Окислительно-восстановительные переходы в водном растворе

Таблица 8. Константы диссоциации воды в некоторых слабых кислот и оснований в водных растворах ЗЗГ Таблица 9. Произведение растворимости малорастворимых веществ 332 Таблица 10. Области перехода некоторых индикаторов 332 Таблица И. Степень гидролиза солей 333. Таблица 12. Стандартные электродные потенциалы некоторых окислительно-восстановительных систем 335 Таблица 13. Константы нестойкости некоторых комплексных ионов 335. Таблица 14. Растворимость КаС1 и КгСггО 335 Таблица 15. Растворимость некоторых солей и оснований в воде 336 Таблица 16. Стандартная энтальпия образования некоторых веществ 336

Окислительно-врсстановительные свойства гидроксидов. Характеристичность гидроксидов прояаляется не только в закономерностях изменения кислотно-основных функций, но и в том, что на их примере можно оценить относительную стабильность различных степеней окисления элемента, взаимные переходы между ними, т.е. рассмотреть окислительно-восстановительную активность элементов в различных степенях окисления. Специфика окислительно-восстановительного поведения гидроксидов обусловлена тем, что взаимодействия в данном случае протекают в водных растворах. При этом вода [c.287]

Протоны, как и электроны, только переходят от одних частиц к другим, но не существуют в свободном состоянии в водных и неводных растворах. Протолитическая теория аналогична электронной теории окислительно-восстановительных процессов, по которой электроны переходят от частиц восстановителя к частицам окислителя окислитель и восстановитель всегда образуют сопряженные пары. Окисление одного вещества вызывает восстановление другого ( 31). Кислота, основание,соль и растворитель тесно связаны между собой. Кислота при диссоциации образует катион, характерный для растворителя, основание образует анион, характерный для растворителя. Например, в жидкой двуокиси серы образуются катион сероокиси 50"и сульфит-ион [c.56]

Азотистая кислота НКОг в водном растворе — слабый протолит в чистом виде не получена. НКОг существует в двух тауто-мерных формах (Н-О-МО и Н-КОг), поэтому нитрит-ион N02 может образовать химическую связь через атом кислорода, либо через атом азота. Азотистая кислота и ее соли — нитриты содержат азот в промежуточной степени окисления -ьП и в реакциях могут играть как роль окислителя, так и восстановителя, переходя соответственно в N0 или N03. Окислительно-восстановительные свойства нитритов значительно сильнее проявляются в кислотной среде. [c.154]

Окислительно-восстановительные переходы в водном растворе [c.62]

Таким образом, вопреки довольно распространенному мнению чисто ионных соединений с идеальной ионной связью на самом деле не существует . Между тем принято считать, что химическая связь у подавляющего большинства неорганических соединений имеет ионный характер. Объясняется это двумя исторически сложившимися причинами. Во-первых, почти все химические реакции исследовались в воднОй среде и представляли, по существу, ионные реакции. В то же время поведение вещества в водных растворах коренным образом отличается от его свойств в отсутствие воды. Так, соляная кислота относится к числу сильнейших электролитов растворенный в воде хлорид водорода полностью диссоциирует на ионы водорода и хлора. Основываясь на этом факте, можно было бы допустить ионную связь в молекуле НС1. Однако безводный хлорид водорода представляет собой почти неионное соединение, в котором эффективные заряды водорода и хлора соответственно равны +0,17 и -0,17. Во-вторых, в свете учения об ионной связи в неорганической химии укоренились представления о положительной и отрицательной валентности (электровалентности). Даже если невозможны отдача и присоединение электронов, нередко подразумевали электровалентность, т.е. ионную связь. Это усугублялось еще и тем, что в неорганической химии исключительно важную роль играет электронная теория окислительно-восстановительных реакций, постулирующая переход электронов от восстановителей к окислителям. При этом степень окисления полностью отождествлялась с электровалентностью и для удобства подсчета числа отдаваемых и присоединяемых электронов заведомо неионные соединения рассматривались как вещества с ионной связью. Между тем понятие степени окисления не имеет ничего общего [c.64]

По сравнению с окислительно-восстановительными переходами гораздо более разнообразны процессы превращения ионов электронно-дефицитных элементов, протекающие в водных растворах при изменении pH. Если такие анионы, как 8О4 , N0 , СЮ4, присутствуют в водном растворе в одном том же состоянии в широком интервале значений pH, практически от О до 14, то ионы, которые соответствуют, например, А1(П1) или 8п(1У), чрезвычайно разнообразны и количественное соотношение различных форм сильно зависит от pH. [c.330]

Для последних двух примеров окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водных растворах, приведем электронно-ионные схемы перехода электронов и молекулярно-ионные уравнения реакций. [c.165]

Диаграммы Латимера обобщают данные об окислительновосстановительных свойствах соединений элементов. Их составляют по справочным таблицам Значения стандартных потенциалов . Поскольку значения потенциалов зависят от кислотности растворов, диаграммы Латимера составляют отдельно для сильно кислых (pH = 0) и сильно щелочных (pH =14) растворов. Записывают в порядке уменьшения степеней окисления формулы тех соединений, в виде которых элемент существует в водном растворе. Для каждого из переходов указывают значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов. [c.162]

Рибофлавин, связанный с фосфорной кислотой, входит в состав ферментов, обычно называемых флавиновыми ферментами. Желтый рибофлавин сообщает желтую окраску флавиновым ферментам, входящим в группу аэробных дегидрогеназ. Таким образом, витамин Ва участвует в окислительно-восстановительных процессах. При восстановлении витамин Ва (желтый цвет) переходит в лейкоформу (бесцветный). Рибофлавин встречается в виде флавинмононуклеотида (ФМН) и флавинадениндинуклеотида (ФАД), а также в связанном с белками состоянии, образуя качественно новые системы — желтые дыхательные ферменты. Нейтральный водный раствор рибофлавина обладает желто-зеленой флуоресценцией. При подкислении или при подщелачивании флуоресценция рибофлавина уменьшается и исчезает. В щелочной среде витамин Ва разрушается, в кислой среде он устойчив. [c.141]

Величина концентрации растворенных углеводородов, вьщеляющихся из материнских отложений в свободной воде, по разным данным, сильно колеблется. Существенное значение имеет не только температура. По-видимому, важно, в каком виде подходит вода к границе перехода от материнской толщи к коллектору. Если это только что оторвавшаяся связанная вода, обладающая повышенной растворяющей способностью, она приносит больше углеводородов. Вода, находящаяся уже какое-то время в свободном состоянии, несет меньше растворенных углеводородов. При переходе геохимического барьера на рубеже материнская порода — коллектор молекулярный водный раствор углеводородов попадает в новые условия (из более восстановительных в менее восстановительные или даже в слабо окислительные). Кроме того, у воды здесь, как правило, иная минерализация. В результате растворимость многих углеводородов резко изменяется, и многие из них, прежде всего алканы, вьщеляются в свободную фазу. [c.202]

В монографии Латимера [134] приведены значения электродных потенциалов в водных растворах практически для всех металлов и для многих окислительно-восстановительных систем. При переходе к другому растворителю величина нор- [c.73]

Жидкий редоксит — это раствор обратимой окислительно-восстановительной системы (рабочее вещество) в органическом растворителе. Для предотвращения перехода в контактирующий водный раствор несущих заряд частиц в окисленном или восстановленном состоянии необходимо в фазу редоксита ввести удержи-ватель (экстрагент) —гидрофобные катионы или анионы. Иногда эту роль выполняют обычные катионы или анионы, присутствующие в водном растворе. [c.213]

На рис. 38.10 представлены диаграммы Е—pH для обсуждавшихся до сих пор элементов в качестве дополнительного способа рассмотрения химии их водных растворов. Следует напомнить, что на этих диаграммах приведены только термодинамически устойчивые частицы. Так, например, на диаграмме хлора не показан ион С10 поскольку он термодинамически неустойчив относительно перехода в С1 (или в СЬ) и СЮГ, даже несмотря на то что он стабилизирован кинетически и может практически неопределенно долго сохраняться в водных растворах, особенно в нейтральной среде. Изучение этого рисунка должно напомнить читателю о закономерностях кислотно-основных и окислительно-восстановительных процессов в приведенных группах элементов. Напомним, что диаграммы Е—pH отражают равновесные процессы и на них не указаны частицы, устойчивые только кинетически, но не термодинамически. [c.318]

Во многих окислительно-восстановительных реакциях, протекающих в водных растворах, активное участие принимает вода или ее ионы. Это главным образом имеет место, когда окислителем или восстановителем является кислородное соединение. Будучи окислителем, кислородное соединение переходит в вещество, совсем не содержащее кислорода или содержащее его в меньшем количестве, чем исходное. Так, азотная кислота, участвуя в реакции как окислитель, в зависимости от условий реакции восстанавливается до N02, N0, N,, НЩ. [c.169]

Электрод, к которому присоединяется минус от источника тока, называется катодом, другой электрод, к которому присоединяется плюс, называется анодом. На катоде идут процессы восстановления катионов, а на аноде — окисления анионов с переходом электронов на анод. Таким образом, электролиз является процессом окислительно-восстановительным. В качестве примера рассмотрим суммарную схему электродных реакций при электролизе водного раствора СиЗО с платиновыми электро дами, [c.265]

Фенилантраниловая кислота хорошо растворима в щелочах, для стабилизации щелочных растворов этого индикатора добавляют хлороформ. Фенилантраниловая кислота при окислении переходит из бесцветной формы сначала в красную, а затем в красно-фиолетовую. Переход происходит при окислительно-восстановительном потенциале 1,08 в. Натриевую соль дифениламин-п-сульфоновой кислоты исползуют в виде водного раствора. Этот индикатор изменяет свою окраску при потенциале 0,84 в, переходя из бесцветной (восстановленной) формы в красно-фиолетовую (окисленную) форму. [c.161]

Вайс [34], а также Маркус, Зволынский и Айринг [35, 36] первыми применили понятие туннельного эффекта для развития теории окислительно-восстановительных реакций в растворах. Они показали, что туннельный переход электрона играет важную роль в реакциях с высокой энергией активации, какими обычно бывают окислительно-восстановительные реакции с внешнесферным механизмом. В этих реакциях величина и форма энергетического барьера, а следовательно, и вероятность перехода определяются лигандами координационных сфер одного и другого реагента. Развитая Маркусом на основе этих представлений теория электронных переходов в водных растворах может быть очень полезной при решении проблемы активирования гомогенно-каталитических реакций окисления-восстановления. [c.212]

Переход электронов в окислительно-восстановительной реакции может происходить как в объеме раствора между находящимися в нем частицами, так и на границе раздела твердая фаза — раствор. Примерами гомогенных реакций могут служить взаимодействия между ЗпСЬ и РеСЬ или между РеЗОч и К2СГ2О7 в водном растворе. Подобные реакции часто используются в химическом анализе для определения окислителей или восстановителей. При потенциометрическом титровании (разд. 39.6) точка эквивалентности совпадает со скачкообразным изменением потенциала. [c.416]

Характеристичность гидроксидов проявляется не только в закономерностях изменения кислотно-основных функций, ио и в том, что на их примере можно оценить относительную стабильность различных степеней окисления элемента, взаимные переходы между ними, т. е. расс.мотреть окислительно-восстановительную активность элементов в различных степенях окисления. Специфика окислительно-восстановительного поведения гидроксидов обусловлена тем, что взаимодействия в данном случае протекают в водных растворах. При этом вода является активным участником процесса. В большинстве случаев окислительно-восстановительные реакции с участием гидроксидов зависят от реакции среды. Существенную роль здесь играет то, что сама вода может как окисляться (до кислорода), так и восстанавливаться (до водорода). Дело в том, что потенциал водородного электрода [c.89]

Надо иметь в виду, что ряд напряжений позволяет судить о восстановительной способности металлов, об их химической активности лишь в окислительно-восстановительных реакциях, протекающих в водной среде, В сухих реакциях цезий значительно активней лития. Например, на воздухе цезий самовоспламеняется, а с питием этого не происходит. В реакциях натрий более активен, чем кальций. Это находится в соответствии о их положением в периодической системе. Однако в вод-яой среде, судя по электродным потенциалам, восстано-зительная способность натрия меньше, чем у кальция, -1есмотря на то, что Сб+ и имеют одинаковые заря-1ы, радиус Ы+ значительно меньше (ион лития со дер-кит всего один электронный слой, а ион цезия — пять )лектронных слоев). Поэтому полярные молекулы воды фитягиваются к иону лития на поверхности металла начительно сильнее, чем к С5+. Это облегчает переход 1ИТИЯ в раствор. Следовательно, изменение восстанови- ельной способности этих металлов в водной среде не оответствует изменениям нх активности на воздухе. [c.393]

В отличие от своего аналога — ванадия — ниобий значительно менее склонен к переходу в низшие валентные состояния, а тантал вообще не известен в растворе в валентности ниже 5. Нормальные окислительно-восстановительные потенциалы, вычисленные теоретически, составляют [54] для N5205/N5 — 0,1 в, для Ы5 +/М5 —1,1 в. Для системы ТагОб/Та приводится величина —0,81 в. Экспериментальное определение потенциалов этих систем чрезвычайно затруднено явлениями гидролиза. Приведенные величины показывают, что восстановление ниобия и тантала до металлов электролизом водных растворов мало вероятно [374]. [c.150]

Хотя в уравнении (П.15) и других уравнениях такого рода указывается свободный электрон, это не означает, будто мы подразумеваем существование его в растворе. Уравнение (11.15) описывает лищь полуреакцию. Но чтобы переход электронов происходил, необходима какая-то другая полуреакции, образующая вместе с первой окислительно-восстановительный процесс, записанный в уравнении (П.14). Механизм реакции, сопровождающейся переходом двух электронов [уравнение (П.15),/г = 2], был предметом неоднократных дискуссий. Происходит ли одновременный переход обоих электронов или последовательно идут два одноэлектронных процесса Дебаты становятся излищними, когда реакция происходит путем перехода атомов. Переход ОН-группы или атомов водорода в водных растворах равносилен одноэлектронному процессу, а атомов О или гидрид-ионов— двухэлектронному. В воде могут происходить переходы и того и другого рода, поэтому она является прекрасным растворителем. Вероятно, те или иные переходы атомов сопутствуют многим окислительно-восстановительным реакциям. Но, поскольку эта глава посвящена равновесию и нас интересуют только начальное и конечное состояния системы, вникать в детали этих процессов мы не будем. [c.40]

Для того чтобы проставить коэффициены в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, происходящих в водных растворах, следует составить вспомогательные элек-тронно-ионные уравнения, в которых показан переход элект-тронов от одних ионов и атомов к другим и учтен характер среды (щелочная, кислотная, нейтральная), в которой протекает та или иная реакция. Для уравнивания числа атомов кислорода и водорода, входящих в состав окисляемых и восстанавливаемых ионов и молекул, следует вводить в электронно-ионные уравнения молекулы воды и ионы водорода, если реакция протекает в кислой среде молекулы воды и ионы гидроксила, если реакция идет в и елочной среде. [c.97]

Эти спектры являются разрешенными по Лапорту (ибо переходы осуществляются между разными и противоположными состояниями) и поэтому обычно обладают гораздо большей интенсивностью, чем спектры d— -переходов. Однако примеров, когда природу перехода можно считать точно установленной, в настоящее время известно немного. Так, роданидный комплекс Fe(III) обязан своим интенсивно красным цветом переходу электрона от иона NS" к иону с образованием радикала NS и иона Ре [25], так что в действительности это фотохимическая окислительно-восстановительная реакция. Если вокруг иона металла расположено большее число роданид-ионов, то вероятность этих переходов возрастает, поэтому молярный коэффициент светопоглощения бис-комплекса примерно в два раза выше, чем моно-комплекса [26]. (Повышение интенсивности окраски водных растворов, содержащих Ре + и роданид-ионы, при добавлении ацетона происходит, вероятно, главным образом вследствие смещения равновесия в сторону более полного образования комплекса, как это ожидается в случае ионной системы при уменьшении диэлектрической проницаемости среды.) Подобным же образом, вероятно, можно объяснить происхождение синей окраски роданидного комплекса кобальта, янтарной окраски роданидного комплекса молибдена (V) и желтой окраски роданидных комплексов урана(VI), ниобия(V), вольфрама (V) и рения (VI ). Все эти комплексы находят практическое применение в анализе. Они часто экстрагируются в виде нейтральных соединений или комплексных кислот простыми или сложными эфирами и другими содержащими кислород растворителями. Иногда к водным растворам этих комплексов прибавляют ацетон для понижения диэлектрической проницаемости среды и подавления тем самым диссоциации соединений. Возможно, что по меньшей мере часть спектров плоскцх квадратных ионов Ni( N)2- и Pd( N) обусловлена переносом электрона на вакантные орбитали. [c.179]

Смотреть страницы где упоминается термин Окислительно-восстановительные переходы в водном растворе: [c.412] [c.150] [c.176] [c.62] [c.329] [c.183] [c.185] [c.280] [c.5] [c.14] [c.707] [c.866] [c.73] [c.289] [c.87] [c.207] [c.325] [c.408] [c.33] [c.287]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология