Pročitajte također:
|
Za dodatne OB reakcije, često je potrebno izvršiti podjelu govora. Za koga víkoristovuyut njihova vídminností u oksidativnim i pobjedničkim silama. Na primjer, zbog iste raznolikosti Mn (OH) 2 i Mg (OH) 2 hidroksida u amonijum hloridu i hlorovodoničnoj kiselini, odvajanje kationa Mn 2+ i Mg 2+ je teško. Pri stagnaciji natrijevog hidroksida i vodenog peroksida otapaju se MnO (OH) 2 i Mg (OH) 2:
MnSO 4 + 2KOH \u003d Mn (OH) 2 + K 2 SO 4;
2Mn(OH) 2 + 2H 2 O 2 = 2Mn(OH) 4 → MnO(OH) 2 ↓ + H 2 O;
MgCl 2 + 2KOH \u003d Mg (OH) 2 ↓ + 2KCl.
Taloženje Mg (OH) 2 nastaje zbog viška amonijumovih soli, a precipitacija MnO (OH) 2 ne varira:
Mg(OH) 2 + 2NH 4 Cl \u003d MgCl 2 + 2NH 4 OH.
Prisustvo kalijevog jona K+ odgovorno je za amonijum ione NH+4, koji ulaze u istu vrstu reakcije. Oni pretvaraju amonijum NH + 4 u amonijum nitrat NH 4 NO 3 jačine, a zatim ih uklanjaju rasipačem soli. Postoji intramolekularna reakcija oksidacije-redukcije:
NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H2O.
Detekcija aktivnih kationa i aniona se također provodi nakon dodatne oksidaciono-redukcione reakcije. Na primjer, joni Mn 2+ pokazuju reakciju oksidacije do MnO 4 i mogu imati boju maline; joni Cr 3+ - reakcija oksidacije do Cr 2 Pro 2-7 sa narandžastim mrljama; jodid-joni I - reakcija oksidacije do I - 3, koja sa škrobom daje plavu boju.
Na osnovu OB-reakcije osnovana je bogata titrimetrijska metoda koja je korištena u analizi računa, čime je oduzeto glavno ime oksimetrijskim metodama Osnova ovih metoda je međuigra značajnih govora sa oksidantima i izvorima. Na primjer, u metodi permanganatometrije, kao oksidacijskog vikorista, postoji razlika u kalijum permanganatu KMnO 4, u jodometriji - razlika u jodu, u dihromatometriji - razlika u kalijum dihromatu K 2 Cr 2 O 7 . Broj imenovanja soli, na primjer, dvovalentnih soli, smanjuje se provođenjem reakcije oksidacije Fe 2+ iona u Fe 3+ ione za dodatnu varijantu kalijevog dihromata.
HRANA TA PRAVA
1. Šta je: a) faza oksidacije; b) OB-reakcije; c) oksidacija; d) obnavljanje; e) oksidant; e) svjedok?
2. Označiti fazu oksidacije mangana u sljedećim poljima: MnO 2, H 2 MnO 3, MnSO 4, KMnO 4, MnC1 2.
3. Presavijte elektronska kola i recite, u nekim slučajevima su atomi elektrona ispunjeni elektronima, a u kojim slučajevima su dati? A) P 0 → P -3; b) P 0 → P +5; V) Fe +3 → Fe +2; G) 2I - → I 0 2; e) Mn +7 → Mn +2; e) 2Cr +3 → 2Cr +6.
4. Zbrojite reakcije i recite da su u nekim slučajevima atomi i ioni oksidanti, au nekim slučajevima oksidanti: a) SO 2- 3 → SO 2- 4 in kiseli medij; b) NO-2 → NO-3 u kiseloj sredini; V) MnO - 4 → MnO 2 in neutralna sredina; G) MnO - 4 → Mn 2+ in kiseli medij; e) IO - 3 →I 2 u kiseloj sredini; e) Cr 3+ → CrO 2- 4 in lokva sredina.
5. Koristuyuchis elektronsko-ionna metoda (metoda napívreaktsiy), završiti izjednačavanje OB-reakcija:
a) FeSO 4 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4) 3 + MnSO 4 + ...;
b) H 2 Z 2 Pro 4 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → CO 2 + MnSO 4 + ...;
V) H 2 O 2 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → O 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + ...;
G) FeSO 4 + K 2 Cr 2 Pro 7 + H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + Fe 2 (SO 4) 3 ...;
d) K 2 Cr 2 Pro 7 + HCl → CrCl 3 + KCl + C1 2 + H 2 O;
e) KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 → I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O;
i) Mn(NO 3) 2 + PbO 2 + HNO 3 → HMnO 4 + Pb(NO 3) 2 + H 2 O;
h) SO 2 + KMnO 4 + KOH → K 2 SO 4 + MnO 2 + H 2 O.
6. Na osnovu uputstva, vrednost standardnih OB-potencijala sistema je prikazana u nastavku, yakí z ionív: F - , Sl - , Vr - , I - mogu se oksidirati u slobodne halogene s mangan dioksidom(MnO 2) na kiselom mediju za standardne umove:
a) F 2 + 2 ē \u003d 2F - E 0 = + 2,65;
b) C1 2 + 2? \u003d 2C1 - E 0 \u003d + 1,36 V;
c) Br 2 + 2 ē \u003d 2Br - E 0 \u003d + 1,07;
d) I 2 + 2? \u003d 2I - E 0 \u003d + 0,54 V;
e) MnO 2 + 4H + + 2 ē = Mn 2+ + 2H 2 O E 0 = + 1,23V.
7. Za vrijednosti standardnih OB-potencijala bitno je da Fe2+ prije Fe3+, yakscho E 0 (Fe 3+ / Fe 2+) = + 0,77 V:
A) KMnO 4 pri pH< 7, Е 0 (МnО - 4 /Мn +2) = + 1,51 В;
b) KMnO 4 pri pH = 7, E 0 (MnO - 4 / MnO 2) = + 0,59;
V) H 2 Pro 2 pri pH> 7, E 0 (H 2 Pro 2 / 2OH -) \u003d + 1,17;
G) KIO 3 pri pH> 7, E 0 (IO 3 / I -) \u003d + 0,26 V.
Glavni predmet proučavanja hemije je hemijska reakcija. Veće poznavanje prirode i zakonitosti toka hemijskih reakcija daje mogućnost da se one koriste i koriste za sintezu novih govora. Usvajanje osnovnih zakona toka hemijskih reakcija neophodno je za dalje povećanje moći neorganskih i organskih govora. Veći hemijski procesi, slični prirodi i ljudskim bićima u svojoj praktičnoj delatnosti, su oksidativno-oksidativne reakcije. Kao kundak, možete postaviti sljedeće procese: fotosintezu, sagorijevanje plina, ekstrakciju metala iz ruda, sintezu amonijaka. Čak i ako se hemijska reakcija može zabilježiti na papiru, to još uvijek ne znači da je takva reakcija zaista moguća. Na neki način je dovoljno da se predomislite, tako da reakcija prođe, na drugi je nemoguće da reakcija ide dalje od takvih umova. Isto se može dodati i oksidativno-oksidativnim reakcijama, prekoračenje nekih od njih je bogato onim što zavisi od faktora koji doprinose prekoračenju hemijske reakcije.
Zastosuvannya okislyuvalno-vydnovnyh reaktsiy veličine. Smrad pobjeđuje u kiseloj i kilksnoj analizi govora, biohemijskim procesima za odabir novih važnih govora. Rivnyannya tsikh reakcije tsíkaví svoje preklapanje i posebnost.
Stavljam se pred takav zadatak: naučiti najbolju naučnu literaturu iz tema, izabrati za praktični dio metodologiju za školske umove, provesti niz analiza prema odabranoj metodologiji, razviti najbolju praksu iz teme.
Radovi se obavljaju na imenovanju Uprave SŠ br.16.
1. 1. OSNOVNI KONCEPTI KOJI FAKTORI KOJI UTIČU NA PROCES REAKCIJE OKSIDACIJE-VIDNOVALACIJE
1. 1. 1. Osnovno razumijevanje i svrha.
Redoslijed kiselinsko-baznog odnosa, koji se temelji na razmjeni protona (H+) između reagensa, u prirodi je široko proširen oksidativno-oksidativna interakcija, jer se odlikuje preraspodjelom elektrona između reagenasa.
Oksidne reakcije se nazivaju kemijske reakcije, koje nastaju iz stupnja promjene oksidacije atoma nakon ponovnog rasporeda elektrona između njih.
U reakcijama oksidacije i oksidacije uvijek su uključeni dovod i dodavanje elektrona.
Oksidacija je proces davanja elektrona atomu govora, koji je praćen napredovanjem faze oksidacije joda.
Na primjer:
– = – = – =
Inspiracija je proces dolaska elektrona u atom govora, koji je praćen smanjenjem stepena oksigenacije.
Na primjer:
U toku oksidaciono-oksidacione reakcije, ofanzivni procesi traju jedan sat, štaviše, broj elektrona koji su značajni tokom oksidacije veći je od ukupnog broja elektrona uzetih tokom obnavljanja.
Govor se zove oksidant, do skladišta u koje ulaze atomi, gde dolaze elektroni, tako da je taj oksidant akceptor elektrona.
Govor se zove vođa, do skladišta u koje ulaze atomi koji daju elektrone, pa je vođa donor elektrona.
Oksidiranje, primanje elektrona, sticanje moćnih moći, pretvaranje u sreću: oksidacija + e sretno
Vidnovnik, prenošenje elektrona, dobijanje oksidacione moći, pretvaranje u oksidacione uspehe: virtuozno – e oksidacioni uspesi
Bilo da se radi o oksidativno-oksidativnoj reakciji ê êdnístyu dvije proliferirajuće transformacije - oksidacija i obnova: oksidacijsko-oksidacijski par I premaza oksidacijskog sredstva I + oksidacijskog sredstva II idiom I
Na primjer: oksidirano-crveni par I
Dobijen je oksidativno-redundantni par II
Kombinacija oksidacionog agensa (reciklera) sa proizvodom ove transformacije postaje povezana sa parom oksidaciono-voda, a međusobna transformacija je kao reakcija obnavljanja (oksidacije). Biti iz reakcije Oxyluvalno-Vidnovniye, sudbina drugog oxyluvalo-ilvalovaloval-a, Mizhki Masza Elektroni, kao rezultat toga, ista je za ilktro. , tj. e. oksidacija.
Dakle, u reakciji:
Učestvujte u opkladi i prođite predviđene reakcije:
I u reakciji:
+ + +; uzmite sudbinu opklade i pokrenite kao reakcije:
Za pravilno prepoznavanje dobijenog para oksidaciono-trajni, klip treba napisati oksidirano, a zatim će se vratiti oblik govora.
Interakcija govora u oksidaciono-oksidacionim reakcijama, kao i druge hemijske reakcije, prati zakon ekvivalenata.
Ekvivalent oksidacijskog chi-ja vozača naziva se jedan dio (pravi chi je mentalni), jak, očigledno, dolazi jedan elektron.
Molarna masa ekvivalenta 1/z M(X) oksidacionog agensa ili najvažnije molarne mase M(X), pomnožena faktorom njihove ekvivalencije 1/z u ovoj reakciji.
Faktor ekvivalencije oksidacionog agensa je jednak 1/z, gdje je z broj elektrona koje prihvata jedan dio (molekula, atom, jon) oksidacijskog sredstva. Stoga se molarna masa ekvivalenta oksidacijskog sredstva izračunava za jednaku:
M(1/z X) = M(X)/z
1 1 2 Priroda toka oksidaciono-oksidativnih reakcija leži u hemijskoj prirodi međusobnog govora i umova reakcije:
Koncentracija reagensa:
+ (prskano) + oksidant;
+ (Conc) + + Oxidlyuvach;
Reakcione temperature: hladno + + +; kada se zagrije + + +;
Prisustvo katalizatora: bez katalizatora + +; sa katalizatorom + +;
Ubrizgavanje karaktera sredine: kisela sredina
+ - +; neutralna sredina
+ - +; srednja lokva
Kao što se može vidjeti iz analize indukcije reakcija, u reakcijama oksidacije i vode koje se dešavaju u izvorima vode često sudjeluju voda ili ioni, koji ne samo da kombinuju prijenos elektrona iz vode u oksidant, već komponente ovih transformacija. Posebno je važan za biohemijske reakcije oksid-voda, koje se uvijek dešavaju u izvorima vode.
Sljedeće pravilo je u središtu svrhe direktnog prijelaza reakcija oksid-voda:
Oksidativno-oksidirajuće reakcije se mimičarski odvijaju u toku transformacije jakog oksidanta u slabi ili jakog u slabog.
Ovo pravilo je analogno pravilu koje direktno ukazuje na prekoračenje acidobaznih transformacija.
Do trenutka kada se ovaj paritet nakupi oksidirajuće vode, opklada oksidirajuće vode je vrijednost njenog vanjskog potencijala, jaka za deponovanje u obliku:
Priroda oksidiranih i nadahnutih oblika ove opklade;
Spiralna koncentracija oksidiranih i nadahnutih oblika ove opklade;
Temperatura.
U tihim depresijama, ako u procesu transformacije oksidatora ili izvora, oni zauzmu sudbinu njih, ili također leže i gledaju pH razliku. Vrijednost koja se uzima kao standard: koncentracija svih komponenti koje učestvuju u reakciji, uključujući ione vode (u kiselom mediju) i (medij za pudling), ne prelazi 1 mol/l, temperatura 298 K, - se naziva standardnim vodenim potencijalom. Vrijednost ê kílkísnoy karakteristike oksidirajuće-trajne moći ove opklade je oksidirajuća-trajna opklada za standardne umove.
Metoda za određivanje apsolutne vrijednosti potencijala za dobijanje parova oksidirajući-kiseonik se ne koristi. Zbog toga postoje vidljive vrijednosti koje karakteriziraju potencijale dobijanja parova poput referentne opklade + čiji je potencijal, uz standardno prihvaćanje, mentalno jednak nuli ((,) =).
Pozitivna vrijednost mogu biti oksidirano-redundantni parovi, u kojima je oksidirani oblik dolaznog elektrona lakši, niži katjon vode u referentnom paru. Negativna vrijednost mogu biti oksidirano-redundantni parovi, kod kojih je oblik dolaznog elektrona oksidiran više savijen, niže u referentnom paru. Također, što je više (tobto pozitivno) vrijednost tsíêí̈ primljena oksidativno-autoritativno opkladom, to su jače manifestacije njenog oksidativnog autoriteta, a što je moćnije - očito slabije.
Suština oksidativno-oksidativnih reakcija je u nadmetanju za dolazak elektrona između oksidacionih agenasa, koji preuzimaju svoju sudbinu. Kada stigne elektron, taj par se oksidira, oblik se oksidira jače nego što jeste. Tse vídbivaê takvu shemu:
vrati I ok-l I + + ok-l II vrati II
Zamjena vodova oksid-voda
Prikazujući potencijal parova koji učestvuju u oksidativno-oksidativnoj reakciji, moguće je direktno, na neki način, odrediti ovu drugu reakciju.
Kada se dva para para oksidirajuća voda međusobno oksidiraju, oblik para će biti oksidiran, čiji potencijal može biti pozitivniji.
guza. Reakciona suma ima dvije šanse za dobivanje oksidirajuće suvišne opklade:
Dakle, ako prvi par treba da osveti najjače oksidaciono sredstvo (), spusti drugi par (), tada u standardnim umovima neće biti reakcije, u istom oksidantu će biti, i kao vodič: + = +.
Za direktno određivanje reakcije oksidacije-oksidacije, moguće je koristiti i vrijednost íí̈ EPC.
EPC oksidaciono-oksidacione reakcije u standardnim ums (E°) je brojčano superioran u odnosu na razliku standardnih potencijala za proizvodnju oksidaciono-oksidacionih parova, koji učestvuju u reakciji: E° = –.
Bezobzirna tranzicija oksidativno-oksidativne reakcije je pozitivno značajna í̈EPC, pa je E° = -> 0.
Za čudesno tekuću reakciju oksidacije-zalijevanja, vrijednost oksidirajuće-zalijevanja, koja djeluje kao oksidacijsko sredstvo, može biti veća od drugog sredstva za oksidaciju-zalijevanje, koje igra ulogu agensa. Dakle, za pogled, tu je zadnjica:
E° = - = 0,54 - 0,17 = 0,37B
Ako je E° = 0, onda je to jednako višku reakcije oksidirajuće vode, kako u direktnom tako iu obrnutom smjeru, i predstavlja mentalnu potvrdu kemijske reakcije za proces oksidirajuće vode. Ključna karakteristika toka bilo kojeg obrnutog procesa je konstanta izjednačavanja K, koja je vezana od promjene standardne Gibbsove energije do početka spivv_dnoshennia:
∆G = -2,3RT LG K
S druge strane, promjena standardne Gibbsove energije povezana je s EPC reakcije oksid-voda na spivdinshennia:
ΔG = -zFE de F = 96500 C/mol; z je broj elektrona koji učestvuju u elementarnom procesu.
Z tsikh dvoh rivnyan vyplivaê:
E° = (2,3RT lg K)/(zF) ili lg K = (zFE)/(2,3RT)
Pilingom s ovim promjenama moguće je razgraditi konstantu ravnomjernosti, bilo da se radi o oksidaciono-oksidirajućoj reakciji, ili je to zaista važno samo za tihe reakcije čiji je EPC manji od 0,35 V, jer kod velikih EPC reakcija izgledaju praktično neopozivo. Oskílki EPC među fazama oksidativno-oksidativnih reakcija koje se javljaju u živim sistemima, zvuk ne prelazi 0,35 (E °
Reakcije izražene oksidom su u osnovi metabolizma bilo kojeg organizma. U vremenima aerobnog metabolizma, glavni oksidant je molekularna kiselina koja se nalazi u procesu ishrane, a glavni izvor je organska polovina koja se nalazi u prehrambenim proizvodima. Kod anaerobnog metabolizma važno je ležati na bazi oksidno-oksidativnih reakcija, u kojima postoje oksidanti, a u obliku organskih supstanci.
1. 3. SPECIFIČNOSTI PROCESA BIOHEMIJSKE OKSIDACIJE I RONENJE U ORGANIZMIMA
Svi biohemijski oksidativno-oksidativni procesi, suvoća i glicin, koje telo kontroliše, posledica su prisustva enzima opšteg naziva oksidoreduktaza. Prije skladištenja, oksidoreduktaza uvijek mora ući u kofaktore ili koenzime. Kofaktori - kationi prelaznih metala (zvuchchay zalizo i med, inkoli i mangan i molibden), koji rade sa proteinskim kompleksom enzima. Koenzimi su složena organska jedinjenja koja se enzimu trebaju dodati sa proteinima. Glavna karakteristika kofaktora i koenzima je poliagična u svojim svojstvima, ali su i oksidativni i ekscipijentni, pa se koža može od njih uzeti u dva podoblika: oksidiranoj i rekombinantnoj. Na taj način oksidoreduktaze pokazuju oksidativnu moć nad ravnotežom svojih kofaktora ili koenzima.
Skladište krajnjih proizvoda cijepanja molekula sklopivih organskih spora u aerobnim i anaerobnim umovima, kao što se može vidjeti iz indukcije reakcija, oštro se razlikuju u različitim ugljičnim proizvodima. U aerobnoj oksidaciji nalazi se samo nekoliko proizvoda, a u anaerobnim umovima se otapaju ugljični proizvodi, u kojima se atomi ugljika mogu pojaviti u širokom rasponu oksidacijskih koraka:
proizvodi aerobne probave (prekiselo) organski ++++++ govorni proizvodi anaerobne probave (nedovoljno kiseli)
Iz dijagrama se vidi da se tokom biološke oksidacije organskih procesa mijenja samo faza oksidacije atoma ugljika, koji ulaze u svoje skladište, krhotine faze oksidacije svih ostalih atoma (voda, dušik i sumpor) su trajno zamijenjen. Stoga je pri opisivanju transformacije organskih dijelova potrebno zaštititi nivo oksidacije atoma ugljika kože.
1. 3. 1. Koraci biohemijskih reakcija oksidacije. Osobitosti biohemijskih reakcija oksidacije-obnove i njihovo bogatstvo: usvajanje bezličnih raznih industrijskih proizvoda. U ovom slučaju, svi biohemijski oksidativni procesi: glikoliza, β-oksidacija masnih kiselina, Krebsov ciklus, fosforilacija oksida i drugi uključuju mnoge različite faze i njima utječu enzimi kože. Svi neophodni enzimi kožnog stadijuma ovog procesa kombinovani su sa dodatnim intermolekularnim vezama u ansambl sa jasnom prostornom organizacijom. Ansambli enzima zvuče fiksirani na različitim ćelijskim membranama. Kao rezultat šika u satu i prostoru, svi enzimi u cjelini hemijskih transformacija supstrata se postavljaju korak po korak, kao na pokretnoj traci. Kada je proizvod reakcije jedna faza, nema više faza ofanzivne faze.
Faze mehanizma biohemijskih oksidativno-oksidativnih reakcija koje stvaraju mogućnost funkcionalne kontrole razvoja govora u fazi kože.
Tim po samom organizmu nije bitan za nove promene u procesu metabolizma, jaka, jakša i krivca, tada kolebanja u bogatstvu procesa nisu oštra, već glatko, korak po korak. Osim toga, frekvencijski koraci za biohemijske oksidativno-oksidativne reakcije su isti kao i zaokret u drugim fazama. Tse zabezpechuu reakcija, sryamovanoy na bik rivnovagi, mimoly perebíg i spryaê pídtrimtsí oksid-voda homeostaza u tijelu.
1. 3. 2. Normalan inspiracijski potencijal. Jedna od karakteristika biohemijskih oksidativno-oksidativnih procesa u živim organizmima je da većina njih teče u neutralnom vodenom mediju. Stoga, da bi se okarakterizirala snaga oksid-voda prirodnih parova, par bi trebao zamijeniti standardne vrijednosti potencijala, kao što su pH = 0 ili pH = 14 (pOH = 0), vikorističke normalne vrijednosti indukcijskih potencijala , vicor pri 1 M koncentraciji komponenti i pri pH = 7,0. Za tsikh umove, vrijednost potencijala vodene elektrode (,) = - 0,42, a raspon između vrijednosti normalnog i standardnog povratnog potencijala s podom je jednak: = - 0,42.
Sva prirodna svojstva oksidirajuće i oksidirajuće pare mogu imati potencijal sfere sa vrijednošću od –0,42 +0,82V, što karakteriše elektrohemijsku stabilnost vode. Pri potencijalu nižem od -0,42 voda se reducira u molekularnu vodu, a pri većem potencijalu od +0,82 voda se oksidira u molekularnu kiselinu.
1. 3. 3. Eksergoničnost reakcija biološke oksidacije. Reakcije biološke oksidacije sa eksergonijskim i energetskim izvorima neophodnim za različite životne procese. Zbog toga dolazi do bogate reakcije biološke oksidacije zbog fosforilacije ADP-a i apsorpcije ATP-a, kao rezultat toga, energija reakcija oksid-voda se akumulira u tijelu. Upravo u tom času, reakcije oksidacije organizma su povezane sa reakcijama inspiracije, one su endergonske.
1. 3. 4. Klasifikacija biohemijskih oksidacionih procesa. U biohemijskoj literaturi postoji šira ideja da je biološka oksidacija posljedica interakcije supstrata sa kiselim i sličnim ili dehidracije supstrata. Zaista, broj biohemijskih reakcija, koje se odvijaju intramolekularno u prisustvu enzima, je veoma velik i može imati oksidativno-oksidativni karakter. Stoga se oksidativno-oksidativni procesi koji se dešavaju u tijelu podstiču podjelom na tipove stopala:
1. Reakcije interne intermolekularne oksidativno-primarne dismutacije za raspodjelu atoma ugljika.
2. Reakcije koje se javljaju za učešće oksidoreduktaza:
Dehidrogenaza oksidacija-obnova;
Oksigenazna oksidacija-obnova.
3. Vilnoradikalna oksidacija-obnova.
I
Mnogo jakih oksidatora: kalijum permanganat KMnO4, vodeni peroksid H2O2, jod, hlorna kupka CaClOCl, kao i hlor i ozon (za hlorisanje i ozoniranje vode) su široko zastupljeni kao baktericidna oboljenja u medicinskoj i sanitarnoj praksi, kao i za smanjenje efekat jakog smrdljivog mikroorganizma.
Toksičan je za okside dušika, ozona, klora, broma, nitrate i nitrite, hromate i dihromate zbog njihove oksidativne moći. Kod trovanja oksidantima ili sredstvima za njihovu neutralizaciju nastaju žučne oksidacijske reakcije. Dakle, u slučaju poremećaja cirkulacije (jaka voda), žrtvi se daje lagani dah isparenja hlora, pri čemu se vide male količine hlora, pri čemu se reakcija odvija:
U slučaju trovanja parom broma (jaki oksidant), udahnite pare amonijaka:
Stagnacija raznih antioksidansa kao antioksidansa u medicinskoj i preventivnoj njezi vidljiva je u prednjem dijelu.
Reakcije oksidacije su u osnovi metoda oksidometrije: permanganatometrija, jodometrija, hromatometrija, koje se široko koriste u kliničkoj analizi za određivanje iona kalcija, sehoične kiseline, holesterola, sukre, katalaze i peroksidaze enzima u krvi. U sanitarno-higijenskoj praksi koriste se vikorističke metode za određivanje oksidacije vode, umjesto "viška" hlora u komunalnim i pijaćim vodama, kao i "aktivnog" hlora u dezinficijensima (hlor vaping i hloramin).
Na taj način oksidni procesi u organizmu imaju izuzetno važnu ulogu, obezbeđujući energiju i neophodne metabolite, a takođe učestvuju u regulacionim mehanizmima života. Zavdyaki neurohumoralna regulacija dostiže razyucha zbalansovannost između oksidirajućih agenasa, vodećih i proizvoda njihove interakcije u živim organizmima, što osigurava formiranje oksidativne homeostaze u njima.
1. 5. OXYLUVAL I VIDNOVAL
TITRANJE (REDOKSMETRIJA)
Teorijske osnove
1. 5. 1. Metode redoksmetrije. Reakcije oksidacije-redukcije činile su osnovu grupe metoda za titrimetrijsku analizu, koje se nazivaju metode oksidativno-oksidativne titracije, uključujući redoksmetriju. U zavisnosti od vrste reakcije i radnih razlika koriste se sledeće metode: permanganometrijska titracija - titrant promena; jodometrijska titracija - zasnovana na interakciji sa jodom; bromatometrijska titracija - titrant rozchin; dihromatometrijska titracija - titrant rozchin; nitritometrijska titracija - titrant rozchin. Kao titratori u oksidaciono-hidrauličnoj titraciji, postoje različite vrste oksidacionih sredstava i aktivnih sredstava. Oksidirajući agensi i ustajali izvori mogu stupiti u reakcije, u kojima se prenosi broj elektrona, pa često oksidanti i izvori ne mogu naći trajni ekvivalent. Na primjer, u kiselom mediju - 5 elektrona se dodaje i dodaje (E = M / 5 = 31,68), u lokvi - 1 elektron se dodaje i dodaje - (E = M = 158,04), u neutralnom - 3 dodaju se elektroni i nastavlja se do (E = M / 3 = 52,68).
permanganatometrijska titracija
Glavna reakcija u permanganatometrijskoj titraciji je titrant - kalijum permanganat. Titracija kalijevim permanganatom najčešće se provodi u kiselom mediju, u prisustvu H2SO4, s kojim dolazi do reakcije:
E = 1,52; = 31.608.
Priprema titranta. Rozchini KMnO4 pripremiti zvuk 0,1 zvjezdice. Za pripremu 1 dm3 potrebno je uzeti više od 3.161 rublje. KMnO4 je jak oksidant i može promijeniti svoju koncentraciju u prisustvu raznih popustljivih govora - organskih kuća amonijaka. Prilikom pripreme rezova KMnO4 provode nekoliko dana na tamnom mjestu kako bi prošli sve procese oksidacije i sušenja sa kućicama, koje je voda potrošila, proveli su u rezu testerom. Tek nakon što koncentracija KMnO4 razlika postane konstantna i razlika se standardizira.
Standardizacija titranta. Rozchin KMnO4 je standardiziran za oksalnu kiselinu. U medijumu sumporne kiseline H2C204 reaguje sa KMn04 za jednaku vrednost:
U ovoj reakciji povećani su ekvivalenti oksalne kiseline i kalijum permanganata: =126,04/2=63,04; = 31.608. Stajnjak oksalne kiseline za pripremu 100 cm3 0,1 n. razlika je više od 0,6304 g, za pripremu 250 cm3 0,1 n. cijena 1,6760 r. Titrant služi kao indikator metode, uz najmanji višak bilo koje titracije, rozčine se pretvaraju u erizipele, pa se titracija sa KMnO4 vrši do pojave erizipela analiziranog rozkina. Kada se titrira sa KMnO4 (i drugim oksidantima), vicorist birete sa staklenom slavinom. Zaustavljanje birete sa humusnim cijevima je neprihvatljivo, humusni komadići se oksidiraju, a razlika u KMnO4 mijenja njegovu koncentraciju kao rezultat. Nije preporučljivo ostavljati KMnO4 u biretama tri sata, jer se na zidovima bireta nalazi smeđi izljev mangan dioksida koji se lako apsorbira od strane HCl i H2C2O4. Koncentracija KMnO4 se redovno provjerava.
Zastosuvannya. Permanganatometrijska titracija zastosovuyt za analizu vode - vodeni peroksid H2O2, magnezijum peroksid MgO2 + MgO, natrijum nitrit NaNO2, injekcija rekombinantnog.
Na primjer, vodeni peroksid vibrira u kiselom mediju: ++ ++(g)+
Tačnu količinu preparata (10 cm3) treba razrijediti u mirnoj tikvici do 100 cm3. Do 10 cm3 rastvorenog rastvora dodati 5 cm3 razblažene sumporne kiseline i titrirati sa 0,1 N. KMnO4 do pojave slabe infekcije erizipelom. Titar razlike između KMnO4 izvan početnog kanala je TKMnO/n2o2 = 0,001701 g/cm3.
Nerazlikovanje pobjede KMnO4 za potrebe kucanja govora metodom reverzne titracije. Na primjer, analizira se natrijum nitrit, dodajući razliku od preko 0,1 n. KMnO4 i sumporna kiselina. NaNO2 oksidira KMnO4 u NaNO3. Višak KMnO4 se pokazuje jodometrijski. Dodajte KI u opseg, KMnO4 oksidira KI u I2, koji titrira O1 n. Raspodjela Na2S2O3:
jodometrijska titracija
Osnove metode. Jodometrija se zasniva na reakciji slobodnog joda na jodid i oksidaciji jodidiona u slobodni jod (obrnuta reakcija):
+; EI/I = 0,535V.
Jodometrijske titracije poznate su kao oksidanti i oksidanti. Reakcije se izvode u neutralnom mediju. U puddle chi, kiseli medij može izazvati nuspojave. U kiselom mediju, KI zadovoljava HI; U jako lokvičastom mediju I2 postiže se hipotireoza:
Titranti. Zastosovuyt razchini natrijum tiosulfat i jod 0,1 i 0,01 n. koncentracija. Razviti natrijum tiosulfat za titraciju slobodnog joda.
Za vrijeme reakcije, jod se pretvara u jodidne ione, tiosulfatni ioni se oksidiraju u tetrationat ione SO. = 126,9; == 248.2. joda je malo u vodi, jod se priprema u prisustvu KI, koji u vodi uspostavlja kompleks:
Navazhka jod uzima Trohi više od Rozrahunkovo, Vrakhovuyuchi, jod koji leti i u slučaju Vídvíshuvannya i u slučaju Vídvíshuvannyashuvannya vídvíshuvannya vídvíshuvanya vídvíshuvannya jodísHouchinya, vikoristuyuchi buksisí i ako je moguće Svidko. Navazhka jod (13 g) dodaje se u koncentriranu količinu joda (39 g KI na 50 cm3 vode), količina KI i nakon pune doze joda povećava se na 1000 cm3 u mirnoj tikvici s vodom. Koncentracija pripremljenog rastvora joda se obnavlja natrijum tiosulfatom, za šta se 15-20 cm3 rastvora joda titrira sa O.1 n. tiosulfat. Kao indikator vicorist, škrob rozchin, plavi zabarvlennya kao što je kada se postigne tačku ekvivalencije znebarvlyuetsya. 0,1 zvjezdica natrijum tiosulfat se priprema dodavanjem Na2S2O3∙5H2O približno 0,1 mol. Navazhka se pravi sa 500 cm3 vode, dodaje se 0,1 g Na2CO3 i dovede do 1000 cm3 vodom. Dodajte Na2CO3 da stabilizujete Na2S2O3, koji je opet međusobno kompatibilan sa O2 i CO2:
U prisustvu Na2CO3, reakcije su pojačane. Nakon pripreme rastvora natrijum tiosulfata, dehidrira se 7-10 dana u tamnom prostoru kako bi se koncentracija rastvora stabilizovala. Titar i normalnost razlike između Na2S2O3 utvrđuju se uz pomoć kalij-dihromata. Kalijum dihromat se obično vidi jod sa kalijum jodidom, jod, koji je viđen, titrira se sa natrijum tiosulfatom:
Otprilike 0,15 g (tačno visećeg) K2Cr2O7, osušenog do konstantne mase, pomiješa se u čaši sa brušenim čepom 50 cm3 vode, doda se 10 cm3 20% KI, 5 cm3 HCl. Nakon 10-minutnog boravka na tamnom mjestu, u otopinu dodati 200 cm3 vode i titrirati Na2S2O3 do zeleno-žutog punjenja. Zatim dodati 2-3 cm3 škroba i titrirati dok plava boja ne postane svijetlozelena. Za obsyagy Na2S2O3 povećava titar, normalnost je faktor korekcije. Odvojeni jod i natrijev tiosulfat uzimaju se iz tamnog mjesta u zatvorene boce i povremeno provjeravaju njihovu koncentraciju. Indikator metode je 1% škrobni namaz koji se priprema, razmazujući 1 g skroba na čvorištu sa 5 cm3 hladne vode, dodajući sumish uz miješanje 100 cm3 okropa. Nakon 2-3 hvilinnogo ključanja rozchin ohlađen. Rozčin do škroba je suv i može se lomiti više od 2-3 dana. Za konzervaciju novom dodajte 1 g salicilne kiseline ili ZnCl2. 5 cm3 skroba treba dati iz 2 kapi 0,1 n. rozchinyu jod plava zabarvlennya. Kao farbuvannya jata crvenog bušenja, onda rozchin nije dodatak za proizvodnju vina. Škrobni prah se ne može dodati u koncentraciju jodnog praha. Plava zabarvlennya ne znam za dugo vremena. Dodajte škrobne ruže na primjer titraciju, ako je glavni dio joda titriran i ruže se uzimaju.
Zastosuvannya iodometríí̈. Anorganskim jodometrijskim testovima analiziraju se jod, kalijum permanganat, natrijum arsenat, kalomel, bakar sulfat i mnogi organski lekoviti preparati (forijalin, antiširin i drugi). Direktnom titracijom sa Na2S2O3 analizira se jod i tinktura joda. Analiza joda se vrši na ovaj način. Dodajte oko 0,2 g joda mljevenog na čvorištu u tikvicu sa 20% kalijum jodida i ponovo napunite bocu. Takav način uzimanja joda unosom, kako bi se izbjeglo isparavanje joda. Rozchin razrijeđen na 20 cm3 i titriran sa 0,1 N. sa natrijum tiosulfatom do žute fermentacije. Dodati 1 cm3 rastvora škroba, plave boje, titrirati dok se boja ne redukuje. =0,01269 g/cm3.
Zvorotna titracija vikorista u analizi kalomela Hg2CI2, formaldehida, antipirina. Kalomel se analizira, dodajući 0,1 zvjezdicu. rozchin jod i kalijum jodid. U cimu, Hg2 se oksidira u Hg. Previše joda, ako nije reagovao, titrirati 0,1 N. Na2S2O3 *=0,01261 g/div.
Posrednik se titrira kalijum permanganatom, natrijum arsenatom i bakar sulfatom. Na primjer, KMnO4 se analizira, određujući tačnu količinu vode u vodi u mirnoj tikvici, dodajući 20% vrijednosti KI nakon 10-minutnog zaustavljanja joda, kao što se vidi, titrira 0,1 n. Na2S2O3 * = 0,003161 g/cm3.
Bromatometrijska i bromometrijska titracija
Bromatometrijska titracija. Na osnovu reakcije dodavanja bromid-iona u kiselom mediju na bromid-ione:
1.44B; == 27.836.
Titrant. Zastosovuyt 0,1 H kalijum bromat KBrO, koji je jedan od najjačih oksidatora u kiseloj sredini. 2,8 g kalijum bromata (precizno izvagano) otopiti ~500 cm3 H2O i podesiti volumen u tikvici mira na 1 dm3. Titar i normalnost razlike utvrđuje se jodometrijski metodom titracije intercesora. KBrO3 u prisustvu HCI je simetrično međuzavisan sa KI, što se vidi u prisustvu elementarnog joda I:
Jod, koji se vidi, titrira se sa 0,1 N. Na2S2O je porastao na nulu u prisustvu škroba.
Metoda uključuje indikatore metil narandže i metil chervonijuma, koji su, u smislu ekvivalencije, infuzirani bromom, što se vidi kada kalijev bromat stupi u interakciju sa kalijum bromidom, što se dodaje analiziranoj razlici:
Zastosuvannya. Metodom bromatometrijske titracije analiziraju se preparati za otklanjanje nestašluka - mischiac anhidrid, novarsenol, miarsenol i osarsol. Na primjer, misic anhidrid (0,1 g) se pomiješa sa natrijum hidroksidom (2–3 cm3), u otopinu se doda 50 cm3 vode, koncentrovana sumporna kiselina (10 cm3) i kalijev bromid (0,6 g). Rozchin se zagrije do ključanja i titrira sa 0,1 N. bromat kalijum. Indikator je metil crvenijum. Titracija dovodi do znebarvlennya rozchina. Mish'yakovisty anhidrid oksidira kalijev bromat do HAsO4:
Na tački ekvivalencije, postoji višak kalijum bromata u interakciji sa kalijum bromidom, što pokazuje prisustvo broma, što je irelevantan indikator. = 0,004946 g/cm3.
bromometrijska titracija. Zasnovano na interakciji kalijum bromata sa kalijum bromidom. Podli brom, koji se vidi u ovoj reakciji, može oksidirati i izgraditi moć bromidnih jona:
Elementi broma i kilkisno bromuja bogati su organskim jedinjenjima, posebno grupa fenola - fenol, resorcinol, timol, salicilna kiselina. Na primjer, može se vidjeti reakcija broma na timol:
HC-CH-CH HC-CH-CH
Bromatometrijskom titracijom prisustvo govora se odvaja vodom, dodavanjem KBr. Otriman sumish titrira se sa 0,1 N. rozinom KBrO3. U Rusiji, za imenovanje fenola i rezorcinola, pobjeda se titrira kao posrednik. Rozchin govorovina zmíshuyut iz sevny obsyag 0,1 n. KV-O3, dodati KV-HCI. Sumish je izostavljen 10 minuta, cijeli sat je prekinut brom govora, što sam i vidio. Previše broma, bez reakcije, označavaju, dodajući sumishiju - rozchin KI. Brom je kalciferan sa KI jodom, koji se titrira sa Na2S2O3.
Nitritometrijska titracija
Osnove nitritometrije. NaNO sa organskim aminima stvara diazos:
Diazotizacija organskih amina natrijum nitritom je veoma varijabilna i u velikoj meri pobednička u analizi lekovitih preparata koji mogu da otkriju amino grupu: streptocid, sulfacil, norsulfazol, etazol, sulfadimezin, anestezin, novokain i dr.
Titrant. Pomiješajte 0,5 M i 0,1 M NaNO i pripremite, varirajte 36,5 g NaNO2 (za opseg 0,5 M) ili 7,3 g (za opseg 0,1 M) u 100 cm3 vode. Rozchin NaNO2 je standardiziran za sulfanilnu kiselinu:
NaNO + 2HCI + NaCI + 2HO
Precizno ubrizgavanje sulfanilne kiseline, prekristalizovane i osušene do mršave mase, a mala količina NaHCO3 (ili razlika NN3) se odredi u vodi, dodajte HCI, KBr i titrirajte sa ODM kada se pomeša; NaNO2. Brzina titracije se može povećati - 2 cm3/min, na primjer titracija - 0,05 cm3/min. Reakciju diazotizacije treba izvesti kako treba, dodati kalijum bromid da bi se ubrzala.
Indikatori Kod nitritometara najvažniji indikator je skrob jodidni papirus, koji se priprema propuštanjem filter paprike sa KI i škrobom, a zatim se paprika suši. Na tački ekvivalencije u smislu razlika, postoji višak NaNO2 u kiseloj sredini, koji stupa u interakciju sa K1 skrob-jodidnog papira. Kada vidite elementarni jod, skrob u plavoj boji:
Škrob jodid papir je odličan pokazatelj, u smislu titracije, nemoguće ga je izostaviti. Na kraju titracije, nakon dodavanja kožnog dijela titranta, kapi sumiša, koji se titrira, nanijeti na skrob jodid papir. Na tački ekvivalencije, papiri su plavi. Paralelno, izvršite kontrolnu provjeru.
Kao unutrašnji indikatori u nitritometriji, vikoristički redoks indikatori su tropeolin 00, sumish tropeolin 00 sa metilen plavim. Kada je tropeolin 00 zagušen, razlika u smislu ekvivalencije se mijenja od crvene do žute, sumish tropeoline 00 sa metilen plavim - od malinaste do plave. Analiza nitritometrijskom metodom se provodi na sličan način do kraja sulfanilne kiseline.
1. 5. 2. Konzistentnost redoksimetrije. U procesu redoksimetrije, oksidaciono-oksidacijski potencijal E titriranog redoks para se stalno mijenja, što je povezano s Nernstovim omjerima omjera oksidiranih (bl.) i izvedenih (odmor) oblika:
E= E° ± 0,059/n*lg, de E° - standardni redoks potencijal pari; n je broj elektrona koji učestvuju u reakciji,
Vrijednost potencijala reaktivnih redoks parova omogućava vam da odredite mogućnost stagnacije titracije oksidirajuće vode. Ako frekvenciju govora postavite na 99,99%, onda postoji višak u trenutku ekvivalencije u sistemu jednak 1 * 10-4 (0,01% u 100%) u ukupnom iznosu. Promjenjiva ekvivalentnost u vzaêmodíí̈, konstanta jednake redoks reakcije je zbog matične vrijednosti ne manje od 1 * 108, a EPC reakcija je označena vrijednostima: ok1 + vys2 ok2 + vys1; K =
kod n = 1 EPC = kod n = 2
1. 5. 3. Titracione krive. Za Nernstove kolege, moguće je povećati vrijednost potencijala za bilo koji trenutak titracije i inducirati krivulju titracije, kako bi se prikazao redoks potencijal E u zavisnosti od datog titranta. Primjer krivulje titracije za razliku između FeSO4 i KMnO4 za kiseli medij prikazan je na Sl. 20. Na krivulji titracije, potencijal Fe3+/Fe2+ sistema je uočen u zoni tačke ekvivalencije. U tački ekvivalencije, oksidacioni potencijal sistema je 1,38 V. Titracione krive vam omogućavaju da analizirate titraciju, da vidite međupotencijal titracione strobke i da ukažete na indikator titracije oksidacione vode.
1. 5. 4. Indikatori. U metodama oksidacije-oporavka postoji nekoliko tipova indikatora: a) indikatori koji menjaju boju pri promeni oksidaciono-vodenog potencijala sistema - indikatori; b) indikatori koji mijenjaju boju ili zbog pojave viška reagensa, ili ako se pronađe govor - specifični indikatori.
Redox indikatori. Koristi se u dva oblika - oksidiranom i obnovljenom, a boja jednog oblika je drugačija kod drugih. Prijelaz indikatora iz jednog oblika u drugi i promjena njegove zabarvlenije uzima se u obzir za sing potencijal prijelaza zabarvlennya indikatora, koji je za promjenu oprosta kriv za promjenu između niza titracije.
difenilamin. Zaustavite kada se titrira oksidantima:
1. Ažuriran obrazac
2. Oksidirana formula
Difenilamin 1 oksidira u difenilbenzidin ljubičastu 2, koja ima plavu boju. Prijelazni potencijal, E0 = 0,76 V. Promijenite koncentraciju indikatora koncentriranog H2SO4.
Fenilantranilna kiselina je slična budovaya do difenilamina. U novom obliku indikator je bez šipki, u oksidacionom obliku ima crveno-ljubičastu boju. Prelazni potencijal E° = 1,08V. Zaustavite se na vidljivoj razlici u H2SO4.
Specifični indikatori. Škrob je pokazatelj prisustva slobodnog joda. U prisustvu slobodnog joda, skrob na sobnoj temperaturi je plav;
Amonijum tiocijanat. Zastosovuetsya pri titraciji Fe3+ soli. Na tački ekvivalencije sa jogom zastosuvanni rozchiny, scho titrirani, sa crvenim čeličnim bezbarvnim.
2. PRAKTIČNI DIO
Radio sam s laboratorijskim umovima na provođenju analize vodenog peroksida za dodatnu permanganatometrijsku titraciju, jodometrijsku titraciju za određivanje količine joda u infuziji joda, bromatometrijsku titraciju za određivanje rezorcinola, oksidaciju bihromata za određivanje količine joda u vodi.
2. 1. Permanganatometrijska titracija
2. 1. 1. Kuvanje 250 cm3 0,1 zvjezdica titrirani kalijum permanganat KMnO4, rastvoriti u vrućoj vodi, ohladiti i dovesti do 250 cm3 vodom u cilindru. Ostavite praznine na tamnom mjestu 7 dana, a zatim filtrirajte kroz prokleti filter ili ću prokleti vatu. Neguju staklo od uglačane plute na tamnom mestu. Standardizaciju treba provoditi najmanje jednom dnevno.
Standardizacija 0,1 zvjezdica Određivanje kalijum permanganata Standardizacija naziva KMnO4 vrši se prema oksalnoj kiselini ili natrijum oksalatu. 0,63 g oksalne kiseline stavi se na bočicu godinnikova, navažkom nazove godinnikov ogrtač, okači oksalnu kiselinu sa virve, ubaci u bocu mira od 100 cm3, i ponovo nazove ogrtač godinnikova. U tikvicu za mir dodajte 50 cm3 destilovane vode, uz mešanje praha iz tikvice, dodajte oksalnu kiselinu i dovedite zapreminu do 100 cm3. Izračunajte normalnost razlike. Na kraju tikvice za 150-200 cm3 dodati 20 cm3 pripremljenog rastvora oksalne kiseline, dodati 20 cm3 2 n. H2SO4 i titrirati sa KMnO4 dok se ne pojavi blijeda erizipela, što nije poznato 30 s. Izvršite orijentaciju i tri tačne titracije. Izračunati aritmetičku sredinu, titar, normalnost i korekciju 0,1 n. razlika između KMnO4.
2. 1. 2. Imenovani vodeni peroksid u maloprodaji. Za robotsku pobjedu koristite 5% vodenog peroksida. Peroksidu dodati 10 cm3 vode i razblažiti u bocama za mir do 100 cm3. Sipati 10 cm3 razblaženog rastvora u titracionu tikvicu, dodati 5 cm3 razblaženog H2SO4 i titrirati sa 0,1 N. širenje KMnO4 do pojave erizipela, što nije poznato sa povlačenjem od 30 s. Izvršite najmanje tri titracije, izračunajte aritmetičku sredinu i ukupnu količinu vodenog peroksida u vídsotkakh. = 0,001701 g/cm3.
2. 2. Jodometrijska titracija
2. 2. 1. Kuhanje 0,1 zvjezdica titrirani natrijum tiosulfat i skrob. Na tehničke tereze se dodaje 6,25 g natrijum tiosulfata i pomeša u tikvici od 250 cm3 sveže pripremljene i ohlađene destilovane vode. Rozchin se uzima iz čaše tamne stijene, zatvorene čepom, cijevi sa soda vapeom (spor pristup CO2).
Rozčin skrob se priprema tako što se 0,5 g škroba od ruže pomiješa sa 5 cm3 hladne vode i prelije u otrimanu zavisnost kada se pomiješa sa 100 cm3 okropa. Kuhajte 2 minute, dodajte 1 g salicilne kiseline ili ZnC12. Rozchin se ohladi i vadi iz boce sa plutenim čepom. Pripravci rozchina su krivi za davanje yaskrava plave farbovannya s 2-3 kapi 0,01 n. ružinog joda. Poput oluje, farbuvannya se smiri, rozchin je neprihvatljiv za škrob.
2. 2. 2. Standardizacija 0,1 n. Određivanje natrijum tiosulfata Određivanje natrijum tiosulfata je standardizovano sa kalijum dihromatom. Kalijum dihromat ispred vrata prekristalisati i okačiti na 150C dok se ne osuši. Pripremite 100 cm3, 1 N. Razlika između kalijum dihromata je blizu 0,4903 g (precizno izmjereno) K2Cr2O7 u 100 cm3 vode u mirnoj tikvici. Razrakhovuyut titar i korekcija rozchin. 20 cm3 pripremljenog rastvora stavi se u titraciju zapremine 500 cm3, doda se 20 cm3 10% rastvora KI, 40 cm3 2 n. promeniti H2SO4, vitrijum 3 min i dodati 100 cm3 vode. Jod, kao što se vidi, titrira se natrijum tiosulfatom. Titraciju klipa izvoditi bez indikatora dok boja ne postane žuta, zatim dodati 3 cm3 skroba i titrirati dok boja ne postane plava. Izvršite najmanje tri titracije. =0,004904 g/cm3.
2. 2. 3. Kuhanje 0,1 zvjezdica ružinog joda. U 6 cm3 vode doda se 4 g KI, dok se doda 1,27 g joda (u zavisnosti od tehničkih uslova). Nakon ekspanzije joda, volumen treba podesiti vodom do 100 cm3 (za miran cilindar). Količina joda se uzima iz tamnog stakla sa mljevenim čepom.
2. 2. 4. Standardizacija 0,1 n. ružinog joda. Na kraj tikvice stavi se 15 cm3 joda i titrira se sa 0,1 N. Na2S2O3 je porastao do žute fermentacije. Zatim dodati 3 cm3 rastvora škroba i titrirati rastvorom natrijum tiosulfata dok se ne pojavi plava fermentacija. Izvršite najmanje tri titracije. =0,01269 g/cm3.
2. 2. 5. Imenovanje umjesto joda u tinkturi joda. Za analizu, vicorist se prodaje sa 5% tinkturom joda. Na kraj tikvice zapremine 200 cm3 stavi se 2 cm3 tinkture joda i titrira sa 0,1 N. rozchiny N2S2O3 do žute farbuvannya rozchiny. Dodati 3 cm3 škroba i nastaviti titrirati dok se ne dobije plava fermentacija. Izvršite najmanje tri titracije. =0,01269 g/cm3.
2. 2. 6. Recept natrijum tiosulfata. Otprilike 0,5 g natrijum tiosulfata (precizno izmjereno) pomiješa se u 25 cm3 vode, doda se 2 cm3 škroba i titrira sa 0,1 N joda dok se ne pojavi plava fermentacija. Izvršite tri titracije. =0,02482 g/cm3.
2. 3. Bromatometrijska titracija
2. 3. 1. Priprema O.1 br. razlika između kalijum bromata. Približno 0,2783 g (tačno izvagano) kalijum bromata, rekristalizirano i osušeno na 150°C, dispergira se u destilovanoj vodi i podesi volumen vodom na 100 cm3 u mirnoj tikvici. Tikvicu zatvorite čepom i promiješajte. Rozchin se uzima iz boce sa zatvorenim čepom. Proračun kalijum bromata je pripremljen za tačne koncentracije, ali ne zahtijeva standardizaciju. Razrakhovuyut (T, N, do KBrO3) = 27,836 g / mol.
2. 3. 2. Kílkísne propisuje resorcinol. Blizu 0,1 g (precizno izmjereno) rezorcinola varira u 20 cm3 vode, a zapremina se može podesiti na 100 cm3. 20 cm3 stavlja se u bocu sa brušenim čepom, zapremine 250 cm3, dodati 30 cm3 0,1 n. pomiješati rastvor kalijum bromata, 5 cm3 10% KBr, 5 cm3 50% H2ZO4, zatvoriti bocu čepom i ostaviti da odstoji 15 niti. Zatim dodamo 10 cm3 10% CI, promijenimo veličine i ponovo pustimo na zatvorenom staklu za 10 vlakana na tamnom mjestu. Dodati hloroform do ukupno 2 cm3 i titrirati sa 0,1 N. Na2S2O3 jod, kao što se vidi. =0,001835 g/cm3. Razrakhovuyut vmist resorcinol in vídsotkah.
2. 4. Bihromatna oksidacija.
Oksidacija je vrijednost koja karakteriše količinu kiselosti koja je neophodna za oksidaciju organskih govora, a koja se može uskladištiti u 1l.
Uzimamo porciju vode sa takvim ruzmarinom, tako da se apsorbira oko 50% oksidacije. Uzeti uzorak se razblaži destilovanom vodom do 20 ml (za rečne vode možete uzeti 20 ml). Prebacuje se u tikvicu sa okruglim dnom, kapaciteta 300 ml, dodaje se 10 ml 0,1 N u količini, pa pažljivo, u malim porcijama, relativno mešajući sumu nakon dodavanja kože, zatim 30 ml. =1,84 g/div. Dodajmo 0,3. 0,4g. Najbolje rješenje u konc. , koji je odabran za analizu, što je potrebno 0,3. 0,4 g reagensa je uzeto u 30 ml. Na kraju krajeva, u tikvicu dodamo grančicu staklastih kapilara (namistin ili shmatochkiv plavac), dođemo u hladnjak, zagrijemo do slabog ključanja i kuhamo 2 godine. Hladno se oznojimo, zidove frižidera operemo sa 25 ml destilovane vode i umesto tikvice prebacimo u završnu tikvicu kapaciteta 500 ml. Prvu tikvicu za papalinu operemo destilovanom vodom, selektivno je ulijemo u istu krajnju tikvicu tako da volumen tikvice bude blizu 350 ml. Uvodi se u sumi 4.5 kapi feroina ili 10.15 kapi N-fenilantronilne kiseline i dodaje se previše kalijum bihromata sill Mora.
Paralelno ćemo provoditi ne-prijateljstva, za koje uzimamo 20 ml. dist. vodite i ponovite sve gore opisane operacije.
GPC \u003d ((A-B) * N * K * 8 * 1000) / V,
De A-volumen Mora, obojen za titraciju u praznu, ml. ;
B - obsyag iste rozchiny, scho píshov za test titracije, ml;
H - Moraina normalnost;
K - faktor korekcije za vrstu soli Mora;
8 - ekvivalentno kiselom;
V - zapremina analizirane vode, ml.
Ako voda ima hlorida i manje govora, koji se lako oksidira, onda ga nema.
Na osnovu rezultata GPC potrebna je korekcija: uzima se 0,23 mg na 1 mg. (Zmíst síd zazdalíd zazdalíd).
Ako se voda ispere, govori, koji su bitno oksidirani, tada se obrađuje: do 20 ml uzorka se dodaje 1 g, 5 ml s p = 1,84 g/cm, 10 ml 0,1 H. Još pažljivije sipajte 30mol. , dodati 0,75 g i zagrijavati u povratnom hladnjaku 2 godine i nastaviti analizu, kako je gore opisano.
Jedan sat da provedete neženja dosvíd.
2. 5. Rezultati
1). Za analizu je utvrđeno da je peroksid vode 5% koji je dala farmaceutska kuća „Antey“. Rozchin buv p_dgotovleniy BAT "Samaramedprom". Skladište ovisi o raspoloživosti naznačenoj na etiketi. Svijet štedi peroksidnu vodu. Možete napraviti visnovok, čiji je dizajn svjež, što potvrđuje termin štednje na etiketi.
2). Tinktura joda 5% ZAT "Yaroslavl Pharmaceutical Factory", isporučena u apotekarskoj firmi "Antey", takođe se isporučuje u naznačeno skladište.
3). Navazhka resorcinol sa masom od 0,1 g pokazuje svoje skladište za 99,93%. Resorcinol je dat dječijoj medicinskoj klinici u Vologdi.
4). Analiza HPC bihromatnom metodom izvršena je povlačenjem opadanja listova 2005. godine vodom iz slavine. Kontrole su vršene svaka 3 dana na koži. Prosječna količina kiselog, neophodna oksidacija organskih govora, koju treba uzeti u 1 litru vode, 35,00 mg, tobto GPA = 35,00 mgO2/l. Vrijedi napomenuti da će se vode vjerovatno pomjerati umjesto organskih govora. Na osnovu svojih rezultata napravio sam prijedlog školske uprave o nabavci filtera za prečišćavanje vode iz slavine u školskom okrugu.
Visnovok
U mojim robotima sam mogao naučiti najnoviju literaturu i prepoznati mnogo novih tema. I sam sam preispitao kompleksnost i dubinu materijala, razlog je taj što oksidaciono-oksidativne reakcije mogu biti od velike praktične važnosti u medicinskoj industriji, koje, po mišljenju OVR-a, mogu ležati
Uz pomoć oksidativno-oksidativnih reakcija, provodi se anonimna analiza kiselina i kiselina. Reakcije oksid-voda su osnova bogatih biohemijskih procesa. Moj robot zmíg je zaglavio dijelove veličanstvene teorije OVR-a. Nastaviću sa radom. Moj daljnji zadatak je da testiram vikoriste raznih tipova titracije sa OVR pobjedama prema odnosu prema ljekovitim vrijednostima i vodovodnoj vodi.
Reakcije oksid-voda su nadaleko poznate u analitičkoj hemiji za detekciju jona (div. spec. 4, 5, 18, 29), za elektrolitičko polje elementarne i kalciferne oznake, posebno u titrimetrijskoj analizi (div. 1, spec. 5)
DIREKTNA OKSIDACIJA I VIDNE REAKCIJE
Direktno, ta učestalost oksid-oksidne reakcije određena je konstantom jednakosti
Ekvivalentni potencijal (E) premaza sa standardnim oksidativno-oksidativnim potencijalom ofanzivnog ranga(Rivnyannia Nernst):
Kada je odobren od strane malih poluvremena
Zamijeniti aktivnost jednako važnim koncentracijama jona koji određuju potencijal (ao = f chi av = f[B]), također je moguće
Zbir prva dva člana desnog dijela jednak je stvarnom potencijalu reakcije
(U suprotnom, stvarni potencijal se mijenja u ugaru u zavisnosti od jonske snage razlike.
Za sklopivi sistem, promjena potencijala je posljedica priliva različitih faktora ( ionska snaga razlika, kompleksiranje, disocijacija, asocijacija, hiloacija i nv>.) :
de, A - ligande, uključujući H+ i BIN".
Potencijal za takav sistem skladištenja:
Mal. VIII-2. Dijagram standardnih redoks potencijala (u voltima).
Ep depozit u koncentraciji liganda, H+, jonska snaga je preniska.
Za analitičke svrhe, najvažniji su najrealniji potencijali koji omogućavaju direktan prenos hemijskih reakcija od trgovca; vrijednost njih može se odrediti bez posrednog eksperimentalnog načina.
Reakcije koje se često dešavaju usvajanjem industrijskih proizvoda, a posebno elektrohemijske reakcije koje ne utiču na vukodlake, karakterišu drugačiji potencijal.
Standardni potencijali pare se uspoređuju s potencijalima elektroda, na primjer, standardne vodene elektrode ili elektrode punjene kalomelom. Na predavanju možete pokazati mališane sa slika elektroda linije (Sl. VIII-1). Na demonstracijskom stolu stavite potenciometrijsku instalaciju za vimiryuvannya potencijaliv, kao i datoteku dijagrama s vrijednostima umjetnosti. standardni potencijali para (slika VII1-2).
1. Suština reakcija oksidacije-obnove. Standardni i realni redoks potencijal. Rivnyannia Nernst
2. Glavne odredbe teorije oksidacijskih reakcija
3. Reakcije disproporcionalnosti
4. Pojava vrijednosti redoks potencijala sistema u zavisnosti od različitih faktora (EPC reakcije, pH)
5. Stagnacija reakcija oksid-voda u analitičkoj hemiji
6. Kationi V analitičke grupe. Reakcije katjona V-analitičke grupe.
KLJUČNE RIJEČI I POJMOVI
Reakcije oksid-voda
Proces oksidacije
Proces obnove
Okislyuvach
Vídnovnik
Reakcije oksidacije intramolekularne, intermolekularne, disproporcionalne
Galvanski element Platinum crna
Standardni redoks potencijal Realni redoks potencijal Nernst Rivne
Katalizatori
Inhibitori
Autokatalitičke reakcije Dobijene reakcije Inducirane reakcije
V analitička grupa kationa
Grupni reagens za V analitičku grupu katjona
Reakcije jona u sali (ÍÍ)
Reakcije jona u sali (III)
Reakcije jona u manganu (II)
Reakcije jona u bizmutu
Reakcije jona u antimonu (III, V)
Sistematski pregled analize katjona V analitičke grupe
Reakcije oksid-voda u analitičkoj hemiji
Oksid-oksidne reakcije su reakcije koje su praćene prijelazom elektrona s jedne čestice (atoma, molekula i iona) u druge, što dovodi do promjene faza oksidacije elemenata.
Oksidacija je cijeli proces
No° - e - H2O2 - 2e - 2H+ + O2 BO32- + 2OH- - 2e - BO42- + H2O
Reinvencija - ceo proces, ko mora da dođe
atom elektrona, molekula ili jon:
B° + 2e - B2-H2O2 + 2H+ + 2e - 2H2O SG2O72- + 14H+ + 6e - 2Cr3+ + 7H2O MnO4- + 8H+ + 5e - Mn2+ + 4H2O
Kao preteče u analitičkoj hemiji najčešće se koriste: H2O2, BpC12, H2B, H2BO3, Na2B2O3; kao oksidant -C12; Br2; H2O2; K2Cr2O7; KMpo4; NŠ3 i drugi.
Reakcije oksidacije-redukcije uvijek imaju sudbinu dva govora, od kojih je jedan vodeći, a drugi oksidator. U isto vrijeme, broj elektrona, prihvaćen od strane oksidacijskog sredstva, uvijek je kriv za nadopunjavanje broja elektrona koji je dao proizvođač.
Vrste reakcija oksid-voda
Glavne vrste reakcija oksid-voda su sljedeće:
1 - intermolekularne oksidacijske reakcije (elementi koji mijenjaju stupanj oksidacije nalaze se u skladištu različitih molekula):
PbS + 4H2O2 ^ ^PbBO4 + 4H2O
oksidaciono sredstvo
NaC1 + NaC1O + NBO4 → C12 + Na2BO4 + H2O;
2 - unutrašnje molekularne oksidne reakcije (elementi koji mijenjaju stupanj oksidacije, ulaze prije skladištenja jedne molekule):
NH4NO3^N2O + 2H2O
(NnH4)2 C+2O7 - N2° + Cr2O3 + 4H2O;
3 - reakcija disproporcioniranja (samooksidacija-samo-baza) (atomi istog elementa različito mijenjaju stupanj oksidacije):
C°l2 + 2NaOH - NaCl + NaClO + H2O 2H2O2 - 2H2O + O2
Za divlji izgled, oksidativno-oksidativni proces se manifestira na sljedeći način:
de: Red - vodnovnik-chastka, scho víddaê elektroni;
Ox je oksidirajuća frakcija, jer je moguće primiti elektrone.
U ovom rangu, možda smo s pravom dobili par oksidativno-kiseonički ili redoks.
Najjednostavniji redoks ulog se može napraviti na sljedeći način: Fe3+/Fe2+, Ce4+/Ce3+, itd. Ofanzivni oblici ovih parova su jednoatomni ioni, u kojima postoji direktan prijelaz elektrona s jedne čestice na drugu.
Najčešće postoji više sklopivih procesa u kojima se elektronika i atomi mogu prenijeti odjednom, na primjer:
Mn2+ + 2H2O - 2e - MnO2^ + 4H+.
Oksid-oksidna reakcija može biti samo zbog neposredne međudjelovanja oksidacijskog sredstva (oksidirani oblik) jednog primljenog redoks-pariteta sa njegovim parnjacima (ekvivalentni oblik), a drugog primljenog redoks-pariteta. Kada se to dogodi, redoks reakcija se sastoji od dvije privatne:
aoh! + ne aRedl
BRed2-ne box2
aOxi + bRed2 ^ aRedl + bOx2
Na taj način oksidativno-crvena reakcija kože može biti kao zbir dvije reakcije. Jedan od njih izgleda kao transformacija oksidatora, a drugi je lider.
Potencijal oksid-voda
Rozpodil okislyuvalno-vydnovnyh reaktsiy napívreaktsííí̈ ni manje ni više nego formalna metoda, koja olakšava razumijevanje procesa prijenosa elektrona, ali može biti cijela fizička senzacija.
Komponente kožne reakcije stavite u drugu posudu, različitih veličina sa slanom maglom (epruveta napunjena agar-agar gelom, sa velikom količinom KCl), spustite inertnu elektrodu (platinasti drít) u kožu posudu i zatvorite je (sl. na galvanometru) ), tada će ostatak pokazati prisustvo električne struje. Takav dodatak naziva se galvanski element, a koža s broda od ruža i platinaste strelice naziva se komad.
Fe2+ -- Fe3+ + e
Ce4+ + e - Ce3+
Mal. Šema galvanskog elementa: 1 - platinske elektrode; 2 - električni ključ (cijev, punjena dizajnom KS1); 3 - potenciometar; 4 - boca.
Tokom reakcije u galvanskoj ćeliji, hemijska energija se pretvara u električnu. Elektrodestruktivna snaga (EPS) galvanskog elementa - razlika u potencijalima dvije elektrode (EPS = E1-E2) i karakterizira konstrukciju elektronike, ide u oksidator.
Potencijal redoks opklade (u našem primeru Be/Beta Ce4+/Ce3+) se ne može smanjiti. Na spoju sa cim-om se postavlja zadatak da se napravi način kombinovanja napivela, čiji je potencijal potrebno pripisati napivelementu, čiji potencijal prihvatiti kao standard. Kao takvo punjenje (elektroda) vikoristovuyut standardne vodene elektrode. Ova elektroda je platinasta ploča, prekrivena kuglom platinasto crne boje, jer je prožeta kiselinom i jonskom aktivnošću u vodi, koji su zdravi sami. Elektroda se ispere vodom pod pritiskom od 1013-10 Pa (1 atm). Iz tog razloga, kuglica crne platine je prožeta vodom, koja se vodi poput vodene elektrode, koja se nalazi u suprotnosti sa ionima vode:
H2(g) = 2H+ + 2e.
Potencijal odabrane elektrode jednak je nuli za sve temperature.
Vrahovyuchi, scho EPC galvanski element je skuplji od razlike u potencijalu elektroda (E1 - E2) i E2 = 0 (standardna vodena elektroda): za naznačenu galvansku ćeliju, EPC = E1. Na taj način je potencijal ove elektrode jednak EPC galvanske ćelije, koja se formira od standardne vodene elektrode.
U vremenima, ako se sve komponente reakcije ponovo kupe na standardnoj stanici (hipotetička jednomolarna razlika sa koeficijentima aktivnosti komponenti, jednaka jedan, normalni atmosferski pritisak i temperatura).
Potencijal takve elektrode naziva se standardnim elektrodnim potencijalom i označava se kao E0.
Depozit između stvarnog jednako važnog oksidacijsko-oksidacijskog potencijala elektrode (potencijal elektrode u nestandardnim umovima - E) i standardnog potencijala elektrode (E0) prenosi se na Nernstove jednake:
E \u003d E0 + -1n oh
de: R - univerzalni konstantni gas, jednak 8,312 J/(mol K); T je apsolutna temperatura; F - konstanta Faraday, koja iznosi 96 500 C;
n je broj elektrona koje proces elektrode ima;
aox, ared - aktivnost oksidiranih i izvedenih oblika govora, shodno tome, veze u fazi, jednake sličnim stehiometrijskim koeficijentima. Kao da se kaže da se aktivnost može vršiti, kao i da se stvara koncentracija na koeficijent aktivnosti, onda se Nernstova jednakost može napisati na sljedeći način:
E = E0 + ^ ln Y ° x
nF "Y crveno"
de: y0x – koeficijent aktivnosti oksidiranog oblika;
Yred – koeficijent aktivnosti inspirisane forme. Ako je jednaka reakciji oksidiranog i rekonstituisanog oblika kreme, uključeni su i drugi ioni, njihove koncentracije (aktivnosti) se mogu uključiti do Nernstovog izjednačavanja.
Dakle, potencijal redoks opklade EMn04-/ Mn2+, za koji reakcija može izgledati ovako:
Mn04- + 8H+ + 5e ^ Mn2+ + 4H20,
izračunaj za jednake:
*Mn°47 Mn2+ - E Mn°47 Mn2+ + ln "
Ako u Nernstovoj jednadžbi stavite numeričke vrijednosti konstanti i pređete na desete logaritme, tada za temperaturu od 25 ° C to izgleda ovako:
E \u003d E "+ 0,059 18" nas
0,059 lg | 0x] + 0,059 lg
vrijednost
u ostatku rijeke zovu
formalni potencijal i označava se kao E0(1).
Kako Nernst želi uvesti formalni potencijal, to izgleda ovako:
E0(D+0059 lg|°x)
Iz ostatka nivoa jasno je da je E E0 (1), ako je [°x] 1,0.
Equity E 0(1)
pomiriti
formalni potencijal za taloženje u ionskoj snazi razlike. Ako postoji jonska sila koju treba savladati, onda oduzimamo jednakost E0 (1) = E0. Za bogate analitičke analize dovoljna je tačnost takve aproksimacije.
Standardni potencijal redoks sistema vikorista je kao objektivna karakteristika oksidaciono-ekspresivnih moći polja. Što je pozitivnija vrijednost standardnog potencijala, to je više oksidativno. U isto vrijeme, oblici jakih oksidatora mogu biti slabo izraženi u oksidacijskom autoritetu i, naprotiv, oksidirani oblici jakih oksidatora mogu biti slabo oksidirajući. Ovim redoslijedom dolazi do oksidacijsko-naprednih reakcija u slučaju slabih i jakih oksidatora.
Izjednačavanje vrijednosti standardnih potencijala može se promijeniti za direktan prijenos reakcije oksid-voda.
Međutim, treba napomenuti da se standardni potencijali mogu značajno promijeniti u stvarnim i direktno se reakcije mogu promijeniti.
Faktori kao što su pH medijuma, koncentracija reagensa, kompleksiranje, opadanje i drugi faktori se dodaju vrednosti stvarnog potencijala.
Treba napomenuti da se pH sredine dodaje realnom potencijalu u padu, ako koncentracija H+ i OH- iona uđe na Nernstov nivo, a ponekad i u padu, koncentracija H+ i OH- jona ulazi na istom nivou. Tse mozhe buti pov'azano íz zmínoy oblik ísnuvannya íonív ín rozhchiní (priliv ídravlítíchní ínshí ínshí jednaki procesi).
Yak je postavljen sa strane. 96 redoks-paritetni potencijal E°mpO4tmp2+ da se taloži u koncentraciji jona u vodi (vrijednost se može mijenjati od 1,51 do 1,9 V), u vezi sa snagom zamjene za frakcionisanu oksidaciju halogeniranih daniona u slobodne halogene. Dakle, pri pH víd 5 do 6 permanganat oksidira samo jodid (E ° y 21- = 0,53 V), pri pH 3 bromid se oksidira (E ° Br2 / 2Br- = 1,06 V) (E ° cy 2sg = 1,395).
Promjena pH vrijednosti može utjecati na vrijednost redoks potencijala, ale, inod i direktno u toku reakcije. Na primjer, reakcija:
LvO43" + 2H+ + 21" - LbOz3" + 12 + H2O,
u kiselom mediju teče desno, a u lokvi (pH 9, pomiješan uz pomoć KanCO3) - desno desno.
Za formiranje reakcionog medija postoji pravilo koje je neophodno za optimalan prelaz procesa: ako se kao rezultat oksidativno-oksidativne reakcije akumuliraju H+ ili OH-joni, tada je potrebno stvoriti medij, jer može proliferirati snagu (lokvu ili kiselu).
Osim toga, za reakciju je potrebno uzeti komponente (oksidacijsko sredstvo i vodu), jer reagiraju sa istim medijem. U drugačijoj situaciji možete imati proces galvanizacije.
Poput kundaka, koji ilustruje potencijal i direktno reakciju male polovine, možete izazvati reakciju između Cu2 + i I-.
Standardni potencijal redoks para Sí/Sí postaje 0,159 V, a za par 12/21 vín je 0,536 V. Navedeni podaci ukazuju da Cu2+ joni ne mogu oksidirati I- jone. Međutim, u procesu reakcije, male veličine jednoodist medij Sí1 (PRSí1 = 1.1T0-
). Postavljanje opsade naglo smanjuje koncentraciju jona u Si različitim. U ovom slučaju, aktivnost Cu2+ jona u varijanti može se razlikovati od jednakosti:
Vikoristovuyuchi Nernst, možete to pokazati
E°cu-/oui = E0sí2+/cu+ - 0,059lgnP CuI = 0,865 V.
Dakle, Cu/CuI redoks par ima potencijal koji je veći od potencijala I2/I opklade, nakon čega transformacija postaje moguća.
Konstanta jednake oksid-oksidne reakcije
U bogatom raspoloženju potrebno je poznavati ne samo direktnu oksidativno-oksidativnu reakciju, već i izlaz. Dakle, u analizi računa postoje one reakcije, koje se praktično odvijaju 100% (inače su blizu tome). Korak prekoračenja reakcije određen je konstantom jednakosti.
Koliko je jednaka oksidirajuća-crvenila reakcija poreza na šemu divljačkog izgleda:
aOx1+ pRed2 ^ yRed1+ 5Ox2 ,
tada konstanta í̈í̈ rívnovagi (K) izgleda ovako:
K = a a ■ Ja sam u-.
Vicorista Nernst-ovo izjednačavanje za parove oksidacija-voda, koji učestvuju u reakciji, može se pokazati da na 25°C:
1 m^ Ox, /Re d, Ox2/Red2/
ili u divljem pogledu:
T, (E ox - E Re d) ^n
de: ERed - standardni potencijali parova koji djeluju na datom re-
dionice yak okislyuvach i vídnovnik vídpovídno; n je broj elektrona koje proces ima. Od ostatka izjednačenja, veća je razlika potencijala (EOx-ERed), veća je konstanta izjednačavanja i duže je reakcija zla udesno. Međutim, sljedeća stvar koju treba imati na umu je da vrijednost konstante jednakosti ne govori o velikoj brzini procesa.
Faktori kao što su mehanizam reakcije, koncentracija reagensa, temperatura razlike, prisustvo katalizatora ili inhibitora dodaju se brzini reakcije.
Brzina reakcije raste sa povećanjem koncentracije reagensa i povećanjem temperature. Zvuk, povećajte temperaturu za 10° da bi se reakcija pokrenula 2-4 puta. Tako, na primjer, s interakcijom kalijevog permanganata sa oksalnom kiselinom, reakcija je ispravna i za ubrzanje razlike se povećavaju. Osim toga, ova reakcija se smatra autokatalitičkom (katalizator je jedan od proizvoda reakcije - ioni Mn).
U nizu vipadkív místse tako zvíní spoluchení abo índuovaní okislyuvalí vídnovní reakcije.
Na primjer, kada se oksidiraju kalijevim permanganatom, Fe2+ ioni se zakiseljuju hlorovodoničnom kiselinom, dio kalijevog permanganata se tretira oksidacijom klorida:
2Mn04 - + 10C1 - + 16H + - 2Mn2 + 5C12 + 8H2O.
U prisustvu Fe2+ jona, ova reakcija se ne dešava, iako joj razlika u standardnim potencijalima omogućava da prođe. Kako bi se izbjegle nuspojave recepata, postupak se provodi u pogonima, zakiseljenim sumpornom kiselinom.
Stagnacija oksidno-oksidnih reakcija u analitičkoj hemiji
Reakcije oksid-voda se široko koriste u kiselim i kiselim analizama.
U kiseloj analizi, oksidaciono-oksidacione reakcije su pobedničke za:
Prevođenje iz nižih stupnjeva oksidacije na isti način;
Prevođenje malih spoluka od trgovaca na malo;
Manifestacija jona;
Vydalennya ioniv.
Tako se u analizi kationa u IV analitičkoj grupi za konverziju stadijuma Bp (I), Av (III), Cr (III) hidrokso-a analiziraju reakcije oksidacije vodenim peroksidom u lokvičastom mediju vikarnog. i okso anjonski elementi u višim fazama oksidacije.
Na primjer, anion [Cr (0H) 6] - oksidiraju se u kromatni ion:
2[Cr(0H)b]3- + 3H20^2Cr042- + 8H2O + 2OH-. Anioni [Bp(0H)6]4- - hidroksoanion [Bp(0H)6]2-: [Bp(0H)b]4- + H202- [3p(0H)6]2- + 2OH-.
Arsenit joni Ab0zz- - za arsenat joni Ab04z-:
Ab033 - + H202 ^ = * Ab043 - + H20.
Istovremeno, reagens oksidira jedan sat i deakira jone V i VI analitičke grupe: 8b (III) - 8b ^), Fe2+ -Fe3+; Mn2+ - Mn02-pH20, C2+-C3+.
Snaga oksida za vodeni peroksid u kiselom mediju zamjenske tvari koristi se za detekciju hromat- i dihromat-iona reakcijom otopine perhromne kiseline (boja plave boje):
Cr2072-+4H202+2H+-2H2Cr06+3H20.
Vodeni peroksid u nitratnom mediju vikarnog se koristi kao vodič za prenošenje opadanja Mn02-pH20 i Z(OH)3 u prisustvu kationa Mn2+i Z2+vídpovídno:
MnO2-pH20 + H2O2 + 2H+^=* Mn2+ + |02 + (n+2)H20, 2C(OH)3 + H2O2 + 4H+^ 2C2+ + |02 + 6H20.
Za detekciju jona Ab(III) i Ab^), reakcija vikorista je ojačana metalnim cinkom u produkt sličan gasu AbNz.
U analizi kationa II grupe uočena je reakcija disproporcionalnosti sa polovinom žive:
NV2S12 + M1z-[NvMDO! +Hv |.
Za ispoljavanje katjona Bp vicorista, njihove inspirativne moći povećanjem na polovinu nivoa dvovalentne žive:
Bp2 + + + 4 S1 - + [BpS16] 2-.
Ionij b^) vyyavlyayut način na njihov vídnovlennya do íê0 díêyu na njihov aníonim metalni cink na niklovanoj ploči (datirana galvanska para):
2[SbC16]- + 57p- 57p2+ + 2Sb| +12S1-.
Kationi I manifestiraju se, indukujući ih u mediju lokve do metalnih bizmut heksahidroksostanit (II) jona:
2I(0N)s| + 3 [Bp (0H) 6] 4 - - 2BC + 32 - + 60H-.
Manifestacija Mn jona zasniva se na njihovoj oksidaciji do fermentacije u crvenijumske boje Mn04-jona uz pomoć amonijum persulfata:
2Mp2+ +5B2082- + 8N2<0^ 2Мп04- + 16Н+ + 10Б042-.
U kiseloj analizi, takvi oksidanti, kao što su HNO3, hlor i bromna voda, često su vikorni.
Dakle, u sistematskom toku analize, suma padajućih sulfida Cu2S i HgS sublimira se obradom sa razblaženom azotnom kiselinom pri zagrevanju:
3Cu2S + 4NO3" +16H+ - 6Cu2+ + 3S| + 4N0| + 8H20.
Imajući ovo na umu, opsada HgS na umu Cu2S se ne razlikuje.
Precipitacija HgS varira u bromnoj vodi u prisustvu hlorovodonične kiseline ili sume koncentrovanog HN03 i koncentriranog HCl:
HgSj + Bg2 + 2Cl- - + 2Br- + Sj, 2HgS | + 2HNO3 + 6HC1 - 3 + 3S|+2N0 + 4H2O.
Crni precipitat metalnog antimona, odveden sa njenim otkrivenim (divine vische), oksidira se dušičnom kiselinom kako bi se otopio bijeli talog metaantimonske kiseline:
3Sb| + 5MV + 5H+ - 3HSb03 | + 5N0 | H20.
Reakcije oksidacije i oksidacije su vrlo česte u kationskoj analizi kationa i u analizi anjona.
Dakle, u toku analize na anjon, uzorak za anion-oksidaciju (Cr2072-, As043-, N03-) testira se na razliku KI u kiseloj sredini u prisustvu hloroforma. Pri tome se jod rastvara, što kuglicu pretvara u hloroform crveno-ljubičastu boju.
Dodatno, izvršiti test na anjonske anjone (C204 S203 S2-, S032-, As033-, I-, N02-), na osnovu razlike u koncentraciji joda u slabo kiseloj sredini (iza As033- vina nalazi se u slabo kiseloj sredini).
Uzorak sa koncentrovanim H2S04 (Cl-, Br-, I-, Cr042-, N03-, S032-, S2032Ti in.) zasnovan je na reakcijama oksid-voda, sa kojima su produkti slični gasu (Cl2, I2, C02 i in. .) se vide.
Da bi se otkrili takvi anionski agensi, kao što su S03 "C204 N02-vikorističke reakcije, zbog kojih se razlikuju sorte KMn04:
5S02 + 2H20 +2Mn04- ^ 5S022- + 4H+ + 2Mn2+ 5C2042- +2Mn04- + 16H+ ^ 10C02t + 2Mn2+ + 8H20 5N02-+2Mn04- +
Za uklanjanje nitrit-iona u prisustvu nitrat-iona pobjede, reakcija s kristalnim amonijum hloridom:
N02-+ Mi/^ N2| + 2H20.
Kationi analitičke grupe V Te2+, Te3+, M^+, Mn2+, 8b (III), 8b (V), B13+
Zagalna karakteristika
Kationi B-elemenata - Mg2+, p-elemenata - Bb(III), Bb(V), N3+ i e-elemenata - Fe3+, Be2+, Mn2+ vide se do V analitičke grupe. Zbog jako polarizirajućih dikacija V analitičke grupe, bogati spolkovi (hidroksid, sulfid, fosfatid) se ne razlikuju u vodi. U vodi se razlikuju hloridi, bromidi, nitriti, nitrati, acetati, sulfatni kationi V analitičke grupe.
Grupni reagens za katione V analitičke grupe ê koncentracije amonijaka, koji su osadzhuê ih u viglyadí gidroksidiv, nerazchinnyh suvišni reagens.
Dalja analiza kationa V analitičke grupe temelja na različitu varijabilnost hidroksidnih kationa u koncentracijama amonijumovih soli, kiselina, kao i na različite oksidaciono-vodne reakcije i reakcije taloženja ovih kationa.
Z'ednannya Be - žuto-smeđa boja, a Be - svijetlo zelena; rozchini spoluk ínshih kationi - bezbarvní.
Reakcije katjona V analitičke grupe
Razlikovanje natrijum hidroksida i kalijum hidroksida
Uz pomoć katjona magnezijuma, mangana, bizmuta i antimona br. 0H ili K0H, otapaju bijeli amorfni hidroksidni pad, zeleni hidroksidni zaljev (II) i zaljev crvenih oluja (III):
Mv2+ + 20H- - Mv(0H)2^, Mn2+ + 20H-^ Mn(0H)2^, Fe2+ + 20H- - Fe(0H)2^, Fe3+ + 30H- - Fe(0H)3^, [SbC16 ]3- + 30H- - Sb(0H)3^ + 6C1-, [SbC16]- + 50H- - Sb(0H)5^ + 6C1-, Sb(0H)5^ - Hb03^ + 2H20, N3+ + 30H - ^ N(0H)3 ^.
Svi hidroksidni kationi V analitičke grupe razlikuju se po kiselinama, na primjer:
Fe(0H)3^+3H+ - Fe3++3H20.
Hidroksid 8b (III) i 8b (V) zbog amfoternih snaga podijeljeni su na previše livada:
8b(OI^ + 3OI" - 3-, ^ + OI- - -.
Magnezijum hidroksid, mangan (II) i hala (II) se takođe razlikuju od većeg br. Í4S1, na primer:
Nv(OI)2^ + 2MI4+ - Nv2+ + 2MI3-I2O.
Moć vikorista za dodavanje magnezijum hidroksida drugim hidroksidnim kationima u V analitičkoj grupi u sistematskoj analizi.
Dijaspora amonijaka
Uz razliku u razlici između amonijaka na razlici kationa V analitičke grupe, otpada otpadanje hidroksida:
Nv2+ + 2MíyI2O - Nv(OI)2^ + 2M1/, - + 5Míz-I2O - WbOz| + 6S1- + 5MI4+ + 2^O, 3- + 3KÍz-Í2O - 8b(OÍ)z^ + 6S1- + ZM4+, Mn2+ )2^ + 2MI+, Fe3+ + 3MI3-I2O ^Fe(OI)3^ + 3M1A
Kationi u prisustvu vode u različitom opsegu amonijaka stvaraju bijelu taloženje glavne soli čije se skladištenje mijenja u taložnici u zavisnosti od razlike koncentracije, temperature:
Ví3+ + 2Mí3-Í2O + S1- - Ví(OI)2S1^ + 2Mí/, Ví(OÍ)2S1^ - BiOC1^ + I2O.
Hidroliza soli 3b(III), 3b(V) i bizmuta
Soli u vismutu, surmi (Sh^) hidroliziraju se rastvorima bazičnih soli:
3- + I2O - 8CO1^ + 5C1- + 2I+, - + 2 I2O - 8LO2C1^ + 5C1- + 4I+, Bi3+ + I2O + W)3-^ BiOZH)3^ + 2I+.
Brkovi otpadaju u kiselinama.
Reakcija jona u magnezijumu
Derivacija natrijum hidrogen fosfata Na2HPO4
Kationi magnezija se podešavaju natrijum hidrogen fosfatom u prisustvu amonijum pufera u prisustvu bijelog kristalnog taloga:
Mg2+ + HPO42- + NH3-H2O ^ MgNHPO^ + H2O.
Ova reakcija se može računati kao mikrokristaloskopija. Kristali MgNH4PO4, koji su se taložili pod satom suve kristalizacije, imaju karakterističan oblik.
Reakcija jona u sali (ÍÍ)
Derivacija kalijum heksacijanoferata (III) K3
Zalíza kationi (II) su napravljeni od precipitata kalijum heksacijanoferata (III) plave boje ("Turnbull blue"):
3Fe2+ + 23-^Fe32^.
Reakcija je specifična i omogućava detekciju Fe katjona drugom metodom.
Opsada se ne razlikuje od kiselina. Na livadama su rasprostranjena vina: Fe32 ^ + 6OH- - 3Fe (OH) 2 ^ + 23-.
Reakcije jona u sali (III)
1. Dijagnoza kalijum heksacijanoferata (II) K4
Zalíza kationi (III) stvaraju tamnoplavi talog („Berlinski crnit“) sa kalijum heksacijanoferatom (II) rozin:
4Fe3+ + 34- - Fe43^
Reakcija Fe sa heksacijanoferatom (III) u kalij je specifična i može se konvertovati drugom metodom.
Reakcija se mora izvesti u kiseloj sredini pri pH=3. Međutim, jakim zakiseljavanjem ili dodavanjem viška reagensa dolazi do promjene taloženja.
Na livadama su postavljene opsade:
Fe43^ + 12OH- - 4Fe(Offb^ + 34-.
2. Diya thiocyonate-ioniv
Zalíza (III) kationi se prave sa tiocijanat-jonima kompleksnog dela zalíze (III), kao način da se prave ruže u crvenim bojama, na primer:
Fe3+ + 3NCS- - .
U slučaju viška tiocijanat-ionova, taloženi su kompleksni joni drugog skladišta:
-; 2-; 3-.
Potrebno je savladati reakciju u kiseloj sredini pri pH=2. Viyav-
niyu Fe s tiocijanat-ionima ispunjeni su anionima (F, PO4 "ta ín), yakí utvoryuyut sa Fe3 + stabilnijim kompleksima, na primjer:
6F- - 3- + 3NCS-.
Reakcije jona u zraku (Sh), (P)
Derivacija sulfosalicilne kiseline
Kationi Zalíza (III), (II) su zasićeni kompleksom sulfosalicilne kiseline različitih boja uzastopno u pH varijansi. Pri pH = 1,8-2,5 uspostavlja se kompleks ljubičaste boje:
Pri pH = 4-8 uspostavlja se kompleks crvene boje:
Pri pH = 8-11 uspostavlja se kompleks žute boje:
Reakcije koje se javljaju u sistematskom toku analize kada se detektuju joni mangana
Mangan (II) hidroksid se lako oksidira vodenim peroksidom, s kojim se taloži tamnosmeđi talog H2MnO3 (MnO2-pH2O).
2e + Mn(OH)2^ + H2O ^ H2MnO3^ + 2H+ 1
2e + N2O2 + 2N + - 2N2O__
Mn(OH)2^ + H2O2 -> H2MnO3 + H2O^
Mangan (IV) se također mijenja u mangan (II) u sumpornoj kiselini ili nitratnom mediju pri di H2O2:
2e + H2MnO3^ + 4H+ ^Mn2+ + 3H2O 1 2e + H2O2 - O2T + 2H+__
H2MnO3^ + H2O2 + 2H+ -> Mn2+ + O2T+ 3H2O
Jaka oksidirajuća sredstva, na primjer, amonijum persulfat (M14) 282O8, oksidiraju Mn (II) u MnO4- ione, kao da su fermentirani u crvenoj boji:
5e + Mn2+ + 4H2O ^ MnO4- + 8H+ 2
2Mn2+ + 5B2O82- + 8H2O -> 2MnO4- + 16H+ + 10BO42-
Reakcija se odvija kada se zagreje iu prisustvu soli srbijala (katalizatora). Reakcija vikorista otkrivena je jonima mangana (II) u sistematskom toku analize.
Reakcije jona u bizmutu
Dijagnoza svježe pripremljenog natrijum heksahidroksostanita (II) Na44-.
Heksahidroksostanit (11) - mijenjaju ion Bi u metalni bizmut u crnu boju. Oni su 4-stíykí tílki u lokvi ruže. Kationi u zraku u njihovim umovima talože bijelu precipitaciju Bi (OH) 3:
Sn2+ + 2OH- - Sn(OH)2^, Sn(OH)2^ + 4OH- - 4-, Bi3+ + 3OH- ^ Bi(OH)3^.
3e + Bi(OH)3^ ^Bil + 3OH- 2
2e + 4- - 2-_^ _ | 3
2Bi(OH)3^ + 34- - 2Bi^ + 32- + "6OH-
Kada vikonanní reakcija katíonív vísmutu sídínítí íníkatí sverh kontsentrirovannuyu livada i nagívannya, scho u tsikh umovima može biti crna opsada Snl-nakon reakcije disproportionuvannya:
24- - 2- + Sn^ + 6OH-.
Reakcija jona u antimonu Diya metal cink
Metalni cink na niklovanoj ploči pretvara antimon (III) i (V) u metalni antimon:
23- + 3Zn - 2SU + 3Zn2+ + 12C1-.
Niklovana ploča čini galvanski par sa cinkom, u pozitivnoj elektrodi - Ni, a negativnoj - Zn. Nikl oduzima elektrone, kao što mu daje cink, i prenosi ga na jone antimona, koji se pretvaraju u metal. Taloženje metalnog antimona na niklovanoj ploči ne razlikuje se u klorovodičnoj kiselini, ali se razlikuje u dušičnoj kiselini:
5e + Sb^ + 3H2O ^ HSbO3^ + 5H+ 3
3e + NO3- + 4H+ - NE + 2H2O_\_5_
3Sb^ + 5NO3- + 5H+ - 3HSbO3^ + 5NOt + H2O
Sistematski pregled analize katjona V analitičke grupe
Kationi soli (II) i fiziološkog rastvora (III) detektovani su shot metodom u 8 uzoraka za različite vrste kalijum heksacijanoferata (III) i heksacijanoferata (II) su evidentno:
3Fe2+ + 23- - Fe32^, 4Fe3+ + 34- ^Fe43^.
Kationi surmi (III) i surmi (V) su odgovorni za ispoljavanje svih katjona V analitičke grupe. Antimon (III) oksidira sa HNO3 u antimon (V), jer se čini da precipitira HSbO3. Talog se centrifugiranjem krema u vodi i odvaja koncentriranjem hlor-vodikove kiseline. Antimon (V) u rozchiny pokazuje prisustvo cinka na pločama od nikla.
Svi kationi V grupe, koji su izostavljeni u centrifugi, uzimaju u log najkoncentrovanijih hidroksida amonijaka.
Za dodavanje magnezijevih hidroksida u opsadu, dodajte količinu amonijum hlorida i 3% H2O2. U ovom trenutku Mg(OH)2 precipitira, a kationi Mn2+ se oksidiraju u H2MnO3 (MnO2-nH2O). Precipitacija, koja nastaje od Fe(OH)3, BiONO3, H2MnO3 (MnO2-nH2O), se centrifugiranjem krema u vodi. U centrifugi, kationi magnezija razlažu natrijum hidrogen fosfat u prisustvu amonijum pufera.
U slučaju sedimentacije azotne kiseline razlikuju se taloženje hidroksida (III) i bizmuta, a H2MnO3 (MnO2-nH2O) se iscrpljuje u sedimentu, koji se centrifugiranjem rafinira vodom.
U centrifugi, kationi su vismutu pokazujući prisustvo svježe pripremljenog Na4.
Precipitacija H2MnO3 (MnO2-nH2O) se rastvara u azotnoj kiselini
prisustvo H2O2, a MnO2-nH2O se reducira na Mn. Oni otkrivaju razliku između amonijum persulfata.
Sistematska analiza zbira katjona V analitičke grupe može se izvesti u skladu sa šemom.
ŠEMA SISTEMATSKOG PROCESA ANALIZE KATIONA U V ANALITIČKOJ GRUPI
Fe2+, Fe3+, Mn2+, M^+, Bi3+, 8b (III), 8b (V)
