§ 1. Oksidācija-reducēšana kā viena no galvenajām ķīmiskās analīzes metodēm

Izpratne par oksidācijas reakcijām – atjaunošanos. Oksidēšana - atjaunošana ir viena no galvenajām ķīmiskās analīzes metodēm un tiek plaši izmantota analītiskajā praksē. Tāpēc analītiķim ļoti svarīgas ir zināšanas par oksidatīvo-atklājošo procesu teoriju. Šajā rindkopā, izlaižot detaļas, mēs varam tikai minēt pamata izpratni par oksidācijas-atjaunošanās reakcijām, kritiskās un neorganiskās ķīmijas gaitā tiek ziņots par smirdošām skaidiņām. Oksidācijas-reducēšanas reakciju jonu-elektronu teorijas pamatlicēji SRSR ir Ya. I. Mihaiļenko un L. V. Pisarževskis.

Oksidāciju sauc par reakciju, kas saistīta ar elektronu trešo daļu (atomu, jonu vai molekulu), bet iedvesmu - elektronu pievienošanu.

Runa, kas atņem runai elektronus, kas oksidējas, tiek saukta par oksidējošu, un kas atņem elektroniku no citas runas, - vodnovnik.

Oksidācijas un savstarpējas sapratnes reakcijas, kas ir neskaidri saistītas viena ar otru un nav redzamas atrauti viena no otras. Tāpēc tās sauc par oksidācijas reakcijām – atjaunošanos (redoksreakcijām).

Oksidācijas reakcijas - pārejas sākuma pārveide ar elektronu pāreju (pārnešanas vai uzņemšanas gadījumā), un to pavada izmaiņas (palielināts vai mainīts) elementu oksidācijas posms:

Oksidētāji. Kā oksidētājs analītiskajās laboratorijās visbiežāk tiek izmantots zastosovat: hlora un broma ūdens, , , , karaliskais rags.

L. V. Pisarževskis (1874-1938).

Turklāt mātes ir uz oksidēšanās robežas, un viņas ir arī diakones un citi.

Pasaulē šī oksidētāja (atoma vai jona) oksidācijas spēja ir sporiditāte pret elektronu, kas ir enerģija (robotam, kas izteikta elektronvoltos), jo tas vibrē, kad runa ir par jauno elektronu (div. III nodaļa, 27. punkts).

Atmodas piekritēji. Tāpat kā stāzes vadotnes: metāla cinks, zelts un alumīnijs, plāni, arī vadotnes ir jonu un citas.

Мірою відновлювальної здатності даного відновника (атома або іона) є іонізаційний потенціал (потенціал іонізації), чисельно рівний енергії (роботі, що виражається в електрон-вольтах), яку потрібно витратити для того, щоб видалити від нього електрон на нескінченно далеку відстань (див. III nodaļas 27. punkts).

Disproporcionalitātes reakcijas (pašoksidācija - pašvirzīšanās). Viena un tā pati runa atmatā reakcijas prātos var būt gan oksidējoša, gan reaģējoša.

Reakcijā (a) slāpekļskābe oksidējas, reakcijā (b) notiek oksidēšanās.

Runa, kas izpaužas un oksidējas, un iedvesmo spēku, veido pašoksidācijas reakcijas – pašatjaunošanos. Šādas reakcijas sauc par disproporcijas reakcijām. Pirms reakcijas, ēkas nesamērīgums ir bagātīgi spoluk.

Apskatīsim ūdens peroksīda oksidēšanas spēju, ko plaši izmanto analītiskajā praksē.

Ūdens peroksīds H-O-O-H molekulu specifiskās dabas dēļ izpaužas kā oksidētājs un kā reducētājs:

Reakcijās ar vadošajiem aģentiem tas spēlē oksidētāja lomu; a) skābā vidē

Spēcīgu oksidētāju ietekmē tiem piemīt iedvesmojošs spēks:

b) pie skābās vides

Ūdens peroksīdam var būt spēcīga ietekme ne tikai skābā (dievišķā), bet arī neitrālā un peļķu vidē:

Ir arī reakcijas, kas notiek gan skābā, tātad peļķē, gan neitrālā vidē, kurās oksidējas peroksīda ūdens. Piemēram: a) skābai videi:

b) neitrālajā centrā

c) pie peļķes vidus

Alus, turklāt šādās reakcijās, tādā peroksīda ūdenī, ar tikpat nenozīmīgām izmaiņām vidē, tas spēlē oksidētāja lomu, piemēram:

tad ceļvedis, piemēram:

Pateicoties ūdens peroksīda oksidatīvi-hidrauliskā rakstura divkāršībai, nav grūti iekļūt disproporcijas reakcijā:

Metālu, nemetālu un to izgatavoto jonu oksīdus pastiprinošais dominējošais stāvoklis. Izmeta є vіdnovnikami. Iztērējot savus elektronus, metālu atomi tiek pārveidoti elektropozitīvos jonos. Piemēram:

Tie ir metāli ar oksidējošu vai iedvesmojošu spēku. Pērkot elektroniku, metāla joni pāriet vai nu mazāka lādiņa jonos (a), vai neitrālā stāvoklī (b):

Izmantojot elektronus, metāla jonus pārvērš vai nu augstākajā lādiņā (a), vai salokāmajos jonos (b):

Nemetēji var arī parādīt un attaisnot, un oksidēt dominējošo stāvokli. Patērējot elektronus, nemetālu atomi pārvēršas elektropozitīvos jonos, kas ūdens vidē veido oksīdus vai saliekamos skābekļa jonus. Piemēram:

Pērkot elektronus, nemetālu atomi pārvēršas elektronnegatīvos jonos. Piemēram:

Negatīvie joni ir nemetāli, un ir zināms, ka tie ir vienādi. Patērējot elektronus, negatīvie joni ir nemetāli, vai nu neitrālā stāvoklī (a), vai salokāmie joni (b):

Svarīgāki ir jonu salokāmie joni ar negatīvu lādiņu, piemēram, tie ir pozitīvi lādēti: .

Salokāmie joni, kuru noliktavā nonāk elektropozitīvie elementi, patērējot to elektronus, tiek pārveidoti citos salocītājos jonos, kas var aizstāt tos pašus elementus, bet vairāk elektropozitīvo oksidācijas stadiju. Piemēram:

Pievienojot elektronus, salocītie joni tiek pārveidoti citos salocītajos jonos, pirms kuru noliktavā ir elementi ar zemāku valenci (a), neitrālas molekulas (b) vai negatīvi lādēti nemetālu joni (c):

Ķīmiskā skaņa. XIMICHICHIC PIEGĀDE, JAKU REZULTĀTI, ZMINE EXITRONENA BUDOVEV EELEMENIV, ShO RABYUT, RAHUNOK OF THE NEW ELECTRONIV (IONY ZVA'yazov), Zmensnya Abo Elekilsnoye (polarizai) un kā arī kovalennye vyrennyt (kovalennye. vyrennyt.

Rozpodil rechovin papuve pēc ķīmiskās saites rakstura uz kovalento un jonu dziedāšanas nozīmē garīgi un pamatojas uz svarīgāko šī chi іnshoy veida ķīmiskās saites izpausmi. Piemēram, jonu un nepolārā kovalentā saite ir tikai galējā robeža starp polāro kovalento saiti, ko var uzskatīt par tīru jonu un kovalento saiti.

Mūsu galvenajā birojā nav iekļautas referātu lekcijas par ķīmiskās komunikācijas teoriju, runas, parastās, neorganiskās un organiskās ķīmijas kursos tiek publicētas pārtikas skaidas. Tomēr mēs esam atbildīgi par to, lai pievērstu uzmanību tiem, kas oksidācijas reakcijas - atjaunošanos var uzskatīt par reakcijām, kuras pavada elektronu pāreja no viena atoma, molekulas un joni uz citiem.

Oksidatīvi-reaktīvo reakciju uzglabāšana. Salokot, oksidēšanās - atjaunošanas reakcijām nav īpašas nozīmes - rodas ideālas jonu saites veidošanās. Tse nesuttvo, scho navit jonu elementu transformācija, kas saistīta ar elektronu pāreju no viena atoma uz otru, nepavada, kā šķiet, ideālas jonu saites izveidošanu.

Іsnuyut dažādi veidi, kā locīšanas vienādas oksidācijas reakcijas - atjaunošana. Tālāk ir apskatīta jonu-elektroniskā metode, kuras pamatā ir divu reakciju locīšana: 1) oksidācijas reakcija un 2) reakcijas reakcija, un studentu pārnešana, pievienojot grāmatas beigām nomogrammas tiešai reakcijai. Šo nomogrammu palīdzībai bez speciālām zināšanām var uzrakstīt reakcijas jonu-elektronu izlīdzināšanu un pēc tam tās pievienot kopējai jonu neitrālai oksidācijas – atjaunošanas reakcijai.

Reakciju līdzsvarošana tiek veikta ar tādu pieaugumu, lai kopējais elektronu skaits, kas ir nodots oksidētājam, ir vienāds ar aģenta patērēto elektronu skaitu.

Atklāt visas runas, kas rakstītas 1. reakcijas 1. daļas 1. daļas kreisajā daļā un personības ekvivalences reakcijas 2. daļā, it kā pārbaudītas reakcijai ("vitrāts"), un rakstītas labajā pusē. daļa, kā noņemta reakcijas rezultātā ("prihіd"), pēc tam salocīta Rivnyannya reakcijas atlikušajā izskatā, lai kļūtu par dažām grūtībām. Kam nepieciešams pielikt vēl somas (līdzsvara sabalansēšanai).

Izlocījuma priekšā tas ir vienāds, garozains ar nomogrammām (dal. Addendum) vai oksidējošo-oksidējošo potenciālu tabulu (5. tabula, 96. lpp.), jāmaina dotajai reakcijai galvenais uzturs, vai ne par to.

Ir jāstrādā tiem, kam ir daudz reakciju, kuru vienlīdzību var sabalansēt, tāpēc rakstiet uz papīra, tiešām nav praktiski iet uz šiem prātiem.

Piemēram, nekādas reakcijas

sveiks reakcija

Go reakcijas:

un pretreakcija klusos prātos praktiski nenotiek.

Apskatīsim oksidācijas-atjaunošanās reakciju:

Pіdsobne rіvnyannia

Nav svarīgi atcerēties, ka vienāda oksidācijas reakcija - jaunajā formā - ir divu reakciju rezultāts.

Šajā pielietojumā augstākās oksidācijas pakāpes joni ar skābiem joniem, kas veidojas, skābajā vidē izšķīdina ūdens molekulas, kuras ūdenī acīmredzami neatšķiras, metaolskābē un bisulfātjonā, un jonus ar ūdeni ar skābiem joniem. skābā vide izšķīdina ūdens molekulas.

Molekulārajā formā vairāk izraisīta reakcija var būt šāda:

Stingra izskata gadījumā, kad jonu-elektroniskās reakcijas labā daļa ir salocīta, oksidācijas-atjaunošanās reakcija ir jāārstē ar šādiem noteikumiem

Schodo ioniv ūdens

1) ar skābju joniem, kas izšķīdina (a) vai izšķīdina (b), vai hidroksīda jonus (c) izšķīdina neitrālas ķermeņa molekulas ūdenī:

2) ar fluora, sēra, selēna, telūra, slāpekļa un citu elementu joniem, kas tiek veikti dzirnavās zemākajās oksidācijas stadijās un veido ūdeni ar vāju vāju elektrību:

3) ar neitrālām ūdens un amonjaka molekulām tie izšķīdina ūdeni ar hidroksoniju un amoniju.

Chodo jonu hidroksīds

1) oksidācijas procesā ar zemāko oksidācijas pakāpju elementiem augstākajās oksidēšanās pakāpēs, jonu klātbūtnē hidroksīdā, tiek izšķīdinātas ūdens augstākās oksidācijas pakāpes elementu skābās stadijas:

2) ar elementiem, kas ir vāji līdz šķīšanas vietai, kas nav atšķirami no ūdens hidroksīdiem, tie izšķīdina hidroksīdu nogulsnes hidroksīdā:

3) elementiem oksidējoties, mazāk kompleksus veidojot, joni kopā ar tiem veido hidroksīda hidroksīda kompleksu jonus:

4) ar ūdens joniem un hidroksīda amonija jonu joniem ūdens molekulas (a) un amonjaks (b) ir acīmredzami izšķīdušas:

Ūdens molekulu shodo

1) ar skābiem joniem, kas ir izšķīdināti (a) vai izšķīdināti (b) ūdens molekulas izšķīdina hidroksiljonus:

2) jonu oksidēšanās procesā zemāko oksidācijas stadiju elementos organismā ūdens molekulas izšķīdina kompleksos oksidatīvos jonus (a) un neskaidros jonus ūdenī (b), kā arī ūdeni:

3) augstākās oksidācijas pakāpes elementu ievadīšanas procesā zemākajā oksidācijas pakāpē, ūdens klātbūtnē, puse no zemākās oksidācijas pakāpes elementiem (a), kas neatšķiras no oksidācijas ūdens. b) posms un hidroksīda joni ir noteikti:

Citi joni

1) viena, divu trīs lādiņu metālu joni, kas neizteikti viegli dodas, neitrālā vai skābā vidē ir apmierinoši piepildīti ar neskaidru sāļu skābu pārpalikumu, piemēram:

Mātes pēdas uz ūdens, kas ir spēcīgi (vai hidratēti) katjoni, kas pārnēsā trīs pozitīvus lādiņus, parasti ūdens avotos nav atrodami. Augsti lādēti joni dažādu oksidācijas reakcijās - atjaunošanās procesā, reaģējot ar ūdeni, momentāni uzlādējas ar skāba ūdens joniem, padarot jonus salokāmus pēc veida:

Zastosuvannya oksidācijas reakcijas - inovācija analītiskajā ķīmijā. Oksidācijas-atjaunošanās reakcijas tiek plaši izmantotas ķīmiskajā analīzē.

1. Pārnest jonus un pusi no zemāko oksidācijas formu elementiem lietās (a) un apakšējās formas apakšējā (b), lai izvairītos no to svārstīgas infūzijas analīzes procesā:

a) oksidācijai uz priekšu klusās nogāzēs, ja tās ir uz leju (II), kas ietekmē analīzes gaitu;

b) atjaunošanai dienas hlorīda un ūdens attiecības nostādināšanas procesā.

2. Jonu noteikšanai, lai radītu raksturīgas reakcijas ar oksidētājiem vai oksidētājiem, piemēram:

3. Jonu dibenam, kas oksidējas vai atjaunojas ar maza mēroga spoluku izšķirtspēju, piemēram:

4. Lielam skaitam bagātu neorganisko un organisko lauku nolūku ar vispārīgo metodi (2. nodaļa).

Analīzē

Oksidācijas-reducēšanas reakcijas plaši izmanto analītiskajā ķīmijā dažādiem mērķiem: jonu atdalīšanai, jonu sadalīšanai, maza izmēra pakaišu pārvietošanai rozēs, maskēšanai, dispersiju stabilizēšanai konservācijas gadījumā, kalcinēšanai.

1. Vіdkrittya katjoni un anіonіv, podіl ionіv.

Bagātīgu oksidatīvo-oksidatīvo reakciju daudzumu pavada skaidri izteikts dabiskais efekts, kas ļauj tās plaši izmantot jonu izpausmei. Tātad jūs varat pievienot katjonus: Cu 2+, Mn 2+, Cr 3+, Bi 3+, Sb 3+, Hg 2+, Ag +, anjonus: J -, Br -, SO 3 2 -, S 2 O 3 2 - tas iekšā. Jonu bismuta Bi 3+ var pievienot, ielejot sāļu peļķē, lai pēc tam, kad parādās melnas samtainas metāla bismuta nogulsnes, var noņemt katjonu Sn 2+:

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

Dzīvsudraba jons Hg 2+ parāda reakciju ar vidu pēc tam, kad uz vidējās plāksnes parādās mirdzoša metāla dzīvsudraba infūzija:

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

Hg 2+ + Cu \u003d Cu 2+ + Hg ↓

Uz cinka plāksnes Sb 3+ joni tiek atjaunoti līdz melnām samtainām metāla antimona nogulsnēm:

2SbCl3 + 3Zn = 2Sb↓ + 3ZnCl2

Bismuta jonu klātbūtnē surmīna jonus var noteikt surmīna sulfīda oranžsarkano nogulšņu izšķiršanai, mijiedarbojoties ar nātrija tiosulfātu Na 2 S 2 O 3

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

Katjonu Mn 2+ oksidēšana ar svina (IV) oksīdu vai amonija persulfātu (NH 4) 2 S 2 O 8 ļauj selektīvi aktivizēt katjonu pēc rahunka anjona MnO 4 - aveņu fermentācijas parādīšanās:

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

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

Cr 3+ katjona oksidēšana ar amonija persulfātu (NH 4) 2 S 2 O 8 skābā vidē līdz dihromātam Cr 2 O 7 2 -, kas dod oranžu krāsu:

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

Vykoristovuyuchi kā virzošais jons Mn 2+, peļķes vidē ar tūlītēju nomelnošanu ar plankumainu metodi, ir iespējams atšķirt Ag + jonu: Ag + + Cl - = AgCl¯

2AgCl + Mn(NO3)2 + 4NaOH = 2Ag¯ + 2NaCl + MnO(OH)2 + 2NaNO3 + H2O

Kā ceļvedis visbiežāk tiek izmantots vikorozais ūdens (Zn, Fe, Al, Cu), ūdens peroksīds H 2 O 2 skābā vidē, nātrija tiosulfāts Na 2 S 2 O 3, H 2 S ūdens, sērskābe H 2 SO 3 un cita runa, viegli uztverama elektronika.

Z okislyuvachiv visplašāk zastosovuyt kālija dihromāts K 2 Cr 2 O 7 kālija permanganāts KMnO 4 hlors ūdens ūdens peroksīds peļķē vidē slāpekļskābes sāļi slāpekļskābes svina oksīds (IV) PbO 2 un in.

Analīzes laikā ir jāpārliecinās, ka Fe 2+ , I - , S 2 - , SO 3 2 - jonus nevar salīdzināt ar oksidējošiem joniem NO 2 - , Fe 3+ , Sn 4+ , ​​​​MnO 4 - , Cr 2 O 7 2 -.

Analīzes gaitā kā oksidējošs ūdens peroksīds peļķes vidē ir iespējams atdalīt jonus Mn 2+ , Fe 2+ kā jonus Zn 2+ , Al 3+ :

2Fe(NO3)2 + H2O2 + 4NaOH = 2Fe(OH)3¯ + 4NaNO3

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

Tie Mn 2+ un Fe 2+ ir saistīti ar aplenkumu, un rozchini tie ir izsmelti, lai atriebtu alumīniju un cinku.

Līdzīgā rangā, aizstājot H 2 O 2 peļķes vidē, ir iespējams atdalīt Mn 2+ un Mg 2+ jonus:

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

Nokrišņu laikā, kas tiek izšķīdināti amonija hlorīdā, tiek atdalīts magnija hidroksīds, un MnO (OH) 2 nokrišņos samazinās.

Sulfītjonu SO 3 2 - var izmantot, iedvesmojot to ar metāla cinku skābā vidē līdz pusdienlaikam:

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

Joda ūdens, mijiedarbojoties ar dažādiem sulfītiem, mainās:

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

Nitrītu joni NO 2 - skābā vidē oksidē jonus I - līdz brīvam jodam, kas atklāj cieti zilā krāsā:

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

Nitrātjonu var pievienot ar sāls sulfātu (II) koncentrētas sērskābes vidū, lai iegūtu brūnas krāsas sāls SO 4 izšķīdināto sāli:

2HNO3 + 6FeSO4 + 3H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + 2NO + 4H2O

FeSO 4 + NO \u003d SO 4

2. Neliela apjoma darbu projektēšana.

Dažādu metālu, sakausējumu, bagātīgu un svarīgu opadīvu gadījumā notiek arī oksidējošas-liekas reakcijas:

Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2

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

3. Maskēšana.

Piemēram, lai noteiktu karbonātus sulfītu klātbūtnē, pievienojiet atšķaidītas sērskābes un kālija permanganāta šprotes, redzamā gāze tiek izvadīta caur vapanjanu ūdeni. CO 3 2 jonu klātbūtne tiek vērtēta pēc iztvaikojošā ūdens duļķainības. Oksidējošais kālija permanganāts SO 3 2 - SO 4 2 -, kas ietver SO 2 šķīdumu, kas ir vienāds, kā arī CO 2, kas rada duļķainu ūdeni:

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

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

4. Lai stabilizētu reaģentus, kuri ir viegli reaktivējami vai oksidējami, tie jāinjicē ar aktīvām vielām vai oksidētājiem. Piemēram, alvas sāļi (II) agrīnai oksidēšanai līdz Sn 4+ ievada metāla alvu, Fe 2+ sāļus - metālu vai askorbīnskābi, Hg 2 2+ sāļus - metāla dzīvsudrabu.

Dažu spēcīgu oksidētāju avoti tiek uzglabāti tumša stikla kolbās, lai izslēgtu fotoķīmiskos procesus. Piemēram, ūdens peroksīds tiek izklāts gaismā:

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

Kālija permanganātu gaismā sajauc ar ūdeni līdz MnO 2, kas izskatās kā brūns aplenkums:

4KMnO4 + 2H2O3O2 + 4MnO2¯ + 4KOH

Oksīda-ūdens reakcijas veido pamatu veselai skābes analīzes metožu grupai, piemēram, permanganatometrijai, jodometrijai un citām.

1. Oksidācijas-atjaunošanās reakciju būtība. Standarta un reāls redox potenciāls. Rivnija Nernsta

2. Oksidēšanas reakciju teorijas galvenie nosacījumi

3. Disproporcijas reakcijas

4. Sistēmu redokspotenciālu vērtību rašanās atkarībā no dažādiem faktoriem (EPC reakcijas, pH)

5. Oksīda-ūdens reakciju stagnācija analītiskajā ķīmijā

6. V analītiskās grupas katjoni. V-analītiskās grupas katjonu reakcijas.

Atslēgas vārdi un termini

Oksīda-ūdens reakcijas

Oksidācijas process

Atjaunošanas process

Okisļuvačs

Vidnovnik

Intramolekulāras, starpmolekulāras, disproporcijas oksidācijas reakcijas

Galvaniskais elements Platīna melns

Standarta oksidācijas un erozijas potenciāls Reāls oksidācijas un erozijas potenciāls Nernst Rivne

Katalizatori

Inhibitori

Autokatalītiskās reakcijas Iegūtās reakcijas Inducētās reakcijas

V analītiskā katjonu grupa

Grupas reaģents V analītiskajai katjonu grupai

Jonu reakcijas zālē (II)

Jonu reakcijas zālē (III)

Mangāna (II) jonu reakcijas

Jonu reakcijas bismutā

Jonu reakcijas antimonā (III, V)

Sistemātiska V analītiskās grupas katjonu analīze

Oksīda-ūdens reakcijas analītiskajā ķīmijā

Oksīda oksidācijas reakcijas ir reakcijas, kuras pavada elektronu pāreja no vienas daļiņas (atomiem, molekulām un joniem) uz citām, kas izraisa elementu oksidācijas stadiju izmaiņas.

Oksidācija ir viss process

Nē° - e - H2O2 - 2e - 2H+ + O2 BO32- + 2OH- - 2e - BO42- + H2O

Atjaunošanās - viss process, kam ir jānāk

elektronu atoms, molekula vai jons:

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

Kā priekšteči analītiskajā ķīmijā visbiežāk tiek izmantoti: H2O2, BpC12, H2B, H2BO3, Na2B2O3; kā oksidētājs -C12; Br2; H2O2; K2Cr2O7; KMpo4; НШ3 un citi.

Oksidācijas-reducēšanas reakcijas vienmēr uzņemas divu runu likteni, no kurām viena ir vadītājs, bet otra ir oksidētājs. Izmantojot oksidētāja pieņemto elektronu daudzumu, jūs vienmēr varat pievienot ražotāja norādīto elektronu daudzumu.

Oksidācijas reakciju veidi

Galvenie oksidēšanas reakciju veidi ir šādi:

1 - starpmolekulārās oksidēšanas-virzīšanas reakcijas (elementi, kas maina oksidācijas stadiju, ir atrodami dažādu molekulu noliktavā):

PbS + 4H2O2 ^ ^ PbBO4 + 4H2O

oksidētājs

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

2 - intramolekulāras oksidējošas-virzīšanas reakcijas (elementi, kas maina oksidācijas stadiju, nonāk vienas molekulas noliktavā):

NH4NO3^N2O+2H2O

(NnH4)2 C+2O7 - N2° + Cr2O3 + 4H2O;

3 - disproporcijas reakcija (pašoksidācija-pašbāze) (viena un tā paša elementa atomi oksidācijas stadiju maina atšķirīgi):

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

Mežonīgam izskatam oksidatīvais-oksidatīvais process izpaužas šādi:

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

Vērsis ir oksidējoša frakcija, jo tajā ir iespējams saņemt elektronus.

Šajā kategorijā mūs var pamatoti saistīt ar oksidējošā-skābekļa vai redoksu pāri.

Vienkāršāko redox likmi var izdarīt šādi: Fe3+/Fe2+, Ce4+/Ce3+ utt. Šo pāru aizskarošās formas ir monoatomiskie joni, kuros notiek tieša elektronu pāreja no vienas daļiņas uz otru.

Visbiežāk ir locīšanas procesi, kuros elektroniku un atomus var pārnest uzreiz, piemēram:

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

Oksīda-oksīda reakcija var būt saistīta tikai ar oksidētāja (oksidētā forma) mijiedarbību, kas nav starpposma mijiedarbība ar vienu saņemto redoks-paritāti ar līdziniekiem (ekvivalenta forma), bet otra saņēma redoksparitāti. Kad tas notiek, redoksreakcija sastāv no divām privātām:

ak! + ne arRedl

BRed2-ne bOx2

aOxi + bRed2 ^ aRedl + bOx2

Tādā veidā ādas oksidatīvi sarkanā reakcija var būt kā divu reakciju summa. Viens no tiem reprezentē oksidētāja transformāciju, inshu – līderi.

Oksīda-ūdens potenciāls

Rozpodil okislyuvalno-vydnovnyh reaktsiy napіvreaktsії ne mazāk kā formālu metodi, kas ļauj vieglāk izprast elektronu pārnešanas procesu, bet var būt vesela fiziska sajūta.

Ievietojiet ādas reakcijas komponentus citā traukā, dažādos izmēros ar sāls miglu (caurule, kas pildīta ar agara-agara gelu, ar lielu daudzumu KCl), nolaidiet inertu elektrodu (platīna drіt) ādā. trauku un aizveriet to (Zīm. uz galvanometra) ), tad pārējais parādīs elektriskās plūsmas klātbūtni. Šādu stiprinājumu sauc par galvanisko elementu, un ādu no kuģa, kas izgatavota no rozēm un platīna šautriņu, sauc par gabalu.

Fe2+ - Fe3+ + e

Ce4+ + e - Ce3+

Rīsi. Galvaniskā elementa shēma: 1 - platīna elektrodi; 2 - elektriskā atslēga (caurule, piepildīta ar dizainu KS1); 3 - potenciometrs; 4 - pudele.

Reakcijas laikā galvaniskajā šūnā ķīmiskā enerģija tiek pārvērsta elektroenerģijā. Galvaniskā elementa elektrodestruktīvā jauda (EPS) - divu elektrodu potenciālu atšķirība (EPS = E1-E2) un raksturo elektronikas uzbūvi, dodieties uz oksidētāju.

Redox likmes (mūsu piemērā Be/Beta Ce4+/Ce3+) potenciālu nevar samazināt. Saiknē ar cim tiek uzdots izveidot veidu, kā apvienot napivelementu, kura potenciāls ir jāpiešķir napivelementam, kura potenciāls ir jāpieņem kā standarts. Kā šāds pildījums (elektrods) vikoristovuyut standarta ūdens elektrods. Šis elektrods ir platīna plāksne, pārklāta ar platīna melnu bumbiņu, jo tas ir sašūts ar skābju un jonu aktivitāti ūdenī, kas ir veselīgi atsevišķi. Elektrodu mazgā ar ūdeni ar spiedienu 1013-10 Pa (1 atm). Šī iemesla dēļ platīna melnā bumba tiek uzlieta ar ūdeni, kas ir kā ūdens elektrods, kas vienādās daļās atrodas ar ūdens joniem:

H2 (g) = 2H + 2e.

Izvēlētā elektroda potenciāls visām temperatūrām ir vienāds ar nulli.

Vrahovyuchi, scho EPC galvaniskais elements ir dārgāks nekā elektrodu potenciāla atšķirība (E1 - E2) un E2 = 0 (standarta ūdens elektrods): norādītajam galvaniskajam elementam EPC = E1. Tādā veidā elektroda potenciāls ir vienāds ar galvaniskā elementa EPC, kas veidojas no viena un tā paša elektroda un standarta ūdens elektroda.

Gadījumā, ja visas reakcijas sastāvdaļas tiek pārpirktas standarta stacijā (hipotētiska viena molāra starpība ar komponentu aktivitātes koeficientiem, kas vienāda ar vienu normālā atmosfēras spiedienā un temperatūrā).

Šāda elektroda potenciālu sauc par standarta elektroda potenciālu un apzīmē ar E0.

Nogulsnējums starp reālo vienādu elektroda oksīda-ūdens potenciālu (elektroda potenciāls nestandarta prātos - E) un standarta elektroda potenciālu (E0) tiek pārnests uz Nernstu:

E \u003d E0 + -1n oh

de: R - universāla konstanta gāze, vienāda ar 8,312 J / (mol K); T ir absolūtā temperatūra; F - nemainīgs Faraday, kas ir 96 500 C;

n ir elektronu skaits, kas ir elektrodu procesā;

aox, ard - oksidētu un atvasinātu runas formu aktivitāte, līdzīgi, saites stadijā, vienādas ar līdzīgiem stehiometriskajiem koeficientiem. It kā teiktu, ka darbību var veikt, kā arī radīt koncentrāciju uz aktivitātes koeficientu, tad Nernsta vienādojumu var uzrakstīt šādi:

E = E0 + ^ log Y°x

nF "Y sarkans"

de: y0x – oksidētās formas aktivitātes koeficients;

Yred – iedvesmotās formas aktivitātes koeficients. Ja tiek iekļauta oksidēto un citu jonu oksidēto un rekonstituēto formu attiecība, to koncentrācija (aktivitāte) ir jāiekļauj Nernsta vienādojumā.

Tātad redox likmes EMn04-/Mn2+ potenciāls, kam reakcija var izskatīties šādi:

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

aprēķini vienādiem:

*Mn°47 Mn2+ - E Mn°47 Mn2+ + ln "

Ja Nernsta vienādojumā ievietojat konstantu skaitliskās vērtības un pārejiet uz desmitajiem logaritmiem, tad 25 ° C temperatūrai tas izskatās šādi:

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

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

vērtība

pārējā upē viņi sauc

formālais potenciāls i tiek apzīmēts kā E0(1).

Tā kā Nernsts vēlas ieviest formālu potenciālu, tas izskatās šādi:

E0(D+0059 lg | °x]

No pārējās rindas, ja E - E0 (1), ja [° x] - 1,0.

Pašu kapitāls E 0(1)

samierināties

formālais potenciāls nogulsnēties starpības jonu stiprumā. Ja ir jāpārvar jonu spēks, tad mēs atņemam vienādību E0 (1) = E0. Bagātīgām analītiskām analīzēm pietiek ar šādas tuvinājuma precizitāti.

Redokssistēmas vikorista standarta potenciāls ir kā objektīva spoluka oksidējošā-izcilo spēku īpašība. Jo pozitīvāka ir standarta potenciāla vērtība, jo vairāk oksidējas. Tajā pašā laikā spēcīgu oksidētāju formas var būt vāji izteiktas oksidējošā īpašībā, un, gluži pretēji, spēcīgu oksidētāju oksidētās formas var būt vāji oksidējošas. Šādā secībā oksidatīvās-oksidējošās reakcijas notiek lielākajā daļā vājo oksidētāju un spēcīgākajos.

Standarta potenciālu vērtību izlīdzināšanu var mainīt tiešai oksīda-ūdens reakcijas pārnešanai.

Tomēr jāatzīmē, ka standarta potenciāli var būtiski mainīties reālajā un tiešās reakcijas var mainīties.

Reālā potenciāla vērtībai tiek pievienoti tādi faktori kā barotnes pH, reaģentu koncentrācija, kompleksa veidošanās, nokrišana un citi faktori.

Jāpiebilst, ka barotnes pH rudenī sasumē reālo potenciālu, ja H + un OH- jonu koncentrācija ienāk Nernsta līmenī un dažkārt tajā pašā laikā. Tse mozhe buti pov'azano іz zmіnoy forma іsnuvannya іonіv іn rozhchinі (pieplūdums іdravlіtіchnі іnshі іnshі vienādiem procesiem).

Jaku iecēla malā. 96 Redoksparitātes E°mpO4tmp2+ potenciāls nogulsnēties jonu koncentrācijā ūdenī (vērtību var mainīt no 1,51 līdz 1,9 V), saistībā ar vikāruma spēku halogenēto danjonu frakcionētai oksidēšanai par brīviem halogēniem. Tātad pie pH vіd 5 līdz 6 permanganāts oksidējas mazāk nekā jodīds (E ° y 21- \u003d 0,53 V), pie pH 3 tiek oksidēts bromīds (E ° Br2 / 2Br- \u003d 1,06 V) un mazāk daudz augstāks skābums ir oksidēts hlorīds (E ° su 2sg \u003d 1,395).

PH vērtības maiņa var ietekmēt redokspotenciāla vērtību, ale, inod un tieši reakcijas gaitā. Piemēram, reakcija:

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

skābā vidē levoruch plūst, bet peļķē (pH 9, sajauc ar KanSO3 palīdzību) - labajā pusē.

Ir tāds reakcijas vides veidošanās noteikums, kas nepieciešams procesa optimālai pārejai: ja oksidatīvās-oksidatīvās reakcijas rezultātā uzkrājas H+ vai OH-joni, tad ir jārada vidējs, jo tas var palielināt spēku (peļķe vai skābs).

Turklāt reakcijai ir jāņem komponenti (oksidētājs un ūdens), jo tie reaģē ar to pašu vidi. Citā situācijā jūs varat veikt cinkošanas procesu.

Tāpat kā muca, kas ilustrē maza mēroga pusītes potenciālu un tieši reakciju, jūs varat izraisīt reakciju starp Cu2 + un I-.

Redokspāra Сі/Сі standarta potenciāls kļūst par 0,159 V, bet pārim 12/21 vіn tas ir 0,536 V. Norādītie dati liecina, ka Cu2+ joni nespēj oksidēt I- jonus. Tomēr reakcijas procesā maza izmēra viena odista vide Сі1 (PRСі1 = 1,1Т0-

). Kad aplenkums ir nokārtots, C jonu koncentrācija mazumtirdzniecībā tiek strauji samazināta. Šajā gadījumā Cu2+ jonu aktivitāti šķirnē var atšķirt no vienlīdzības:

Vikoristovuyuchi Nernst, jūs varat to parādīt

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

Tādējādi redokspārim Cu /CuI ir potenciāls, kas atsver I2/I likmes potenciālu, pēc kura transformācija kļūst iespējama.

Vienādas oksīda-oksīda reakcijas konstante

Bagātīgās noskaņās jāzina ne tikai tiešā oksīda-ūdens reakcija, bet arī izeja. Tātad aprēķinu analīzē ir tādas reakcijas, kuras praktiski norit 100% (pretējā gadījumā tās ir tuvu tam). Reakcijas pārsnieguma pakāpi nosaka vienādības konstante.

Jakščo ir vienāds ar nodokļa oksīda-ūdens reakciju savvaļas izskata shēmā:

aOx1+ pRed2 ^ yRed1+ 5Ox2,

tad konstante її rіvnovagi (K) izskatās šādi:

K = a a ■ Es esmu iekšā-.

Nernsta vikoristu līnija oksīda-ūdens pāriem, kas piedalās reakcijā, var parādīt, ka 25 ° C temperatūrā:

1 m^ Vērsis, /Re d, Ox2/Red2/

bet pēc bēdīgi slavenā izskata:

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

de: ERed - pāru standarta potenciāls, kas darbojas noteiktā re-

akcijas kā oksidētājs un ceļvedis; n ir procesa elektronu skaits. No pārējās vienādības, jo lielāka ir potenciālu atšķirība (EOx-ERed), jo lielāka ir izlīdzināšanas konstante un jo ilgāka ir ļaunuma reakcija uz labo pusi. Tomēr nākamais, kas jāatceras, ir tas, ka konstantes lielā nozīme ir nemaz nerunājot par procesa lielo ātrumu.

Reakcijas ātrumam tiek pievienoti tādi faktori kā reakcijas mehānisms, reaģentu koncentrācija, starpības temperatūra, katalizatoru vai inhibitoru klātbūtne.

Reakcijas ātrums palielinās, palielinoties reaģentu koncentrācijai un paaugstinoties temperatūrai. Palieliniet temperatūru par 10 °, lai panāktu paātrinātu reakciju 2-4 reizes. Tā, piemēram, ar kālija permanganāta mijiedarbību ar skābeņskābi, reakcija ir pareiza, un tai ir skābeņskābes attīstības palielināšanās. Turklāt šī reakcija tiek uzskatīta par autokatalītisku (katalizators ir viens no reakcijas produktiem - Mn joni).

Vairākos vipadkіv mіstse tik zvіnі spoluchenі vai іnduovanі okisno-dnovoluvаlіnі reakcijas.

Piemēram, oksidējot ar kālija permanganātu, Fe2+ jonus paskābina ar sālsskābi, daļu kālija permanganāta apstrādā ar hlorīda oksidēšanu:

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

Fe2+ ​​jonu klātbūtnē šī reakcija nenotiek, lai gan standarta potenciālu atšķirība ļauj tai pāriet. Lai izvairītos no recepšu blakusreakcijas, process tiek veikts rūpnīcās, paskābinātas ar sērskābi.

Oksīda-oksīda reakciju stagnācija analītiskajā ķīmijā

Oksīda-ūdens reakcijas tiek plaši izmantotas skābju un skābju analīzēs.

Skābajā analīzē oksidatīvi-reaktīvās reakcijas uzvar:

Tulkošana no zemākajām oksidācijas stadijām veshchi un navpaki;

Maza apjoma spoluku tulkošana no mazumtirgotājiem;

Jonu izpausme;

Vydalennya ioniv.

Tādējādi, analizējot IV analītiskās grupas katjonus Bp (I), Av (III), Cr (III) stadiju pārvēršanai hidroksotā, tiek novērotas ūdens peroksīda oksidēšanās reakcijas vikārijas peļķes vidē. šo elementu oksoanjons augstākās oksidācijas stadijās.

Piemēram, anjons [Cr (0H) 6] - tiek oksidēts par hromāta jonu:

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

Arsenīta joni Ab0zz- - arsenāta joni Ab04z-:

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

Tajā pašā laikā reaģents vienu stundu oksidējas un analītiskās grupas deakjoni V un VI: 8b (III) - 8b ^), Fe2+ -Fe3+; Mn2+ - Mn02-pH20, C2+-C3+.

Oksīda jaudu ūdens peroksīdam skābā vikāra vidē izmanto, lai atklātu hromātu un dihromātu jonus, reaģējot ar perhromskābes šķīdumu (zilā krāsā):

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

Ūdens peroksīds nitrātu vidē tiek izmantots kā ceļvedis Mn02-pH20 un Z(OH)3 šķirņu nokrišņu pārnesei katjonu Mn2+i Co2+vydpovidno klātbūtnē:

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

Jonu Аb(III) un Аb^ noteikšanai vikorista reakcija tiek pastiprināta ar cinka metālu līdz gāzei līdzīgam produktam AbNz.

Analizējot II grupas katjonus, tika novērota disproporcijas reakcija ar dzīvsudraba pusi:

NV2S12 + M1z-[NvMDO! +Hv |.

Bp vikorista katjonu izpausmei, to iedvesmojošajam spēkam, palielinot divvērtīgā dzīvsudraba līmeni uz pusi:

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

Jonija b^) vyyavlyayut veids, kā їх vіdnovlennya līdz її0 dієyu uz їх anіonim metāla cinka uz niķeļa plāksnes (datēts ar galvanisko tvaiku):

2[SbC16]- + 57p-57p2+ + 2Sb| +12С1-.

Katjoni Y izpaužas, inducējot tos peļķes vidē uz metāla bismuta heksahidroksostanīta (II) joniem:

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

Mn jonu izpausmes pamatā ir to oksidēšana līdz Mn04-jonu fermentācijai chervonijas krāsās ar amonija persulfāta palīdzību:

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

Skābajā analīzē šādi oksidētāji, piemēram, HNO3, hlors un broma ūdens, bieži vien ir vijolīgi.

Tātad sistemātiskā analīzes gaitā Cu2S un HgS krītošo sulfīdu summa tiek sublimēta, apstrādājot ar atšķaidītu slāpekļskābi karsējot:

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

Paturot to prātā, HgS aplenkums Cu2S prātā neatšķiras.

HgS nokrišņi atšķiras broma ūdenī sālsskābes vai koncentrēta HN03 un koncentrēta HCl summas klātbūtnē:

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

Melnās metāla antimona nogulsnes, kas atdalītas ar її atklājumu (dievišķā vische), tiek oksidētas ar slāpekļskābi, lai izšķīdinātu baltās metasurmskābes nogulsnes:

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

Oksīda-ūdens reakcijas ir plaši izplatītas ne tikai katjonu skābajā analīzē, bet arī anjonu analīzē.

Tātad anjonu analīzes gaitā anjonu oksidēšanas paraugam (Cr2072-, As043-, N03-) tiek pārbaudīta KI atšķirība skābā vidē hloroforma klātbūtnē. Ar to jods tiek izšķīdināts, kas pārvērš bumbu hloroforma sarkanvioletā krāsā.

Papildus veiciet anjonu anjonu (C204 S203 S2-, S032-, As033-, I-, N02-) testu, pamatojoties uz joda koncentrācijas atšķirību vāji skābā vidē (aiz As033- vīna tiek konstatēts vāji skābā vidē).

Paraugs ar koncentrētu H2S04 (Cl-, Br-, I-, Cr042-, N03-, S032-, S2032Ti in.) tika balstīts uz oksīda-ūdens reakcijām, ar kurām veidojas gāzveida produkti (Cl2, I2, C02 un in. .) ir redzami.

Šādu anjonu-komponentu, piemēram, S03 "un C204 N02 - vikoristu reakciju izpausmei, kā rezultātā tiek atklātas KMn04 atšķirības:

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

Nitrītu jonu noņemšanai nitrātu jonu klātbūtnē, reakcija ar kristālisko amonija hlorīdu:

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

V analītiskās grupas katjoni Te2+, Te3+, M^+, Mn2+, 8b (III), 8b (V), B13+

Žagalnai raksturīgais

B elementu katjoni - Mg2+, p-elementu - Bb(III), Bb(V), N3+ un e-elementu - Fe3+, Be2+, ​​​​Mn2+ ir redzami līdz V analītiskajai grupai. Spēcīgas polarizācijas rezultātā bagāto spoliku (hidroksīds, sulfīds, fosfāts) analītiskās grupas V dikācijas ūdenī neatšķiras. Ūdenī atšķiras V analītiskās grupas hlorīdi, bromīdi, nitrīti, nitrāti, acetāti, sulfātu katjoni.

Grupas reaģents V analītiskās grupas є dažādu amonjaka koncentrāciju katjoniem, kas ir їх formā hidroksīdu veidā, kas nav atšķirami pārsniedzot reaģentu.

V analītiskās grupas katjonu tālāka analīze par hidroksīda katjonu dažādo daudzveidību amonija sāļu, skābju koncentrācijās, kā arī par dažādām šo katjonu oksīda-ūdens reakcijām un izgulsnēšanās reakcijām.

Z'ednannya Be - dzeltenbrūnā krāsā un Be - gaiši zaļā krāsā; rozchini spoluk іnshih katjoni - bezbarvnі.

V analītiskās grupas katjonu reakcijas

Nātrija hidroksīda un kālija hidroksīda diferenciācija

Ar magnija, mangāna, bismuta un antimona katjonu Nr. 0H vai K0H palīdzību tie izšķīdina balto amorfo hidroksīda nokrišņus, zaļo hidroksīda zāli (II) un sarkanās vētras hidroksīda zāli (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^.

Visi V analītiskās grupas hidroksīda katjoni atšķiras pēc skābēm, piemēram:

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

Hidroksīds 8b (III) un 8b (V) amfoterisko spēku dēļ atšķiras liekās pļavās:

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

Magnija hidroksīds, mangāns (II) un halle (II) arī atšķiras no lielākā Nr. І4С1, piemēram:

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

Vikorista spēks magnija hidroksīda pievienošanai citiem hidroksīda katjoniem V analītiskajā grupā sistemātiskā analīzē.

Amonjaka diaspora

Atšķiroties starp amonjaku un V analītiskās grupas katjonu starpību, nokrīt hidroksīdu nokrišana:

Nv2+ + 2MіuI2O - Nv(OI)2^ + 2M1/, - + 5Mіz-I2O - SHIZ| (OI)2^ + 2MI+, Fe3+ + 3MI3-I2O ^ Fe(OI)3^ + 3M1A

Katjoni ūdens klātbūtnē dažādos amonjaka diapazonos rada baltas galvenās sāls nogulsnes, kuru uzglabāšana mainās atmatā atkarībā no koncentrācijas starpības, temperatūras:

Ві3+ + 2Мі3-І2О + С1- - Ві(ОI)2С1^ + 2МІ/, Ві(ОІ)2С1^ - BiOC1^ + I2О.

Sāļu 3b(III), 3b(V) un bismuta hidrolīze

Vismutu, surmi (Sh^) sāļi tiek hidrolizēti ar bāziskāku sāļu šķīdumiem:

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

Ūsas skābēs nokrīt.

Jonu reakcija magnijā

Nātrija hidrogēnfosfāta Na2HPO4 atvasināšana

Magnija katjonus regulē ar nātrija hidrogēnfosfātu amonija buferšķīduma klātbūtnē baltu kristālisku nogulšņu klātbūtnē:

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

Šo reakciju var uzskatīt par mikrokristaloskopisku. MgNH4PO4 kristāliem, kas nosēdušies sausās kristalizācijas stundā, ir raksturīga forma.

Jonu reakcija zālē (ІІ)

Kālija heksacianoferāta (III) atvasinājums K3

Zaļza katjoni (II) ir izgatavoti no zilas krāsas kālija heksacianoferāta (III) nogulsnēm ("Turnbull blue"):

3Fe2+ + 23-^Fe32^.

Reakcija ir specifiska un ļauj noteikt Fe katjonus ar citu metodi.

Aplenkums neatšķiras no skābēm. Pļavās vīni tiek izplatīti: Fe32 ^ + 6OH- - 3Fe (OH) 2 ^ + 23-.

Jonu reakcijas zālē (III)

1. Kālija heksacianoferāta (II) K4 diagnostika

Zaļza katjoni (III) veido tumši zilas nogulsnes (“Berlīnes melnīts”) ar kālija heksacianoferāta (II) rozīnu:

4Fe3+ + 34- - Fe43^

Fe reakcija ar heksacianoferātu (III) uz kāliju ir specifiska, un to var pārveidot ar citu metodi.

Reakcija jāveic skābā vidē ar pH=3. Tomēr, spēcīgi paskābinot vai pievienojot pārāk daudz reaģenta, nokrišņi mainās.

Pļavās tiek izlikti aplenkumi:

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

2. Diya thiocyonate-ioniv

Zalіza (III) katjonus veido ar zalіza (III) kompleksās daļas tiocianātu joniem, lai iegūtu rozes sarkanās krāsās, piemēram:

Fe3+ + 3NCS- - .

Tiocianāta-jonova pārpalikuma gadījumā tiek nosēdināti dažādas noliktavas kompleksie joni:

-; 2-; 3-.

Nepieciešams pārvarēt reakciju skābā vidē pie pH=2. Vijav-

niyu Fe ar tiocianāta joniem ir piepildīti ar anjoniem (F, PO4 "ta іn), yakі utvoryuyut ar Fe3 + stabilāki kompleksi, piemēram:

6F- - 3- + 3NCS-.

Jonu reakcijas gaisā (Sh), (P)

Sulfosalicilskābes atvasināšana

Zaļza katjoni (III), (II) ir piesātināti ar dažādu krāsu sulfosalicilskābes kompleksu pH svārstībā. Pie pH = 1,8-2,5 tiek izveidots violets krāsu komplekss:

Pie pH = 4-8 tiek izveidots sarkanās krāsas komplekss:

Pie pH = 8-11 tiek izveidots dzelteno krāsu komplekss:

Reakcijas, kas parādās sistemātiskajā analīzes gaitā, nosakot mangāna jonus

Mangāna (II) hidroksīdu viegli oksidē ūdens peroksīds, ar kuru tiek nosēdinātas tumši brūnas H2MnO3 nogulsnes (MnO2-pH2O).

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

2е + Н2О2 + 2Н + - 2Н2О__

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

Mangāns (IV) arī pārvēršas par mangānu (II) sērskābē vai nitrātu vidē pie diH2O2:

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

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

Spēcīgi oksidētāji, piemēram, amonija persulfāts (M14) 282O8, oksidē Mn (II) līdz MnO4- joniem, it kā tie būtu raudzēti sarkanā krāsā:

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

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

Reakcija notiek karsējot un sribla sāļu (katalizatora) klātbūtnē. Vikorista reakciju atklāja mangāna (II) joni sistemātiskā analīzes gaitā.

Jonu reakcijas bismutā

Svaigi pagatavota nātrija heksahidroksostanīta (II) Na44- diagnostika.

Heksahidroksostanīts (11) - tie maina Bi jonu pret metālisku bismutu uz melnu krāsu. Tie ir 4-stіykі tіlki peļķu rozēs. Viņu prātā esošie katjoni nostāda baltos Bi (OH) 3 nokrišņus:

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-

Kad vikonannі reakcija katіonіv vіsmutu sіlіdі іnіkatі sverh kontsentrirovannuyu pļava і nagіvannya, scho in tsikh prātos var būt melns aplenkums Snl- pēc reakcijas disproporcionuvannya:

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

Jonu reakcija antimonā Diya metāla cinks

Metāliskais cinks uz niķeļa plāksnes pārvērš antimonu (III) un (V) metāla antimonā:

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

Niķeļa plāksne veido galvanisku pāri ar cinku, pozitīvā elektrodā - Ni un negatīvā - Zn. Niķelis atņem elektronus, it kā tas dod tam cinku, un pārnes to uz antimona joniem, piemēram, pārvēršas metālā. Metāla antimona nogulsnēšanās uz niķeļa plāksnes neatšķiras ar sālsskābi, bet atšķiras ar slāpekļskābi:

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

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

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

Sistemātiska V analītiskās grupas katjonu analīze

Sāls (II) un fizioloģiskais šķīdums (III) katjoni ir noteikti ar šāviena metodi 8 paraugos dažādiem kālija heksacianoferāta (III) un heksacianoferāta (II) veidiem acīmredzami:

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

Surmi (III) un surmi (V) katjoni ir atbildīgi par visu V analītiskās grupas katjonu izpausmēm. Antimons (III) oksidējas ar HNO3 līdz antimonam (V), jo šķiet, ka tas izgulsnē HSbO3. Nogulsnes centrifugē ar ūdeni un atdala, koncentrējot hloru-ūdeņražskābi. Antimons (V) rozchiny parāda cinka klātbūtni uz niķeļa plāksnes.

Visi V grupas katjoni, kas izlaisti centrifūgā, ņem visvairāk koncentrēto amonjaka hidroksīdu logu.

Lai aplenkumam pievienotu magnija hidroksīdus, pievienojiet amonija hlorīda daudzumu un 3% H2O2. Šajā brīdī Mg(OH)2 izgulsnējas, un Mn2+ katjoni tiek oksidēti līdz H2MnO3 (MnO2-nH2O). Nokrišņus, kas veidojas no Fe(OH)3, BiONO3, H2MnO3 (MnO2-nH2O), centrifugē ar ūdeni. Centrifūgā magnija katjoni sadala nātrija hidrogēnfosfātu amonija buferšķīduma klātbūtnē.

Slāpekļskābes sedimentācijas gadījumā atšķiras hidroksīda nogulsnēšanās (III) un bismuts, un nogulsnēs tiek noplicināts H2MnO3 (MnO2-nH2O), kas tiek attīrīts ar ūdeni centrifugējot.

Centrifūgā katjoni ir vismutu, parādot svaigi pagatavota Na4 klātbūtni.

H2MnO3 (MnO2-nH2O) nogulsnes izšķīdina slāpekļskābē

H2O2 un MnO2-nH2O klātbūtne tiek samazināta līdz Mn. Їх atklāj atšķirību starp amonija persulfātu.

Shēmai atbilstoši var veikt V analītiskās grupas katjonu summas sistemātisku analīzi.

V ANALĪTISKĀS GRUPAS KATIONU ANALĪZES SISTĒMĀTISKĀ PROCESA SHĒMA

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

Lekcija №4.

Oksīdu noņemšanas rіvnovag diapazonā electrolitіv.

Plāns.

1. Oksīda-ūdens (OV) reakcijas un to stagnācija analītiskajā ķīmijā.

2. Oksīda-sarkano reakciju Rіvnovag konstante.

3. Dažādu amatpersonu pieplūdums elektrodu potenciāla lielumā.

1. Oksīda-ūdens (OV) reakcijas un to stagnācija analītiskajā ķīmijā

Oksīda oksidācijas reakcijas ir reakcijas, kuras pavada elektronu pāreja no vienas daļiņas (atomiem, molekulām un joniem) uz citām, kas izraisa elementu oksidācijas stadiju izmaiņas.

Oksidācija - Šis process ir līdzīgs elektrona došanai ar atoma, molekulas vai jona starpniecību:

Na 0 – ē → Na +

H 2 O 2 - 2ē → 2H + + O 2

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

Atjaunošanās - Šis ir process, kad elektronu uzņem atoms, molekula vai jons:

S0 + 2? → S2-

H2O2+2H++2? → 2H2O

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

MnO4 - + 8H + + 5? → Mn2+ + 4H2O

Kā pionieri analītiskajā ķīmijā viņi, visticamāk, ir: H 2 O 2 , SnCl 2 , H 2 S, H 2 SO 3 , Na 2 S 2 O 3 ; cik oksidē - Cl 2; Br2; H2O2; K2Cr2O7; KMnO4; HNO 3 un citi.

Oksidācijas-reducēšanas reakcijas vienmēr uzņemas divu runu likteni, no kurām viena ir vadītājs, bet otra ir oksidētājs. Izmantojot oksidētāja pieņemto elektronu daudzumu, jūs vienmēr varat pievienot ražotāja norādīto elektronu daudzumu.

Oksidācijas reakciju veidi

Galvenie oksidēšanas reakciju veidi ir šādi:

1 - starpmolekulārās oksidēšanas-virzīšanas reakcijas (elementi, kas maina oksidācijas stadiju, ir atrodami dažādu molekulu noliktavā):

2-1+6-2

PbS + 4H 2 O 2 → ↓PbSO 4 + 4H 2 O

oksidētājs

1 +1 0

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

2 - iekšējās molekulārās oksīda reakcijas(elementi, kas maina oksidācijas pakāpi, nonāk pirms vienas molekulas uzglabāšanas):

3 +5 +1

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O

3 +6 0 +3

(NH4) 2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + 4H2O;

3 - disproporcijas reakcijas (pašoksidācija-pašbāze) (viena un tā paša elementa atomi maina pakāpes atšķirīgi oksidēšana):

0 -1 +1

Cl 2 + 2NaO H → NaCl + NaClO + H 2 O

1 -2 0

2H 2 Pro 2 → 2H 2 O + O 2

Apdegušajā izskatā izpaužas oksīda-ūdens processiesim rangā:

Vērsis+nē Û sarkans

Oksidācijas atpūta.

veidlapa

Vērsis un sarkanais ir savstarpēji saistīti un ce-oksīda pāris (redoksipāris).

Fe 3+ +1e Û Fe2+

Cu 2+ +2e Û Cu 0

OxRed

Nolīdzināšana Vērsis + ne Û Sarkanā krāsa apzīmē oksīda-ūdens pāreju vai oksīda-ūdens reakciju.

Pāreja var būt atgriezeniska vai neatgriezeniska.

2JO 3 - +12H3O + +10e=J20 ¯ +18H2O

Ag2O+H2O+2e=2Ag0 ¯ +2OH-

2- +2e = Hg 0 ¯ +4Cl - .

Tādā veidā redokspāris, lai oksidētās formas kombinācija ar vislīdzīgāko atjaunoto formu noved pie tādām pašām redox spējām. Oksidētās formas ēkas smaka un elektronikas saņemšana un їх vіddavati iedvesmotā forma. Apgriezto redokspāru redoksspēju aprēķināšanai tiek izmantoti elektrodu potenciāli.

Be-yakіy OB reakcijas pieņem vismaz divu redoksšpata likteni - vismaz vienu oksidētāju un vienu redoksu. Reakcijas produkti - jauns oksidētājs (vājš, zems vālītes):

Vērsis 1+Sarkans 2 Û Sarkans 1+Vērsis 2

2Fe3+ +Sn2+ Û 2Fe2+ +Sn4+.

Pastāv līdzība ar skābju-bāzes reakcijām:

Skābe 1+bāze 2Û bāze 1 + skābe 2.

Visa OB reakciju elektroniskā teorija. Iespēja iekļūt OV re a ktsіy apzīmē redoksipara ķīmisko aktivitāti, tajā piedalās jaki. Redoksiparijas ķīmisko aktivitāti raksturo standarta (normālā) oksidatīvā-ārējā potenciāla E 0 vērtība.

Standarta (parastais) oksīda-ūdens potenciāls pāriem, dažādās formās, ir potenciālu atšķirība, kas ir saistīta ar standarta ūdens un neaktīvo (platīna) elektrodu, zanurenim pie rozchiny, kas var oksidēties oksidējot un formā. no viena redokspāra (25° No likmes sastāvdaļu aktivitātes, kas vienāda ar 1 mol / dm 3).

Piemēram, lai noteiktu derību potenciālu Sn 4+ / Sn 2+, izvēlieties galvanisko elementu:

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

Tobto potenciāls vimiryuyut elektroķīmiskā vidējā tipa galvaniskajā šūnā, kas veidojas no standarta un indikatora elektroda, uz kura var notikt elektroķīmiskā reakcija vai redoks-tvaiku komponenta oksidēšana. Indikatora (parasti Pt) elektroda potenciāls jāmēra, izmantojot standarta (parastu) ūdens elektrodu. Vin ir platīna elektrods, zanureniya 1n H 2 SO 4 (vai 1,25 M Hcl). Caur atverēm tiek izvadīts ūdens ar spiedienu 101,3 kPa istabas temperatūrā. Reakcija notiek uz elektroda:

2H + +2e Û H 2 ­

un vinikaє potenciāls oksidno-vіdnovnoї bet 2Н + /Н 2 kas garīgi pieņemts kā nulle. Saskaņā ar ievadu par pirmo elektrodu, citu oksīdu virzošo pāru potenciāls ir samazināts. Faktiski elektroķīmiskajā vidū tie līdzsvaro potenciālu atšķirību starp indikatora un standarta ūdens elektrodiem. OV tvaiku var veidoties no formām, kuras ir sastopamas vienā agregātu stacijā, piemēram, reti - Fe 3+ /Fe 2+ un dažādās, piem., rets un ciets - Zn 2+ / Zn 0. AT Atkarībā no standarta RH dažādu pāru potenciālu var viegli izpētīt, izmantojot atšķirīgu jogas kontroles tehniku.

Standarta (parastais) RH potenciāls ir E 0 pāri, it kā pretoties elektriski neitrālam metālam, - potenciālu starpība, kas tiek vainota metālam, mēs zanurenim to sāli (ar metāla jona aktivitāti 1 mol / l) un standarta ūdens elektrods pie 25° Z.

Vikorista redokssistēmas standarta potenciāls iroksidējošo-atkārtojošo iestāžu objektīvās īpašībasz'ednan. Kas ir pozitīvāka standarta potenciāla vērtībatas ir spēcīgāks oksidētājs. Vodnocha vіdnovlenі formas spēcīgasoksidēšanās var vāji izteikties spēka augšāmcelšanāun, no otras puses, spēcīgu aģentu oksidētās formas var būt vājasoksidēt iestādes. Šādā secībā oksīda-oksīda reakcijas notiek vājākajāoksidētāji un spēcīgāko līderi.

Standarta potenciālu vērtību izlīdzināšanu var mainīt tiešai oksīda-ūdens reakcijas pārnešanai.

Tomēr var droši teikt, ka standarta potenciāls var ievērojamistrīdēties ar īstiem un tieši reakcijas var mainīties.

Lai noteiktu derību potenciālu E 0 (Zn 2+ / Zn 0), saskaitiet galvanisko elementu:

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

A(-): Zn 0 ® Zn 2+ + 2e;

K(+): 2H++2e ® H 2 0 .

Ja elektrons pāriet no ūdens elektroda uz metāla elektrodu, potenciāls tiek pieņemts kā pozitīva zīme; ja tas ir līdz ūdens, tad likmes potenciāls tiek garīgi pieņemts kā negatīva vērtība.

Vērtībām E 0 un ar vienādu E 0 redoksparu var attiecināt uz OB reakcijas iespējamības principu. Piemēram, vienāda vērtība E 0 ar pāru Fe 2+ /Fe (E 0 \u003d -0,44 B) un Cu 2+ /Cu (E 0 \u003d +0,34) mijiedarbību parāda, ka Cu 2+ forma būs Atsauce ir Fe, bet citas sistēmas potenciāls ir lielāks nekā pirmās sistēmas potenciāls:

Cu 2+ + Fe ® Fe2++ Cu.

Reakcijas tieša pāreja uz nogulsnēšanos elektriskās strāvas trieciena spēka (EPS) veidā:

EPC \u003d E0 (oksidējošs) - E0 (nezāle).

Yakscho EPC > 0, tad iziet tiešu reakciju. Yakscho EPC< 0, tad ir apgriezta reakcija.

Cik maksā Fe un Cu 2+: EPC=+0,34-(-0,44)=+0,78 U. Jo vairāk EPC, jo vairāk enerģijas iziet cauri mijiedarbībai.

Aktivitātei tiek piešķirti standarta RH potenciāli, kas ir vienādi ar 1 mol/l. Ar citām aktivitātes vērtībām ir jāpalielina Nernsta-Perersa potenciāls:

ln ® žurnāls, t=25 ° Tad Z

Kad Vērsis \u003d Sarkans E \u003d E 0.

Tādā gadījumā, ja kāda no formām ir cietā vai gāzveida fāzē, tad Nernsta analīze parāda tikai formas aktivitātes vērtību, kā tas ir retā fāzē:

E (Fe 2+ / Fe 0)

E(Cl 2 / 2Cl -)

Tādējādi vienas formas pārejas laikā uz otru piedalās vai nu ūdens molekulas, vai arī tās var tikt ievadītas oksidēto vai atjaunoto formu noliktavā. Salocīšanas elektroniski jonu oksidēšana vai atjaunošana:

MnO4 - + 8H + + 5e \u003d Mn 2+ + 4H 2O.

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

Zastosuvannya:

Oksīda-ūdens reakcijas tiek plaši izplatītasyakіsny un kіlkіsnym analіzі.

Skābajā analīzē oksidatīvi-reaktīvās reakcijas uzvar:

Tulkošana no zemākajām oksidēšanās stadijām dārzeņos i navpaki;

Maza apjoma spoluku tulkošana no mazumtirgotājiem;

Jonu izpausme;

Vydalennya ioniv.

Tātad ūdens peroksīda oksidēšanās reakcijas peļķes vidēaci IV analītiskās grupas katjonu analīzēSn(II), As(III), Cr(III) poliuksu translācija oksoanjonu hidroksotātsikh elementi augstākās oksidācijas stadijās.

1. Lai pārnestu jonus un elementus ar zemāku oksidācijas līmeni korpusā un navpakā:

a) Fe 2+ pie Fe 3+,

b) No V līdz kā III.

2. Jonu klātbūtnei, lai radītu raksturīgas reakcijas ar oksidētāju:

H + As III Ag +

M n 2+ MnO 4 - Kā -3 H 3 Kā +3

H 2 OMnO 2 AsV

3. To jonu atbrīvošanai, kuri tiek oksidēti vai tiek atjaunoti līdz maza izmēra pussabrukšanas perioda izšķirtspējai.

H2O2

Mn2+ MnO2 ¯ .

VIN —

4. Pēc kilkіsny iecelts.

Oksīdu vadošās reakcijas nav tik spēcīgasmazāk skābā katjonu analīzē un anjonu analīzē.

Tātad anjonu analīzes gaitā anjonu oksidējošajam paraugam (Cr2O72-, AsO43-, NO3-) tiek pārbaudīta KI atšķirība skābā vidē hloroforma klātbūtnē. Kad tvomu utvoryutsya vіlny jods, scho farbuєhloroforma bumba sarkanvioletā krāsā.

Turklāt veiciet anjonu aģentu testu (C 2 O 4 2-, S 2 O 3 2-,S2-, SO32-, AsO33-, I-, NO2-)vāji skāba vide (pēc aprikožu AsO 3 3-, jakі parādītvāja-mēness vide).

Paraugs nokoncentrēts H 2 SO 4 (Cl -, Br -, I -, CrO 4 2-, NO 3 -, SO 3 2-, S 2 O 3 2- ta іn), plkst uz kuriem redzami gāzei līdzīgi produkti (Cl 2 I 2 CO 2 un in).

Lai atklātu tādus anjonu konservantus, piemēram, SO 3 2- i C 2 O 4 2-, NO 2 - vikoristu reakcijas izkliedēt KMnO4.

2. Oksīda-sarkano reakciju izlīdzināšanas konstante.

Bagatioh vipadkah ir jāzina ne tikai tiešioksīda-ūdens reakcijas, eilsnoplūde. Tātad, aprēķinu analīzē ir tādas reakcijas, jakpraktiski noplūst 100% (pretējā gadījumā viņi tai tuvojas). Stepinsreakcijas gaitu nosaka vienādības konstante.

Reakcijas OM caurbraukšanas dziļumu nosaka izlīdzināšanas konstante:

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

a0x 1 + ne = aRed 1.

bRed 2 + ne = lodziņš 2.

Ja vienāds, E 1 \u003d E 2

½ ½

Līdz upēm.

Toms

Līdz upēm. =.

n-galvu elektronu skaits, kas piedalās reakcijā. Reakcijas, kas notiek regulāri, ir saistītas ar konstanti, kas ir lielāka par 108 (prātam 99,99% runu bija saistītas).

Tobto, .

D E 0 ³ + 0,4 (n=1)

D E 0 ³ + 0,2 (n=2)

No pārējā gada, redziet, kāda vēl atšķirībapotenciāli (E 0 Ox - E 0 Red), jo lielāka ir izlīdzināšanas konstante un jo vairāk vienādaprotіkatime reakcija ir dusmīga uz labo pusi. Tomēr nākamā atmiņagreizsirdības konstantes lielā vērtība ir nerunāt par templiprocesa pārtraukšanas ātrums.

Par reakcijas ātrumu pievienojiet šādus faktorus,kā reakcijas mehānisms, reaģentu koncentrācija, temperatūras starpība,katalizatoru un inhibitoru klātbūtne.

Reakcijas ātrums palielinās, palielinoties koncentrācijaireaģentiem, kā arī pie dažādām temperatūras izmaiņām. Skaņa zbіlshennyaTemperatūra par 10 ° izraisa paātrinātu reakciju 2-4 reizes. Tātad,piemēram, ar kālija permanganāta mijiedarbību ar skābeņskābiSkābes reakcija ir ok un її norišu paātrināšanai tā ir iesildīšanās.

Turklāt reakciju var pārvērst par autokatalītisko (katalizatoruє viens no reakcijas produktiem ir Mn 2+ joni).

Vairākiem vipadkiviem var būt šāda vietaoksīda-oksīda reakciju indukcija.

Piemēram, ja tiek oksidēts ar kālija permanganātu, Fe 2+ joni mazumtirdzniecībā,paskābināts ar sālsskābi, daļa kālija permanganāta ir iekrāsotahlorīda oksidēšanai:

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

Fe 2+ jonu klātbūtnes dēļ šī reakcija nav gaidāma, lai gan atšķirībastandarta potenciāli pieļauj її noplūdi. Par zabіgannyablakusparādībassērskābe.

3. Dažādu amatpersonu ievadīšana elektrodu potenciāla lielumā.

Par reālā potenciāla vērtību pievienojiet tādufaktori, piemēram, barotnes pH, reaģentu koncentrācija, kompleksa veidošanās,Utavlennya opadіv ta іn.

Nākamais solis ir norādīt, ka barotnes pH ir pievienots reālajampotenciāls ir ne tikai klusās svārstībās, ja iekļūst H + un OH-jonu koncentrācijapie Nernsta vienlīdzīgajiem, un citreiz tajā pašā laikā tajā pašā laikā ar viņam līdzvērtīgu.

Tse var piesaistīt no jonu pamata formas maiņas mazumtirdzniecībā(uzšļakstīts uz hidro lītiskie un citi līdzvērtīgi procesi).

Kā tika noguldīts redox derību potenciāls Е 0 MnO4-/Mn2+jonu koncentrācija ūdenī (norādītā vērtība var atšķirties atkarībā no1,51 V līdz 1,9 V)danionu halogenīdu frakcionēta oksidēšana par brīviem halogēniem

Tātad pie pH vіd 5 līdz 6 permanganāts oksidē tikai jodīdu (E 0 I2 / 2I- \u003d 0,53 B) pie pH 3 bromīdi tiek oksidēti (E 0 Br2 / 2Br- \u003d 1,06 B) un tikai ievērojamiaugstāks skābums, hlorīdi tiek oksidēti (E 0 Cl2 / 2Cl- \u003d 1,395 B).

1) starpības jonu stipruma ieliešana.

Jonu stipruma izmaiņas izraisa jonu aktivitātes koeficientu izmaiņas. Oksidētās formas jona lādiņš mainās atbilstoši atjaunotās formas lādiņam, tāpēc to aktivitāte mainās dažādi. Tāpat kā jebkuras aktivitātes izmaiņas Nernsta formulā, tas palielinās, vienlaikus palielinās redokspotenciāls.

Ielejot jonu spēku, ir viegli nodrošināt starpību reālo potenciālu palīdzībai.

Aptuvenajām rozēm formula bieži ir iestrēgusi:

lai reālais standarta potenciāls tiktu pieņemts par normālu standarta RH potenciālu.

2) redokspāra komponentu koncentrācijas ievadīšana.

No Nernsta analīzes ir skaidrs, ka E = f (C Ox, Red). Palieliniet C Ox un mainiet C Red, lai palielinātu potenciālu un efektu. Ja oksidētā forma ir 100 reizes lielāka par atjaunotās formas koncentrāciju, tad potenciāls pārsniedz reālo standarta potenciālu Art.

Tātad, izmaiņas spіvvіdnoshnja koncentrācijas viklіkaє vіdno mazo zmіnu potenciālu. Tātad jūs varat tā teikt nozīmīgā potenciāla galveno lomu spēlē reālais standarta potenciāls, lai redokspāra komponentu ķīmiskā daba.

3) pievienojot pH vērtību.

Lielākajā daļā šķirņu, ūdens šķirnēs, redokspārejās piedalās vai nu hidroksonijs, vai hidroksīdjoni. Tajā pašā laikā tie hidroksonijs piedalās oksidētās formas atjaunošanas procesos:

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

un hidroksīda joni - atjaunotās formas oksidācijas procesos:

Vērsis + a / 2 H 2 Pro + ne \u003d Sarkans + aOH -.

Abās svārstībās, pievienojot pH, atšķirību var manuāli pielāgot pēc reāliem standarta potenciāliem:

de

Jo zemāka ir pH vērtība, jo augstāks ir reālais standarta potenciāls, jo vairāk tiek oksidēta oksidējošā forma. Derības potenciāla vērtība prātos slēpjas abu redokspari formu spіvvіdnennia koncentrācijās:

Es izmantoju šādu noteikumu reakcijas vides izveidošanai,Nepieciešams optimālam procesa pārtēriņam:rezultātā oksidatīvās-oksidatīvās reakcijas uzkrājas H + vai BIN - - ja viņi, tad ir jāveido vidu, it kā pretējas autoritātes (či peļķe ir skāba).

Turklāt reakcijai ir jāņem komponenti (oksidējošiVіdnovnik), yakі reaģē tajā pašā vidū. Protilātajā pašā laikā mātei var būt vieta procesa galvanizācijai.

Tāpat kā redokspārejā, iespējams, var piedalīties hidroksīda joni:

5) kompleksa veidošanās injekcija.

Tsei vpliv vairāk suttevy. Piemēram, Fe 2+ jonu titrēšanas laikā ar bihromātu, pievienojot H 3 RO 4, var parādīties Fe 3+ kompleksa oksidētā forma, kā rezultātā palielinās titrēšanas lielums.

Kіlkіsnі īpašības vplyu rasglyadatimutsya vyvchennі reakcijas komplektovennya.

Oksīda un ūdens reakcijas ir visizplatītākās, un tām ir svarīga loma dabā un tehnoloģijās. Dihanna un dzīvo organismu runas apmaiņa, metālu korozija, kalnu uguns - tie ir oksidācijas reakciju piemēri. OVR palīdzībai tiek aizvesti metāli, pļavas, skābes un daudz citu vērtīgu produktu. OVR vikorists upju, dabisko un notekūdeņu attīrīšanai, uzņēmumu gāzes wiki. Oksidētājus, kas veido bojātās šķirnes, plaši izmanto dažādu runu analīzei ar titrēšanas metodi. Vienkāršosim analīzes metodi un iepazīsimies šajā darbā.

eksperimentālā daļa

Dosvid 1 . Barotnes pH pieplūdums oksīda-ūdens reakcijas pārsnieguma raksturam

Vіdomi spoluki mangāns, lai attīrītu šo elementu dažādos oksidācijas posmos:
,
,
. Runu skaits atklāj atšķirības oksidējošā un izšķirošā spēka un padara atšķirības krāsu atšķirības:
tumšās avenēs,
- pie zaļumiem
Es veidoju rozčinu bez mieža,
krist, ieraugot brūno aplenkumu. Ķīmiskajās reakcijās
līdz vienam no apzīmējumiem runas papuvē vidus skābumā.

Lai novērtētu barotnes pH pēc kālija permanganāta oksīda jaudas, trīs mēģenēs ielej 2-3 ml nātrija sulfīta.
.Vienā mēģenē pievieno 1 ml
, pievienojiet 1 ml šķīduma trešajā mēģenē ar neitrālu sāli
. Ādas mēģenē pievienojiet tādu pašu daudzumu (2-3 ml) kālija permanganāta
.

Norādiet izmaiņas rozchiniv sagatavošanā un uzrakstiet reakciju shēmas, kas notiek dažādos medijos. Izvēlieties Mn oksidācijas pakāpi savās grīdās, iestatiet koeficientus ar vienādībām. Izpētiet visnovok par barotnes pH pieplūdumu uz oksīda jaudu
.

Dosvid 2. Iecelts zāles vietā ( II ) jogas sālī ar permanganatometrijas metodi

Permanganatometrijas metodi izmanto runu kaļķainai apzīmēšanai, ēku oksidēšanai un pamatiem augsnes fermentācijas maiņai. Mn mainot otro oksidācijas pakāpi. Titrējot paskābinātu runu, kāda ir atšķirība
līdz ko pavada mangāna sāls daudzuma palielināšanās
būt vājam . Problēmas parādīšanās, lai pastāstītu par reakcijas pabeigšanu un nenozīmīga reaģenta pārpalikuma klātbūtne.

Eksperimentāli noteicis vitrāžas daudzumu
, no ekvivalentu likuma var izsecināt gatavās runas daudzumu.

Divvērtīgā sāls definīcija ir balstīta uz faktu, ka skābā vidē jons
viegli oksidējas ar permanganātu līdz joniem
.Reakciju, kas notiek divvērtīgā sāls sāls starpības titrēšanas procesā, izsaka pēc šādas shēmas:

Par vikonannya roboti izsauciet analītiskās tabulas ar precizitāti līdz 0,0002 g (gada slīpumā) sulfāta sāls kristālu šprotes
, Vіdomogo pіd nazvou vіzny vitriol. Uzrakstiet sāls masu zoshitā. No pēdējās kolbas paņemiet stiprumu, ielejiet tajā 50 ml sērskābes un uzmanīgi samaisiet, ekstrahējiet sāli.

Pie biretes pēc palīdzības virvi pour rozchin
vіdomoї koncentrācija; ielieciet kolbu zem biretes. Paceļot biretes galu ir vienlīdzīgāks zatist, vint the revisit un zapovnіt yogo rozchin. Iestatiet biretē pārrauto līniju līdz nulles atzīmei (tumšai rіdīnam jāstrādā gar meniska augšējo malu).

Kolbas apgriešana no šķirnes
pie rokām, nepārtraukti maisot, pievieno nelielas rožu porcijas
līdz parādās nedaudz erysipelatous farbuvannya. Pēc titrēšanas pabeigšanas pierakstiet kālija permanganāta daudzumu vitrāžā.

Uzrakstiet vienādu reakciju, piešķiriet elektronu skaitu, ko dod plūdu jons, un aprēķiniet 1. ekvivalenta molāro masu, izmantojot formulu (1):

(1)

Atveriet oksidēto siekalu masu, vikorists ekvivalentu likums: ekvivalentu skaits
vairāk vienāds ar ekvivalentu skaitu
uz šo attieksmi uzvar greizsirdība:

, (2)

de
- Oksidētā gaisa masa, g;

- Molmasas ekvivalents
, g/mol;

(
)-ekvivalenta molārā koncentrācija
, mol/l;

(
) - par atšķirību
l, uzdevumi eksperimentāli.

No vīrusa 2, lai atrastu oksidētā gaisa masu:

Vіdsotkovy vіst vіst zіlіz in solі razrahuyte saskaņā ar formulu:

(4),

de
- analizētā sāls masa, g.

Eksperimentāli ņemiet sāls masas daļu jogo sālī, kas ir vienāda ar rozrachunk vērtībām.