo oksidatoriaus (oksiduotos formos) sąveikos su kitų susidariusių redokso garų dariniais (nauja forma). Šiuo atveju halal redokso reakcija susideda iš dviejų veiksnių:

oi! +ne aRedl

BRed2 – ne bOx2

aOxi + bRed2 ^ aRedl + bOx2

Taigi, odos oksidacinė reakcija gali būti dviejų reakcijų suma. Vienas iš jų vaizduoja oksidatoriaus virsmą, kitas – oksidatoriaus.

Oksido potencialas

Oksidacinių reakcijų skirstymas į reakcijas yra ne tik formalus metodas, palengvinantis elektronų perdavimo procesą, bet ir visiškai kitoks fizinis pojūtis.

Jei odos reakcijos komponentai dedami į talpyklą, dalys sujungiamos su druskos indu (vamzdelis, užpildytas agaro-agaro geliu, tirštu KCl tirpalu), į odos indą nuleidžiamas inertinis elektrodas (plokštelė). naujas prietaisas) ir trumpai sujunkite juos su galvanometru (pav. ), tada likusi dalis parodys, ar yra elektros srovė. Toks įtaisas vadinamas galvaniniu elementu, o oda iš indų ir platinos smiginio vadinama napevelementu.

Fe2+ -- Fe3+ + e

Ce4+ + e - Ce3+

Ryžiai. Galvaninio elemento schema: 1 – platininiai elektrodai; 2 – elektrolitinis raktas (vamzdis užpildytas KS1 derva); 3 – potenciometras; 4 – butelis.

Kai galvaniniame elemente vyksta reakcija, cheminė energija paverčiama elektros energija. Galvaninio elemento elektrodestrukcinė jėga (EPC) yra dviejų elektrodų potencialų skirtumas (EPC = E1-E2) ir apibūdina generatoriaus elektronų gebėjimą pereiti į oksidaciją.

Neįmanoma pašalinti beveik redokso garų (mūsų pavyzdyje Be/Beta Ce4+/Ce3+) potencialo. Ryšium su tuo, užduotis skiriama kokybės derinimo būdui, kurio potencialas turi būti lyginamas su kokybe, kurios potencialas yra priimtas kaip standartas. Šio tipo elektrodai yra panašūs į standartinį vandens pagrindu pagamintą elektrodą. Šis elektrodas yra platinos plokštelė, padengta platinos juodos spalvos rutuliuku, kuris yra įterptas į rūgštį su vandens jonų aktyvumu, kuris yra tradicinis vienetas. Elektrodas plaunamas 1013-10 Pa (1 atm) slėgio vandeniu. Šiuo atveju platinos juodos spalvos rutulys užpilamas vandeniu, kuris yra žinomas kaip vandens elektrodas, kuris skiriasi nuo vandens jonų:

H2 (g) = 2H + 2e.

Šio elektrodo potencialas visoms temperatūroms prilyginamas nuliui.

Atkreipkite dėmesį, kad galvaninio elemento EPC yra toks pat, kaip ir elektrodų potencialų skirtumas (E1 - E2) ir E2 = 0 (standartinis vandens elektrodas): nurodytam galvaniniam elementui EPC = E1. Taigi, elektrodo potencialas yra toks pat kaip galvaninio elemento EPC, kuris yra šio elektrodo ir standartinio vandens elektrodo rezultatas.

Tuo pačiu metu, jei visi komponentai reaguoja standartiniu lygiu (hipotetinis vieno molio pasiskirstymas, kai komponentų aktyvumo koeficientai lygūs vienam esant normaliam atmosferos slėgiui ir temperatūrai).

Tokio elektrodo potencialas vadinamas standartiniu elektrodo potencialu ir žymimas E0.

Ryšys tarp tikrojo vienodo elektrodo oksido potencialo (elektrodo potencialas nestandartiniuose protuose - E) ir standartinio elektrodo potencialo (E0) perduodamas Nernsto lygybėms:

E = E0 + -1 p oh

de: R - universalios pastovios dujos, lygios 8,312 J/(mol K); T – absoliuti temperatūra; F – Faradėjaus konstanta, kuri lygi 96 500 C;

n – elektronų skaičius elektrodo procese;

aox, ard - oksiduotų ir atnaujintų kalbos formų aktyvumas yra panašus, skaičiuojamas stadijoje, lygus panašiems stechiometriniams koeficientams. Jei manome, kad aktyvumą galima pasiekti sutelkus dėmesį į aktyvumo koeficientą, tada Nernsto formulę galima parašyti taip:

E = E0 + ^ ln Y°x

nF "Y raudona"

de: y0x – oksiduotos formos aktyvumo koeficientas;

Yred – atnaujintos formos aktyvumo koeficientas. Jei reakcijos mišinyje, be oksiduotų ir renovuotų formų, yra ir kitų jonų, jų koncentracija (aktyvumas) bus įtraukta į Nernsto lygtį.

Taigi redokso poros EMn04-/Mn2+ potencialas, kurio palyginimas su reakcija atrodo taip:

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

skaičiuoti už lygius:

*Mn°47 Mn2+ - E Mn°47 Mn2+ + ln "

Jei į Nernsto lygtį įtrauksime skaitines konstantų reikšmes ir pereisime prie dešimčių logaritmų, tada 25 ° C temperatūroje tai atrodo taip:

E = E" + 0,059 18 "Mus

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

Dydis

dar vadinamas Rivnyan

formalusis potencialas i žymimas E0(1).

Kai tik Nernsto noras įvesti formalų potencialą, pasirodo:

E0(D + 0059 lg | ° x]

Likęs likutis E - E0(1), jei [° x] - 1,0.

Pavydas E 0(1)

rungtynės

formalus potencialas slypi po jonine naikinimo jėga. Panaudojus joninę jėgą, lygybė E0(1) = E0 pašalinama. Daugeliui analitinių programų pakanka tokio artumo tikslumo.

Standartinis redokso sistemos potencialas laikomas objektyvia puslaidininkio oksidacinės galios charakteristika. Kuo didesnė teigiama standartinio potencialo vertė, tuo didesnė oksidacija. Tuo pačiu metu atnaujintos stiprių oksidatorių formos rodo silpną oksidacinės galios išraišką, o tuo pačiu metu stiprių oksidatorių oksidacinės formos turi silpną oksidacinę galią. Taigi susidaro oksidacinės-oksidacinės reakcijos, kai susidaro daugiau silpnų oksidatorių, o susidaro stipresni.

Standartinių potencialų verčių išlyginimas gali būti naudojamas tiesiogiai perduoti oksido reakciją.

Tačiau reikia pažymėti, kad standartiniai potencialai gali labai skirtis nuo realių ir reakcijos kryptis gali keistis.

Realaus potencialo vertę įtakoja tokie veiksniai kaip terpės pH, reagentų koncentracija, kompleksavimas, nusėdimas ir kt.

Svarbu pažymėti, kad terpės pH turi realų potencialą rezultatuose, kai Nernsto sistemoje yra H+ ir OH- jonų koncentracijos, o kartais ir skirtinguose sistemos lygiuose. Tai gali būti dėl jonų susidarymo formos pasikeitimo šaltinyje (įtekėjimo į hidraulinius ir kitus ne mažiau svarbius procesus).

Jakas buvo nurodytas ant šono. 96 redokso garų E°mPO4tmp2+ potencialas slypi jonų koncentracijoje vandenyje (nurodyta vertė gali būti keičiama nuo 1,51 iki 1,9 V), dėl kurios ši galia naudojama frakcionuotam halogenidų jonų oksidavimui iki didelio halogenų kiekio. . Taigi, esant pH nuo 5 iki 6, permanganatas oksiduoja tik jodidus (E°y 21- = 0,53 V), esant pH 3, bromidai oksiduojasi (E°Br2/2Br- = 1,06 V), o esant žymiai didesniam rūgštingumui - yra oksiduoti chloridai (E°cy 2cr = 1,395).

PH vertės pokytis gali turėti įtakos redokso potencialo, alaus, jodo vertei ir tiesiogiai reakcijos eigai. Pavyzdžiui, reakcija:

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

rūgštiniame viduryje teka iš kairės į dešinę, o rūgštiniame (pH 9, sukurtas KHCO3 pagalba) - iš dešinės į kairę.

Tai yra reakcijos terpės, būtinos optimaliam proceso užbaigimui, sukūrimo taisyklė: jei dėl oksidacinės reakcijos susikaupia H+ arba OH-jonai, tuomet reikia sukurti terpę, kuri gali būti pagrindinis i šaltinis (daugiau ar mažiau rūgštus).

Be to, reakcijai reikia paimti komponentus (oksiduojančius ir pirmtakus), kurie reaguoja naujoje terpėje. Priešingu atveju galvanizavimas gali trukdyti procesui.

Kaip užpakalis, iliustruojantis žemos įtampos puslaidininkio potencialo antplūdį ir tiesioginę reakciją, galima sukelti Cu2+ ir I- sąveikos reakciją.

Cu/Ci poros standartinis redokso potencialas yra 0,159 V, o 12/21 poros – 0,536 V. Tai rodo, kad Cu2+ jonai negali oksiduoti I- jonų. Tačiau šios reakcijos metu susidaro mažo grynumo vario monoditas Сi1 (PRСi1 = 1,1Т0-

). Užbaigus šią apgultį smarkiai sumažėja C jonų koncentracija populiacijoje. Šiuo atveju Cu2+ jonų aktyvumas rūšyse gali būti apskaičiuojamas remiantis:

Vikoristas ir pavydas Nernstui, tą galima parodyti

E°cu-/oui = E0сі2+/cu+ - 0,059lgnP CuI = 0,865 V.

Taigi redokso pora Cu/CuI turi potencialą, viršijantį I2/I poros potencialą, todėl transformacija tampa įmanoma.

Oksido-hidroksido reakcijos konstanta

Daugeliu atvejų būtina žinoti ne tik oksido-hidroksido reakciją, bet ir jos mastą. Taigi, atliekant didelio masto analizę, nustatomos tos reakcijos, kurios praktiškai vyksta 100% (arba artėja prie to). Reakcijos greitis rodomas greičio konstanta.

Kaip palyginti pašaro oksido-hidroksido reakciją paprastoje diagramoje:

aOx1+ pRed2 ^ yRed1+ 5Ox2,

tada konstanta yra lygi (K) matiniam vaizdui:

K = a a ■ aš į-.

Nernsto vikoristinė lygtis oksido ir bazės poroms, kurios dalyvauja reakcijoje, gali būti parodyta, kad esant 25 ° C:

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

arba plika akimi:

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

de: ERed – standartiniai porų potencialai, atsirandantys šiuose

aišku, kad jie yra oksidatoriai ir šaltiniai; n yra proceso elektronų skaičius. Likusi lygtis yra ta, kad kuo didesnis potencialų skirtumas (EOx-ERed), tuo didesnė išlyginimo konstanta ir tuo ilgesnė blogio reakcija į dešinę. Tačiau reikia atsiminti, kad didelė išlyginimo konstantos svarba nerodo didelio proceso greičio.

Reakcijos greitį įtakoja tokie veiksniai kaip reakcijos mechanizmas, reagentų koncentracija, temperatūra, katalizatorių ar inhibitorių buvimas.

Reakcijos sklandumas didėja didėjant reagentų koncentracijai ir dėl aukštesnės temperatūros. Padidinkite temperatūrą 10°, kad reakcija paspartėtų 2–4 kartus. Taigi, pavyzdžiui, kai kalio permanganatas reaguoja su oksalo rūgštimi, reakcija vyksta visiškai ir pagreitina reakciją. Be to, ši reakcija pereina į autokatalizinę (katalizatorius yra vienas iš reakcijos produktų – MP jonai).

Kai kuriais atvejais gali būti vieta, vadinama oksido ir hidroksido reakcijų sukelta arba sukelta.

Pavyzdžiui, kai Be2+ jonai oksiduojami kalio permanganatu druskos rūgštimi parūgštintame tirpale, dalis kalio permanganato išleidžiama chloridui oksiduoti:

2Mp04 - + 10C1 - + 16N + - 2Mp2 + 5C12 + 8H2O.

Esant Be2+ jonams ši reakcija nereikalinga, nors standartinių potencialų skirtumas leidžia jai įvykti. Siekiant išvengti šalutinių reakcijų, procesas atliekamas tirpaluose, parūgštintuose sieros rūgštimi.

Oksido-oksido reakcijų būklė analitinėje chemijoje

Oksido reakcijos plačiai aptinkamos rūgščių ir rūgščių analizėje.

Aiškiai analizuojant oksidacijos-dehidratacijos reakcijos naudojamos:

Perkėlimas iš žemesnių medžiagos oksidacijos stadijų;

Smulkių užsakymų iš šeimų vertimas;

Atskleisti jonai;

Jonų vaizdas.

Taigi, vandeninio peroksido oksidacijos reakcijos pievų terpėje yra analizuojamos analizuojant IV analitinės grupės katijonus, siekiant paversti junginius Bn(I), Av(III), Cr(III) iš šių elementų hidroksoksoanijonų aukštesniais. oksidacijos etapai Nya.

Pavyzdžiui, anijonai [Cr(0H)6] - oksiduojasi į chromato jonus:

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

Arsenito jonai Ab0zz- - arsenatiniai jonai Ab04z-:

Ab03-+ H202^=* Ab043-+ H20.

Tą pačią vartojimo valandą reagentas tuo pačiu metu per tą patį laikotarpį oksiduojasi su analitinės grupės V ir VI jonais: 8b(III)-8b^), Fe2+-Fe3+; Mn2+-Mn02-pN20, C2+-C3+.

Vandens oksidai ir vandens peroksidas rūgštiniame tirpale naudojami chromato ir dichromato jonams identifikuoti perchromo rūgšties (mėlynos spalvos) tirpimo reakcijoje:

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

Vandens peroksidas nitratų tirpale veikia kaip Mn02-nH20 ir Z(OH)3 atliekų pernešimo šaltinis Mn2+ ir Co2+vide katijonų pavidalu:

Mn02-nH20 +H202 +2H+^=* Mn2+ + |02 + (n+2)H20, 2C(OH)3 +H202 +4H+^ 2C2+ + |02 + 6H20.

Norėdami identifikuoti Ab(III) ir Ab^) jonus, atlikite patobulinimo cinko metalu reakciją į dujas panašų produktą AbHz.

Analizuodami II grupės katijonus, naudokite disproporcijos reakciją su gyvsidabriu:

НВ2С12 + М1з-[НвМДО! +Нв |.

Norėdami nustatyti BP katijonus, išanalizuokite jų stiprumą, palyginti su pusiau dvivalenčiu gyvsidabriu:

Bp2 + + + 4 C1 - + [BpS16] 2-.

Jonai B^) atskleidžiami tuo būdu, kaip jie yra patobulinti iki B0, veikiant juos metaliniu cinku ant nikelio plokštės (sukuriant galvaninius garus):

2[ББС16]- + 57п-57п2+ + 2ББ| +12С1-.

Nustatyta, kad katijonai yra vidurinėje metalinio bismuto heksahidroksostanito (II) jonų dalyje:

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

MP jonų identifikavimas pagrįstas jų oksidacija prieš paruošiant raudoną MP04 jonų spalvą, naudojant amonio persulfatą:

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

Tiksli analizė dažnai apima oksiduojančių medžiagų, tokių kaip HN03, chloro ir bromo vandens, naudojimą.

Taigi buvo atlikta sisteminė Cu2S ir HgS sulfido likučių sumos analizė, kaitinant jas apdorojant praskiesta azoto rūgštimi:

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

Šiuo atveju HgS nusodinimas Cu2S pagrindu nevyksta.

HgS nuosėdos ištirpinamos bromo vandenyje, esant chlorhidrono rūgščiai arba koncentruoto HN03 ir koncentruoto HCl mišiniui:

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

Juodos metalinio stibio nuosėdos, pasišalinusios jas atskleidus (nuostabi medžiaga), oksiduojamos azoto rūgštimi, kad ištirptų baltas metasurmos rūgšties nuosėdas:

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

Oksido reakcijos plačiai naudojamos ne tik eksplicitinei katijonų, bet ir anijonų analizei.

Taigi, atliekant anijonų analizę, atliekamas oksiduojančių anijonų (Cr2072-, As043-, N03-) tyrimas, siekiant nustatyti KI rūgštinėje terpėje esant chloroformui. Kai taip atsitinka, susidaro laisvas jodas, kuris chloroformo rutulį paverčia raudonai violetine spalva.

Be to, atlikti anijonų formuotojų (C204 S203 S2-, S032-, As033-, I-, N02-) tyrimą, pagrįstą reto jodo buvimu silpnai rūgščioje terpėje (junginiui As033-, kuris aptinkamas silpnai rūgščioje terpėje).

Mėginys su koncentruotu H2S04 (Cl-, Br-, I-, Cr042-, N03-, S032-, S2032Ti ir kt.) yra pagrįstas oksidų reakcijomis, kuriose susidaro į dujas panašūs produktai (Cl2, I2, C02 ir kt.). matomas.

Norint identifikuoti tokius pirminius anijonus kaip S03 "ir C204 N02, atliekamos vikoristinės reakcijos, dėl kurių sunaikinamas KMn04:

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

Norėdami pašalinti nitrito jonus, kai aptinkami nitratų jonai, atlikite vikorinę reakciją su kristaliniu amonio chloridu:

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

V analitinės grupės katijonai Te2+, Te3+, M^+, Mn2+, 8b (III), 8b (V), B13+

Zagalny charakteristika

Analitinei V grupei priskiriami B elementų katijonai – Mg2+, p elementų – Bb(III), Bb(V), N3+ ir e elementų – Fe3+, Fe2+, Mn2+. Dėl stipraus poliarizuojančio V analitinės grupės katijonų veikimo daugelis jų junginių (hidroksi, sulfidas, fosfatas) netirpsta vandenyje. Vandenyje skaidomi V analitinės grupės katijonų chloridai, bromidai, nitritai, nitratai, acetatai, sulfatai.

Analitinės grupės V katijono grupiniame reagente yra amoniako, esančio hidroksidų pavidalu, kurių nereikia pertekliniam reagentui.

Tolesnė V analitinės grupės katijonų analizė, pagrįsta šių katijonų hidroksidų kiekiais koncentruotose amonio druskose, rūgštyse, taip pat įvairiose oksido-hidroksido reakcijose ir šių katijonų nusodinimo reakcijose.

Be jungtis yra geltonai rudos spalvos, o Be yra šviesiai žalia; Kitų katijonų pasiskirstymas yra bebarkis.

V analitinės grupės katijonų reakcijos

Veikia prieš natrio hidroksidą arba kalio hidroksidą

0N ir K0N klasės magnio, mangano, bismuto ir stibio katijonai išskiria baltas amorfines hidroksidų, žalių hidroksidų (II) ir raudonai rudų hidroksidų (III) nuosėdas:

Мв2+ + 20Н- - Мв(0Н)2^, Мn2+ + 20Н-^ Мн(0Н)2^, Fe2+ + 20Н- - Fe(0Н)2^, Fe3+ + 30Н- - Fe(0Н)з ^, [ББН ]3- + 30H- - Bb(0H)3^ + 6C1-, [BbC16]- + 50H- - Bb(0H)5^ + 6C1-, Bb(0H)5^ - Hb03^ +2H20, N3+ + 30H - ^Н(0Н)3^.

Visi V analitinės grupės katijonų hidroksidai yra ištirpinti rūgštyse, pavyzdžiui:

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

Hidroksidai 8b (III) ir 8b (V) už amfoterinių galių buvimą baudžiami per daug:

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

Magnio, mangano (II) ir hidroksido (II) hidroksidai taip pat yra chemijos pramonėje Nr. I4C1, pavyzdžiui:

Ів(ОИ)2^ + 2МІ4+ - Ів2+ + 2МІ3-І2О.

Ši galia naudojama magnio hidroksidui atskirti nuo kitų V analitinės grupės hidroksido katijonų atliekant sisteminę analizę.

Kova su amoniaku

Pašalinus amoniaką iš V analitinės grupės katijonų, nusėda šių hidroksidų lašai:

Ив2+ + 2МіуІ2О - Ив(ОИ)2^ + 2М1/, - + 5Міз-І2О - ШИЗ| + 6C1- + 5МІ4+ + 2^О, 3- + 3КІз-І2О - 8b(ОІ)з^ + 6С1- + ЗМІ4+, Мn2+ + 2МІ3-І2О ^ МІ3-І2О ^ МЖ+2, І2 ^ ( OI)2^ + 2MI+, Fe3+ + 3MI3-I2O ^ Fe(OI)3^ + 3M1L

Bismuto katijonai, reaguodami su amoniaku, sukuria baltas pagrindinės druskos nuosėdas, kurių laikymas skiriasi priklausomai nuo tirpalo koncentracijos, temperatūros:

Ві3+ + 2Мі3-І2О + С1- - Ві(ОІ)2С1^ + 2МІ/, Ві(ОІ)2С1^ - ВіОС1^ + І2О.

3b(III), 3b(V) ir bismuto druskų hidrolizė

Bismuto, surmio (III^) druskos hidrolizuojamos pridedant baltų bazinių druskų likučių:

3- + І2О - 8ьОС1^ + 5С1- + 2І+, - + 2 І2О - 8лО2С1^ + 5С1- + 4І+, Ві3+ + І2О + Ж)3- ^ ВіОО.

Visas kraikas ištirpinamas rūgštyse.

Jonų reakcija į magnį

Natrio vandenilio fosfato Na2HPO4 apdorojimas

Magnio katijonai reaguoja su natrio vandenilio fosfatu, esant amoniako buferiui, ir susidaro baltos kristalinės nuosėdos:

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

Ši reakcija gali būti laikoma mikrokristalskopine. MgNH4PO4 kristalai, susidarę greitos kristalizacijos metu, turi būdingą formą.

Jonų išsiskyrimo reakcija (II)

Kalio heksacianoferato (III) K3 sunaikinimas

Salicio katijonai (II) reaguoja su kalio heksacianoferatu (III), sudarydami mėlyną spalvą („Turnboole blue“):

3Fe2+ + 23-^Fe32^.

Reakcija yra specifinė ir leidžia aptikti Fe katijonus daliniu metodu.

Apgulties nelaužo rūgštys. Pievose suyra: Fe32^ + 6OH- - 3Fe(OH)2^ + 23-.

Jonizacijos reakcijos (III)

1. Veikimas prieš kalio heksacianoferatą (II) K4

Salicio (III) katijonai reaguoja su kalio heksacianoferato (II) tamsiai mėlynų nuosėdų („Berlyno juodųjų“) skilimu:

4Fe3+ + 34- - Fe43^

Fe reakcija su kalio heksacianoferatu (III) yra specifinė ir leidžia juos išgauti naudojant kitą metodą.

Reakcija turi būti vykdoma rūgščioje terpėje, kai pH = 3. Tačiau jei reagentas stipriai parūgštinamas arba įpilama per daug, nuosėdos suyra.

Pievose skleidžiasi apgultys:

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

2. Tiocionato jonų veikimas

Druskos (III) katijonai reaguoja su sudėtingų druskos (III) junginių tiocianato jonais, kurie sudaro raudonos spalvos junginius, pavyzdžiui:

Fe3+ + 3NCS- - .

Kai yra tiocianato jonų perteklius, susidaro įvairių tipų kompleksiniai jonai:

-; 2-; 3-.

Būtina sustabdyti reakciją rūgščioje terpėje esant pH=2. Viyav-

Be to, Fe su tiocianato jonais mėgsta anijonai (F, PO4 ir jonai), kurie sukuria stabilesnius kompleksus su Fe3+, pavyzdžiui:

6F- - 3- + 3NCS-.

Jonų išsiskyrimo reakcijos (Ш), (П)

Gydymas sulfosalicilo rūgštimi

Salikacijos katijonai (III), (II) reaguoja su sulfosalicilo rūgštimi skirtingų spalvų kompleksais, priklausomai nuo pH vertės. Esant pH = 1,8-2,5, susidaro violetinės spalvos kompleksas:

Esant pH = 4-8, susidaro raudonos spalvos kompleksas:

Esant pH = 8-11, susidaro geltonos spalvos kompleksas:

Reakcijos, kurios stebimos atliekant sistemingą analizės eigą, kai aptinkami mangano jonai

Mangano (II) hidroksidas lengvai oksiduojamas vandeniniu peroksidu, dėl kurio susidaro tamsiai rudos H2MnO3 (MnO2-nH2O) nuosėdos.

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

2e + H2O2 + 2H + - 2H2O__

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

Manganas (IV) taip pat paverčiamas manganu (II) sieros rūgšties arba nitrato tirpale, pridedant H2O2:

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

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

Stiprūs oksidatoriai, pavyzdžiui, amonio persulfatas (M14)282O8, oksiduoja Mn (II) iki MnO4- jonų, kurie paruošia raudoną spalvą:

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

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

Reakcija vyksta kaitinant ir esant pjovimo druskoms (katalizatoriui). Šią reakciją lemia mangano (II) jonų identifikavimas atliekant sisteminę analizę.

Jonų reakcijos į bismutą

Šviežiai paruošto natrio heksahidroksostanito (P) Na44- veikimas.

Heksahidroksostanitas (11) – jie paverčia Bi jonus į juodą metalinę spalvą. Jie yra 4 atsparūs tik pievų veislėse. Šiose mintyse esantys bismuto katijonai sukuria baltas Bi(OH)3 nuosėdas:

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-

Reakcijos atveju atsiskleidžia katijonai, nėra koncentruotos šilumos ir šildymo pertekliaus pėdsakų, todėl šiose mintyse dėl disproporcijos reakcijos gali susidaryti juodos nuosėdos Snl:

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

Stibio jonų reakcija į metalinį cinką

Metalinis cinkas ant nikelio plokštės paverčia stibio (III) ir (V) jonus metaliniu stibiu:

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

Nikelio plokštė sukuria galvaninę porą su cinku, kurioje teigiamas elektrodas yra Ni, o neigiamas - Zn. Nikelis pašalina elektronus, kurie suteikia jam cinko, ir perkelia juos į stibio jonus, kurie paverčiami metalu. Metalinio stibio nuosėdos ant nikelio plokštelės netirpsta druskos rūgštyje, o ištirpsta azoto rūgštyje:

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

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

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

Sisteminė V analitinės grupės katijonų analizė

Kalio heksacianoferato (III) ir heksacianoferato (II) katijonai nustatomi šratiniu metodu atskiruose mėginiuose:

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

Stibio (III) ir stibio (V) katijonai yra svarbūs identifikuojant visus V analitinės grupės katijonus. Stibis (III) oksiduojamas HNO3 iki stibio (V), kuris nusodina HSbO3. Nuosėdos sustiprinamos centrifuguojant ir ištirpinamos koncentruotoje druskos rūgštyje. Surma (V) namuose rodo cinko buvimą nikelio plokštelėje.

Visi V grupės katijonai, kurie prarandami centrifugoje, kartu su hidroksidų rūšimi paimami koncentruoto amoniako pavidalu.

Norėdami prieš nusodinimą įpilti magnio hidroksidų, įpilkite amonio chlorido ir 3% H2O2. Šiuo atveju Mg(OH)2 nuosėdos suskaidomos, o Mn2+ katijonai oksiduojami iki H2MnO3 (MnO2-nH2O). Nuosėdos, kurias sudaro Fe(OH)3, BiONO3, H2MnO3 (MnO2-nH2O), konsoliduojamos centrifugose. Centrifugatas atskleidžia magnio katijonus, kurie reaguoja su natrio vandenilio fosfatu, esant amoniako buferiui.

Kai azoto rūgštis reaguoja ant nuosėdų, ištirpsta hidroksidai (III) ir bismutas, o nuosėdose prarandama H2MnO3 (MnO2-nH2O), kuris sutvirtinamas centrifuguojant.

Centrifugate katijonai aiškiai atskleidžia ką tik paruošto Na4 tirpalo veikimą.

H2MnO3 (MnO2-nH2O) nuosėdos ištirpinamos azoto rūgštyje

esant H2O2, o MnO2-nH2O atnaujinamas į Mn. Jie turi žalingą poveikį amonio persulfatui.

Atlikus sisteminę V analitinės grupės bendro katijonų skaičiaus analizę, pateikiama diagrama.

V ANALITINĖS GRUPĖS KATIONŲ ANALIZĖS SISTEMINĖS EIGAS SCHEMA

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

Paskaita Nr.4.

Oksido-vandenilio junginiai naudojant elektrolitus.

Planuoti.

1. Oksido-bazės (OB) reakcijos ir jų stagnacija analitinėje chemijoje.

2. Oksido-oksido reakcijų konstanta.

3. Įvairių pareigūnų įpurškimas į elektrodo potencialo vertę.

1. Oksido-bazės (OB) reakcijos ir jų stagnacija analitinėje chemijoje

Oksido absorbcijos reakcijos yra reakcijos, kurias lydi elektronų perėjimas iš vienų dalelių (atomų, molekulių ir jonų) į kitas, dėl kurių keičiasi elementų oksidacijos etapai.

Oksidacija - Tai procesas, kurio metu atomas, molekulė ar jonas perduoda elektronus:

Na 0 – ē → Na +

H 2 O 2 - 2ē → 2H + + O 2

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

Atnaujinti - Tai procesas, kurio metu elektronus įgyja atomas, molekulė arba jonas:

S 0 + 2? → S 2-

H2O2 + 2H + + 2? → 2H 2 O

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

MnO4 - + 8H + + 5? → Mn2+ + 4H2O

Kaip analitinės chemijos pradininkai, jie dažniausiai išsiskiria: H 2 O 2, SnCl 2, H 2 S, H 2 SO 3, Na 2 S 2 O 3; kaip oksidatorius - Cl 2; Br 2; H2O2; K 2 Cr 2 O 7; KMnO4; HNO 3 ir kt.

Oksidacijos reakcijų tipai

Pagrindiniai oksidacijos reakcijų tipai yra šie:

1 – tarpmolekulinės oksidacijos-dehidratacijos reakcijos (oksidacijos stadiją keičiantys elementai randami skirtingų molekulių sandėlyje):

2-1+6-2

PbS + 4H 2 O 2 → ↓PbSO 4 + 4H 2 O

vdnovnik okislyuvach

1 +1 0

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

2 – intramolekulinės oksido-hidroksido reakcijos(elementai, kurie keičia oksidacijos stadiją, yra įtraukti į vienos molekulės sudėtį):

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 – disproporcijos reakcijos (savioksidacija-savaime rūsys) (to paties elemento atomai skirtingai keičia stadiją 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

Gamtoje išreiškiamas oksido-bazės procesasEikime į priekį su rangu:

Jautis+ne Û Raudona

Oksidas.Inst.

formos forma

Jautis ir raudonasis yra tarpusavyje susiję ir sudaro oksido ir bazės porą (redokso porą).

Fe 3+ +1e Û Fe 2+

Cu 2+ +2e Û Cu 0

OxRed

Rivnyannya Ox + ne Û Raudona reiškia oksido ir oksido perėjimą arba oksido ir oksido reakciją.

Perėjimas gali būti vilkolakis arba be apyvartos.

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

Ag 2 O + H 2 O + 2e = 2 Ag 0 ¯ +2OH -

2- +2e = Hg 0 ¯ +4Cl - .

Taigi redokso pora, kuri yra oksiduotos formos derinys su panašia atnaujinta forma, turi stiprius redokso gebėjimus. Tikslas yra sukurti oksiduotą elektronų formą ir suteikti jiems naują formą. Kiekybiniam cirkuliuojančių redokso porų redokso potencialo įvertinimui naudojami elektrodų potencialai.

Bet kuri OM reakcija turi apimti bent dvi redokso poras – bent vieną oksidatorių ir vieną oksidatorių. Naujos oksidacijos ir kilmės reakcijos produktai (silpni, žemesni burbuoliai):

Jautis 1 + Raudonas 2 Û Raudona 1 + Jautis 2

2Fe 3+ +Sn 2+ Û 2Fe 2+ +Sn 4+.

Saugokitės analogijos su rūgšties ir bazės reakcijomis:

Rūgštis 1 + bazė 2Û bazė 1 + rūgštis 2.

Visa elektroninė OB reakcijų teorija. OM nuotėkio galimybė A Tai rodo iš jų dalyvaujančių redokso porų cheminis aktyvumas. Redokso garų cheminis aktyvumas apibūdinamas standartinio (normalaus) oksidacijos potencialo E 0 reikšme.

Įvairių formų porų standartinis (normalus) oksido-vandenilio potencialas yra potencialų skirtumas, atsirandantis tarp standartinio vandens ir neaktyvaus (platinos) elektrodo, pagaminto įvairiomis formomis, kurie gali būti oksiduojami ir atnaujinami, forma turi vieną redoksą. pora (25 m° Iš garo komponentų aktyvumo, lygaus 1 mol/dm 3).

Pavyzdžiui, norėdami padidinti Sn 4+ / Sn 2+ poros potencialą, pasirinkite galvaninį elementą:

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

Tada potencialas egzistuoja elektrocheminio centro tipo galvaniniame elemente, kurį sudaro standartinis ir indikatorinis elektrodas, ant kurio vyksta redokso garų komponento atsinaujinimo arba oksidacijos elektrocheminė reakcija. Indikatoriaus (dažniausiai Pt) elektrodo potencialo vibracija atliekama naudojant standartinį (įprastą) vandens elektrodą. Vin yra platinos elektrodas, panardintas į 1 N H2SO4 (arba 1,25 M HCl). Vanduo leidžiamas per skylę esant 101,3 kPa slėgiui kambario temperatūroje. Prie elektrodo vyksta tokia reakcija:

2Н + +2е Û H 2

O oksido ir vandenilio poros 2H + /H 2 potencialas, kuris mintyse laikomas nuliu, yra dėl to. Kalbant apie šį elektrodą, kitų oksido ir vandenilio porų potencialas skiriasi. Tiesą sakant, elektrocheminėje terpėje indikatoriaus ir standartinio vandens elektrodų potencialas skiriasi. OM garai gali būti sudaryti iš formų, kurios randamos viename suvestiniame vienete, pavyzdžiui, retos - Fe 3+ /Fe 2+ ir skirtingose, pvz., retas ir kietas – Zn 2+ /Zn 0 . IN Svarbu pažymėti, kad skirtingų porų standartinio OB potencialo svarba labai padidėja dėl skirtingų jų išnykimo technikų.

Standartinio (normalaus) OB potencialo E 0 poros, pakeičiančios elektriškai neutralų metalą, yra potencialų skirtumas, atsirandantis tarp metalo, įkrauto jo druska (kai metalo jono aktyvumas 1 mol/l) ir standartinio vandens elektrodo. 25 val° Z.

Standartinis redokso sistemos potencialas yra vikoristaobjektyvios oksidacinių-santykinių galių charakteristikosz'ednan. Kuo didesnė teigiama standartinio potencialo vertėtai turi stipresnį oksidą. Tuo pačiu atnaujinamos stipriųjų formosOksidatoriai silpnai šmėžuoja demokratinės valdžios kryptimiTačiau stiprių darinių oksidacijos formos gali būti silpnosoksido institucijos. Taigi oksidinės reakcijos vyksta silpniausiuoseoksidacija ir oksidacija su stipriausiais.

Standartinių potencialų verčių išlyginimas gali būti naudojamas tiesiogiai perduoti oksido reakciją.

Tačiau aišku, kad standartiniai potencialai gali būti reikšmingiFaktinės ir tiesioginės reakcijos gali skirtis.

Norėdami padidinti statymo E 0 (Zn 2+ / Zn 0) potencialą, pridėkite galvaninį elementą:

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

A(-): Zn 0 ® Zn 2+ + 2е;

K(+): 2H+ + 2e ® N 2 0 .

Kai tik elektronai pereina iš vandens elektrodo į metalinį elektrodą, potencialas imamas su teigiamu ženklu; Jei jis priklauso nuo vandens, tada statymo potencialas yra mintyse laikomas neigiama verte.

Remiantis išlyginto E 0 redokso garo reikšmėmis ir esant, galima apskaičiuoti OB reakcijos atsiradimo galimybės principą. Pavyzdžiui, lygiavertė E 0 reikšmė porų Fe 2+ /Fe (E 0 = -0,44 V) ir Cu 2+ /Cu (E 0 = +0,34) sąveikos metu rodo, kad Cu 2+ forma bus oksiduota. per, palikuonis yra Fe, nes kitos sistemos potencialas yra didesnis nei pirmosios sistemos potencialas:

Cu 2+ + Fe ® Fe 2+ + Cu.

Reakcijos kryptis nustatoma pagal elektrinės ardomosios jėgos (ERS) vertę:

EPC = E0 (oksidacija) - E0 (buvęs).

Yakshcho EPC > 0 tada vyksta tiesioginė reakcija. Yakshcho EPC< 0, tada – grąžos projekcija.

Kuo skiriasi Fe ir Cu 2+: EPC = +0,34-(-0,44) = +0,78 U. Kuo didesnis EPC, tuo sąveika energingesnė.

Standartiniai OM potencialai rodo aktyvumą, kuris yra didesnis nei 1 mol/l. Esant kitoms aktyvumo vertėms, potencialai turi būti įvertinti pagal Nernst-Perers lygtis:

Ln ® žurnalas, t=25 ° Tada Z

Kai Ox = raudona E = E 0.

Šiuo atveju, kadangi viena iš formų yra kietoje arba dujinėje fazėje, Nernsto lygtis parodo tik reikšmingą formos aktyvumą, kuris yra retos fazės:

E (Fe 2+ /Fe 0)

E (Cl 2 / 2Cl -)

Kai viena forma pereina į kitą, dalyvauja arba vandens molekulės, arba molekulės, kurios patenka į oksiduotas arba atnaujintas formas. Pridėti elektronų jonų mišinius, oksiduoti arba atnaujinti:

MnO4 - + 8H + + 5e = Mn2+ + 4H2O.

SnO 3 2- + H 2 O + 2e = SnO 2 2- + 2OH - .

Zastosuvannya:

Oksido reakcijos plačiai naudojamosaiški ir sudėtinga analizė.

Aiškiai analizuojant oksidacijos-dehidratacijos reakcijos naudojamos:

Perėjimas iš žemesnių medžiagų oksidacijos stadijų ir tik tuo atveju;

Smulkių užsakymų iš šeimų vertimas;

Atskleisti jonai;

Jonų vaizdas.

Taigi vandens peroksido oksidacijos reakcija vandens terpėjebūti naudojamas analizuojant IV analitinės grupės katijonusSn(II), As(III), Cr(III) pavertimas iš oksoaniono hidroksotošių elementų aukštesnėse oksidacijos stadijose.

1. Norint perkelti jonus ir puselementus iš žemesnių oksidacijos stadijų, atliekami šie veiksmai:

a) Fe 2+ ir Fe 3+,

b) Kaip V į As III.

2. Jonams, kurie sukelia būdingas reakcijas su oksiduojančiu arba oksiduojančiu agentu, ekstrahuoti:

H+As III Ag+

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

H2OMnO2AsV

3. Skirti jonams, kurie oksiduojasi arba regeneruojasi dėl nedidelių junginių susidarymo, atskirti.

H2O2

Mn 2+ MnO 2 ¯ .

VIN –

4. Kolkisnyje jie yra paskirti.

Oksidinės reakcijos nėra plačiai naudojamosTai aiškiau iš katijonų analizės, bet iš anijonų analizės.

Taigi, atliekant anijonų analizę, atliekamas anijonus oksiduojančių medžiagų (Cr2O72-, AsO43-, NO3-) tyrimas, siekiant nustatyti KI rūgštinėje terpėje esant chloroformui. Kai susidaro laisvasis jodas, kuris paruošiamasraudonai violetinės spalvos chloroformo rutulys.

Be to, išbandykite anijonų pirmtakus (C 2 O 4 2-, S 2 O 3 2-,S 2- , SO 3 2- , AsO 3 3- , I - , NO 2 -), sveiko jodo pagrindusilpnai rūgštus vidurys (pavyzdžiui, AsO 3 3-, kuris atsiskleidžiasilpna pieva seredovišče).

Bandymas pagrįstas oksidų reakcijomiskoncentruotas H 2 SO 4 (Cl - , Br - , I - , CrO 4 2-, NO 3 - , SO 3 2-, S 2 O 3 2- ta in), su kur matyti į dujas panašūs produktai (Cl 2 I 2 CO 2 ir in).

Nustatyti tokius pirminius anijonus kaip SO 3 2-і C 2 O 4 2- , NO 2 – vikoristų reakcijos, todėl ir pavydi atskirti KMnO4.

2. Oksido-oksido reakcijų konstanta.

Daugeliu atvejų būtina žinoti bent jau tiesiogiaioksido-hidroksido reakcijos, ir dar labiaunutekėjimas. Taigi kolkio analizėje tos pačios reakcijos kaippraktiškai nuteka 100% (arba priartėja prie to). ŽingsnisReakcijos eigą rodo greičio konstanta.

OB reakcijos praėjimo gylis nustatomas pagal greičio konstantą:

aОх 1 + bRed 2 = aRed 1 + bОх 2.

aОх 1 + ne = aRaudona 1.

bRed 2 + ne = bОх 2.

Su rivnovaze E 1 = E 2

½ ½

Iki Rivnovo.

Tomas

Iki Rivnovo. =.

n-galinis elektronų, dalyvaujančių reakcijoje, skaičius. Reakcijos, kurios atsiranda visame pasaulyje, yra atsakingos už konstantą, didesnę nei 108 (99,99% išvestinių kalbų).

Tobto, .

D E 0 ³ + 0,4 (n = 1)

D E 0 ³ + 0,2 (n = 2)

Likusi konkurencija auga, todėl skirtumas yra didesnispotencialai (E 0 Ox - E 0 Red), kuo didesnė išlyginimo konstanta ir tuo didesnėPerkelkime piktąją reakciją į dešinę. Tačiau yra atminties pėdsakas, kaddidelė pastovaus srauto konstantos svarba negali būti lyginama su dideleproceso greitis.

Reakcijos greitį įtakoja šie veiksniai:pvz., reakcijos mechanizmas, reagentų koncentracija, temperatūra,katalizatorių ir inhibitorių buvimas.

Reakcijos sklandumas didėja didėjant koncentracijaireagentų, taip pat temperatūros padidėjimo metu. Daugiau skambinkitepadidinkite temperatūrą 10°, kad reakcija paspartėtų 2-4 kartus. Taigi,pavyzdžiui, kai kalio permanganatas sąveikauja su rūgštyneRūgštinė reakcija vyksta visiškai ir kaitinama, kad būtų pagreitinta žala.

Be to, ši reakcija atliekama į autokatalizinę (katalizatoriausvienas iš reakcijos produktų yra Mn 2+ jonai).

Daugelyje epizodų yra vieta, vadinama gauta arbaSukeliamos oksido-hidroksido reakcijos.

Pavyzdžiui, kai Fe 2+ jonus oksiduoja kalio permanganatas,parūgštinta druskos rūgštis, sunaudojama dalis kalio permanganatooksidacijos chloridui:

2MnO 4 – + 10Cl – + 16H + ® 2Mn 2+ + 5Cl2 + 8H2O.

Dėl Fe 2+ jonų ši reakcija nepastebėta, nors yra skirtumasstandartiniai potencialai leidžia jam tekėti. PaslėptiŠalutinėms indikacijų reakcijoms procesas atliekamas praskiedus, parūgštinamassieros rūgšties.

3. Įvairių pareigūnų įpurškimas į elektrodo potencialo vertę.

Realaus potencialo vertę veikia šie dalykai:tokie veiksniai kaip terpės pH, reagentų koncentracija, kompleksavimas,atliekų tirpinimas ir kt

Svarbu pažymėti, kad vidutinio skysčio pH įtakoja tikrąjįpotencialas yra ne tik šiose fazėse, jei įtraukiama H+ ir OH-jonų koncentracijaNernsto lygyje, taip pat tuo pačiu metu kaip ir šio lygmens atveju.

Tai gali būti dėl to, kad pasikeitė jonų susidarymo forma populiacijoje(plaukioti ant vandens litiniai ir kiti ne mažiau svarbūs procesai).

Daryta prielaida, kad redokso garų potencialas E 0 MnO4-/Mn2+ slypijonų koncentracija vandenyje (nurodyta vertė gali būti keičiama pagal1,51 V iki 1,9 V), dėl kurių valdžios institucijos vikorista užfrakcinis halogenidaninų oksidavimas iki didelio halogenų kiekio

Taigi, esant pH nuo 5 iki 6, permanganatas oksiduojasi be jodido (E 0 I2/ 2I- = 0,53 B), esant pH 3, bromidai oksiduojasi (E 0 Br2/2Br- = 1,06 B) ir tik esant reikšmingamDidelis rūgštingumas oksiduoja chloridus (E 0 Cl2/2Cl- = 1,395 B).

1) joninės jėgos infuzija.

Jonų stiprumo pokyčius lemia jonų aktyvumo koeficientų pokyčiai. Oksiduotos formos jono krūvis atsiranda dėl atsinaujinusios formos krūvio, todėl jo aktyvumas kinta skirtingai. Didėjant veiklų santykiui Nernsto formulėje, didėja redokso potencialas.

Turi būti atsižvelgta į joninės galios antplūdį, kad būtų naudingas realus potencialas.

Apytiksliai suskirstymui dažnai naudojama ši formulė:

Tada paimkite įprastą standartinį OB potencialą realiam standartiniam potencialui.

2) redokso garų komponentų koncentracijos įpurškimas.

Iš Nernsto srities aišku, kad E = f (C Ox, Red). C Ox padidėjimas ir C Red pasikeitimas lemia potencialo padidėjimą ir tą patį poveikį. Jei oksiduota forma yra 100 kartų didesnė už oksiduotos formos koncentraciją, tada potencialas viršija realų standartinį potencialą Art.

Taigi, santykinės koncentracijos pokytis sąlygoja santykinai nedidelį potencialo pokytį. Taigi galite tai pasakyti Pagrindinį potencialo vaidmenį atlieka tikrasis standartinis potencialas, redoksparo komponentų cheminė prigimtis.

3) pridėti pH vertę.

Daugeliu atvejų vandens rūšyse redokso perėjimai apima hidroksonio arba hidroksido jonus. Tokiu atveju hidroksonis dalyvauja oksiduotos formos atsinaujinimo procesuose:

Ox + aH + + ne= raudona + n/2 H 2 O,

ir hidroksido jonai – atnaujintos formos oksidacijos procesuose:

Ox + a/2 H 2 Pro + ne = Raudona + aOH -.

Abiem atvejais, kai pH sumaišomas, skirtumas gali būti lengvai nustatomas pagal realius standartinius potencialus:

Kuo mažesnė pH vertė, tuo didesnis realus standartinis potencialas, tuo stipriau oksiduojasi oksiduota forma. Garų potencialo vertė smegenyse priklauso nuo abiejų redokso garų formų koncentracijos santykio:

Tai yra reakcinės terpės kūrimo taisyklė,būtini optimaliam proceso apdorojimui:kaip rezultatas oksidacinės reakcijos kaupia H + arba BIN - - joną, tada reikia sukurti aukso vidurį, kaip bebūtų užsitęsusių autoritetų (turiu pasakyti, kad jis rūgštus).

Be to, reakcijai reikia imtis komponentų (oksidatorių irdienoraštis), kaip reaguoti į naują vidutinio amžiaus. ProtilegoneTuo pačiu metu galite sugadinti procesą.

Jei hidroksido jonas dalyvauja redokso perėjime, galime pasakyti:

5) komplekso infuzija.

Tai teka dar švelniau. Pavyzdžiui, titruojant Fe 2+ jonus, H 3 PO 4 pridėjimas su bichromatu leidžia susijungti oksiduotai Fe 3+ komplekso formai, ko pasekoje padidėja titravimo redukcijos reikšmė.

Šios savybės aiškiai matomos kompleksavimo reakcijos metu.

Oksidinės reakcijos yra labiausiai paplitusios ir atlieka svarbų vaidmenį gamtoje ir technologijoje. Gyvų organizmų medžiagų išsaugojimas ir mainai, metalų korozija, ugnies deginimas – tai oksidacinių reakcijų pritaikymas. ORR pagalba pašalinami metalai, pievos, rūgštys ir daugelis kitų vertingų produktų. OVR naudojamas upelių, gamtinių ir nuotekų, įmonių dujų skysčių valymui. Spygliuotus junginius tirpdantys oksidatoriai plačiai naudojami įvairių medžiagų analizei titruojant. Paprastesnę analizės metodo versiją sužinosite šiame darbe.

eksperimentinė dalis

Dosvid 1 . Terpės pH įtaka oksido-hidroksido reakcijos perėjimo pobūdžiui

Pridedame mangano, kad pakeistume šį elementą įvairiuose oksidacijos etapuose:
,
,
. Šie žodžiai atskleidžia skirtingas oksidacines galias ir apibrėžia skirtingų spalvų skirtumus:
tamsiose avietėse,
- šalia žalumynų,
Kuriu barbariškus plėšimus,
Rudaplaukis žvilgsnis patenka į apgultį. Cheminėse reakcijose
Jis atnaujinamas į vieną iš žodžių reikšmių, priklausomai nuo vidurio rūgštingumo.

Norėdami įvertinti terpės pH pagal kalio permanganato oksido stiprumą, į tris mėgintuvėlius įpilkite 2–3 ml natrio sulfito.
.Į vieną mėgintuvėlį įpilkite 1 ml rozmarino
, į kitą mėgintuvėlį įberkite neutralios druskos, į trečią mėgintuvėlį įpilkite 1 ml rozmarino
. Į odos mėgintuvėlį įpilkite nedidelį kiekį (2-3 ml) kalio permanganato
.

Suprasti cheminių medžiagų paruošimo pokyčius ir rašyti skirtingose terpėse vykstančių reakcijų diagramas. Nustatykite Mn oksidacijos stadiją savo pusėje, atskirkite koeficientus. Sužinokite apie vidutinės terpės pH infuziją ant galios oksido
.

Dosvid 2. Vertė vietoj mokėjimo ( II ) jogo druskoje naudojant permanganatometriją

Permanganatometrijos metodas naudojamas greitai nustatyti oksidacijai jautrias medžiagas ir pakeisti puslaidininkių paruošimą. Mn keičiant oksidacijos stadiją. Titruojant parūgštintą roschiną, derva nurodoma kaip roščias
atnaujinta į Prie ko pridedama papildoma druska ir manganas?Jei bus rasta skysčio, jis visiškai sureaguos, įskaitant vieną lašą pilamo acto.
atrodo Roževės farbuvanijos silpnavalis . Žievės atsiradimas rodo reakcijos pabaigą ir nedidelį reagento perteklių.

Eksperimentiškai išmatavus iššvaistomo kiekį
, pagal ekvivalentų dėsnį galima atskleisti pastebėtą kalbos kiekį.

Dvivalentės druskos reikšmė pagrįsta tuo, kad rūgščioje terpėje yra jonas
lengvai oksiduojasi permanganatu į jonus
Reakcija, atsirandanti titruojant dvivalenę druską, išreiškiama tokia schema:

Viconn tyrimams naudokite analitinius testus iki 0,0002 g (ant vienerių metų stiklelio) kristalų kiekio iki seilių sulfato.
, žinomas gleivinio vitriolio pavadinimu. Užsirašykite druskos masę zoshite. Išsijokite druską į galutinę kolbą, supilkite į ją 50 ml sieros rūgšties ir atsargiai maišykite, kol druska ištirps.

Į biuretę įpilkite rozchino, kad padėtų.
matoma koncentracija; Padėkite kolbą po biurete. Pakėlę biuretės galą aukščiau už spaustuką, dar kartą paspauskite ir užpildykite pjūviu. Rabarbarus dėkite į biuretę nulinėje padėtyje (tamsiems kraštams vadovaukitės viršutiniu menisko kraštu).

Kolbą apipjaustykite rozmarinu
Rusijos Federacijoje, palaipsniui maišydami, įpilkite mažų šiukšlių
kol pasirodys neryškus erysipelas. Baigę titruoti, užrašykite sunaudotą kalio permanganato kiekį.

Parašykite reakcijos ekvivalentą, apskaičiuokite elektronų skaičių, kurį suteikia jonas, ir tada pagal (1) formulę išspręskite jo ekvivalento molinę masę:

(1)