Нейтральная окисления восстановителей

Метод перманганатометрии основан на реакциях окисления восстановителей ионом перманганата. Окисление может проводиться как в кислой, так и в щелочной (или нейтральной) среде. [c.378]

В перманганатометрии применяют также растворы восстановителей— соли Ре(И), щавелевую кислоту и некоторые другие — для определения окислителей методом обратного титрования. Соединения Ре(II) на воздухе медленно окисляются, особенно в нейтральном растворе. Подкисление замедляет процесс окисления, однако обычно рекомендуется перед применением раствора Ре(II) в анализе проверить его титр. Оксалаты и щавелевая кислота в растворе медленно разлагаются [c.273]

Цинк по сравнению с железом обладает большей способностью к передаче ионов в раствор, поэтому приобретает отрицательный заряд, переходящий на железо. Возникающая высокая концентрация электронов па железе препятствует переходу железа в виде ионов в раствор, что уже защищает железо от растворения (коррозии). Так как переход ионов железа в раствор ограничен, поверхность железа не закрыта слоем ионов железа (двойной электрический слой) и электроны на железе беспрепятственно участвуют в.реакции с водой в нейтральной и щелочной средах или с ионами водорода в кислой среде. В результате на железе выделяется водород. Слой водорода (атомарного или молекулярного) препятствует не только подходу к поверхности железа коррозионно-агрессивных веществ, но и окислению его поверхности (водород—восстановитель ). [c.378]

Согласно электронной теории окислением называется потеря электронов атомом, молекулой или ионом (2п — 2е - 2п +), восстановлением — присоединение электронов атомом, молекулой или ионом (С12-Ь2е ->-2СГ ). Окислителем называется нейтральный атом, молекула или ион, принимающие электроны, восстановителем— нейтральный атом, молекула или ион, отдающие электроны. Окисление и восстановление — взаимосвязанные процессы. Когда одно вещество окисляется, то другое восстанавливается, и наоборот. [c.27]

Группа восстановителей. Восстановителями могут быть нейтральные атомы, отрицательно заряженные ионы неметаллов, положительно заряженные ионы металлов в низшей степени окисления, сложные ионы и молекулы, содержащие атомы в состоянии промежуточной степени окисления, электрический ток на катоде и др. (см. табл. 17). [c.93]

Однако и ионы в низшей степени окисления (или катионы), обладая большим запасом энергии, чем нейтральные атомы, могут проявлять окислительные свойства при взаимодействии с типичными восстановителями, например [c.98]

Реакции окисления — восстановления в различных средах. Реакции окисления — восстановления могут протекать в кислой, нейтральной или щелочной среде, т. е. в уравнение реакции, кроме восстановителя и окислителя, вводится кислота, щелочь или вода. Составление уравнений реакции этого типа усложняется тем, что следует найти не только коэффициенты для восстановителя и окислителя, но и для молекул среды. [c.199]

Окисление в нейтральном или щелочном растворе с сильным восстановителем идет по схеме [c.239]

Если в качестве восстановителя применяется отрицательно заряженный ион того же галогена, то процесс восстановления-окисления протекает до нейтральной молекулы, например [c.311]

Своеобразным восстановителем является тиосульфат натрия. В зависимости от силы окислителя могут образовываться разные продукты окисления. Так, при медленном окислении тиосульфата в кислом или нейтральном растворе кислородом воздуха часть серы окисляется до свободного состояния [c.20]

Как видно из схемы, до начала реакции тяжелый кислород входил в состав хлорноватистой кислоты, а вступающий в реакцию-нитрит-ион содержал только обычный кислород. Исследование продуктов реакции показало, что тяжелый кислород (через стадию быстро протекающей реакции образования промежуточного комплекса с мостиковым атомом Ю) перешел к азоту, а связь хлора с кислородом заменилась на связь хлора с водородом. Превращение данного типа (N02 ->N03 ) обычно рассматривают как процесс окисления атома элемента, образующего оксо-анион, т. е. как процесс, сопровождающийся потерей электронов-окисляющимся атомом, азот (И1) теряет два электрона. Однако в данном и, по-видимому, в очень многих аналогичных случаях окисление не связано с переносом электронов с восстановителя на окислитель. Изменение же степени окисления, фиксируемое в этом процессе, является лишь результатом переноса нейтрального атома кислорода от молекулы хлорноватистой кислоты на нитрит-ион. Подобное же явление установлено для процессов окисления сульфит-ионов до сульфат-ионов анионами гипохлорита, хлорита, хлората и бромата. [c.324]

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]

Сероводород — очень сильный восстановитель. Это его важное химическое свойство можно объяснить так. В растворе НаЗ содержатся ионы З (см. диссоциацию НаЗ, стр. 225). Ионы 3 " легко отдают электроны, превращаясь в нейтральные атомы серы (процесс окисления НаЗ). Электроны принимают молекулы кислорода воздуха (процесс восстановления Оа) [c.226]

Окисление. Реакции, в результате которых изменяется валентность реагирующих веществ, называются окислительновосстановительными, или реакциями окисления. При этих реакциях одни атомы приобретают электроны на свою внешнюю валентную электронную оболочку — восстанавливаются, а другие теряют их — окисляются. В процессе реакции между электростатически нейтральными атомами железа и кислорода железо теряет два электрона, а кислород их приобретает Ре°-Ь - - О Ре2+ 02 . При этом железо окисляется, а кислород восстанавливается. Атом, присоединяющий электроны, называется окислителем (кислород), а отдающий их — восстановителем (железо). Число электронов, отданных восстановителем в процессе реакции, равно общему числу электронов, присоединенных окислителем. [c.129]

Кроме перечисленных индикаторов, применяют нейтральный красный ( о=0.24 в), метиловый синий ( (,=0,53 в) и др. Все эти индикаторы являются обратимыми, т. е. при избытке окислителя окрашиваются, а при> избытке восстановителя обесцвечиваются или наоборот. При окислении или восстановлении молекула индикатора не разрушается, лишь меняет строение. [c.190]

С различием стабильности производных в степенях окисления +3 и +5 связаны и закономерности изменения окислительно-восстановительных свойств в этих рядах. Так как в ряду Аб(+3) — 8Ь(+3) — В1(+3) увеличивается стабильность соединений, то в этом же направлении уменьшаются восстановительные свойства. Так, производные Аз(+3) в нейтральной и щелочной среде являются довольно сильными восстановителями, легко переходя в более стабильные производные Ав(Ч-5). [c.422]

Хром попадает в природные воды со сточными водами некоторых машиностроительных, химических производств и кожевенных заводов. В них хром может встречаться в виде трехвалентного катиона или в виде анионов хромат- или бихромат-ионов. Трехвалентная форма хрома устойчива, и в обычных условиях нельзя предполагать окисления трехвалентного хрома (III) до хрома (VI). В растворенном виде хром, (1И) присутствует только в кислой среде. В нейтральной и щелочной средах он гидролизуется с выделением гидроокиси хрома (1П). Комплексообразующие вещества препятствуют гидролизу. Хром (VI) может встречаться в щелочных растворах в виде хромат-ионов, в кислых растворах — в виде бихромат-ионов. Б этой форме хром (VI) устойчив в водах, не содержащих восстановителей, если же восстановители присутствуют, то происходит восстановление его до хрома (III). В твердой фазе присутствует преимущественно гидроокись хрома (III). [c.146]

Рассмотрение приведенных выше двух примеров окисления перманганатом калия показывает, что разложение окислителей при окислении происходит не всегда одинаково. У перманганата калия в нейтральном или слабокислом растворе оно протекает иначе, чем в сильнокислом. Равным образом и для других окислителей и восстановителей характер реакции окисления и восстановления иногда изменяется в зависимости от условий их проведения. В некоторых случаях одно и то же вещество в зависимости от условий может даже действовать то как окислитель, то как восстановитель. Интересным примером этого является перекись водорода, реакционная способность которой обусловливается ее стремлением превращаться в воду. Эта реакция может идти как в соответствии с уравнением [c.817]

Одним НЗ методов окислительно-восстановительного титрования является перманганатометрия. Метод перманганатометрии основан на реакциях окисления восстановителей перманганатом калия. Чаще всего титрование проводят в кислой среде. Это обусловлено тем, что в кислой среде МПО4-ИОН, окрашивающий раствор в розовый цвет, восстанавливается до бесцветного иоиа что позволяет достаточно точно фиксировать точку эквивалентности титрования без применения индикаторов. Кро.ме того, окислительная способность перманганата в кислой среде несравненно выше и, следовательно, область применения шире, чем в нейтральной и щелочной средах. [c.104]

В основе метода лежит окисление растворов восстановителей перманганатом калия КМпО<. Окисление восстановителей можно проводить в различных средах, причем маргаиец(УП) восстанавливается в кислой среде до Мп2+-ионов, в нейтральной — до марганца (IV) и в щелочной — до марганца(VI). Обычно в методе перманганатометрии проводят реакцию в кислой среде. Индикатором служит са.м перманганат, окрашенный в красно-фиолетовый цвет. Конец реакции легко определяется по изменению окраски от одной избыточной капли перманганата. В кнслой среде титруемый раствор окрашивается в розовый цвет за счет избыточных [c.308]

В кислой среде в ионное уравнение реакции могут быть включены молекулы воды и ионы водорода, в щелочной — молекулы воды и гидроксильные ионы. В нейтральной среде в левую часть уравнения кроме окислителя и восстановителя могут входить только молекулы воды, а в результате реакции могут получаться как ионы Н+, так и ионы 0Н . Разберем электронно-ионную схему на примере окисления сульфита натрия перманганатом калия в различных средах. Сульфит натрия окисляется до сульфата Ыа2804, а КМПО4 восстанавливается до различных степеней окисления в зависимости от pH. [c.130]

Торможение реакций окисления — восстановления происходит также в том случае, когда степени окисления окислителя и восстановителя изменяются неодинаково. При этоМ перехода электронов невозможен в ходе одной бимолекулярной реакции, а требует протекания ряда бимолекулярных реакций или реакг ций вьтсшего порядка. В первом, случае образуется нейтральный проме жуточный продукт, имеющий большой запас энергии, во втором случае необходимо столкновение более чем двух реагирующих частиц, вероятность которого мала. Ускорить реакции в принципе можно катализом или индуцированием. [c.159]

В зависимости от среды — кислой, нейтральной или щелочной — марганец (VII) восстанавливается до различных степеней окисления. В кислой среде ион МпО переходит в ионМп +, в нейтральной, слабощелочной и слабокислой — в МпОг, в снльнощелочной при недостатке восстановителя — в ион МпО . [c.225]

В общих чертах Вы уже знакомы с окислительно-восстановительными реакциями, умеете составлять их уравнения и расставлять коэффициенты, применяя метод электронного баланса. Реакции в растворах отличаются от других реакций этого класса только тем, что и окислитель, и восстановитель могут быть диссоциированы на ионы, также, как и продукты реакции. В этом случае удобнее пользоваться для уравнивания реакции методом электронно-ионного баланса, который будет рассмотрен ниже. В методе электронно-ионного баланса вся реакция разделяется на две полуреакции, одна из которых соответствует процессу восстановления, а другая -окислению. В левой и правой частях полуреакции находятся реально существующие ионы или малодиссоциирующие вещества, записанные в молекулярном виде. Продукты реакции сильно зависят оттого, в какой среде проводится процесс. Так, например, сильный окислитель перманганат-ион в кислой среде восстанавливается до иона марганца Мп , в нейтральной - до оксида марганца (IV) МпО , а в щелочной - до макгапат-иона МпО (см. табл. 6). [c.141]

Солеобразные соединения Мп(+3) характеризуются неустойчивостью. В водных растворах они легко гидролизуются, диспропорционируют по схеме 2Мп(+3)=Мп(+2)+Мп(+4). В присутствии окислителей и восстановителей легко переходят в соединения марганца с более высокой и более низкой степенью окисления. В кислой среде Мп(+3) довольно сильный окислитель [ °(Мп= +/Мп2 ) = = 1,51 В]. В нейтральных и щелочных средах Мп(-ЬЗ) — восстановитель. Стабильность Мп(+3) повышается за счет комплексообразования. Если сульфат Мп2(304)з неустойчив, то комплекс Мп2(504)з- На304-6Н20, двойные соли типа квасцов 52804 Мп2(504)з-24Н20 и комплекс [Мп(СМ)в] вполне стабильны. Последний является единственным примером низкоспинового комплекса для Мп(+3). [c.385]

К этой группе восстановителей относятся бескислородные кислоты и их соли, а также гидриды щелочных и щелочноземельных металлов (NaH, aHj и др.). Молекулы этих восстановителей содержат отрицательно заряженные элементарные ионы, способные терять электроны и переходить в состояние нейтральных атомов или молекул или претерпевать дальнейшее окисление. [c.174]

Восстановление перекисных соединений солями двухвалентных железа и олова, трехвалентного титана и иодистоводородной кислотой ведут в кислой среде, в которой перекисные соединения, особенно гидроперекиси, неустойчивы и легко разрушаются. Кроме того, эти восстановители легко окисляются кислородом воздуха. Определение активного кислорода с использованием мышьяковистой кислоты в практически нейтральной среде без заметного разрушения гидроперекисей и без одновременного окисления кислоты кислородом воздуха позволяло предполагать, что арсенометрический метод окажется наиболее точным и удобным. [c.221]

II) имеет ряд преимуществ для промышленности по сравнению с другими описанными методами, где в качестве восстановителей для превращения I в П применяют цинковую пыль в соляной кислоте, сернистый натрий в нейтральной или щелочной среде, каталитические или электрохимические методы. Хлорное железо для окисления II в III имеет преимущество по сравнению с другими окислителями, например с хромовой кислотой, поскольку даже при избытке хлорного железа не происходит дальнейшего окисления Р-нафтохинона (III) до фталевой кислоты. Используемый в синтезе метод превращения р-нафтохинона (III) в изонафтазарин (IV) с гипохлоритом натрия аналогичен описанному ранее процессу с применением хлорной извести, но исключает необходимость фильтрования раствора хлорной извести и позволяет точнее дозировать количество окислителя. Другие описанные в литературе способы получения изонафтазарина (IV) из [c.59]

Из восстановителей, употребляемых в щелочном растворе, необходимо отметить гидросульфит Na2S204, который, правда, не имеет значения для практики производственного восстановления нитросоединений, но находит большое применение в лаборатории для восстановления особенно азокрасителей, при выяснении их строения и природы их составляющих. Работа ведется в нейтральном или слабощелочном водном или спиртовом растворе Восстановительное действие гидросульфита основано на легком протекании его окисления в водных растворах по двум направлениям — преимущественно [c.152]

Броматы щелочных металлов получают с количественным выходом при взаимодействии брома с растворами щелочей, нагретыми до 50° С, или анодным окислением бродгидов. Их нейтральные водные растворы вполпе устойчивы в отсутствие восстановителей, а твердые соли разлагаются с выделением кислорода при сильном нагревании. Облучение броматов нейтронами ведет к образованию изотопа в различных состояниях окисления ВгОз, BrOj, [c.33]

Выполнение определения. Навеску О,И—6,15 г сплава, взвешенную с точностью до 0,0002, растворяют в 20 мл серной кислоты (1 5) в стакане емкостью 100 мл. Затем прибавляют 15мл воды и бросают в раствор кусочек стружки чистого алюминия, чтобы предупредить окисление и последующее растворение осадка меди. Раствор кипятят 5 мин, фильтруют через подготовленный фильтр в чистую колбу емкостью 200 мл. Осадок и фильтр быстро промывают горячей водой до нейтральной реакции по бумаге конго, собирая промывные воды вместе с фильтратом. Общий объем раствора при этом не должен превышать 70—80 мл. К раствору добавляют 10 мл соляной кислоты (1 1) и нагревают до кипения. В кипящий раствор вносят приблизительно 0,02 г стружки металлического алюминия и кипятят до полного растворения восстановителя, но не дольше. [c.381]

Ионы электролита, достигая соответствующего электрода (катионы— катода, а анионы — анода), в результате взаимодействия с ним уменьшают свой заряд, большей частью теряя его и превращаясь в нейтральные атомы или атомные группы, которые или отлагаются на электроде, или, будучи в свободном состоянии неустойчивости, вступают в какую-либо вторична/ю реакцию между собой, с молекулами растворителя, с другими растворенными веществами или, наконец, с материалом электрода. Такие вторичные реакции могут быть самыми разнообразными. Следует заметить при этом, что как первая фаза процесса, так и весь процесс в целом всегда являются окислительно-восстановительной реакцией. Анод (положительный электрод) обладает меньшим числом электронов, чем его материал в нейтральном состоянии. Поэтому он должен интенсивно отнимать электроны, т. е. анод всегда является окислителем. Катод же (отрицательный электрод) обладает избыточными электронами по сравнению с его материалом в нейтральном состоянии. Поэтому он, наоборот, легко отдает электроны, т. е. катод всегда является восстановителем. Оба эти пропегса — анпд-ное окисление и катодное восстановление — и составляют основу процесса электролиза. [c.438]

Джонс и Свифт для окисления фосфита устанавливали строго нейтральную среду, пользуясь фосфатным буфером окисление гипофосфита авторы проводили в 1,5 М НС1. Обе реакции происходили сравнительно медленно. Общее количество восстановителя можно установить, если дать возможность иоду прореагировать в кислой среде в течение 3,5 ч, затем добавить буфер до нейтральной реакции и продолжить окисление еще в течение 1 ч. С помощью отдельного определения можно установить количество фосфита, окисляя его в нейтральной среде, а количество гинофосфита найти по разности. [c.447]