Окислительно-восстановительные реакции в водной среде

Действительно, если рассматривать окислительно-восстановительную реакцию между перманганатом калия и сульфатом железа (II) в сернокислой среде, то с учетом реально существующих в водном растворе иоиов процесс окисления можно представить, как и раньше Fe +— -> но процесс восстановления перманганата калия в кислой среде должен быть представлен не схемой Мп+ + 5 -> Мп2+ (свободные ионы не суще- [c.44]

Применение окислителей. Существует большой выбор соединений, применяемых в качестве окислителей перманганат калия, хромовый ангидрид и хромовая смесь, азотная кислота, двуокись свинца и двуокись селена, тетраацетат свинца, перекись водорода, хлорное железо и многие другие. Направление и интенсивность действия окислителя на органические соединения зависят от характера окисляемого вещества, природы окислителя, температуры, pH среды и т. д. Так, например, при окислении анилина хромовой кислотой образуется хинон, перманганатом калия в кислой среде — анилиновый черный, перманганатом калия в нейтральной или щелочной среде — азобензол и нитробензол. Окисление проводится в большинстве случаев в водной или уксуснокислой среде. При определении коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций удобно пользоваться расчетной схемой, основанной на формальном представлении о степени окисления атомов, входящих в состав соединения. [c.129]

Во многих реакциях, протекающих в водных растворах, участвуют соединения, атомы которых не изменяют степень окисления. Такие вещества в окислительно-восстановительных процессах часто играют роль среды нейтральной, щелочной и кислотной. Подкисление обычно осуществляется разбавленной серной кислотой, окислительная функция которой не проявляется в присутствии более сильных окислителей. В определенных условиях (наличие более сильного окислителя или восстановителя) такие вещества являются пассивными формами соединений. Ионы воды, щелочи и кислоты играют важную роль в регулировании числа атомов кислорода в продуктах окислительно-восстановительных реакций. Пассивными формами являются также О--, Р , К+, Са +, Mg +, А1 + и т. д. [c.228]

В тех случаях, когда окислительно-восстановительная реакция происходит не в водной среде, рекомендуется не составлять уравнения полуреакций, а ограничиться подсчетом числа электронов, принимающих участие в окислении и восстановлении. [c.170]

Кислая среда водных растворов определяется катионом оксония НзО (см. разд. 7.1). Для окислительно-восстановительных реакций, которые изображают молекулярным и ионным уравнениями, катион оксония условно записывают в виде катиона водорода Н . [c.31]

Г.— аналог иона аммония NH ". Свойства кислот в водных растворах обусловлены наличием иона Г., но в уравнениях реакций для краткости вместо Г. записывают Н+. Концентрация ионов Г. является показателем кислотности среды и выражается водородным показателем pH. Эта величина влияет на потенциалы некоторых окислительно-восстановительных реакций, на скорость реакций кислотно-основного катализа, на биохимические процессы, гидролиз и др. [c.73]

Из приведенных примеров можно сделать вывод, что рядом стандартных электродных потенциалов металлов следует пользоваться с учетом особенностей рассматриваемых процессов. Самое же главное — всегда надо иметь в виду, что этот ряд применим только к водным растворам и характеризует химическую активность металлов лишь в окислительно-восстановительных реакциях, протекающих в водной среде. В этих случаях гидратация ионов, зависящая от их радиусов и величины заряда, обусловливает несоответствие изменений активности металлов в ряду стандартных электродных потенциалов изменениям их активности в подгруппах периодической системы. Например, активность лития ( °==—3,045 В) несколько больше активности цезия ( °= —2,923 В), хотя согласно месту, занимаемому в периодической системе, у лития она должна быть ниже. [c.232]

Типичный пример окислительно-восстановительной реакции в водной среде — взаимодействие пероксида водорода с ионами двухвалентного железа [c.8]

Самое простое, что можно привести в пользу такого утверждения, это то, что магний и свинец стоят в ряду напряжений левее водорода, а мы знаем, что чем левее находится металл в ряду напряжений, тем более сильным восстановителем он является и там труднее восстанавливаются его ионы. Но с другой стороны, это объяснение не вполне достаточное, так как всегда нужно помнить, что ряд напряжений характеризует химическую активность металлов лишь в окислительно-восстановительных реакциях, протекающих в водной среде, тогда как согласно условию задачи восстановление окислов проводится газообразным водородом при нагревании. Тем более, что при сильном нагревании в атмосфере водорода можно восстановить металлическое железо из его окисла, хотя железо, так же как магний и свинец, стоит в ряду напряжений левее водорода [c.454]

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]

Однако окислительно-восстановительные реакции изученные в этой главе, протекают в водных растворах, ж вода в этих реакциях не является реагентом. Действительно, рассмотренные окислители и восстановители очень медленно реагируют с водой. Вода может восстанавливать сильные окислители, например Рг, или окислять сильные восстановители, например N3, но, как правило, ионы ОН и Н" не участвуют в реакциях, которые включают восстановители и окислители, растворенные в реакционной среде. [c.298]

Из приведенных примеров можно сделать вывод, что рядом стандартных электродных потенциалов следует пользоваться с учетом особенностей рассматриваемых процессов. Самое же главное — это надо иметь в виду, что ряд стандартных электродных потенциалов применим только к водным растворам и характеризует химическую активность металлов лишь в окислительно-восстановительных реакциях, протекающих в водной среде. [c.230]

Кривые титрования хлоридов нитратом серебра в расплавленных солях получаются такими же, как кривые титрования в водных растворах для экзотермических процессов. Относительная ошибка титрования для указанных выше концентраций приближалась к 4%. Применение метода ограничено в связи с трудностью достаточно точного измерения повышения температуры, происходящего в результате реакции. Необходимо, чтобы изменение температуры окружающей среды было на несколько порядков меньше, чем изменение температуры, происходящее в результате рассматриваемой реакции. Теоретически в среде расплавленных солей возможно проводить любые реакции осаждения, комплексообразования или окислительно-восстановительные реакции, однако практически сложность прибора, который требуется для этого, ограничивает применимость расплавленных солей в качестве растворителей. [c.110]

Рассмотрим еще несколько окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водных растворах (в кислой, щелочной и нейтральной средах) и сопровождающихся окислением одних ионов и восстановлением других. Воспользуемся методом полуреакций для составления полных уравнений. [c.150]

Взаимодействие металлов со сложными окислителями протекает в зависимости от устойчивости этих соединений, определяющейся температурой, характером среды (для водных сред особую роль играет pH среды). Поэтому энергия окислительно-восстановительных реакций этого типа тоже не может являться мерилом относительной активности свободных металлов. [c.258]

Инициаторами полимеризации в этом случае являются свободные радикалы, образующиеся в качестве промежуточных продуктов при окислительно-восстановительных реакциях. Резкое снижение энергии активации разложения перекиси в присутствии восстановителя позволяет проводить полимеризацию с достаточно высокой скоростью при низкой температуре. Можно подобрать пары окислитель — восстановитель , растворимые в воде (например, перекись водорода — сульфат двухвалентного железа) или в органических растворителях (например, органические перекиси — амины), и, таким "Образом, инициировать полимеризацию как в водной, так и в органической среде. [c.33]

Даны следующие вещества хлорид железа (II), азотная кислота, поваренная соль, оксид марганца (IV), карбонат натрия, золото. Напишите не менее трех окислительно-восстановительных реакций, протекающих между предложенными веществами в водной среде. [c.155]

На основе ряда стандартных электродных потенциалов пишут уравнения реакций вытеснения металлов из солей более активный металл вытесняет менее активный. Все металлы, стоящие в ряду до водорода, вытесняют его из растворов разбавленных кислот, кроме HNOg, и при этом растворяются в них. Ряд стандартных электродных потенциалов применим только к водным растворам и характеризует химическую активность металлов только в окислительно-восстановительных реакциях, протекающих в водной среде. [c.243]

Координационная сфера и молекулы воды, расположенные между ионами, препятствуют обмену электрона, но это понижение скорости обмена частично компенсируется понижением энергии ионизации благодаря электронной поляризации среды. Поэтому Либби полагает, что не будет большой ошибкой, если к реакциям обмена в водных растворах применить расчет, приведенный в первом разделе для двух ионов в газе. По мнению Либби, ири рассмотрении обмена и окислительно-восстановительных реакций разумно предположить, что волновая функция электрона на расстояниях в несколько атомных слоев имеет заметную величину. Довольно быстрый обмен может наблюдаться при сравнительно малых энергиях взаимодействия, причем скорость обмена равна о при энергии взаимодействия 27,1 эв, так что сравнительно быстрые реакции обмена могут наблюдаться при энергиях взаимодействия. меньших, чем микровольт. Даже если координационная сфера по природе является изолятором, большие комплексные ионы с восстанавливающим ионом металла в центре могут служить быстро восстанавливающими агентами. [c.118]

В связи с тем, что реакция Ре2+ с гидроперекисью (перекисью) протекает очень быстро, общая скорость окислительно-восстановительной реакции при прочих равных условиях определяется скоростью восстановления Ре + в Ре +, т. е. активностью восстановителя. Очень высокой восстанавливающей способностью обладают диоксималеиновая и аскорбиновая к-ты. С их участием полимеризация м. б. осуществлена в водных эмульсиях при температуре —50°С как в кислых, так и в щелочных средах, причем минимум активности соответствует рН7. Этому соответствует и минимальная скорость взаимодействия компонентов ОВС. [c.424]

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 литием этого не происходит. В реакциях натрий более активен, чем кальций. Это находится в соответствии с их положением в периодической системе. Однако в водной среде, судя по электродным потенциалам, восстановительная способность натрия меньше, чем у кальция. Несмотря на то, что Сз+ и имеют одинаковые заряды, радиус значительно меньше (ион лития содержит всего один электронный слой, а ион цезия — 5 электронных слоев). Поэтому полярные молекулы воды [c.351]

Участие молибдена в окислительно-восстановительных биохимических процессах естественно вытекает из его физико-химических свойств, поскольку наряду с другими своими ионами, способными претерпевать окислительно-восстановительные превращения, молибден образует легко переходящие друг в друга соединения Мо(У) и Мо(У1). Кроме того, молибден отличается от других биохимически активных ионов металлов тем, что он образует ряд состояний окисления — Мо(П1), Мо(У) и Мо(У1), которые стабилизируются в водной среде лигандами, распространенными в живых системах. Поэтому естественно ожидать, что этот элемент будет принимать участие в многоэлектронных реакциях переноса электрона, как, например, в процессе фиксации азота. В этих его особенностях может заключаться основная причина выбора именно этого элемента как катализатора биохимических окислительно-восстановительных реакций. [c.261]

Кислотность (основность) среды оказывает влиянне на механизм и продукты окислительно-восстановительных реакций в растворах. Например, если иодид калия К1 и перманганат калия КМПО4 реагируют в водной среде без добавления кислоты, реакция протекает следующим образом [c.97]

Большинство окислительно-восстановительных реакций, протекающих по радикальному механизму, сопровождаегся образованием ионов, вследствие чего они становятся энергетически более выгодными в водных средах. [c.136]

Остановимся подробнее на методе электронно-ионного баланса . В уравнениях окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водных растворах, коэффициенты гораздо удобнее подбирать с помощью электронно-ионных уравнений. Они отличаются от электронных уравнений тем, что в них записывают ионы или молекулы того состава, который действительно отве- 1ает существованию их в водном растворе с точки зрения теории электролитической диссоциации. Кроме того, электронные уравнения не учитывают характер среды (кислая, нейтральная, щелочная), а, как известно, окислительно-восстановительные реакции зависят от кислотности (основности) среды, в которой они протекают. [c.199]

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]

Приведенные выше рассуждения можно применить ко всем окислительно-восстановительным реакциям в водных средах. Так, можно ожидать, что электроды будут обратимыми в том случае, когда оба иона образуют комплексы такого типа, что координационные сферы для ионов в двух валентных состоя ниях одинаковы. В качестве примера можно указать на нолу-элементы, содержащие манганат — перманганат илиРе(СМ)б " и Ре(СЫ)б . В самих электродных реакциях принцип Фран [c.118]

Использованию в аналитической химии окислительно-восстановительных реакций в неводных растворителях уделено значительно меньше внимания, чем кислотно-основным реакциям в этих растворителях. Эта проблема представляется достойным объектом будущих исследований. Наиболее интересным примером, иллюстрирующим этот вопрос, может служить определение воды титрованием по Карлу Фишеру (см. разд. 19-8). Кратохвил [24] представил обзор о развитии и аналитических возможностях окислительно-восстановительных реакций в неводной среде. Преимущества использования неводных растворителей состоят в том, что в них лучше растворяются органические реагенты и продукты реакций и что отсутствуют нивелирующие эффекты, свойственные водным растворителям. [c.322]

В виде примеров цветных окислительно - восстановительных реакций укажем на описанные в последнее время методы определения гидроперекиси нафталина и вообще перекисей с лейкометиленовым голубым и на открытие хинонов по окислению ими дифенилбензидина в 75%-ной Н2504 . Избирательно действующим окислителем является ЗеОз-В водной среде или в присутствии Нз504 многие ароматические соединения образуют при окислении окраски разных цветов . [c.794]