Oxidové reakcie v analýze kyselín. Praktická stagnácia oxidovo-oxidových reakcií Stav oxidovo-oxidových reakcií v chemickej analýze

02.05.2022

§ 1. Oxidácia-obnova ako jedna z hlavných metód chemickej analýzy

Pochopenie oxidačno - obnovovacích reakcií. Oxidácia je jednou z hlavných metód chemickej analýzy a je široko používaná v analytickej praxi. Preto je znalosť teórie oxidačných procesov pre analytika veľmi dôležitá. V tomto odseku, s vynechaním podrobností, nie je možné zapamätať si základné pojmy o oxidačno-obnovovacej reakcii a jej časti sú jasne uvedené v priebehu organickej a anorganickej chémie. Zakladateľmi iónovo-elektrónovej teórie oxidačno-obnovovacích reakcií v ZSSR boli Ya. I. Michailenko a L. V. Pisarzhevsky.

Oxidácia je reakcia zahŕňajúca stratu elektrónov (atómu, iónu alebo molekuly) a obnova je pridávanie elektrónov.

Reč, ktorá odstraňuje elektróny z reči, ktorá je oxidovaná, sa nazýva okysličovadlo a dáva elektróny inej reči sa nazýva okysličovadlo.

Reakcie oxidácie a obnovy sú vzájomne prepojené, nerozlučne spojené a nemožno ich považovať za jeden typ druhého. Nazývajú sa aj oxidačno-obnovovacie reakcie (redoxné reakcie).

Oxidačne-obnovovacie reakcie sú vždy spojené s prechodom (prírastkom alebo pridaním) elektrónov a sú sprevádzané zmenou (zvýšenie alebo zmena) v oxidačnom štádiu prvkov:

Oxidácia. Najbežnejšie používané oxidačné činidlá v analytických laboratóriách sú: chlórová a brómová voda, kráľovský výpal.

L. V. Pisarzhevsky (1874-1938).

Matka si navyše uvedomuje, že to isté robia aj oxidačné činidlá.

Stupeň obsahu oxidu daného oxidačného činidla (atómu alebo iónu) je jeho afinita k elektrónu, čo je energia (práca, ktorá je vyjadrená v elektrónvoltoch), ktorá vzniká pridaním nového elektrónu (oddiel kap. III, § 27).

Milenci. Ako základné nátery stagnuje: kovový zinok, kov a hliník atď., atď.

Svetová hodnota daného druhu (atómu alebo iónu) je ionizačný potenciál (ionizačný potenciál), ktorý sa číselne rovná energii (práce, ktorá je vyjadrená v elektrónvoltoch), koľko by ste potrebovali minúť, aby ste odniesť nový elektrón do nekonečne vzdialenej vzdialenosti (odd. kapitola III, § 27).

Disproporcionačné reakcie (autooxidácia – samoobnova). Jedno a to isté slovo v mysliach reakcie môže byť oxidačným činidlom aj prekurzorom.

V reakcii (a) je oxidačným činidlom kyselina dusitá, v reakcii (b) je to materská látka.

Reči, ktoré odhaľujú oxidy aj oxidačnú silu, založené na reakcii samooxidácie – sebaobnovy. Takéto reakcie sa nazývajú disproporcionačné reakcie. Pred reakciou disproporcie je veľa úspechov.

Pozrime sa na správu o oxidačno-hydraulickej sile peroxidu vody, ktorá je široko uznávaná v analytickej praxi.

Kvôli špecifickej povahe molekúl H-O-O-H pôsobí peroxid vody ako oxidačné činidlo aj ako prekurzor:

V reakciách zahŕňajúcich hydranty hrá Vaughn úlohu oxidačného činidla; a) v kyslom strede

Pod vplyvom silných oxidačných činidiel vykazuje silné sily:

b) v kyslom strede

Peroxid vody môže vykazovať silné vlastnosti nielen v kyslých (prekvapivých) látkach, ale aj v neutrálnych a vo vhodných médiách:

Existujú aj reakcie, ktoré sa vyskytujú v kyslom, neutrálnom a neutrálnom prostredí, ako je peroxid, voda a oxidácia. Napríklad: a) pre kyslý stred:

b) v neutrálnom strede

c) v strede lúky

Okrem toho existujú reakcie, v ktorých peroxid vody hrá úlohu oxidačného činidla s takmer nevýznamnou zmenou v médiu, napríklad:

potom denne, napr.

Kvôli duálnej oxidačnej povahe peroxidu vody je náchylný na disproporcionačné reakcie:

Oxidovo-vodíkové vlastnosti kovov, nekovov a nimi vytvorených iónov. Kovy sú rovnaké. Plýtvaním ich elektrónov sa atómy kovov premieňajú na elektropozitívne ióny. Napríklad:

Tieto kovy obsahujú buď oxidy alebo kyseliny chlorovodíkové. Nákup elektrónov a kovových iónov sa presúva buď do iónov s nízkym nábojom (a) alebo do neutrálneho stavu (b):

Odpadové elektróny a kovové ióny sa premenia buď na ióny s vysokým nábojom (a) alebo na stlačiteľné ióny (b):

Nekovy môžu tiež vykazovať vysokohodnotné a silové oxidy. Odpadové elektróny, nekovové atómy sa premieňajú na elektropozitívne ióny, ktoré vo vodnom prostredí vytvárajú oxidy alebo ióny obsahujúce kyslík. Napríklad:

Nákupom elektrónov sa atómy nekovov premieňajú na elektronegatívne ióny. Napríklad:

Ich pôvodom sú záporné ióny nekovov. Plýtvaním elektrónov sa záporné ióny nekovov pohybujú buď do neutrálneho stavu (a) alebo do stlačiteľných iónov (b):

Je dôležité, aby väčšina zložených kyslíkových iónov nesie záporný náboj, napríklad sú kladne nabité: .

Zrútiteľné ióny, ktoré zahŕňajú elektropozitívne prvky, spotrebúvajú svoje elektróny, sa transformujú na iné zrútiteľné ióny, ktoré obsahujú rovnaké prvky alebo ešte elektropozitívnejšie oxidačné štádium. Napríklad:

Po pridaní elektrónov sa zložené ióny premenia na iné zložené ióny, ktoré zahŕňajú ióny nízkovalenčných prvkov (a), neutrálne molekuly (b) alebo záporne nabité ióny nekovov (c):

Chemické spojenie. Chemické reakcie sú zvyčajne sprevádzané zmenou elektrónovej hustoty atómov prvkov, ktoré reagujú na úplný prenos elektrónov (iónové väzby), zmenu alebo zvýšenie hustoty elektrónov sti (polarizácia), ako aj na tvorbu elektrónové páry (kovalentné väzby) .

Rozdelenie reči je dané charakterom chemickej väzby na kovalentné a ionizované ióny v speváckom zmysle a je založené na dôležitom prejave jedného alebo druhého typu chemickej väzby. Napríklad iónové a nepolárne kovalentné väzby sú len extrémnymi hranicami polárnych kovalentných väzieb, ktoré možno považovať za variáciu čisto iónových a kovalentných.

Správa o teórii chemickej väzby nie je súčasťou našej katedry, ale zvyšok poskytujeme v kurzoch prírodnej, prírodnej, anorganickej a organickej chémie. Musíme však venovať pozornosť tým, že oxidačno-obnovovacie reakcie možno považovať za reakcie, ktoré sú sprevádzané prechodom elektrónov z niektorých atómov, molekúl a iónov na iné.

Zložená úroveň oxidačných reakcií. Keď sa skombinujú, oxidačné a obnovovacie reakcie nemajú osobitný význam a dosiahne sa vytvorenie ideálnej iónovej väzby. Celá táto sieť, ktorá vedie k iónovej premene prvkov, je spojená s prechodom elektrónov z jedného atómu na druhý a zjavne nie je sprevádzaná vytvorením ideálnej iónovej väzby.

Existujú rôzne spôsoby vývoja oxidačno-obnovovacích reakcií. Nižšie je uvedená iónovo-elektronická metóda, ktorá je založená na dvoch reakciách: 1) oxidačnej reakcii a 2) obnovovacej reakcii, a ktorá poskytuje študentom hodnotenie nomogramov pridaných na konci knihy. ami na určenie priamej oxidačnej reakcie - obnova. Pomocou týchto nomogramov môžete bez veľkého úsilia explicitne zapísať iónovo-elektronické ekvivalenty reakcie a potom ich zahrnúť do základných iónových ekvivalentov oxidačno-obnovovacej reakcie.

Vyvažovanie počas reakcie prebieha tak, že počet elektrónov, ktoré prejdú do okysličovadla, sa rovná počtu elektrónov stratených oxidačným činidlom.

Odhaliť všetky slová napísané v ľavej časti 1. časti v dôsledku reakcie a 2. časti v dôsledku reakcie pomocnej skupiny, ktorá bola vynaložená na reakciu ("stiahnutie") a slová napísané na pravá strana, ako odmietnutá a ako výsledok reakcie („príchod“), potom zložená reakcia Equal na zvyškový vzhľad nebude predstavovať žiadne ťažkosti. Aby ste to dosiahli, musíte si podložiť vrecko (na vyváženie rovnováhy).

Pred začatím analýzy pomocou uvedených nomogramov (oddiel dodatok) alebo tabuľky oxidačných potenciálov (oddiel tabuľka 5, strana 96) je potrebné určiť hlavný nutričný stav reakcie alebo nie.

Na písanie na papier je potrebné popracovať na tom, že reakcií, ktorých vyváženosť sa dá vyvážiť, je veľa, v podstate sa mnohým rozumom ísť nedá.

Napríklad nedochádza k žiadnej reakcii

keď dôjde k reakcii

Sledujte reakcie:

a spätné reakcie sa v týchto mysliach prakticky nevyskytujú.

Pozrime sa na oxidačno-obnovovaciu reakciu:

Podsobne Rivnyanya

Je dôležité poznamenať, že rovnaká reakcia oxidácia - obnova v novej forme je výsledkom kombinácie dvoch reakcií.

V tomto prípade majú vysoký stupeň oxidácie s oxidačnými iónmi, ktoré vznikajú, tvoria vo vode kyselinu metatinovú a bisulfátový ión a vo vode s iónmi tvoria kyslú kyselinu.Kyslé prostredie sa rozpúšťa molekulami vody.

Molekulová forma má vyššiu reakciu, ktorá môže byť nasledovná:

V normálnom pohľade, keď je zložená pravá strana iónovo-elektronickej rovnice, oxidačno-obnovovacia reakcia sa musí riadiť týmito pravidlami

Viac iónovej vody

1) s kyslými iónmi, ktoré sa spájajú (a) alebo vznikajú (b), alebo s hydroxylovými iónmi (c) vytvárajú vo vode neutrálne telové molekuly:

2) s iónmi fluóru, síry, selénu, teluru, dusíka a iných prvkov, ktoré sa vyskytujú v nižších štádiách oxidácie a vytvárajú vodu ako slabé elektrolyty:

3) s neutrálnymi molekulami vody a amoniaku sa spájajú s vodou a hydroxoniom a amoniakom.

Koľko iónov tvorí hydroxyl

1) v procese oxidácie prvkov nižších stupňov oxidácie vo vyšších stupňoch oxidácie v prítomnosti hydroxylových iónov vznikajú kyslé prvky prvkov vyšších stupňov oxidácie:

2).

3) keď sú oxidované prvky pripravené na komplexáciu, hydroxylové ióny s nimi reagujú s hydroxokomplexovými iónmi:

4) s vodnými iónmi a amónnymi iónmi hydroxylové ióny pravdepodobne vytvoria molekuly vody (a) a amoniaku (b):

Koľko molekúl vody

1) s kyslými iónmi, ktoré sa spájajú (a) alebo sú vytvorené (b) molekuly vody vytvárajú hydroxylové ióny:

2) v procese oxidácie iónov prvkov nižších stupňov oxidácie vytvárajú komplexné molekuly vody komplexné kyslé ióny (a) a neoddeliteľné ióny vo vode (b), ako aj ióny vo vode:

3) v procese obnovy prvkov vysokého stupňa oxidácie v nižšom stupni oxidácie za prítomnosti vody vznikajú prvky nižších stupňov oxidácie (a), ktoré nie sú oddelené od vody (b) a oni Droxyl:

Viac ako iné ióny

1) jedno-, dvoj-, troj- nabité kovové ióny, schopné produkovať minoritné soli, v neutrálnom alebo kyslom prostredí sa spájajú s kyslým prebytkom minoritných solí, napr.

Majte na pamäti, že voľné (alebo hydratované) katióny, ktoré nesú tri kladné náboje, spravidla vo vodných aplikáciách nezmiznú. Vysoko nabité ióny sa v procese rôznych oxidačno-redukčných reakcií, ktoré reagujú s vodou, okamžite spájajú s kyslými iónmi vody a vytvárajú zložené kyslé ióny typu:

Stagnácia oxidačnej reakcie - obnova v analytickej chémii. Oxidačné-obnovovacie reakcie sú široko pozorované v chemickej analýze.

1. Na prenos iónov a poloprvkov nižších foriem oxidácie v látke (a) a vyšších foriem v nižších (b) zabránením ich úniku počas analýzy:

a) na pokročilú oxidáciu v týchto fázach, ak sú prítomné (II) počas analýzy;

b) na obnovu v procese zrážania v roztoku chlóru a vody so sladkou vodou.

2. Na identifikáciu iónov, ktoré spôsobujú charakteristické reakcie s oxidačnými činidlami alebo oxidantmi, napríklad:

3. Pre kategóriu iónov, ktoré oxidujú alebo regenerujú v dôsledku prípravy zlúčenín nízkej kvality, napríklad:

4. Na rýchle stanovenie širokej škály anorganických a organických výsledkov pomocou jednoduchej a volumetrickej metódy (div. kniha 2).

V analýze

Oxidačno-obnovovacie reakcie sú široko používané v analytickej chémii na rôzne účely: na regeneráciu iónov, na redukciu iónov, na prenos nízkokvalitného odpadu z odpadu, na maskovanie, na stabilizáciu. účel peňažnej hodnoty.

1. Druh katiónov a aniónov, druh iónov.

Veľký počet reakcií založených na oxidácii je sprevádzaný jasne viditeľným vonkajším účinkom, ktorý umožňuje ich širokú analýzu na identifikáciu iónov. Môžete tak otvoriť katióny: Cu 2+, Mn 2+, Cr 3+, Bi 3+, Sb 3+, Hg 2+, Ag +, anióny: J -, Br -, SO 3 2 -, S 2 O 3 2 - vstúpte. Ión Bi 3+ sa môže pridať naliatím požadovaného množstva solí, aby sa odstránil katión Sn 2+, ktorý bol zistený, keď sa objaví čierna zamatová zrazenina kovového bizmutu:

SnCl2 + 4KOH = K2Sn02 + 2KCI + 2H20;

2Bi(N03)3 + 3K2Sn02 + 6KOH = 2Bi↓ + 6KN03 + 3K2Sn03 + 3H20;

2Bi 3+ + 3Sn02 2 - + 6OH - → 2Bi↓+ 3Sn03 2 - + 3H20

Ortuťový ión Hg 2+ sa prejavuje reakciou s výskytom trblietavého povlaku kovovej ortuti na medenej platni:

Hg(N03)2 + Cu = Cu(N03)2 + Hg↓;

Hg 2+ + Cu = Cu 2+ + Hg↓

Na zinkovej platni sa ióny Sb 3+ premenia na čiernu zamatovú zrazeninu kovového antimónu:

2SbCl3 + 3Zn = 2Sb↓ + 3ZnCl2

V prítomnosti iónov bizmutu je možné pri reakcii s tiosíranom sodným Na 2 S 2 O 3 detegovať ióny surmi pri tvorbe oranžovo-červenej zrazeniny sulfidu surmi

2SbCl3 + 3Na2S203 + 3H20 = Sb2S3↓ + 3H2S04 + 6NaCl

Oxidácia katiónov Mn 2+ oxidom olovnatým alebo persíranom amónnym (NH 4) 2 S 2 O 8 umožňuje selektívnu separáciu tohto katiónu za malinovým prípravkom pre anión MnO 4 -:

2Mn(N03)2 + 5Pb02 + 4HN03 = 2HMn04 + 5Pb(N03)2 + 2H20

2MnS04 + 5(NH4)2S208 + 8H20 = 2HMn04 + 5(NH4)2S04 + 7H2S04

Oxidáciou katiónu Cr 3+ persíranom amónnym (NH 4) 2 S 2 O 8 v kyslom prostredí vzniká dvojchrómanový ión Cr 2 O 7 2 -, ktorý spôsobuje oranžové sfarbenie:

Cr2(SO4)3 + 3 (NH4)2S208 + 7H20 (NH4)2Cr207 + 2 (NH4)2S04 + 7H2S04

Vikorist ako pôvodca iónu Mn 2+ vpravo v strede okamžitým odfarbením kvapôčkovou metódou odhalí rezací ión Ag +: Ag + + Cl - = AgCl¯

2AgCl + Mn(N03)2 + 4NaOH = 2Ag¯ + 2NaCl + MnO(OH)2 + 2NaN03 + H20

Ako predkovia najčastejšie vikorické kovy (Zn, Fe, Al, Cu), peroxid, voda H 2 O 2 v kyslom roztoku, tiosíran sodný Na 2 S 2 O 3, kyslá voda H 2 S, kyselina sírová H 2 SO 3 a iné látky atď. Elektroniku je ľahké rozdať.

Najpoužívanejšími okysličovadlami sú dvojchróman draselný K 2 Cr 2 O 7 manganistan draselný KMnO 4 chlór voda vodný peroxid vo vode kyselina dusičná soli kyseliny dusičnej oxid olovnatý PbO 2 a v.

Pri vykonávaní analýzy je potrebné zabezpečiť, aby sa ióny derivátov Fe 2+, I -, S 2 -, SO 3 2 - nemohli kombinovať s oxidačnými iónmi NO 2 -, Fe 3+, Sn 4+ Mn04-, Cr2072-.

Pri analýze vikorista ako oxidujúci peroxid vody vo vodnom prostredí je možné pridať ióny Mn 2+, Fe 2+ z iónov Zn 2+, Al 3+:

2Fe(NO3)2 + H202 + 4NaOH = 2Fe(OH)3¯ + 4NaNO3

Mn(N03)2 + H202 + 2NaOH = MnO(OH)2 + 2NaN02 + 2H20

Ióny Mn 2+ a Fe 2+ sú naviazané na obliehanie a ióny, ktoré nahrádzajú hliník a zinok, sú stratené.

Podobným spôsobom je možné oddeliť ióny Mn2+ a Mg2+ od H202 vpravo uprostred:

Mg(N03)2 + 2NaOH = Mg(OH)2 + 2NaN03

Pri odbere vzoriek sedimentov, ktoré sú rozpustené chloridom amónnym, sa hydroxid horečnatý rozpustí a MnO(OH) 2 sa stratí v sedimente.

Siričitanový ión SO 3 2 - možno získať jeho aktualizáciou kovovým zinkom z kyslého roztoku na kyslý roztok:

Na2S03 + 2HCl = 2NaCl + S02 + H20

S02 + 3Zn + 6HCl = H2S + 3ZnCl2 + 2H20

Jódová voda sa pri interakcii so siričitanmi musí odstrániť:

Na2S03 + I2 + H20 = 2HI + Na2S04.

Dusitanové ióny NO 2 - v kyslom prostredí oxidujú ióny I - na vysoký obsah jódu, čo prezrádza modrá farba škrobu:

2NaN02 + 2NaI + 2H2S04 = I2¯ + 2Na2S04 + 2NO + 2H20

Dusičnanový ión sa môže pridať so síranom sodným (II) z koncentrovaného roztoku kyseliny sírovej po rozpustení soľnej soli SO 4 hnedá farba:

2HN03 + 6FeS04 + 3H2S04 = 3Fe2(S04)3 + 2NO + 4H20

FeSO4 + NO = SO4

2. Rozchinennya malých predmetov.

Pri rozklade kovov, zliatin a veľkého množstva dôležitých odpadov dochádza aj k oxidačno-oxidačným reakciám:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

3PbS + 6HCl + 2HN03 = 3PbCl2 + 3S + 2NO + 4H20.

3. Maskuvannya.

Napríklad na identifikáciu uhličitanov v prítomnosti siričitanov pridajte kvapku zriedenej kyseliny sírovej a manganistanu draselného do manganistanu draselného, pričom plyn, ktorý je viditeľný, prechádza prevarenou vodou. Prítomnosť iónu CO 3 2 možno posúdiť podľa zákalu zaparenej vody. Roztok manganistanu draselného sa oxiduje SO 3 2 - SO 4 2 -, čím sa zapína tvorba SO 2, čo rovnako ako CO 2 spôsobuje zakalenú odparenú vodu:

Na2C03 + H2S04 = Na2S04 + CO2 + H20

C02 + Ca(OH)2 = CaC03 + H20

2KMnO4 + 5Na2S03 + 3H2S04 = 2MnS04 + 5Na2S04 + K2S04 + 3H20

4. Na stabilizáciu činidiel, ktoré sa ľahko regenerujú alebo oxidujú, zaveďte do nich nasledujúce činidlá alebo oxidačné činidlá. Napríklad pri výrobe cínatých solí, aby sa posunula oxidácia na Sn 4+, zaveďte kovový cín, pri výrobe solí Fe 2+ - soli kovov alebo kyseliny askorbovej, pri výrobe solí Hg 2 2+ - kovová ortuť.

Roztoky niektorých silných oxidačných činidiel sa uchovávajú vo fľašiach z tmavého skla, aby sa vypli fotochemické procesy. Napríklad peroxid vody je položený na svetlo:

2H202 2H20 + 02

Manganistan draselný sa na ľahkej vode premení na MnO2, ktorý sa vyzráža ako hnedá zrazenina:

4KMnO4 + 2H203O2 + 4Mn02¯ + 4KOH

Oxid-hydroxidové reakcie tvoria základ celej skupiny metód analýzy kyselín, ako je manganatometria, jodometria atď.

1. Podstata oxidačno-obnovovacej reakcie. Štandardný a skutočný redoxný potenciál. Úcta k Nernstovi

2. Základné princípy teórie oxidačných reakcií

3. Disproporcionálne reakcie

4. Závislosť hodnôt redox potenciálu systémov v závislosti od rôznych faktorov (EPC reakcie, pH)

5. Stagnácia oxido-oxidových reakcií v analytickej chémii

6. Katióny analytickej skupiny V. Reakcie katiónov V-analytickej skupiny.

Kľúčové slová a pojmy

Oxidové reakcie

Oxidačný proces

Proces obnovy

Okislyuvach

Denník

Oxidačné reakcie: intramolekulárne, intermolekulárne, disproporcionácia

Galvanický prvok Platinum mobil

Štandardné oxidačno-obnovovacie potenciály Skutočné oxidačno-depléčné potenciály Nernst's Rivne

Katalyzátory

Inhibičný

Autokatalytické reakcie Prijaté reakcie Indukované reakcie

V analytická skupina katiónov

Skupinové činidlo pre V analytickú skupinu katiónov

Ionizačné reakcie (II)

Ionizačné reakcie (III)

Reakcie mangánových iónov

Reakcie iónov na bizmut

Reakcie iónov antimónu (III, V)

Systematická analýza katiónov analytickej skupiny V

Oxidové reakcie v analytickej chémii

Oxidovo-absorpčné reakcie sú reakcie, ktoré sú sprevádzané prechodom elektrónov z niektorých častíc (atómov, molekúl a iónov) na iné, čo vedie k zmene stupňov oxidácie prvkov.

Oxidácia je proces, ktorý pravdepodobne vedie k výťažku

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

Obnova je proces, v ktorom sa dosiahne akvizícia

elektróny podľa atómu, molekuly alebo iónu:

B° + 2e - B2-H202 + 2H+ + 2e - 2H2O SG2O72- + 14H+ + 6e - 2Cr3+ + 7H20 MnO4- + 8H+ + 5e - Mn2+ + 4H2O

Najčastejšími predkami v analytickej chémii sú: H2O2, BpCl2, H2B, H2BO3, Ka2B2O3; ako oxidačné činidlo -C12; Br2; H202; K2Cr207; KMp04; NSH3 a inshi.

Pri oxidačno-obnovovacích reakciách sa vždy zúčastňujú dve látky, z ktorých jedna je okysličovadlo a druhá okysličovadlo. V tomto prípade sa počet elektrónov prijatých oxidačným činidlom môže čoskoro rovnať počtu elektrónov poskytnutých generátorom.

Typy oxidačných reakcií

Medzi hlavné typy oxidačných reakcií patria:

1 - medzimolekulové oxidačno-oxidačné reakcie (prvky, ktoré menia oxidačný stupeň, sa nachádzajú v sklade rôznych molekúl):

Pb + 4H202 ^ PbB04 + 4H20

vdnovnik okislyuvach

NaCl + NaClO + B04 ^ C12 + Na2B04 + H20;

2 - intramolekulárne oxidačno-oxidačné reakcie (prvky, ktoré menia oxidačný stupeň, sú zahrnuté v jednej molekule):

NH4N03^N20 + 2H20

(NnH4)2C+207 - N2° + Cr203 + 4H20;

3 - disproporcionačné reakcie (samooxidácia-samozáklad) (atómy toho istého prvku menia oxidačný stupeň odlišne):

C°12 + 2NaOH - NaCl + NaClO + H2O 2H2O2 - 2H2O + O2

Formálnym spôsobom je oxidačný proces vyjadrený takto:

de: Červená – zdrojová časť, ktorá dáva elektróny;

Ox – oxidačná časť, ako zdatná priimati elektroni.

Týmto spôsobom sme vpravo so súvisiacim oxidačno-reaktívnym alebo redoxným párom.

Najjednoduchšie redoxné páry možno generovať nasledovne: Fe3+/Fe2+, Ce4+/Ce3+ atď. Tieto páry sú tvorené monatomickými iónmi, ktoré zahŕňajú priamy prenos elektrónov z jednej časti do druhej.

Najčastejšie ide o zložité procesy, pri ktorých sa elektronika a atómy prenášajú súčasne, napríklad:

Mn2+ + 2H20 - 2e - Mn02^ + 4H+.

Oxidovo-bázická reakcia môže nastať len ako výsledok nepriamej interakcie oxidačného činidla (oxidovanej formy) jednej výslednej redoxnej pary s derivátmi (nová forma) inej výslednej redoxnej pary. V tomto prípade halal redoxná reakcia pozostáva z dvoch faktorov:

ach! +ne aRedl

BRed2 - nie box2

aOxi + bRed2 ^ aRedl + bOx2

Oxidačná reakcia kože teda môže byť súčtom dvoch reakcií. Jeden z nich predstavuje transformáciu okysličovadla, druhý - okysličovadlo.

Oxidový potenciál

Rozdelenie oxidačných reakcií na reakcie nie je len formálna metóda, ktorá uľahčuje proces prenosu elektrónov, ale aj úplne iný fyzikálny zmysel.

Ak sa zložky kožnej reakcie vložia do nádoby spojenej so soľnou nádobou (rúrka naplnená agar-agarovým gélom, zahustený roztok KCl), spustíme inertnú elektródu (doštičku) do kožnej nádobky nový prístroj a skrátime -zapojte ich do galvanometra (obr. ), potom zvyšné ukážu prítomnosť elektrického prúdu. Takéto zariadenie sa nazýva galvanický prvok a koža z ciev a platinových šípok sa nazýva napevelement.

Fe2+ -- Fe3+ + e

Ce4+ + e - Ce3+

Ryža. Schéma galvanického prvku: 1 – platinové elektródy; 2 – elektrolytický kľúč (tuba naplnená živicou KS1); 3 – potenciometer; 4 – fľaša.

Keď v galvanickom článku prebieha reakcia, chemická energia sa premieňa na elektrickú energiu. Elektrodeštruktívna sila (EPC) galvanického prvku je rozdiel v potenciáloch dvoch elektród (EPC = E1-E2) a charakterizuje schopnosť elektrónov generátora prejsť k oxidácii.

Potenciál takmer redoxných pár (v našom príklade Be/Beta Ce4+/Ce3+) nemožno eliminovať. V súvislosti s tým je úloha priradená k spôsobu kombinovania kvality, ktorej potenciál je potrebné porovnať s kvalitou, ktorej potenciál je akceptovaný ako štandard. Tento typ elektródy je podobný štandardnej elektróde na vodnej báze. Táto elektróda je platinová platňa, potiahnutá guľôčkou platinovej černe, ktorá je zapustená v kyseline s aktivitou vodných iónov, čo je tradičná jednotka. Elektróda sa premyje vodou pri tlaku 1013-10 Pa (1 atm). V tomto prípade je guľa platinovej čiernej napustená vodou, ktorá je známa ako vodná elektróda, ktorá sa líši od vodných iónov:

H2 (g) = 2H + 2e.

Potenciál tejto elektródy sa rovná nule pre všetky teploty.

Upozorňujeme, že EPC galvanického prvku je rovnaký ako rozdiel potenciálov elektród (E1 - E2) a E2 = 0 (štandardná vodná elektróda): pre určený galvanický prvok EPC = E1. Potenciál elektródy je teda rovnaký ako EPC galvanického článku, ktorý je výsledkom tejto elektródy a štandardnej vodnej elektródy.

Zároveň, ak všetky zložky reagujú na štandardnej úrovni (hypotetická jednomolárna distribúcia s koeficientmi aktivity zložiek rovnými jednej pri normálnom atmosférickom tlaku a teplote).

Potenciál takejto elektródy sa nazýva štandardný elektródový potenciál a označuje sa E0.

Vzťah medzi skutočným rovnakým oxidovým potenciálom elektródy (elektródový potenciál v neštandardných mysliach - E) a štandardným elektródovým potenciálom (E0) je prenášaný na Nernstove ekvivalenty:

E = E0 + -1 p oh

de: R - univerzálny konštantný plyn, rovný 8,312 J/(mol K); T – absolútna teplota; F - Faradayova konštanta, ktorá sa rovná 96 500 C;

n je počet elektrónov v elektródovom procese;

aox, ared - aktivity oxidovaných a obnovených foriem reči sú podobné, vypočítané v štádiu, rovné podobným stechiometrickým koeficientom. Ak veríme, že aktivitu možno dosiahnuť sústredením sa na koeficient aktivity, potom Nernstov vzorec možno napísať takto:

E = E0 + ^ ln Y°x

nF "Y červená"

de: y0x – koeficient aktivity oxidovanej formy;

Yred je koeficient aktivity aktualizovaného formulára. Ak reakčná zmes obsahuje okrem oxidovaných a renovovaných foriem aj iné ióny, ich koncentrácia (aktivita) bude zahrnutá do Nernstovej rovnice.

Potenciál redoxného páru EMn04-/ Mn2+, pre ktorý porovnanie s reakciou vyzerá takto:

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

počítať za rovných:

*Mn°47 Mn2+ - E Mn°47 Mn2+ + ln "

Ak zavedieme číselné hodnoty konštánt do Nernstovej rovnice a prejdeme na desiatky logaritmov, potom pri teplote 25 ° C to vyzerá takto:

E = E" + 0,059 18 "Us

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

Veľkosť

stále nazývaný Rivnyan

formálny potenciál i je označený ako E0(1).

Akonáhle Nernstova túžba predstaviť formálny potenciál, objaví sa:

E0(D + 0059 lg | ° x]

Zostávajúci zostatok je E - E0(1), ak [° x] - 1,0.

Žiarlivosť E 0(1)

zápas

formálny potenciál spočíva pod iónovou silou deštrukcie. Akonáhle je iónová sila využitá, potom sa rovnosť E0(1) = E0 eliminuje. Pre mnohé analytické aplikácie je presnosť takejto blízkosti dostatočná.

Štandardný potenciál redoxného systému sa považuje za objektívnu charakteristiku oxidačnej sily polovodiča. Čím väčšia je kladná hodnota štandardného potenciálu, tým väčšia je oxidácia. Súčasne obnovené formy silných oxidačných činidiel vykazujú slabé prejavy oxidačnej sily a súčasne oxidačné formy silných oxidačných činidiel vykazujú slabú oxidatívnu silu. K oxidačno-oxidačným reakciám teda dochádza pri tvorbe slabších oxidačných činidiel a pri tvorbe silnejších.

Vyrovnanie hodnôt štandardných potenciálov sa môže použiť na priamy prenos oxidovej reakcie.

Treba však poznamenať, že štandardné potenciály sa môžu výrazne líšiť od skutočných a smer reakcie sa môže meniť.

Hodnota skutočného potenciálu je ovplyvnená takými faktormi, ako je pH média, koncentrácia činidiel, komplexácia, sedimentácia atď.

Je dôležité poznamenať, že pH média má skutočný potenciál vo výsledkoch, keď sú koncentrácie iónov H+ a OH- prítomné v Nernstovom systéme a niekedy na rôznych úrovniach v systéme. Môže to byť spôsobené zmenou formy tvorby iónov pri zdroji (vtok do hydraulických a iných rovnako dôležitých procesov).

Yak bol uvedený na boku. 96 potenciál redoxnej pary E°mPO4tmp2+ spočíva v koncentrácii iónov vo vode (udávanú hodnotu je možné meniť od 1,51 do 1,9 V), v súvislosti s ktorou sa tento výkon využíva na frakcionovanú oxidáciu halogenidových iónov na vysoké halogény . Takže pri pH 5 až 6 manganistan oxiduje iba jodidy (E°y 21- = 0,53 V), pri pH 3 sa oxidujú bromidy (E°Br2/ 2Br- = 1,06 V) a pri výrazne vyššej kyslosti sú oxidovaný chlorid (E°cy2cr = 1,395).

Zmena hodnoty pH môže ovplyvniť hodnotu redox potenciálu, ale, jódu a priamo priebeh reakcie. Napríklad reakcia:

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

v kyslom strede tečie zľava doprava a v kyslom strede (pH 9, vytvorené pomocou KHCO3) - sprava doľava.

Toto je pravidlo pre tvorbu reakčného prostredia, ktoré je potrebné pre optimálne dokončenie procesu: ak sa v dôsledku oxidačnej reakcie akumulujú ióny H+ alebo OH, potom je potrebné vytvoriť médium, ktoré môže byť hlavným zdrojom i (viac alebo menej kyslé).

Okrem toho je pre reakciu potrebné vziať zložky (oxidačné a prekurzory), ktoré reagujú v novom médiu. V opačnom prípade môže galvanizácia narušiť proces.

Ako zadok, ktorý ilustruje prílev potenciálu a priamu reakciu nízkonapäťového polovodiča, je možné vyvolať reakciu interakcie Cu2+ a I-.

Štandardný redox potenciál páru Cu/Ci je 0,159 V a pre pár 12/21 je to 0,536 V. To naznačuje, že ióny Cu2+ nemôžu oxidovať ióny I-. Počas tejto reakcie však vzniká monodit medi nízkej čistoty Сi1 (PRСi1 = 1,1Т0-

). Dokončenie tohto obliehania prudko znižuje koncentráciu iónov C v populácii. V tomto prípade možno aktivitu iónov Cu2+ v druhoch vypočítať na základe:

Vikorista a žiarlivec na Nernsta, to sa dá ukázať

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

Redoxný pár Cu/Cul má teda potenciál, ktorý prevyšuje potenciál páru I2/I, a preto je transformácia možná.

Konštanta oxid-hydroxidovej reakcie

V mnohých prípadoch je potrebné poznať nielen oxido-hydroxidovú reakciu, ale aj rozsah, v akom prebieha. Vo veľkej analýze sa teda určia tie reakcie, ktoré prakticky prebiehajú na 100 % (alebo sa k tomu približujú). Rýchlosť reakcie je indikovaná rýchlostnou konštantou.

Ako porovnať oxid-hydroxidovú reakciu krmiva v jednoduchom diagrame:

aOx1+ pRed2 ^ yRed1+ 5Ox2 ,

potom sa konštanta rovná (K) pohľadu na čas:

K = a a ■ som v-.

Nernstova vikoristická rovnica pre páry oxid-báza, ktoré sa zúčastňujú reakcie, možno ukázať, že pri 25 °C:

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

alebo voľným okom:

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

de: ERed - štandardné potenciály párov, ktoré sa objavujú v týchto re-

podiely ako oxidačné činidlá a zdroje, samozrejme; n je počet elektrónov, ktoré má proces. Zostávajúca rovnica je, že čím väčší je rozdiel potenciálov (EOx-ERed), tým väčšia je konštanta vyrovnania a tým dlhšia je reakcia zla napravo. Malo by sa však pamätať na to, že veľký význam vyrovnávacej konštanty nenaznačuje vysokú rýchlosť procesu.

Rýchlosť reakcie je ovplyvnená faktormi, ako je mechanizmus reakcie, koncentrácia činidiel, teplota, prítomnosť katalyzátorov alebo inhibítorov.

Tekutosť reakcie sa zvyšuje so zvýšenou koncentráciou činidiel a v dôsledku zvýšených teplôt. Zvýšte teplotu o 10°, aby sa reakcia urýchlila 2-4 krát. Takže napríklad, keď manganistan draselný reaguje s kyselinou šťaveľovou, reakcia prebieha úplne a urýchľuje reakciu. Okrem toho táto reakcia prebieha autokatalyticky (katalyzátorom je jeden z reakčných produktov – MP ióny).

V mnohých epizódach môže existovať miesto nazývané buď spôsobené alebo vyvolané oxido-hydroxidovými reakciami.

Napríklad, keď sa ióny Be2+ oxidujú manganistanom draselným v roztoku okyslenom kyselinou chlorovodíkovou, časť manganistanu draselného sa minie na oxidáciu chloridu:

2 Mp04 - + 10C1 - + 16N + - 2 Mp2 + 5C12 + 8H20.

V prítomnosti Be2+ iónov nie je táto reakcia potrebná, hoci rozdiel v štandardných potenciáloch to umožňuje. Aby sa zabránilo vedľajším reakciám, proces sa uskutočňuje v roztokoch okyslených kyselinou sírovou.

Stav oxido-oxidových reakcií v analytickej chémii

Oxidové reakcie sú široko detegované pri analýze kyselín a kyselín.

V jasnej analýze sa oxidačno-dehydratačné reakcie používajú na:

Prenos z nižších stupňov oxidácie látky;

Preklady malých objednávok od rodín;

Odhalené ióny;

Pohľad na ióny.

Oxidačné reakcie vodného peroxidu v lúčnom prostredí sa teda analyzujú pri analýze katiónov analytickej skupiny IV s cieľom premeniť zlúčeniny Bn(I), Av(III), Cr(III) z hydroxo-oxoaniónov týchto prvkov na vyššie stupne oxidácie Nya.

Napríklad anióny [Cr(0H)6] - oxidujú na ióny chrómanu:

2[Cr(OH)b]3- + 3H20^2Cr042- + 8H20 + 2OH-. Anióny [Bp(OH)6]4- - hydroxoanióny [Bp(OH)6]2-: [Bp(OH)b]4- + H202-[Zp(OH)6]2- + 2OH-.

Arzeničitanové ióny Ab0zz- - na arzeničitanové ióny Ab04z-:

Ab03+ H202^=* Ab043+ H20.

V tú istú hodinu podania činidlo oxiduje súčasne počas rovnakého časového obdobia s iónmi V a VI analytickej skupiny: 8b(III)-8b^), Fe2+-Fe3+; Mn2+-Mn02-pN20, C2+-C3+.

Oxidy vody a peroxid vody v kyslom roztoku sa používajú na identifikáciu iónov chrómanu a dvojchrómanu pri reakcii rozpúšťania kyseliny chrómovej (modrá farba):

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

Peroxid vody v roztoku dusičnanov pôsobí ako zdroj pre prenos odpadu Mn02-nH20 a Z(OH)3 vo forme katiónov Mn2+ a Co2+vide:

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

Na identifikáciu iónov Ab(III) a Ab^) vykonajte reakciu zušľachťovania kovovým zinkom na produkt podobný plynu AbHz.

Pri analýze katiónov skupiny II použite reakciu disproporcionácie s ortuťou:

НВ2С12 + М1з-[НвМДО! +Нв |.

Na identifikáciu katiónov BP analyzujte ich účinnosť vo vzťahu k polodvojmocnej ortuti:

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

Ióny B^) sú odhalené spôsobom, akým sú vylepšené na B0 pôsobením kovového zinku na niklovú platňu (tvorba galvanickej pary):

2[ББС16]- + 57п-57п2+ + 2ББ| +12С1-.

Ukázalo sa, že katióny sú prítomné v strednej časti kovových iónov hexahydroxostanitanu bizmutu (II):

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

Identifikácia MP iónov je založená na ich oxidácii pred prípravou v červenej farbe MP04-iónov pomocou persíranu amónneho:

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

Presná analýza často zahŕňa použitie oxidačných činidiel, ako je HN03, chlórová a brómová voda.

Systematická analýza súčtu zvyškov sulfidu Cu2S a HgS sa teda uskutočnila ich spracovaním so zriedenou kyselinou dusičnou pri zahrievaní:

3Cu2S + 4N03" + 16H+ - 6Cu2+ + 3S| + 4N0| + 8H20.

V tomto prípade nedochádza k zrážaniu HgS na báze Cu2S.

Zrazenina HgS sa rozpustí v brómovej vode v prítomnosti kyseliny chlórhydrónovej alebo zmesi koncentrovanej HN03 a koncentrovanej HCl:

HgSj + Bg2 + 2Cl- - + 2Br- + Sj, 2HgS | + 2HN03 + 6HC1 - 3 + 3S | +2NO + 4H20.

Čierna zrazenina kovového antimónu, odstránená, keď sa objaví (úžasná látka), sa oxiduje kyselinou dusičnou, aby sa rozpustila biela zrazenina metasurmovej kyseliny:

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

Oxidové reakcie sa široko používajú nielen pri explicitnej analýze katiónov, ale aj pri analýze aniónov.

Takže počas analýzy na anióny sa vykonáva test na oxidujúce anióny (Cr2072-, As043-, N03-) na stanovenie KI v kyslom prostredí v prítomnosti chloroformu. Keď sa tak stane, vytvorí sa voľný jód, ktorý zmení guľôčku chloroformu na červenofialovú.

Okrem toho vykonajte test na aniónotvorné látky (C204 S203 S2-, S032-, As033-, I-, N02-), založený na prítomnosti vzácneho jódu v slabo kyslom prostredí (pre zlúčeninu As033-, ktorá sa deteguje v slabo kyslom prostredí).

Vzorka s koncentrovanou H2S04 (Cl-, Br-, I-, Cr042-, N03-, S032-, S2032Ti atď.) je založená na oxidových reakciách, pri ktorých vznikajú plynom podobné produkty (Cl2, I2, C02 atď.). viditeľné.

Na identifikáciu takých rodičovských aniónov ako S03" a C204 N02 sa uskutočňujú vikoristické reakcie, ktoré vedú k deštrukcii KMn04:

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

Na odstránenie dusitanových iónov pri detekcii dusičnanových iónov vykonajte vikorickú reakciu s kryštalickým chloridom amónnym:

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

Katióny analytickej skupiny V Te2+, Te3+, M^+, Mn2+, 8b (III), 8b (V), B13+

Zagalny charakteristika

Analytická skupina V zahŕňa katióny B-prvkov – Mg2+, p-prvkov – Bb(III), Bb(V), N3+ a e-prvkov – Fe3+, Fe2+, Mn2+. V dôsledku silného polarizačného pôsobenia katiónov analytickej skupiny V sa mnohé ich zlúčeniny (hydroxy, sulfid, fosfát) nerozpúšťajú vo vode. Vo vode sa rozkladajú chloridy, bromidy, dusitany, dusičnany, octany, sírany katiónov analytickej skupiny V.

Skupinové činidlo na katióne V analytickej skupiny obsahuje koncentrácie amoniaku, ktorý je prítomný vo forme hydroxidov, ktoré nie sú potrebné v nadbytku činidla.

Ďalší pokrok v analýze katiónov analytickej skupiny V na základe rôznych hladín hydroxidov týchto katiónov v koncentrovaných amónnych soliach, kyselinách, ako aj v rôznych oxido-hydroxidových reakciách a reakcii zrážania týchto katiónov.

Beho spojenie je žlto-hnedej farby a Be je svetlozelené; Distribúcia ostatných katiónov je bezbariérová.

Reakcie katiónov analytickej skupiny V

Pôsobenie proti hydroxidu sodnému alebo hydroxidu draselnému

So stupňami č. 0N a K0N rozkladajú katióny horčíka, mangánu, bizmutu a antimónu biele amorfné hydroxidy, zelené hydroxidy (II) a červenohnedé hydroxidy (III):

Мв2+ + 20Н- - Мв(0Н)2^, Мn2+ + 20Н-^ Мн(0Н)2^, Fe2+ + 20Н- - Fe(0Н)2^, Fe3+ + 30Н- - Fe(0Н)БС^, [Б16 ]3- + 30H- - Bb(OH)3^ + 6C1-, [BbC16]- + 50H- - Bb(OH)5^ + 6C1-, Bb(OH)5^ - Hb03^ +2H20, N3+ + 30H - ^Н(0Н)3^.

Všetky hydroxidy katiónov analytickej skupiny V sú rozpustené v kyselinách, napríklad:

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

Hydroxidy 8b (III) a 8b (V) za prítomnosť amfotérnych síl sa trestajú nadbytočne:

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

Hydroxidy horčíka, mangánu (II) a hydroxidu (II) sú dostupné aj v chemickom priemysle č. I4C1, napríklad:

Ів(ОИ)2^ + 2МІ4+ - Ів2+ + 2МІ3-І2О.

Táto sila sa používa na oddelenie hydroxidu horečnatého od iných hydroxidových katiónov analytickej skupiny V v systematickej analýze.

Zaobchádzanie s amoniakom

Keď sa z katiónov analytickej skupiny V odstráni amoniak, vyzrážajú sa kvapky nasledujúcich hydroxidov:

Ив2+ + 2МіуІ2О - Ив(ОИ)2^ + 2М1/, - + 5Міз-І2О - ШИЗ| + 6C1- + 5МІ4+ + 2^О, 3- + 3КІз-І2О - 8b(ОІ)з^ + 6С1- + ЗМІ4+, Мn2+ + 2МІ3-І2М + ^ І2О +2, І2) Be2 іуІ2 ^ ( OI)2^ + 2MI+, Fe3+ + 3MI3-I2O^ Fe(OI)3^ + 3M1L

Katióny bizmutu pri reakcii s amoniakom vytvárajú bielu zrazeninu hlavnej soli, ktorej skladovanie sa mení v závislosti od koncentrácie roztoku, teploty:

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

Hydrolýza 3b(III), 3b(V) a bizmutových solí

Soli bizmutu, surmi (III^) sa hydrolyzujú pridaním bielych zvyškov zásaditých solí:

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

Všetka podstielka je rozpustená v kyselinách.

Reakcia iónov na horčík

Spracovanie hydrogenfosforečnanu sodného Na2HP04

Katióny horčíka reagujú s hydrogénfosforečnanom sodným v prítomnosti amoniakového tlmivého roztoku za vzniku bielej kryštalickej zrazeniny:

Mg2+ + HPO42- + NH3-H20 ^ MgNHPO^ + H20.

Túto reakciu možno považovať za mikrokryštalickú. Kryštály MgNH4PO4, ktoré vznikli pri rýchlej kryštalizácii, majú charakteristický tvar.

Reakcia uvoľnenia iónov (II)

Zničenie hexakyanoferátu draselného (III) K3

Salíciové katióny (II) reagujú s hexakyanoželezitanom draselným (III) za vzniku modrej farby (“Turnboole blue”):

3Fe2+ + 23-^Fe32^.

Reakcia je špecifická a umožňuje detekciu katiónov Fe frakčnou metódou.

Obliehanie nie je rozbité kyselinami. Na lúkach sa rozkladá: Fe32^ + 6OH- - 3Fe(OH)2^ + 23-.

Ionizačné reakcie (III)

1. Pôsobenie proti hexakyanoferátu draselnému (II) K4

Salicium (III) katióny reagujú s rozkladom hexakyanoferátu draselného (II) tmavomodrej zrazeniny ("Berlínska čierna"):

4Fe3+ + 34- - Fe43^

Reakcia Fe s hexakyanoželezitanom draselným (III) je špecifická a umožňuje ich získanie pomocou inej metódy.

Reakcia musí prebiehať v kyslom prostredí pri pH = 3. Ak je však činidlo silne okyslené alebo pridané v nadbytku, sediment sa rozpadne.

Na lúkach sa odohrávajú obliehania:

Fe43^ + 120H- - 4Fe (Offb^ + 34-.

2. Pôsobenie tiokionátových iónov

Katióny soli (III) reagujú s tiokyanátovými iónmi komplexných zlúčenín soli (III), ktoré formulujú zlúčeniny v červenej farbe, napríklad:

Fe3+ + 3NCS- - .

Pri prebytku tiokyanátových iónov vznikajú komplexné ióny rôznych typov:

-; 2-; 3-.

Je potrebné zastaviť reakciu v kyslom prostredí pri pH=2. Viyav-

Okrem toho je Fe s tiokyanátovými iónmi uprednostňované aniónmi (F, PO4 a ión), ktoré vytvárajú stabilnejšie komplexy s Fe3+, napr.

6F- - 3- + 3NCS-.

Reakcie uvoľnenia iónov (Ш), (П)

Liečba kyselinou sulfosalicylovou

Salikačné katióny (III), (II) reagujú s kyselinou sulfosalicylovou v rôznych farebných komplexoch v závislosti od hodnoty pH. Pri pH = 1,8-2,5 sa vytvorí komplex fialovej farby:

Pri pH = 4-8 sa vytvorí komplex červenej farby:

Pri pH = 8-11 sa vytvorí komplex žltej farby:

Reakcie, ktoré sa pozorujú v systematickom priebehu analýzy, keď sa zistia ióny mangánu

Hydroxid manganatý (II) sa ľahko oxiduje vodným peroxidom, čím sa vytvorí tmavohnedá zrazenina H2MnO3 (MnO2-nH2O).

2e + Mn(OH)2^ + H20^ H2MnO3^ + 2H+ 1

2e + H202 + 2H + - 2H20__

Mn(OH)2^ + H202 -> H2Mn03 + H20^

Mangán (IV) sa tiež premieňa na mangán (II) v kyseline sírovej alebo v roztoku dusičnanov s prídavkom H2O2:

2e + H2MnO3^ + 4H+ ^ Mn2+ + 3H2012e + H202 - O2T + 2H+__

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

Silné oxidačné činidlá, napríklad persíran amónny (M14)282O8, oxidujú Mn (II) na ióny MnO4-, čím vzniká červené sfarbenie:

5e + Mn2+ + 4H20 ^ Mn04- + 8H+ 2

2Mn2+ + 5B2082- + 8H2O -> 2MnO4- + 16H+ + 10BO42-

Reakcia nastáva pri zahrievaní a v prítomnosti rezných solí (katalyzátor). Táto reakcia je určená identifikáciou iónov mangánu (II) v systematickej analýze.

Reakcie iónov na bizmut

Pôsobenie čerstvo pripraveného hexahydroxostanitanu sodného (P) Na44-.

Hexahydroxostanit (11) - premieňajú ióny Bi na kovovo čiernu farbu. 4-odolné sú len u lúčnych odrôd. Katióny bizmutu v týchto mysliach vytvárajú bielu zrazeninu Bi(OH)3:

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

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

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

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

V prípade reakcie sa odhalia katióny, nie je tam žiadna stopa po prebytku koncentrovaného tepla a zahrievania, takže v týchto mysliach môže vzniknúť čierna zrazenina Snl ako výsledok disproporcionačnej reakcie:

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

Reakcia iónov antimónu na kovový zinok

Kovový zinok na niklovej platni premieňa ióny antimónu (III) a (V) na kovový antimón:

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

Niklová platňa vytvára galvanický pár so zinkom, v ktorom je kladná elektróda Ni a záporná elektróda Zn. Nikel odstraňuje elektróny, ktoré mu dávajú zinok, a prenáša ich na ióny antimónu, ktoré sa premieňajú na kov. Zrazenina kovového antimónu na niklovej platni sa nerozpúšťa v kyseline chlorovodíkovej, ale je rozpustená v kyseline dusičnej:

5e + Sb^ + 3H20^HSb03^ + 5H+ 3

3e + NO3- + 4H+ - NOt + 2H20_\_5_

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

Systematická analýza katiónov analytickej skupiny V

Katióny hexakyanoferátu draselného (III) a hexakyanoferátu (II) sa stanovujú metódou výstrelu v samostatných vzorkách:

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

Katióny antimónu (III) a antimónu (V) sú dôležité pre identifikáciu všetkých katiónov analytickej skupiny V. Antimón (III) sa oxiduje pomocou HNO3 na antimón (V), ktorý vyzráža HSbO3. Zrazenina sa posilní odstredením a rozpustí sa v koncentrovanej kyseline chlorovodíkovej. Surma (V) doma ukazuje prítomnosť zinku na niklovej platni.

Všetky katióny skupiny V, ktoré sa stratia v odstredivke, sa odoberú spolu s typom hydroxidov vo forme koncentrovaného amoniaku.

Na pridanie hydroxidov horečnatých pred vyzrážaním pridajte chlorid amónny a 3 % H2O2. V tomto prípade sa zrazenina Mg(OH)2 rozbije a katióny Mn2+ sa oxidujú na H2MnO3 (MnO2-nH2O). Sediment, ktorý pozostáva z Fe(OH)3, BiONO3, H2MnO3 (MnO2-nH2O), sa konsoliduje v odstredivkách. Centrifugát odhalí horčíkové katióny, ktoré reagujú s hydrogénfosforečnanom sodným v prítomnosti amoniakového pufra.

Keď kyselina dusičná reaguje na sediment, hydroxidy (III) a bizmut sa rozpustia a H2MnO3 (MnO2-nH2O) sa stratí v sedimente, ktorý sa posilní odstredením.

V centrifúge katióny jasne odhaľujú pôsobenie čerstvo pripraveného roztoku Na4.

Zrazenina H2MnO3 (MnO2-nH2O) sa rozpustí v kyseline dusičnej

prítomnosť H202 a MnO2-nH2O sa obnovuje na Mn. Vykazujú škodlivý účinok na persíran amónny.

Po systematickej analýze celkového počtu katiónov analytickej skupiny V nasleduje diagram.

SCHÉMA SYSTEMATICKÉHO POKROKU ANALÝZY KATIÓNOV V ANALYTICKEJ SKUPINE V

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

Prednáška č.4.

Oxidovo-vodíkové zlúčeniny v aplikáciách elektrolytov.

Plán.

1. Oxidovo-bázové (OB) reakcie a ich stagnácia v analytickej chémii.

2. Konštanta oxidovo-oxidových reakcií.

3. Injekcia rôznych úradníkov do hodnoty potenciálu elektródy.

1. Oxidovo-bázové (OB) reakcie a ich stagnácia v analytickej chémii

Oxidovo-absorpčné reakcie sú reakcie, ktoré sú sprevádzané prechodom elektrónov z niektorých častíc (atómov, molekúl a iónov) na iné, čo vedie k zmene stupňov oxidácie prvkov.

Oxidácia - Ide o proces, ktorý zahŕňa odovzdávanie elektrónov atómom, molekulou alebo iónom:

Na 0 – ē → Na +

H202 - 2ē → 2H++02

SO 3 2- + 2OH - - 2ē → SO 4 2- + H20

Aktualizovať - Ide o proces, pri ktorom sú elektróny získavané atómom, molekulou alebo iónom:

S 0 + 2? → S 2-

H202 + 2H++ 2? → 2H20

Cr207 2- + 14H + + 6ē → 2Cr3+ + 7H20

Mn04- + 8H++ 5? → Mn2+ + 4H20

Ako priekopníci v analytickej chémii najčastejšie vynikajú: H 2 O 2, SnCl 2, H 2 S, H 2 SO 3, Na 2 S 2 O 3; ako oxidačné činidlo - Cl2; Br 2; H202; K2Cr207; KMn04; HNO 3 a ďalšie.

Typy oxidačných reakcií

Medzi hlavné typy oxidačných reakcií patria:

1 – medzimolekulové oxidačno-dehydratačné reakcie (prvky, ktoré menia oxidačný stupeň, sa nachádzajú v sklade rôznych molekúl):

2-1+6-2

PbS + 4H202 → ↓PbSO4 + 4H20

vdnovnik okislyuvach

1 +1 0

NaCl + NaClO + H2S04 -> Cl2 + Na2S04 + H20;

2 – intramolekulárne oxid-hydroxidové reakcie(prvky, ktoré menia oxidačný stupeň, sú zahrnuté v zložení jednej molekuly):

3 +5 +1

NH4N03 -> N20 + 2H20

3 +6 0 +3

(NH4)2Cr207 -> N2 + Cr203 + 4H20;

3 – disproporcionačné reakcie (samooxidácia-samopodkladenie) (atómy toho istého prvku menia štádium rôzne oxidácia):

0 -1 +1

Cl2 + 2NaO H → NaCl + NaClO + H20

1 -2 0

2H2Pro2 -> 2H20 + 02

V prírodnom svete sa prejavuje proces na báze oxidovPoďme ďalej s hodnosťou:

Vôl+ne Û Červená

Oxid.Inst.

formulár

Ox a Red sú vzájomne prepojené a tvoria pár oxid-báza (redoxný pár).

Fe 3+ +1e Û Fe 2+

Cu 2+ +2e Û Cu 0

OxRed

Rivnyannya Ox + ne Û Červená predstavuje oxid-oxidový prechod alebo oxid-oxidovú reakciu.

Prechod môže byť buď vlkodlačí, alebo bezobratový.

2J03 - +12H30 + +10e=J20 ¯ +18H20

Ag20+H20+2e=2Ag0 ¯ +2OH -

2- +2e = Hg0 ¯ +4Cl-.

Redoxný pár, ktorý je kombináciou oxidovanej formy s podobnou obnovenou formou, má teda silné redoxné schopnosti. Účelom je vytvoriť oxidovanú formu elektrónov a dať im novú formu. Na kvantitatívne hodnotenie redox potenciálu cirkulujúcich redoxných párov sa používajú elektródové potenciály.

Každá OM reakcia musí zahŕňať aspoň dva redoxné páry - aspoň jedno oxidačné činidlo a jedno oxidačné činidlo. Reakčné produkty s novou oxidáciou a pôvodom (slabé, nižšie klasy):

Vôl 1 + Červený 2 Û Červená 1+Ox 2

2Fe3+ +Sn2+ Û 2Fe2+ +Sn4+.

Pozor na analógiu s acidobázickými reakciami:

Kyselina 1 + zásada 2Û zásada 1 + kyselina 2.

Celá elektronická teória OB reakcií. Možnosť úniku OM A čo naznačuje chemická aktivita redoxných párov, ktoré sa z nich zúčastňujú. Chemickú aktivitu redoxných pár charakterizuje hodnota štandardného (normálneho) oxidačného potenciálu E 0 .

Štandardný (normálny) oxidovo-vodíkový potenciál párov v rôznych formách je rozdiel v potenciáloch, ktorý sa vyskytuje medzi štandardnou vodnou a neaktívnou (platinovou) elektródou, vyrobenými v rôznych formách, ktoré môžu byť oxidované a obnovené, forma má jeden redox pár (v 25° Z aktivity zložiek pary rovnajúcej sa 1 mol/dm 3).

Napríklad, ak chcete zvýšiť potenciál páru Sn 4+ / Sn 2+, vyberte galvanický prvok:

(-) Pt (H2) / H2S04 / / Sn4+ / Sn2+ / Pt (+); E°Sn4+/Sn2+ = + 0,15 B.

Potom potenciál existuje v elektrochemickom stredovom type galvanického prvku, ktorý pozostáva zo štandardnej a indikačnej elektródy, na ktorej prebieha elektrochemická reakcia obnovy alebo oxidácie redoxnej parnej zložky. Vibrácia potenciálu indikačnej (zvyčajne Pt) elektródy sa vykonáva pomocou štandardnej (normálnej) vodnej elektródy. Vin je platinová elektróda, ponorená do 1N H2SO4 (alebo 1,25 M HCl). Voda prechádza otvorom pod tlakom 101,3 kPa pri teplote miestnosti. Na elektróde prebieha nasledujúca reakcia:

2h + +2e Û H 2

A potenciál páru oxid-vodík 2H + /H 2, ktorý sa mentálne považuje za nulový, je spôsobený. Vo vzťahu k tejto elektróde sa mení potenciál iných párov oxid-vodík. V skutočnosti je v elektrochemickom médiu rozdiel v potenciáli medzi indikátorovými a štandardnými vodnými elektródami. OM para môže byť vytvorená z foriem, ktoré sa nachádzajú v jednej agregátovej jednotke, napr. vzácne - Fe 3+ /Fe 2+ a v rôznych napr., vzácne a pevné – Zn 2+ /Zn 0 . IN Je dôležité poznamenať, že dôležitosť štandardného OB potenciálu rôznych párov sa výrazne zvyšuje prostredníctvom rôznych techník ich vyhynutia.

Štandardný (normálny) OB potenciál E 0 párov, ktorý nahrádza elektricky neutrálny kov, je rozdiel v potenciáloch, ktoré vznikajú medzi kovom, nabitým jeho soľou (s aktivitou kovového iónu 1 mol/l) a štandardnou vodnou elektródou nimi o 25° Z.

Štandardný potenciál redoxného systému je vikoristaobjektívne charakteristiky oxidačno-relatívnej silyz'ednan. Čím väčšia je kladná hodnota štandardného potenciálutoto má silnejší oxid. Zároveň sa obnovujú formy silnýchokysličovadlá slabo vystupujú smerom k demokratickým orgánomOxidačné formy silných derivátov však môžu byť slabéoxidové úrady. Oxidové reakcie sa teda vyskytujú v najslabšíchoxidácia a oxidácia s najsilnejším.

Vyrovnanie hodnôt štandardných potenciálov sa môže použiť na priamy prenos oxidovej reakcie.

Je však jasné, že štandardné potenciály môžu výrazneSkutočné a priame reakcie sa môžu líšiť.

Na zvýšenie potenciálu stávky E 0 (Zn 2+ / Zn 0) pridajte galvanický prvok:

(-) Zn / ZnSO4 // H2S04 / (H2) Pt (+)

A(-): Zn0 ® Zn2+ + 2e;

K(+): 2H++ 2e ® N20.

Hneď ako elektróny prejdú z vodnej elektródy na kovovú elektródu, potenciál sa odoberie s kladným znamienkom; Ak je to na vode, potom sa potenciál stávky mentálne považuje za zápornú hodnotu.

Na základe hodnôt a pri vyrovnanej redoxnej pare E 0 je možné vypočítať princíp možnosti výskytu OB reakcie. Napríklad rovnaká hodnota E 0 počas interakcie párov Fe 2+ /Fe (E 0 = -0,44 V) a Cu 2+ /Cu (E 0 = +0,34) ukazuje, že forma Cu 2+ bude oxidovaná potom je Fe, pretože potenciál druhého systému je väčší ako potenciál prvého systému:

Cu 2+ + Fe ® Fe 2+ + Cu.

Smer reakcie je určený hodnotou elektrickej deštruktívnej sily (ERS):

EPC = E0 (oxidácia) - E0 (predchádzajúca).

Yakshcho EPC > 0 potom prebieha priama reakcia. Yakshcho EPC< 0, potom – návratová projekcia.

Aký je rozdiel medzi Fe a Cu 2+: EPC = +0,34-(-0,44) = +0,78 U. Čím väčšia je EPC, tým je interakcia energickejšia.

Štandardné OM potenciály označujú aktivity, ktoré sú väčšie ako 1 mol/l. Pri iných hodnotách aktivity musia byť potenciály hodnotené podľa Nernst-Perersových rovníc:

Ln ® log, t = 25 ° Z, teda

Keď Ox = červená E = E 0.

V tomto prípade, keďže jedna z foriem je v pevnej alebo plynnej fáze, potom Nernstova rovnica predstavuje iba významnú aktivitu formy, ktorá je v zriedkavej fáze:

E(Fe 2+ /Fe 0)

E(Cl2/2Cl -)

Keď jedna forma prechádza do druhej, zúčastňujú sa buď molekuly vody alebo molekuly, ktoré sa zavádzajú do oxidovaných alebo obnovených foriem. Pridajte zmesi elektrónov a iónov, oxidáciu alebo obnovu:

Mn04- + 8H++ 5e = Mn2+ + 4H20.

Sn032- + H20 + 2e = Sn022- + 2OH-.

Zastosuvannya:

Oxidové reakcie sú široko používané vjasná a komplexná analýza.

V jasnej analýze sa oxidačno-dehydratačné reakcie používajú na:

Prenos z nižších stupňov oxidácie v hmote a pre každý prípad;

Preklady malých objednávok od rodín;

Odhalené ióny;

Pohľad na ióny.

Takže reakcia oxidácie peroxidu vody vo vodnom prostredípoužiť pri analýze katiónov analytickej skupiny IVkonverzia Sn(II), As(III), Cr(III) z oxoaniónhydroxotutýchto prvkov vo vyšších stupňoch oxidácie.

1. Na prenos iónov a poloprvkov z nižších stupňov oxidácie platia nasledujúce kroky:

a) Fe 2+ pri Fe 3+,

b) ako V až ako III.

2. Na extrakciu iónov, ktoré poskytujú charakteristické reakcie s oxidačným alebo oxidačným činidlom:

H+As III Ag+

Mn2+ Mn04 - As -3 H3 As +3

H2OMnO2AsV

3. Na separáciu iónov, ktoré oxidujú alebo regenerujú v dôsledku prípravy minoritných zlúčenín.

H202

Mn2+ Mn02 ¯ .

VIN -

4. V kolkisnom sú určené.

Oxidové reakcie nie sú široko používanéJasnejšie je to z rozboru katiónov, ale z rozboru aniónov.

Takže počas analýzy na anión sa vykonáva test na anión-oxidačné činidlá (Cr2O72-, AsO43-, NO3-) na stanovenie KI v kyslom prostredí v prítomnosti chloroformu. Keď sa vytvorí voľný jód, ktorý sa pripravíguľôčka chloroformu v červenofialovej farbe.

Okrem toho test na aniónové prekurzory (C 2 O 4 2-, S 2 O 3 2-,S 2-, SO 3 2-, AsO 3 3-, I -, NO 2 -), na báze zdravého jóduslabo kyslý stred (napríklad AsO 3 3-, ktorý sa prejavuje vslabá lúka seredovishche).

Test je založený na oxidových reakciáchkoncentrovaná H2S04 (Cl-, Br-, I-, Cr042-, NO3-, SO32-, S2032- ta in), s kde sú viditeľné plynom podobné produkty (Cl 2 I 2 CO 2 a in).

Identifikovať také základné anióny ako SO 3 2-і C2042-, NO 2 - vikoryst reakcie, preto žiarlia oddelený KMnO4.

2. Konštanta oxido-oxidových reakcií.

V mnohých situáciách je potrebné vedieť aspoň priamooxid-hydroxidové reakcie a ešte viacpresakuje. Teda v kolkisovom rozbore tie iste reakcie akoprakticky 100% úniku (alebo sa k tomu priblížiť). KrokPriebeh reakcie je indikovaný rýchlostnou konštantou.

Hĺbka prechodu OB reakcie je určená rýchlostnou konštantou:

aОх 1 + bRed 2 = aRed 1 + bОх 2.

aОх 1 + ne = aČervená 1.

bČervená 2 + ne = bОх 2.

S rhivnózou E 1 = E 2

½ ½

Až do Rivnova.

Tom

Až do Rivnova. =.

n-galálny počet elektrónov, ktoré sa zúčastňujú reakcie. Reakcie, ktoré sa vyskytujú počas celého procesu, sú zodpovedné za konštantu väčšiu ako 108 (99,99 % výstupnej reči je spojených s mysľou).

Tobto, .

D E 0 ³ + 0,4 (n=1)

D E 0 ³ + 0,2 (n=2)

Zvyšná konkurencia rastie, takže rozdiel je väčšípotenciálov (E 0 Ox - E 0 Red), čím väčšia je konštanta vyrovnania a tým vyššiaPresuňme zlú reakciu doprava. Existuje však stopa pamäte, ktoráveľký význam konštanty konštantného prietoku nemožno porovnávať s vysokýmrýchlosť v procese.

Rýchlosť reakcie je ovplyvnená nasledujúcimi faktormi:ako je reakčný mechanizmus, koncentrácia činidiel, teplota,prítomnosť katalyzátorov a inhibítorov.

Pri vyšších koncentráciách sa zvyšuje plynulosť reakciečinidiel, ako aj v čase zvýšenia teploty. Zavolajte pre viaczvýšte teplotu o 10°, aby sa reakcia urýchlila 2-4 krát. takže,napríklad, keď manganistan draselný interaguje so šťavelomKyslá reakcia prebieha úplne a zahrieva sa, aby sa urýchlilo poškodenie.

Okrem toho sa táto reakcia uskutočňuje na autokatalytiku (katalyzátorjedným z produktov reakcie sú ióny Mn2+).

Množstvo epizód má miesto tzv. prijaté respVyvolávajú sa oxid-hydroxidové reakcie.

Napríklad, keď sú ióny Fe2+ oxidované manganistanom draselným,okyslená kyselina chlorovodíková, spotrebuje sa časť manganistanu draselnéhopre oxidačný chlorid:

2Mn04- + 10Cl- + 16H+ ® 2Mn2+ + 5CI2 + 8H20.

V dôsledku prítomnosti iónov Fe 2+ táto reakcia nie je pozorovaná, aj keď je tu rozdielštandardné potenciály umožňujú tok. Skryť saPre vedľajšie reakcie indikácií sa proces uskutočňuje v riedeniach, okyslenýchkyselina sírová.

3. Injektáž rôznych funkcionárov do hodnoty potenciálu elektródy.

Hodnota skutočného potenciálu je ovplyvnená nasledujúcimi faktormi:faktory ako pH média, koncentrácia činidiel, komplexácia,rozpúšťanie odpadu a iné

Je dôležité poznamenať, že pH strednej tekutiny ovplyvňuje skutočnépotenciál nie je len v týchto fázach, ak sa započíta aj koncentrácia H+ a OH-iónovna úrovni Nernsta, a tiež v rovnakom čase ako v prípade tejto úrovne.

Môže za to zmena formy tvorby iónov v populácii(plávať na hydro lytické a iné rovnako dôležité procesy).

Predpokladalo sa, že redoxný potenciál pár E 0 MnO4-/Mn2+ leží vkoncentrácia iónov vo vode (uvádzaná hodnota sa môže meniť podľa1,51 V až 1,9 V), v súvislosti s ktorým úrady vikorista zafrakčná oxidácia halogenidaniónov na vysoké halogény

Pri pH 5 až 6 teda manganistan oxiduje bez jodidu (E 0 I2/ 2I- = 0,53 B), pri pH 3 sa oxidujú bromidy (E 0 Br2/2Br- = 1,06 B) a len pri význam.Vysoká kyslosť oxiduje chloridy (E 0 Cl2/2Cl- = 1,395 B).

1) infúzia iónovej sily.

Zmeny iónovej sily sú spôsobené zmenami koeficientov aktivity iónov. Náboj oxidovanej formy iónu je spôsobený nábojom obnovenej formy, takže jeho aktivita sa mení inak. Keď sa pomer aktivít v Nernstovom vzorci zvyšuje, v dôsledku toho sa zvyšuje redoxný potenciál.

V prospech skutočných potenciálov treba brať do úvahy prílev iónovej sily.

Na približné členenie sa často používa nasledujúci vzorec:

Potom vezmite normálny štandardný potenciál OB za skutočný štandardný potenciál.

2) vstrekovanie koncentrácie redoxných zložiek pár.

Z oblasti Nernst je jasné, že E = f (C Ox, Red). Zvýšenie C Ox a zmena C Red vedú k zvýšeniu potenciálu a rovnakému účinku. Ak je oxidovaná forma 100-krát väčšia ako koncentrácia oxidovanej formy, potom potenciál prevyšuje skutočný štandardný potenciál čl.

Zmena relatívnej koncentrácie teda vedie k relatívne malej zmene potenciálu. Takže sa to dá povedať Hlavnú úlohu potenciálu zohráva skutočný štandardný potenciál, chemická povaha redoxparových zložiek.

3) pridajte hodnotu pH.

Vo väčšine prípadov vo vodných druhoch redoxné prechody zahŕňajú hydroxóniové alebo hydroxidové ióny. V takom prípade sa hydroxónium zúčastňuje procesov obnovy oxidovanej formy:

Ox + aH + ne= červená + n/2 H20,

a hydroxidové ióny – v procesoch oxidácie obnovenej formy:

Ox + a/2 H2Pro + ne = červená + aOH-.

V oboch prípadoch, keď sa pH zmieša, rozdiel sa dá ľahko určiť skutočnými štandardnými potenciálmi:

Čím nižšia je hodnota pH, tým vyšší je skutočný štandardný potenciál, tým silnejšie oxiduje oxidovaná forma. Hodnota potenciálu pary v mozgu závisí od pomeru koncentrácií oboch foriem redoxných pár:

Toto je pravidlo pre vytvorenie reakčného média,potrebné pre optimálne spracovanie procesu:ako výsledok oxidačné reakcie akumulujú H + alebo BIN - - ión, potom je potrebné vytvoriť strednú cestu, ako môže zdĺhavými orgánmi (musím povedať, že je to kyslé).

Okrem toho je pre reakciu potrebné vziať zložky (oxidačné činidlá adenník) ako reagovať na nový stredný vek. V protilegoneZároveň môžete proces pokaziť.

Ak sa hydroxidový ión zúčastňuje redoxného prechodu, môžeme povedať:

5) infúzia komplexu.

To tečie ešte viac suttevy. Napríklad pri titrácii Fe 2+ iónov umožňuje prídavok H 3 PO 4 s bichromátom naviazanie oxidovanej formy komplexu Fe 3+, v dôsledku čoho sa zvyšuje hodnota zníženia titrácie.

Tieto charakteristiky sú jasne viditeľné počas komplexačnej reakcie.

Oxidové reakcie sú najrozšírenejšie a zohrávajú dôležitú úlohu v prírode a technike. Zachovanie a výmena látok živých organizmov, korózia kovov, horenie ohňom - to sú aplikácie oxidačných reakcií. Pomocou ORR sa odstraňujú kovy, lúky, kyseliny a mnohé ďalšie cenné produkty. OVR sa používa na čistenie tokov, prírodných a odpadových vôd, plynových kvapalín z podnikov. Oxidačné činidlá, ktoré rozpúšťajú ostnaté zlúčeniny, sa široko používajú na analýzu rôznych látok titráciou. Jednoduchšiu verziu metódy analýzy zistíte v tomto robote.

experimentálna časť

Dosvid 1 . Vplyv pH média na charakter prechodu oxid-hydroxidovej reakcie

Pridávame mangán na nahradenie tohto prvku v rôznych štádiách oxidácie:
,
,
. Tieto slová odhaľujú rôzne oxidačné sily a definujú rozdiely v rôznych farbách:
v tmavých malinách,
- v blízkosti zelene,
Vytváram barbarské lúpeže,
Hnedovlasý vzhľad spadá do obliehania. Pri chemických reakciách
Aktualizuje sa na jeden z významov slov v závislosti od kyslosti stredu.

Na posúdenie pH média na oxidovú silu manganistanu draselného nalejte 2-3 ml siričitanu sodného do troch skúmaviek
.Do jednej skúmavky pridajte 1 ml rozmarínu
, do ďalšej skúmavky pridajte neutrálnu soľ, do tretej skúmavky pridajte 1 ml rozmarínu
. Pridajte malé množstvo (2-3 ml) manganistanu draselného do kožnej skúmavky
.

Pochopte zmeny v príprave chemikálií a napíšte diagramy reakcií, ktoré sa vyskytujú v rôznych médiách. Určte stupeň oxidácie Mn vo vašej polovici, oddeľte koeficienty. Prečítajte si o infúzii pH stredného média na oxid moci
.

Dosvid 2. Hodnota namiesto platby ( II ) v jogovej soli pomocou manganatometrie

Metóda permanganatometrie sa používa na rýchle stanovenie látok, ktoré sú náchylné na oxidáciu, a základ pre zmenu prípravy polovodičov. Mn pri zmene oxidačného stupňa. Pri titrácii okysleného roschin sa živica označuje ako roschin
aktualizované na Čo je sprevádzané pridaním extra soli a mangánu?Ak sa tekutina nájde, úplne zreaguje, vrátane jednej kvapky naliateho octu.
sa javí ako slaboch Rozheve farbuvannya . Vzhľad kôry naznačuje dokončenie reakcie a prítomnosť mierneho nadbytku činidla.

Po experimentálnom meraní množstva odpadu
, je možné podľa zákona ekvivalencie odhaliť množstvo reči, ktoré bolo pozorované.

Význam dvojmocnej soli je založený na skutočnosti, že v kyslom prostredí je ión
ľahko oxiduje manganistanom na ión
Reakcia, ktorá nastáva počas titrácie dvojmocnej soli, je vyjadrená nasledujúcou schémou:

Na výskum viconn použite analytické testy s presnosťou do 0,0002 g (na jednoročnom sklíčku) množstvo kryštálov na síran slinných
, známy pod názvom slizký vitriol. Zapíšte si hmotnosť soli v zoshit. Do poslednej banky preosejte soľ, nalejte do nej 50 ml kyseliny sírovej a opatrne miešajte, kým sa soľ nerozpustí.

Nalejte trochu rozchin do byrety na pomoc.
viditeľná koncentrácia; Pod byretu umiestnite banku. Po zdvihnutí špičky byrety vyššie ako svorka ju znova stlačte a naplňte ju rezom. Vložte rebarboru do byrety do nulovej polohy (pre tmavé okraje sledujte horný okraj menisku).

Banku upravte rozmarínom
v Ruskej federácii za postupného miešania pridajte malé časti odpadu
kým sa neobjaví slabý erysipel. Po dokončení titrácie zaznamenajte množstvo spotrebovaného manganistanu draselného.