Бром окислительные потенциалы

Нормальный окислительный потенциал ВгО /Вг о= + 1.44 а. Бромометрия основана на использовании как окислителя свободного брома, выделяющегося при взаимодействии бромат- и бромид-ионов в кислой среде [c.415]

Одна и та же пара может служить и окислителем и восстановителем в зависимости от того, с какой другой парой она реагирует. Например, бром является окислителем по отношению к иодид-иону, а бромид-ион — восстановителем по отношению к хлору. Окислительный потенциал различен в зависимости от получаемых продуктов восстановления. [c.111]

Нормальный окислительный потенциал Ео= +0,0652 в. Так как конечным продуктом являются ионы брома, то для стехиометрических расчетов можно пользоваться первым уравнением. Независимо от того, рассчитывают грамм-эквивалент по первому или по второму уравнению, грамм-эквивалент бромата калия равен [c.535]

В молекуле фтора этих дополнительных связей нет (фтор не имеет ( -орбиталей) и поэтому его молекула менее прочна. Сродство к электрону у фтора несколько меньше, чем у хлора, но больше, чем у брома, и составляет 350 кДж/моль атомов. Стандартный окислительно-восстановительный потенциал фтора очень высок ( + 2,85 В) фтор — сильнейший окислитель, способный оттягивать электроны даже от атома кислорода. Ион фтора по размерам почти точно равен иону кислорода О -, поэтому оба иона образуют соединения, похожие друг на друга. Между фторидами ионного тина, например фторидом натрия, и оксидами, например оксидом кальция, наблюдается сходство в строении кристаллической решетки. По ряду свойств фториды металлов резко отличаются от хлоридов и бромидов. Так, фторид серебра растворим в воде, в то время как его хлориды и бромиды почти нерастворимы. [c.194]

Обычно ред-окс-индикаторами служат сложные органические соединения. Как пример вещества, меняющего окраску при окислении и восстановлении, может быть указан бензидин НоН——МНд. При действии окислителей он окисляется, интенсивно окрашивая раствор в синий цвет в слабощелочной, нейтральной и очень слабокислой (рН = 6) средах и в желтый цвет в сильнокислой среде. Бензидин окисляется хлором, бромом, хроматами, гексацианоферратами и т. д. Окисление бензи-дина возможно только при определенном окислительном потенциале. Так, водные растворы иода вызывают синюю окраску бензидина, растворы кода, содержащие иодид-ионы, не реагируют с бензидином. Присутствие иодид-ионов настолько снижает окислительный потенциал системы [c.187]

Если к фуроксановому кольцу присоединены сильно электроотрицательные заместители, например атомы брома или хлора, то окислительный потенциал кольца повышается настолько, что оно претерпевает восстановительное расщепление по внутрициклической связи —О уже при действии аминов . Атомы галогена в образовавшемся диоксиме замещаются затем на аминный остаток [c.95]

Точку эквивалентности фиксируют по появлению в растворе некоторого количества свободного брома. Бром можно обнаружить по обесцвечиванию какого-либо цветного индикатора, например метилового оранжевого. Однако в темных (вследствие частичного осмоления) или окрашенных растворах такой способ применять нельзя. В этом случае точку эквивалентности удобно установить по изменению потенциала платинового электрода, погруженного в испытуемый раствор. В растворе создается окислительно-восстановительная система Вгз—Вг . До точки эквивалентности раствор практически не содержит молекул брома, так как последний расходуется на реакцию с анилином потенциал электрода невысок и составляет около 0,5 в по отношению к насыщенному каломельному электроду. После точки эквивалентности в растворе появляется заметное количество свободного брома и потенциал электрода резко возрастает. Скачок потенциала приблизительно равен 0,3 в. [c.329]

Точку эквивалентности определяют по изменению потенциала платинового электрода, погруженного в испытуемый раствор. В растворе создается окислительно-восстановительная система Вгг/Вг". До точки эквивалентности раствор практически не содержит молекул брома, так как последний расходуется на реакцию с анилином. После точки эквивалентности в растворе появляется заметное количество свободного брома и потенциал электрода резко возрастает. [c.223]

Строение атомов галогенов. Характеристика их окислительно-восстановительных свойств. Сродство к электрону и ионизационный потенциал. Устойчивая валентность галогенов. Способы получения галогенов в лаборатории и промышленности. Физические свойства. Предосторожности при обращении с галогенами. Растворимость галогенов в воде и органических растворителях. Гидролиз хлора, брома и йода в водных растворах. [c.91]

По поведению в химических реакциях бром подобен хлору. Имея окислительный потенциал— 1,0652 В, он является, таким образом, более сильным окислителем, чем Ре+ и разбавленная азотная кислота, но более слабым, чем кислород или хлор. Отличие в реакционной способности брома обусловлено большими, по сравнению с хлором, размерами его атома и, как следствие, более слабым притяжением электронов к ядру. Бром менее реакционноспособен, чем хлор, а бромпроизводные менее стабильны, чем хлорпроизводные. Стерические факторы, связанные с большими размерами атома брома, могут проявляться в некоторых реакциях. [c.219]

At -HOH получают восстановлением SO, или цинком, но не двухвалентным железом (эти данные дают некоторое представление о величине окислительного потенциала At ). Этот ион соосаждается с осадками Agi или Т11. Известны положительные степени его окисления. Бром и, до некоторой степени, ионы трехвалентного железа окисляют его до AtO или ПАЮ. НСЮ или .lOs" при нагревании [c.423]

Так, хлор способен окислить ионы брома и иода, так как нормальный окислительный потенциал пары ,, 1>36в, а нормальные окислительные потенциалы Е = -VI, 07 в и = [c.332]

Рис. 49. Изменение окислительного потенциала в зависимости от степени окисления бром-иона для морской воды (по Стюарту ).

Окислительный потенциал вгг/гвг- = 1,07 в. Для титрования этим методом используют титрованный раствор смеси бромида н бромата калия. В кислой среде бромид взаимодействует с броматом с выделением свободного брома [c.41]

Соли трехвалентного хрома могут быть окислены до бихроматов в кислой среде сильными окислителями, окислительный потенциал которых больше 1,36 в. Такими окислителями являются персульфат-ион ЗзОГ и перманганат-ион МпО, . Для окисления соединений хрома в щелочной среде до хроматов могут применяться менее сильные окислители (хлор, бром, перекись водорода и др.), окислительный потенциал которых больше 0,12 в. [c.105]

При действии окислителей он окисляется, интенсивно окрашивая раствор в синий цвет в слабощелочной, нейтральной и очень слабокислой (pH = 6) средах и в желтый цвет в сильнокислой среде. Бензидин окисляется хлором, бромом, хроматами, гексацианоферратами и т. д. Окисление бензидина возможно только при определенном окислительном потенциале. Так, водные растворы иода вызывают синюю окраску бензидина, растворы иода, содержащие иодид-ионы, не реагируют с бензидином. Присутствие иодид-ионов настолько снижает окислительный потенциал системы [c.187]

Бром. Окислительные свойства. Нормальный окислительный потенциал Яд брома при pH от О до 9 равен 1,09 в. В присутствии бромид-или хлорид-ионов растворимость брома в воде повышается вследствие образования комплексных ионов BrJ или Вг С1 . Можно приготовить [c.455]

Бром и иод — достаточно сильные окислители, хотя и уступают по активности фтору и хлору. Поскольку в ряду F—С1—Вг—I—At сродство к электрону уменьшается, в этом ряду снижается окислительная активность простых веществ. Так, изменение изобарного потенциала в реакциях взаимодействия галогенов с водородом [c.315]

В ряду F—С1—Вг—I химическая активность (окислительная способность) последовательно уменьшается ОТ фтора к иоду, что находится в соответствии с последовательным увеличением радиусов и уменьшением первого потенциала ионизации их атомов (см, табл. 15), Так, фтор вытесняет из соединений хлор, бром и иод, хлор — бром и иод, а бром —только иод [c.259]

В соответствии с величиной окислительно-восстановительного потенциала (BPj/Br ) = в бром может окислять раз- [c.16]

Значение стандартного окислительно-восстановительного потенциала ( °) пары Ре +/Ре + больше соответствующего значения пары 12/2Г, но меньше значения па ры Вг2/2Вг . Будут ли происходить химические реакции при добавлении брома и иода к раствору сульфата железа (П) [c.172]

Окислительно-восстановительные индикаторы [1, 3, б, 7J изменяют цвет или интенсивность флуоресценции раствора в результате окисления или восстановления их молекул в зависимости от свойств люминофора флуоресцируют или его окисленная, иди восстановленная форма, илн та и другая. Значение потенциала, при котором происходит переход флуоресценции индикатора, зависит от кислотности среды. Предложены для применения следующие индикаторы этой группы а-нафтофлавон, риванол, родамин 6Ж, родамин С, трипафлавин, флуоресцеин, фосфин. При титровании растворами брома, иода или церия (IV), бромата, гипохлорита, перманганата можно определять железо (II) и олово (II), мышьяк (III),сурьму (III) и титан (III), ванадий (IV) и молибден (IV). [c.285]

Ковалентная составляющая в связях соединений меди, серебра и золота с электроотрицательными элементами выше, чем у щелочных металлов. Склонность соединяться с водородом и образовывать гидриды ионного типа невелика и такие соединения очень непрочны. Элементы подгруппы 1В образуют значительно больше труднорастворимых соединений, чем щелочные металлы. Высокая ковалентная составляющая обусловливает низкую растворимость оксидов, гидроксидов, сульфидов и невысокие растворимости хлор-, бром- и иодпроизводных однозарядных катионов элементов подгруппы 1В. Высокое значение ионизационного потенциала и меньшее, чем у щелочных металлов, различие между радиусами ионов и атомов указывает на более положительное значение их окислительно-восстановительных потенциалов. Сверху вниз по подгруппе окислительно-восстановительный потенциал растет. В водных растворах нормальный потенциал у всех элементов положительнее водорода. По отношению к кислороду потенциал у Си и Ag — отрицательный, а у Аи — положительный. Поэтому элементы этой подгруппы не вытесняют водород из растворов его нонов и выделяются при электролизе водных растворов солей в отсутствие перенапряжения водорода. Из-за того, что окислительно-восстановительный потенциал у Си и Ag отрицательнее кислорода, а у Аи — положительнее, металлы встречаются в природе в самородном состоянии, а Си и Ag еще и в виде соединений. [c.282]

Наиболее сильным окислителем в кислой среде является марганцево-кислый калий. Тем не менее опыт показывает, что нельзя ограничиться применением только одного этого рабочего раствора. Высокий окислительный потенциал системы Мп07/Мп "" (в кислой среде) является иногда недостатком, так как способствует образованию активных промежуточных продуктов в результате возникают сопряженные реакции окисления. Поэтому в ряде случаев вместо марганцевокислого калия удобнее пользоваться двухромовокислым калием (с дифениламином или фенилантраниловой кислотой в качестве индикатора) или ванадиевокислым аммонием. В других случаях реакция между определяемым веществом и ионом перманганата идет не стехиометрически. Так, в реакции со многими органическими веществами перманганат может, при длительном взаимодействии, окислить их полностью, например до СО и Н О. Однако реакция идет довольно медленно, а образование промежуточных стадий не имеет резкого ступенчатого характера. Поэтому при определении некоторых органических соединений вместо марганцевокислого калия применяют бромноваго-кислый калий, йод или другие окислители. Эти окислители имеют более низкий потенциал и окисление не идет так далеко, как при действии перманганата. Однако бром илн йод взаимодействуют с молекулами мног их органических веществ довольно быстро и в точных стехиометрических отношениях. Таким образом, ряд обстоятельств обусловливает необходимость применения различных окислителей в зависимости от конкретных условий. [c.365]

В безводном ацетоне натриевое производное N-хлорамида л-толуолсульфокислоты (хлорамин-Т) почти количественно реагирует с сульфидами, давая соответствующие сульфилимины [493]. В водных растворах в зависимости от кислотности среды, концентрации реагентов и других факторов хлорамин-Т действует на сульфиды как окислитель, и конечным продуктом реакции может быть сульфоксид, сульфон или смесь обоих веществ [512]. Механизм реакции окисления хлорамином до-стоверно не установлен. Предположения по этому поводу высказаны различными авторами [493, 513—517]. Б. Н. Афанасьев [513] определил нормальный окислительно-восстановитель-ный потенциал хлорамина-Т и нашел его равным + 0,90 в в нейтральной и +1,52 в — в кислой среде. Несмотря на вько-кий окислительный потенциал в кислой среде, прямое потенциометрическое титрование сульфидов этим окислителем в силу медленного протекания реакции и трудности получения обратимой электродной системы оказалось хуже потенциометрического титрования бромом [512]. [c.69]

Косвенные методы. Вещества, которые относятся к группе окислителей (окислительно-восстановительный потенциал систем которых больше обрабатывают иодидами калия или натрия, а затем оттитро-йывают выделившийся при этом в эквивалентном количестве элементарный иод стандартным раствором тиосульфата натрия. Такие методы определения называют методами косвенного иодометрического определения. Этим путем определяются перманганаты, хроматы, бихроматы, иодаты, элементарные хлор и бром, ионы меди, двуокиси свинца и марганца и другие окислители. [c.208]

Для лучшего понимания действия окислительно-восстанови-гельных индикаторов разберем еще отношение к окислителям индикатора бензидина. Бензидин NH2 6H4 6H4NH2, как и многие другие производные дифенила, при действии окислителей интенсивно окрашивается. В нейтральном, очень слабокислом (pH = 6) или слабощелочном растворе образуется темносинее вещество в сильнокислых растворах большинство окислителей превращает бензидин в желтоокрашенное соединение. Это следует учитывать при применении бензидина в качестве реактива для качественного открытия хлора в воде чувствительность реакции и устойчивость получаемой окраски зависят от концентрации водородных ионов. Кроме хлора, также и другие окислители хромат, гексациано-феррат (III) и бром окрашивают бензидин в синий или фиолетовый цвет. Чисто водные растворы иода также вызывают синюю окраску бензидина, но растворы иода, содержащие иодистые соли, не реагируют с бензидином. Добавление иодистой соли настолько снижает окислительный потенциал иода, что он уже не окисляет бензидина. [c.135]

I S. В U g а г S Z к у, Z. anorg. hem. 10, 387 (1895). См. также И. Е. Орлов, О. Кирьянова, Т. Ксенофонтов а, Химико-фармацевтическая промышленность № 2, 72 (1933) и И. Е. Орлов, Методы анализа рапы и буровых вод п контроль производства иода и брома, ГОНТИ. 1939. В методе И. Е. Орлова окисление бромид-ионов до свободного брома производится двуокисью марганца в присутствии сульфата марганца, понижающего окислительный потенциал последней. При этом пониженном значении окислительного потенциала бромид-ионы окисляются, а хлорид-ионы окислению не подвергаются. Повидимому, метод Орлова является наиболее точным способом разделения бромидов и хлоридов. Доп. ред. [c.326]

Домашняя подготовка. Природные соединения галогенов. Способы получения галогенов в лаборатории и промышленности. Физические свойства. Строение атомов галогенов. Характеристика их окислительно-восстановительных свойств. Сродство к электрону и ионизационный потенциал. Валентность галогенов. Гидролиз хлора, брома и иода в водных растворах. Способы получения гало-геноводородов. Растворимость их в воде. Кислородные соединения галогенов. Хлорная известь, ее свойства и применение. Хлорноватая кислота и ее соли. Сравнительная характеристика кислородных соединений галогенов. Применение галогенов и их соединений. [c.180]

Так, хлор способен окислить бром и йод, так как окислительный потенциал пары Е-гсГ/а, —+1,36 в, а соответствуюнгие окислительные потенциалы Я >вг ]>г, ==-Ь 1,07 е и Е 2,т- ,ь = [c.295]

Аналогичная ситуация встречается при анодном бромирова-нии антрацена и нафталина в сухом ацетонитриле, содержащем бромид тетраэтиламмония [9]. Применение метода ЭКП к раствору антрацена и бромида тетраэтиламмония при потенциале 0,8 В относительно Ag/Ag+, при котором происходит разряд бромид-иона, дает лишь небольшое количество 9-бромантраце-на, вероятно, в результате химического бромирования антрацена. При электродном потенциале 1,2 В, что превышает окислительный потенциал антрацена, 9-бромантрацен является основным продуктом. Аналогично при электродном потенциале 1,6 В, превышающем окислительный потенциал 9-бромантрацена, помимо этого продукта образуется и 9,10-дибромантрацен. Таким образом, продукты бромирования возникают в результате электродного процесса, включающего участие ароматического соединения, а не по реакции электрохимически генерированного брома с нейтральным органическим субстратом. [c.58]

Путем измерения временной зависимости окислительного потенциала раствора были определены кинетические характеристики реакций бромирования К,Г1-диалкиламинов. Ароматические амины быстро реагируют в водных растворах с бромом, поэтому до работ Билла и Пэндсена [0] не было надежных данных по кинетике этих процессов. При введении в реакционную смесь ионов брома на платиновом электроде, погруженном в раствор, возникает устойчивый потенциал, воспроизводимый в интервале концентраций Бг от 10 до 10 М. Применение растворов с малыми концентрациями позволило проводить реакцию в области достаточно низких значений скоростей. Авторы [9] показали, что при избытке амина зависимость окислительный потенциал — время линейна. Это позволило сделать вывод о первом порядке реакции относительно концентра- [c.292]

Висмут (свойства см. на стр. 397) — блестящий металл белого цвета с красноватым оттенком (й = 9,80). Он хрупок и поэтому легко измельчается. Висмут имеет такую же кристаллическую решетку, как сурьма и мышьяк, которым он изоморфен (каждый атом решетки имеет три ближайших соседних атома на расстоянии 3,10 Л и три более удаленных соседних атома на расстоянии 3,47 А). Он проводит электрический ток, но хуже, чем истинные металлы (1,4% по отношению к электропроводности серебра). При комнатной температуре висмут не реагирует с кислородом воздуха. При температуре красного каления горит, образуя окись В120з. В тонкоизмельченном состоянии висмут взаимодействует с хлором, как сурьма и мышьяк,— накаливается добела и образует хлорид В1С1з. При нагревании он реагирует также с бромом, иодом и серой. Висмут не растворяется в разбавленных соляной, бромистоводородной и серной кислотах (так же как и сурьма), поскольку имеет более низкий, чем водород, окислительный потенциал (см. стр. 229). При растворении в концентрированной серной кислоте он окисляется при этом происходит образование ЗОз- [c.454]

Соли трехвалентного хрома могут быть окислены до бихроматов в кислой среде сильными окислителями, окислительный потенциал которых больше 1,36 б. Такими окислителями являются персульфат-ион — и перманганат-ион MnOi. Для окисления хрома в щелочной среде могут применяться более слабые окислители хлор, бром, перекись водорода и др., окислительные потенциалы которых больше — 0,12 б. Процесс окисления трехвалентного хрома в соединения шестивалентного хрома сопровождается изменением окраски раствора зеленые или сине-фиолетовые растворы трехвалентного хрома приобретают желтую окраску (цвет СгО ) или оранжево-красную (цвет СгаО ). [c.113]

Выполнение. В один стакан поместить раствор К1, в другой — КВг. Затем в оба стакана добавить несколько миллилитров раствора HNO3. В первом стакане появляется слабо-желтая окраска. Происходит выделение иода. При приливании крахмала появляется более заметная синяя окраска раствора. В этом стакане прошла окислительно-восстановительная реакция. Во втором стакане жидкость остается бесцветной. Реакция не идет, и бром не выделяется. В двух других стаканах испытать действие более сильного окислителя (обладающего большим значением потенциала). К раствору KI в одном стакане и КВг в другом добавить несколько миллилитров подкисленного раствора КМПО4. В этом случае будет наблюдаться выделение не только иода, но и брома. [c.90]

Наиболее удобным является способ прямого титрования бромата раствором соли Мора с применением платинового индикаторного и каломельного электрода сравнения, не требующий создания инертной атмосферы. В среде 10 М Н3РО4, вводимой в качестве комплексующей добавки, формальный окислительно-восстанови-тельный потенциал реагирующих систем составляет (й) ВЮ3/ВГ2 -Ь1,34, Вгз/Вг +1,10 и Fe(III)/Fe(II) +0,43. Существующие различия потенциалов достаточны для количественного протекания реакций, что и используется в потенциометрическом методе определения броматов [914]. ТЭ предпочтительнее определять по первому скачку потенциала, так как электрохимическое равновесие устанавливается практически мгновенно и погрешности за счет улетучивания брома незначительны. Относительное стандартное отклонение результатов титрования бромат-ионов в среде 10,5 М Н3РО4 составляет +0,20%. [c.129]

ЭТО оказалось возможным благодаря тому, что концентрацию брома до 10" М можно определить по величине окислительно-восстановительного потенциала па полированном платиновом электроде, а концентрацию свободного амина можно понизить до 10 М добавлением серной кислоты [1]. Низкие концентрации брома также можно определить либо измерением тока насыщения между вращающимся платиновым катодом и неподвижным платиновым анодом [2], либо путем электролитической генерации брома известным малым током [3]. Этими методами были определены константы скорости для различных ароматических алкил-аминов [1], олефинов [3],фенолов [2,4], анизолов [4]иенолов [5]. [c.25]

Следующей туи ыв в развитии гэлектроврганической химия является исследование процесса анодного замещения, который гораздо менее изучен, чем процессы электролитического окисления и восстановления. Однако здесь имеются некоторые важные факторы, которые следует считать тесно связанными с окислительно-восстановительными процессами. Во-первых, при анодном замещении не происходит в явном виде изменения числа электронов в продукте замещения. Во-вторых, атом водорода в молекуле замещается другим атомом или группой, например, атомом галоида или нитрогруппой, которые выделяются из раствора в процессе электролиза. Обычно считают, что существуют три процесса, при которых может происходить такое замещение. Первый процесс вызывается тем, что при окислении вещества в растворе образуются активные агенты, вступающие в реакцию с органическим соединением. Этот тип процесса по существу является электрохимическим по своей природе и должен зависеть от потенциала анода, плотности тока и материала электрода. Кроме того, в этом случае соединение должно вести себя как типичный деполяризатор, понижая потенциал электрода, и полученные в результате этого процесса продукты могут отличаться от получаемых обычными химическими методами. Вторая группа процессов аналогична химической реакции, и роль электрического тока заключается только в выделении замещающего агента за счет какого-либо из веществ, содержащихся в растворе. Так, например, только выделение брома из раствора бромистой соли зависит от пропускаемого тока, способность же брома вступать в реакцию замещения не зависит ни от потенциала анода, ни от материала электрода. Рез , льтат в этом случае будет по существу тот же, что и при простом барботировании брома через раствор органического соединения. Третий тип процессов, при котором происходит реакция замещения, связан с высокой концентрацией активного вещества на поверхности [c.151]

Стандартный окислительно-восстановительный потенциал фтора (2,85 В) свидетельствует, что фтор — сильнейший окислитель. Энергия ионизации у фтора высокая, но по величине сродства к электрону 350,7 кДж/г-атом он занимает промежуточное положение хмежду хлором (370 кДж/г-атом) и бромом (345 кДж/г-атом). Это является следствием относительно легкой диссоциации молекулы фтора. Чтобы заставить молекулу Рг распадаться на атомы, достаточно затратить всего 158,4 кДж/моль. Относительная легкость диссоциации объясняется взаимным отталкиванием 16 электронов (по 8 у каждого атома), которые не принимают участия в образовании химической связи и могут занимать только разрыхляющие орбитали. Атомы Р небольшие, расстояние между ними невелико, внутренних свободных d-орбиталей (которые могли бы служить, как у хлора, для образования дативных связей) у фтора нет все это обусловливает легкую диссоциацию и необычно высокую активность фтора. [c.236]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология