7 , , . . , , . Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2 (g) Zn 2 Cu + HCl -> , , , . , , . 8 ~1 . . : u HNO3 - , , . . 9 2 3 CuSO4 , , , , . CuSO4 + Zn = Cu + ZnSO4 Zn u 10 KMnO4 K2Cr2O7 ~0,5 KMnO4 Na2SO3 5Na2SO3+3H2SO4+2KMnO4=5Na2SO4+2MnSO4+K2SO4+3H2O : MnO4-+ 8H++ 5e- Mn2++ 4H2O : SO32- + H2O - 2e- SO42- + 2H+ 2MnO4- + 6H+ + 5SO32- 2Mn2+ + 3H2O + 5SO42- 11 ~0,5 2 KMnO4 . Fe2+. MnO4- . 2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O 10 MnO4- (aq)+ 10 Fe2+ (aq)+ 8 H+(aq) 2Mn2+(aq) +5 Fe3+(aq) + 28H2O (l) Mn 7+ +5e- Mn 2+ 1 Fe2+ - 1e- Fe3+ 5 12 K2Cr2O7 (1-2 ) ~ 1 Fe2+. . : 6 FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4 --> 3 Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
Redoksreaktsiooniga tasakaalustamine, ioonvõrrand Võtame näiteks ühe reaktsiooni, mis oli meil vaja ka keemia aluste protokollis teha. KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 => MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O Leiame, millised ained muutuvad vesilahuses ioonideks. Just vesilahuses, kuna kogu reaktsioon toimub vesilahuses. K:MnO4 + Na2:SO3 + H2:SO4 => Mn:SO4 + Na2:SO4 + K2:SO4 + H2O See millised soolad on lahuses ioonide kujul, saab näha lahustuvuse tabelist. Siit näeme, et Na2SO3, MnSO4, Na2SO4 ja K2SO4 on kõik märgitud L ehk lahustuvad. KMnO4 pole küll siit tabelist näha aga kui mäletate siis me kasutasime seda ainet vesilahusena praktikumis. Lisaks kui tabelit vaadata, siis näete, et tabelis on kõik K ja Na soolad lahustuvad. Üleüldiselt on väga vähe K ja Na sooli mis ei
Ekstraheerida tõmbe all tolueeniga. Enne tolueeniga ekstraheerimist oli lahus pruunikashall, pärast oli tolueeni juures roosa. 2𝐼 − − 2𝑒 − → 𝐼2 oksüdeerija 2𝐻 + + 2𝑒 − → 𝐻2 redutseerija 2𝐾𝐼 + 2𝐻2 𝑆𝑂4 + 2𝑁𝑎𝑁𝑂2 → 𝐼2 + 2𝑁𝑂 + 𝐾2 𝑆𝑂4 + 𝑁𝑎2 𝑆𝑂4 + 2𝐻2 𝑂 Mn-ühendite reaktsioone, keskkonna pH mõju Tekkiva ühendi kindlakstegemisel arvestada, et MnO4 – annab lahusele lilla ja MnO4 2– rohelise värvuse, Mn2+ sisaldav lahus on värvitu ning MnO2 moodustab pruuni sademe. Katses 3 tuli võtta katseklaasi 1-2 mL destilleeritud vett, lisada 1 tilk MnSO4 lahust ja ~1 mL kontsentreeritud lämmastikhapet. Lisada pisut tahket NaBiO3. Lahuse värvus muutus lillaks, seega lahuses on MnO4- ühend. 2𝑀𝑛𝑆𝑂4 + 5𝑁𝑎𝐵𝑖𝑂3 + 16𝐻𝑁𝑂3 → 2𝐻𝑀𝑛𝑂4 + 5𝐵𝑖(𝑁𝑂3 )3 + 2𝑁𝑎2 𝑆𝑂4 + 𝑁𝑎𝑁𝑂3 + 7𝐻2 𝑂
Elektroodpotensiaal, definitsioon- Elektrokeemilise ahela potentsiaal on vahe üksikute elektroodide potentsiaalide vahel E = Ekatood Eanood Nernsti võrrand- Kontsentratsiooni mõju elektroodpotentsiaalile. Elektroodpotentsiaal näitab, mil määral elektrokeemilises ahelas eksisteerivad kontsentratsioonid erinevad nende tasakaalukontsentratsioonidest. Pöörduva poolreaktsiooni korral: aA + bB + ne- = cC + dD Asendades arvud saadud valemisse ja 25 oC juures MnO4- + 5 e- + 8H+ = Mn2+ + 4 H2O · Elektroodi standardpotentsiaal E0 · Elektroodi formaalpotentsiaal ( ehk tinglik potentsiaal) Ef · Elektrokeemiliste ahelate skeem · CuCuSO4 (1M) AgNO3 (1M) Ag · CuCu2+ (1M) Ag+(1M)Ag · Elektrokeemilise ahela potentsiaal · E = Ekatood - Eanood Negatiivne ahela potentsiaal tähendab et ahel on elektrolüütiline. Positiivne potentsiaal tähendab, et ahel on galvaaniline. Elektroodi standarpotensiaal- standartingimustel?
Cu2+ + 2e- + SO42- + Zn – 2e- = Zn2+ + SO42- + Cu Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu↓ KMnO4 ja K2Cr2O7 reaktsioone Katse 10. Valada katseklaasi ~0,5 ml KMnO4 lahust ja lisada sama kogus lahjendatud H2SO4 lahust ning spaatliga tahket Na2SO3 kuni värvuse valastumiseni (värvituks muutumiseni). KMnO4(aq) + Na2SO3(s) +H2SO4(aq) → MnSO4(aq) + 5Na2SO4(aq) + K2SO4(aq) +3H2O(l) Lillakas-roosa värvi lahus Na2CO3 lisamisega muutub värvusetuks. MnO4- + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O ‖⋅2 SO32- + H2O – 2e- → SO42- + 2H+ ‖⋅5 (oksüdeeria – liidab elektrone) (redutseeria – loovutab elektrone) 2MnO4- + 16H+ + 10e- + 5SO32- + 5H2O – 10e- → 2Mn2+ + 8H2O + 5SO42- + 10H+ 2MnO4- + 6H+ + 5SO32- → 2Mn2+ + 3H2O + 5SO42- 2KMnO4 + 5Na2SO3 +3 H2SO4 → 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + +3H2O Katse 11. Valada katseklaasi ~0,5 ml lahjendatud väävelhappelahust ning lisada 2 tilka KMnO 4 lahust.
Kirjutada reaktsioonivõrrand. H NO 2 + H + + e – NO + H 2 O |·2 0,90V – oksüdeerija I 2 2e 2 I 0,54V – redutseerija 2 KI 2 H 2 SO4 2 NaNO2 2 NO K 2 SO4 Na 2 SO4 2 H 2 O I 2 Mn-ühendite reaktsioone, keskkonna pH mõju Tekkiva ühendi kindlakstegemisel arvestada, et MnO4– annab lahusele lilla ja MnO42– rohelise värvuse, Mn2+ sisaldav lahus on värvitu ning MnO2 moodustab pruuni sademe. Katse 5. Võtta katseklaasi 1-2 mL destilleeritud vett, lisada ~0,05 mL (1 tilk) MnSO 4 lahust ja ~1 mL kontsentreeritud lämmastikhapet. Lisada pisut tahket NaBiO 3. Kas lahuse värvus muutub? Kui mitte, siis soojendada lahust nõrgalt. Milline ühend tekkis? Lahus katseklaasis läks lillaks, tekkis NaMnO4
2. mangaanhape ja selle soolad. Mangaan(VI)hape disproportsieerub kohe: 3H2MnO4 2HMnO4 + MnO2 + 2H2O. Mangaan(VII)hape ehk permangaanhape HMnO4. Manganaadid on erinevate mangaanhapete soolad. Esinevad kolme tüüpi manganaadid: 1) Sinine või sinakasroheline manganaat(V)ioon MnO43-, 2) Roheline või mustjas manganaat(VI)ioon MnO42-. 3) Tumevioletne manganaat(VII)ioon ehk permanganaatioon MnO4-. Manganaadid(V) on tuntud Li, Na, K ja Ba puhul, saadakse MnO2 sulatamisel nitritite ja leelistega: MnO2 + NaNO2 + 2NaOH Na3MnO4 + NO + H2O Vesilahustes manganaadid(V) disproportsioneeruvad. Tekib manganaat(VI) ja MnO2) Manganaat(VI) esineb leelismetallide ja Ba sooladena, saadakse Mn(II)soolade või MnO2 sulatamisel ksüeeriva leelisseguga: 2MnO2 + 4KOH + O2 2K2MnO4 + 2H2O
HCL vesinikkloriidhape(soolhape), Cl - kloriidioon HBr vesinikbromiidhape, Br - bromiidioon HI jodiidhape,I - jodiidioon HNO2 lämmastikkushape,NO2 - nime ei tea HNO3 lämmastikhape,NO3 - nitraatioon H2S divesiniksulfiidhape,S2 - sulfiidioon H2SO3 väävlishpe,SO32 - sulfitioon H2SO4 väävelhape,SO42 - sulfaatioon H2CO3 süsihape,CO32 - karbonaatioon H4SiO4 ortoränihape, SiO44 - silikaatioon H3PO4 fosforhape,PO43 - fosfaatioon HMnO4 permangaanhape,MnO4 Veel anioone - OH - hüdrooksiidioon , HCO3 - vesinikkarbonaatioon 3. Hapete liigitus Tugevad, keskmise tugevusega, nõrgad. 4. Happelised oksiidid ja neile vastavad happed Happelised oksiidid, Happed SO2(vääveldioksiid) H2SO3(väävlishape) SO3(vääveltrioksiid) H2SO4(väävelhape) CO2(süsinikdioksiid e. süsinik(IV)oksiid) H2CO3(süsihape) N2O5(dilämmastikpentaoksiid) HNO3(lämmastikhape) P4O10(tetrafosfordekaoksiid) - H3PO4(fosforhape)
e väävlishape H2SO3 SO32- sulfitioon CaSO3 kaltsiumsulfit väävelhape H2SO4 SO42- sulfaatioon CuSO4 vask(II)sulfaat süsihape H2CO3 CO32- karbonaatioon CaCO3 kaltsiumkarbonaat ortoränihape H4SiO4 SiO44- silikaatioon K4SiO4 kaaliumsilikaat fosforhape H3PO4 PO43- fosfaatioon Ca3(PO4)2 kaltsiumfosfaat MnO4- permangaanhape HMnO4 KMnO4 kaaliumpermanganaat permanganaatioon Ülesanded 1. Vali õige: molekulid ei jagune lahuses ioonideks, kõik molekulid jagunevad lahuses ioonideks, osa molekule jagunevad lahuses ioonideks. Tugevad happed on sellised happed, mille kõik molekulid jagunevad lahuses ioonideks Nõrgad happed on sellised happed, mille osa molekule jagunevad lahuses ioonideks 2
rühma(al.Ca)metall reageerib veega nt.2Na+2H2O->2NaOH+H2up.b)IA
rühma või IIA(al.Ca)metallioksiidide reag.veega nt.CaO+H2O->Ca(OH)
Ca laeng on 2.
2 Ei tule H2-te.2)Raskl.aluste saamine:neid aluseid saadakse k
audsel meetodil,kui vastava metalli sool pannakse reag.leelisega.nt.2A
lCl3(sool)+3Ca(OH)2->2Al(OH)3down+3CaCl2.Keemilised omad:1)Alused
reag.hapetega ja saadusteks tekivad sool ja vesi(see on neut.reak.)alus+
hape->sool+vesi.Nt.Ca(OH)2+2HMnO4->Ca(MnO4)2+2H2O.2)Raskl
.alused lagunevad kuumutamisel,saadusteks on oksiid ja vesi nt.Cu(OH)
t'
2- ->CuO+H2O.Indik.-värvained,millel on erinevates keskkondades eri
nev värvus.Aluste indik.on lakmus-sinine,metü-oranz,fflillakasp.,univers
aalindik-rohekas.pH näitab vesinikioonide konsentratsiooni lahuses.Hap
peline keskkond pH<7,H+>OH-(H3PO4).Aluseline pH>7,H+
-1 (NO2)-1 nitrite (ClO4)-1 perchlorate (NO3)-1 nitrate (ClO3)-1 chlorate (HSO4)-1 hydrogen sulfate, bisulfate (ClO2)-1 chlorite (HCO3)-1 hydrogen carbonate, bicarbonate (ClO)-1 hypochlorite (HSO3)-1 hydrogen sulfite, bisulfite (IO3)-1 iodate (MnO4)-1 permanganate (BrO3)-1 bromate (OH)-1 hydroxide (C2H3O2)-1 acetate (CN)-1 cyanide (H2PO4)-1 dihydrogen phosphate -2 (SO4)-2 sulfate (CO3)-2 carbonate (CrO4)-2 chromate (SiF6)-2 hexafluorosilicate
..3 ml CuSO4 lahust. Zn+CuSO4 ZnSO4 + Cu Zn0 2e- Zn+2 (redutseerija) Cu+2+ 2e- Cu0 (oksüdeerija) Cu sadestub Zn`i pinnale, mille tulemusena Zn`I värvus muutub mustaks. KMnO4 ja K2Cr2O7 reaktsioone: Katse 10. KmnO4 lahusele H2SO4 lisamisel omandas lahus punase värvuse ning siis lisasin spaatliga tahket Na2SO3 kuni värvi valastumiseni (värvituks muutumiseni). 2KMnO4(aq)+5Na2SO3(s)+ 3H2SO4(aq) 2MnSO4(aq)+5Na2SO4(aq)+K2SO4(aq)+3 H2O(l) MnO4- (aq)+ SO42- (aq)+ H+ (aq) MnSO4 (aq)+ H2O(l) Mn+7 + 5e- Mn+2 (oksüdeerija) S+4 2e- S+6 (redutseerija) Katse 11. Lisades ~0,5 ml väävelhappelahusele 2tilka KmnO4 lahust muutub lahus punaseks, lisades nüüd veel tilkhaaval FeSO4 lahust muutus lahus värvituks. 8H2SO4 (aq)+ 2KMnO4 (aq)+ 10FeSO4 (aq)2MnSO4 (aq)+ 5Fe2(SO4)3(aq) + K2SO4 (aq)+ 8H2O(l) Mn+7 + 5e- Mn+2 (oksüdeerija) 2Fe+2 2·1e- 2Fe+3 (redutseerija) MnO4(aq) + Fe2+(aq) + H+(aq) Mn2+(aq) + Fe3+(aq) + H2O(l)
klaas värvusetuks, sest raud(II)ühendid oksüdeeruvad raud(III)ühenditeks. Mn2O3 katalüüsib linaseemneõli katalüütilist oksüdatsiooni õhuhapniku mõjul, mispuhul õli kuivab. Seepärast kuulub MnO2 õlivärvideskasutatava värnitsa (sikatiivi) koostisesse. MnO2 katalüütilisel toimel oksüdeerida CO, põhineb MnO2 rakendamine spetsiaalsetes gaasimaski kurnades. Oksiidide termilist muundumist iseloomustab järgmine skeem MnO2 500 - 900 C Mn2O3 üle 900 C MnO4 Mn2O7 on roheka värvusega õlijas, võrdlemisi ebapüsiv vedelik. Mn2O7 saadakse kontsentreeritud H2SO4 toimel KMnO4-sse (esialgu tekib HMnO4, millest vee eraldumisel tegib MnO7). Soojendamisel laguneb Mn2O7 plahvatusega 2Mn2O7 4MnO2 + 3O2 Mn2O7 on väga tugev oksüdeerija, kokkupuutel orgaaniliste ühenditega viimased süttivad. MnO7 reageerimisel veega tekib permangaanhape HMnO4. 5.2 Hüdroksiidid ja happed (2)
pinnale Zn2++SO42- ZnSO4 6. KMnO4 ja K2Cr2O7 reaktsioone Katse 10. Valada katseklaasi ~0,5 ml KMnO4 lahust ja lisada sama kogus lahjendatud H2SO4 lahust ning spaatliga tahket Na2SO3 kuni värvuse valastumiseni (värvituks muutumiseni). Tasakaalustada ja esitada ioonkujul reaktsioonivõrrand 2KMnO4(aq) + 5Na2SO3(s) +3 H2SO4(aq) 2MnSO4(aq) + 5Na2SO4(aq) + K2SO4(aq) + +3H2O(l) Lahus muutub värvusetuks. MnO4 - + SO42- + 8H+ Mn2+ + SO42- +4H2O Katse 11. Valada katseklaasi ~0,5 ml lahjendatud väävelhappelahust ning lisada 2 tilka KMnO4 lahust. Seejärel lisada tilkhaaval Fe2+ ioone sisaldavat lahust. Reaktsiooni tulemusena kaob lahusele iseloomulik permanganaatioonist tingitud värvus. Tasakaalustada ning esitada molekulaarkujul reaktsioonivõrrand 8H2SO4 + 2KMnO4 + 10FeSO4 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8H2O MnO4(aq) + Fe2+(aq) + 8H+(aq) Mn2+(aq) + Fe3+(aq) + 4H2O(l) Katse 12
happelises keskkonnas võib tasakaalustamiseks lisada H+ ioone ja H2O molekule; aluselises keskkonnas OH- ioone ja H2O molekule. tuntumate oksüdeerijate osavõrrandid 1) KMnO4 osavõrrandid tugevalt happelises keskkonnas: MnO- 4 + 8 H+ + 5e -> Mn2+ + 4 H2O nõrgalt happelises keskkonnas: MnO- 4 + 4H+ + 3e -> MnO2 + 2 H2O neutraalses ja nõrgalt aluselises keskkonnas: MnO- 4 + 2H2O + 3e -> MnO2 + 4 OH− tugevalt aluselises keskkonnas MnO- 4 + e -> MnO4 2- 2) H2O2 osavõrrandid happelises keskkonnas: H2O2 + 2 H+ + 2e -> 2 H2O neutraalses ja aluselises keskkonnas: H2O2 + 2e -> 2OH−. Tugevate oksüdeerijate suhtes võib H2O2 käituda redutseerijana: H2O2 − 2e -> 2 H+ + O2. ELEKTROODIPOTENTSIAAL, REDOKSPOTENTSIAAL elektroodipotentsiaal E – potentsiaal, mille omandab metallelektrood tema soola lahuses pöörduva reaktsiooni tulemusena (metall/lahus potentsiaalide erinevus) Nersti võrrand
Mn7+ - 5e → Mn2+ *2 redutseerija S4- +2e → S6- *5 oksüdeerija Lahus muutus värvusetuks. Katse 11. Valada katseklaasi ~0,5 ml lahjendatud väävelhappelahust ning lisada 2 tilka KMnO4 lahust. Seejärel lisada tilkhaaval Fe 2+-ioone sisaldavat lahust. Reaktsiooni tulemusena kaob lahusele iseloomulik permanganaatioonist tingitud värvus. Tasakaalustada ning esitada molekulaarkujul reaktsioonivõrrand MnO4–(aq) + 5Fe2+(aq) + 8H+(aq) → 8Mn2+(aq) + 5Fe3+(aq) + 4H2O(l) KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 → 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8H2O Mn7+ + 5e → Mn2+ oksüdeerija Fe2+ - 1e → Fe3+ *5 redutseerija FeSO4 lisamisel kadus lahusest permanganaatioonist tingitud värvus. Katse 12. K2Cr2O7 lahusele (1...2 ml) lisada ~1 ml lahjendatud väävelhappelahust ja 1...2 ml Fe2+-ioone sisaldavat lahust. Cr2O72–reageerib
, · · () . . =k, , /; - . , ; k- . , (NH3, SO2, CO2) NH3+H2ONH4OH SO2+H2O H2SO3 CO2+H2OH2CO3 - : - - BaCl2+K2SO4BaSo4+2KCl - - Zn0+Cu +2SO4Zn+2SO4+Cu0 -, ( ). -, ( ). : , , - Fe 2+, Cr3+, Sn2+; - Cl-, S2-, SO32-; - 2, , , . - 2, Cl2, F2; - Fe 3+, Sn4+, Cr6+, - N3, MnO4, ClO4, ClO3 ( , . , , , ) . 3 - : 1): 2KMn +7O4+5K2S-2+8H2SO45S0+2Mn+2SO4+6K2SO4+8H2O (- Mn+7+5 Mn+2 - ; - - S-2-2 S0 ) 2): 2Ag2+1O-2 4Ag0+O20 - (- Ag+1+1 Ag0; - 2-2-4 20) 3): (- ) 4Na2S4O3 3Na2S6O4+Na2S-2 (- S4+6e S-2; - S4- 2e 6 S ) , , , . , ; . : - - ( ) - , ; - - ; - - . - - , - , ; - - ( ): , ;
muutumiseni). 2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4+ 3H2O 2MnO4- + 6H+ + 5SO32- → 2Mn2+ + 3H2O + 5SO42- Mn7++5e=Mn2+ oksüdeerija S4-2e=S6 redutseerija Lähteainetest KMnO4 on lilla, 5Na2SO3 valge puru, H2SO4 värvitu, saadud lahus on värvitu. KATSE 11 Valada katseklaasi lahjendatud väävelhappelahust ning lisada 2 tilka KMnO 4 lahust. Seejärel lisada tilkhaaval Fe2+-ioone sisaldavat lahust. MnO4– + 5Fe2+ + 8H+ → 8Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O 2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 = 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O Fe2+-e=Fe3+ redutseerija Mn7++5e=Mn2+ oksüdeerija KMnO4 on lillat värvi, teised lähteained on värvitud, reaktsiooni tulemusena kaob lahusele iseloomulik permanganaatioonist tingitud värvus. KATSE 12 K2Cr2O7 lahusele (1…2 ml) lisada lahjendatud väävelhappelahust ja 1..2 ml Fe 2+ -ioone sisaldavat lahust. Cr2O72– reageerib kui oksüdeerija
Lahuses hakkas tsingitüki peale sadestuma vase kiht. Zn + CuSO4 ZnSO4 + Cu 0 II Zn -2e Zn redutseerija, oksüdeerub - II 0 Cu +2e- Cu oksüdeerija, redutseerub Katse 10 Valasin katseklaasi 0,5 ml KMnO4 lahust ja lisasin sama koguse lahjendatud H2SO4 lahust ning spaatliga tahket Na2SO3 seni kaua, kui värvus muutus värvituks/ läbipaistvaks. 2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O 2K+ + MnO4- + H2+ + SO42- + Na2+ + SO32- Mn2+ + SO42- + Na2+ + SO42- + K2+ + SO42- + H2O Katse 11 Valasin katseklaasi 0,5 ml lahjendatud väävelhappelahust ja 2 tilka KMnO 4 lahust. Seejärel lisasin tilkhaaval FeSO4 lahust. Reaktsiooni tulemusena kadus lahusele iseloomulik permanganaatioonist tingitud värvus. 2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8H2O 2MnO4- + 5Fe2+ + 16H+ 2Mn2+ + 5Fe3+ + 8H2O 7 Katse 12
Tsingitüki pinnale sadestub Cu. CuSO4 lahustab tsinki. Tegemist on redoksreaktsiooniga. Zn0 2e- Zn+2 (redutseerija); Cu+2+ 2e- Cu0 (oksüdeerija) Katse 10. KMnO4 lahuse sama koguse lahjendatud H2SO4 lahuse liitmisel segu värvus tuli lilla. Tekkis intensiivne lõhn. Peale tahke Na2SO3 lisamist läks lahus läbipaistvaks ning põhja tekkis väike kogus sadet. Molekulaarne võrrand: 2KMnO4(aq) + 5Na2SO3(s) + 3H2SO4(aq)2MnSO4(aq) + 5Na2SO4(aq) + K2SO4(aq) + 3H2O(l) Ioonvõrrand: MnO4- (aq)+ SO42- (aq)+ H+ (aq) MnSO4 (aq)+ H2O(l) Mn+7 Mn on oksüdeerija, väävel on redutseerija Katse 11. Lahjendatud H2SO4-le lisades 2 tilka KMnO4 lahust värvus tuli roosa. FeSO4 lahuse lisamisel uus komponent vajus põhja, põhi muutus värvituks kuni kogu vedeliku alt üles värvituks muutumiseni. Molekulaarne võrrand: 2KMnO4 (aq)+ 10FeSO4 (aq)+ 8H2SO4 (aq) 5Fe2(SO4)3 (aq) + K2SO4 (aq)+ 2MnSO4 (aq)+ 8H2O (aq) Ioonvõrrand: MnO4(aq) + Fe2+(aq) + H+(aq) Mn2+(aq) + Fe3+(aq) + H2O(l)
Tasakaalustada ja esitada ioonkujul reaktsioonivõrrand KMnO4(aq) + Na2SO3 (s) + H2SO4 (aq) → MnSO4(aq) + Na2SO3 (aq) + K2SO4(aq) + H2O(l) Katse 11. Valada katseklaasi ~0,5 ml lahjendatud väävelhappelahust ning lisada 2 tilka KMnO4 lahust. Seejärel lisada tilkhaaval Fe2+-ioone sisaldavat lahust. Reaktsiooni tulemusena kaob lahusele iseloomulik permanganaatioonist tingitud värvus. Tasakaalustada ning esitada molekulaarkujul reaktsioonivõrrand MnO4-(aq) + Fe2+(aq) + H+(aq) → Mn2+(aq) + Fe3+(aq) + H2O(l) Katse 12. K2Cr2O7 lahusele (1...2 ml) lisada ~1 ml lahjendatud väävelhappelahust ja 1...2 ml Fe 2+ioone sisaldavat lahust. Cr2O72- reageerib kui oksüdeerija, mille tulemusena kaob lahusele iseloomulik dikromaatioonist tingitud värvus. Tasakaalustada ning esitada molekulaarkujul reaktsioonivõrrand Cr2O72- (aq) + Fe2+(aq) + H+(aq) → Cr3+(aq) + Fe3+(aq) + H2O(l) Katseandmed Katse 1
HCL vesinikkloriidhape(soolhape), Cl - kloriidioon HBr vesinikbromiidhape, Br - bromiidioon HI jodiidhape,I - jodiidioon HNO2 lämmastikkushape,NO2 - nime ei tea HNO3 lämmastikhape,NO3 - nitraatioon H2S divesiniksulfiidhape,S2 - sulfiidioon H2SO3 väävlishpe,SO32 - sulfitioon H2SO4 väävelhape,SO42 - sulfaatioon H2CO3 süsihape,CO32 - karbonaatioon H4SiO4 ortoränihape, SiO44 - silikaatioon H3PO4 fosforhape,PO43 - fosfaatioon HMnO4 permangaanhape,MnO4 Veel anioone - OH - hüdrooksiidioon , HCO3 - vesinikkarbonaatioon 3. Hapete liigitus Tugevad, keskmise tugevusega, nõrgad. 4. Happelised oksiidid ja neile vastavad happed Happelised oksiidid, Happed SO2(vääveldioksiid) H2SO3(väävlishape) SO3(vääveltrioksiid) H2SO4(väävelhape) CO2(süsinikdioksiid e. süsinik(IV)oksiid) H2CO3(süsihape) N2O5(dilämmastikpentaoksiid) HNO3(lämmastikhape) P4O10(tetrafosfordekaoksiid) - H3PO4(fosforhape)
konsentratsioonide kasutamine on promblemaatiline, seetõttu kasutatakse KI). Titrandina võib kasutada ka naatriumtiosulfaati Na2S2O3 . 3- - - I + 2e -> 3I . Indikaator I2-lahus on pruunikas. Üle minev värvusetuni. Kasutamine: Madala redokspotentsiaaliga aineid tiitritakse otse joodi lahusega :S2-, SO32-, Sn2+, Sb3+, As3+; Kõrgema redokspotentsiaaliga ained redutseeritakse enne jodiidioonide liiaga ja vabanenud jood tiitritakse naatriumtiosulfaadiga: MnO4-, Cr2O72-, CrO42-, Cl2, Br2 jt. Hapete määramine- jodiid-jodaati sisaldavat lahust lisatakse liiaga, reaktsioonis vabaneb H+ le ekvivalentne hulk I2, mis tiitritakse tiosulfaadi lahusega 1) desinfitseerivates vahendites joodi määramiseks; 2) aldehüüdide konsentratsiooni määramiseks; 3) palavikku alandavad (valuvaigistavad) vahendid; 4) antibiootikumid; 5) askorbiinhappe määramiseks; 6) asendusreaktsioon: tugeva oksüdeerija asendamine. 7) Spetsiifiline
27. Mis on standardpotentsiaal? Kuidas on seotud standardpotentsiaalid ja oksüdeerijadredutseerijad? Standardpotentsiaal defineeritakse standardse vesinikelektroodi kui ANOODI suhtes ehk kui redutseerumisreaktsiooni potentsiaal. · Mida positiivsem on standardpotentsiaal, seda tugevam on vastavas poolreaktsioonis elektroni liitmise tendents tegemist on tugeva oksüdeerijaga. F2/F- E0 = +2,87 V MnO4-,H+/Mn2+, H2O E0 = +1,51 V Fe3+/Fe2+ E0 = +0,77 V I2/I- E0 = +0,54 V H+/H2 E0 = 0 V · Mida negatiivsem on standardpotentsiaal, seda tugevam on vastavas poolreaktsioonis elektroni loovutamise tendents tegemist on tugeva redutseerijaga. H+/H2 E0 = 0 V Pb2+/Pb E0 = -0,13 V Zn2+/Zn E0 = -0,76 V
soola (NH4)2Fe(SO4)2 lahusega Cr2O72- + 6Fe2+ +14H+ 6Fe3++ 2Cr3+ + 7 H20 heleroheline punakaspruun ja kulunud K2Cr2O7 hulk arvutatakse ümber hapniku hulgaks (mg/l). o Pergmanganomeetriline tiitrimine Määratakse C2O42-, NO2-, H2O2 jt. redutseerijate sisaldust looduslikus vees, s.o hapnikutarvet Väga happelises keskkonnas: MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn+2 + 4H2O o Kompleksonomeetriline tiitrimine Näiteks üldkareduse (Ca2+, Mg2+ ) määramine Seejuures muudab ligandi omadustega indikaator eriokroom-must värvi: 15 Siiri Velling (Tartu Ülikool), 2011 3.3 Gravimeetria Gravimeetriline analüüs sobib uuritava aine suhteliselt suuremate kontsentratsioonide analüüsiks
_ Esimeste reaktsioonide käigus viiakse uuritava aine (tundmatu) kogus vastavusse joodi teadaoleva kogusega. Tiitrimise lõpp-punkti määramiseks kasutatakse redoksindikaatorit, mille värvimuutus toimub Eredoks juures, mis asub tiitrimiskõvera Lp läheduses Tiitrimiskõvera arvutamise aluseks on Nernsti võrrand. Permanganomeetriline tiitrimine: permanganomeetria Mõõtelahuseks on kaaliumpermanganaadi lahus KMnO4. Tiitritakse tavaliselt happelises lahuses: MnO4 - + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O Eo = 1,51V lilla värvitu 0,5 ppm = 0,5g KMnO4:1 000 000 g H2O ehk 0,0003M Indikaatoriks on KMnO4 lilla värv Värvus skaala piirkonnas 0,5 ...100 ppm KMnO4 lahusega saab tiitrida H2O2 , Fe2+, (COO)22-, kaudselt Ca2+, looduslikus vees redutseerijate sisaldust s.o.hapniku tarvet jt. MÕISTED I Faasid- ruumiliselt üksteisest eraldatud homogeensed süsteemiosad.( Faasisiire e. Faasiüleminekud on aine üleminek ühest faasist teise
c)külmutusseadmetest veeauru eemaldamine silikogeeliga. 23). Redoksreaktsioonid on reaktsioonid, mille käigus muutub elementide oksüdatsiooniaste. Redoksreaktsioonis toimuvad alati korraga oksüdeerumine ühe elemendi poolt ja redutseerumine teise elemendi poolt. Näited: Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2; Oksüdeerija osakene (aatom, ioon, molekul), mis liidab elektrone: Cl2, O2, O3, Br2, H2O2,CrO3,MnO4 -, NO3- . Redutseerija- osakene (aatom, 2- ioon, molekul), mis loovutab elektrone: C, CO, H2,H2S,Na,K,Mg, Al, SO2, SO 3 . S + H2 -> H2S; 3Fe + 2O2 -> Fe3O4
Temperatuuri langedes adsorbsioon tõuseb ja vastupidi. 22. Millised reakts on redoksreakts.: Redoksreaktsioonide käigus muutub elementide oksüdatsiooni aste, mis on tingitud elektronide üleminekuga ühelt osakeselt teisele. Redoksreaktsioon koosneb vähemalt kahestprotsessist: mingi aine A oksüdatsiooniga kaasneb mingi aine B reduktsioon.oksüdeerija on osake, mis liidab elektrone: Cl2, O2, O3, Br2, H2O2, MnO4, CrO3, NO3, ClO4. Redutseerija on osake, mis loovutab elektrone: C, CO, H2, H2S, Na, K, Mg, Al, SO2, Sn, SO3, Zn. 23. Tsingi korrosiooni seadusp. vees jne. Tsingile tekkinud korrosioon on tihe, hästi nakkunud ja seetõttu kaitseb edaspidise korrosiooni eest. Mida puhtam tsink on, seda aeglasem on korrosiooni kiirus. Eriti kiirendavad lisanditest raud ja vask. 24. Milliseid reakts nim. elektrokeemilisteks
enamkasutatavaid oksüdeerijaid ja redutseerijaid. Milline nähtus on metallide korrosioon? Millised protsessid leiavad aset metallide korrosioonil, näited? Redoksreaktsioonid on reaktsioonid, mille käigus muutub elementide oksüdatsiooniaste. Redoksreaktsioonis toimuvad alati korraga oksüdeerumine ühe elemendi poolt ja redutseerumine teise elemendi poolt. Näited: Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2; Oksüdeerija osakene (aatom, ioon, molekul), mis liidab elektrone: Cl2, O2, O3, Br2, H2O2,CrO3,MnO4-, NO3- . Redutseerija- osakene (aatom, ioon, molekul), mis loovutab elektrone: C, CO, H2, H2S, Na, K, Mg, Al, SO2, SO32-. S + H2 -> H2S; 3Fe + 2O2 -> Fe3O4 ; 2Ca + O2 -> 2CaO; C + O2 -> CO2; 2K + H2SO4 -> K2SO4 Oksüdeerija osakene(aatom, ioon, molekul), mis liidab elektrone : Cl2, O2, O3, H2O2, MnO4, kaaliumpermaganaat, Korrosiooniks nimetatakse materjalide keemilist, elektrokeemilist, bioloogilist või erosioonset hävinemist ümbritseva keskkonna toimel. Looduses: atmosfäär,
Perioodis d- elementide rea alguses ja lõpus paiknevatel elementidel on vaid üks nullist erinev oksüdatsiooniaste (erandiks Hg). Teistel d-elementidel esineb vähemalt 2 oksüdatsiooniastet. Võimalike oksüdatsiooniastmete arv on suurim delementide rea keskel (Mn, Ru, Os). Rühmas allpool paiknevate elementide korral on kõrgemate oksüdatsiooniastmete saavutamine tõenäolisem. Kõrges oksüdatsiooniastmes d-elementi sisaldavad ained on sageli head oksüdeerijad (MnO4-), madalas oksüdatsiooniastmes d-elementi sisaldavad ained on sageli head redutseerijad (Cr2+). 63. Kuidas on happelis-aluselised omadused seotud d-elementide erinevate oksüdatsiooniastmetega ühendites? Tooge näide ühe elemendi oksiididest. Kirjutage nendele oksiididele vastav hape ja alus. Märkige ära selle elemendi oksüdatsiooniastmed ühendites. Oksüdatsiooniaste määrab d-elementide oksiidide happelis-aluselised omadused: enamik d-elementide oksiide on aluselised;
c)külmutusseadmetest veeauru eemaldamine silikogeeliga. 24. Redoksreaktsioonid on reaktsioonid, mille käigus muutub elementide oksüdatsiooniaste. Redoksreaktsioonis toimuvad alati korraga oksüdeerumine ühe elemendi poolt ja redutseerumine teise elemendi poolt. Näited: S + H2 -> H2S; 3Fe + 2O2 -> Fe3O4; 2Ca+O2->2CaO; C+O2->CIVO-II2; 2K+H2SO4->K2SO4+H2; N-IV4e=NI; NV+4e=NI . Oksüdeerija osakene (aatom, ioon, molekul), mis liidab elektrone: Cl2, O2, O3, Br2, H2O2, CrO3, MnO4-, NO3- . Redutseerija- osakene (aatom, ioon, molekul), mis loovutab elektrone: C, CO, H2, H2S, Na, K, Mg, Al, SO2, SO3 2-. Metallide korrosioon metalli hävimine ümbritseva kk (õhu, vee, lahuste) mõjul. Korrosiooni klassifikats: a)keemiline materj reag mingi keskkonnas oleva ainega; met korral: toimub kõrgetel temp-l reag-l gaaside ja aurudega ilma elektrolüüdi osavõtuta; erand: met korros kosmoses-temp abs 0 lähedal
Veepuhastusjaamades kasut viimases tsüklis aktiivsüsi. 22. Millised reaktsioonid on redoksreaktsioonid? metalli korrosioon... Redoksreaktsioonid on reakts, mille käigus elementide o-a muutub N:põlemine. See on seotud üleminekuga ühtedelt osakestel teistele. Nt Zn+2HCI=ZnCl2+H2; PbS+HNO3=PbSO4+NO +H2O; SnS2+H2O+NHO3=H2SnO3 +NO+S; 2HNO2+H2S =S+2NO+2H2O. Oksüdeerija on osake, mis liidab elektrone Cl2, O2, O3, Br2, H2O2, MnO4. CrO3, NO3 jne. Redutseerija on osake, mis loovutab elektrone C, CO, H2, H2S, Na, K, Mg, Al, SO2, Sn, SO3. Metallide korrosioon metalli hävimine ümbritseva kk (õhu, vee, lahuste) mõjul. Klassifits: 1)keemilme toim kõrgetel temp >300°C gaasilise kk toimel; 2)elektrokeemiline peamine met korr liik, toim elektrolüüdi lahuste või sulatiste toimel ja kemism seisneb galvaanielementide mood pinnale, anood hävib; 3)erosioon
Millised protsessid leiavad aset metallide korrosioonil, näited ? Redoksreaktsioonid on reaktsioonid, mille käigus muutub elementide oksüdatsiooniaste. Redoksreaktsioonis toimuvad alati korraga oksüdeerumine ühe elemendi poolt ja redutseerumine teise elemendi poolt. Näited: S + H2 H2S; 3Fe + 2O2 Fe3O4; 2Ca+O2 2CaO; C+O2 C+4O-22; 2K+H2SO4 K2SO4+H2; N-44e N; Oksüdeerija osakene (aatom, ioon, molekul), mis liidab elektrone: Cl2, O2, O3, Br2, H2O2, CrO3, MnO4-, NO3- Redutseerija- osakene (aatom, ioon, molekul), mis loovutab elektrone: C, CO, H2, H2S, Na, K, Mg, Al, SO2, SO32-. Metallide korrosioon metalli hävimine ümbritseva keskkonna (õhu, vee, lahuste) mõjul. Korrosiooni klassifikatsioon: · keemiline korrosioon - toimub kuivades gaasides ja mitteelektrolüütsetes vedelikes (naftasaadused), kusjuures metallid reageerivad otseselt agressiivsete komponentidega või oksüdeerijatega: 2Mg + O2 2MgO
Millised protsessid leiavad aset metallide korrosioonil, näited ? · Redoksreaktsioonid on reaktsioonid, mille käigus muutub elementide oksüdatsiooniaste. Redoksreaktsioonis toimuvad alati korraga oksüdeerumine ühe elemendi poolt ja redutseerumine teise elemendi poolt. N: S + H2 H2S; 3Fe + 2O 2 Fe3O4; 2Ca+O2 2CaO; C+O 2 C+4O-22; 2K+H2SO4 K2SO4+H2; N-44e N; Oksüdeerija osakene (aatom, ioon, molekul), mis liidab elektrone: Cl 2, O2, O3, Br2, H2O2, CrO3, MnO4-, NO3- Redutseerija- osakene (aatom, ioon, molekul), mis loovutab elektrone: C, CO, H2, H2S, Na, K, Mg, Al, SO 2, SO32-. Korrosiooniks nimetatakse materjalide keemilist, elektrokeemilist, bioloogilist või erosioonset hävinemist ümbritseva keskkonna toimel. Looduses: atmosfäär, vesi. Tehiskeskkonnas: teised materjalid, kemikaalide lahused, gaasilised ained, aurud, temperatuuri ja mehaanilised mõjutused. Metallid hävinevad üldjuhul elektrokeemilise korrosiooni tõttu. Korrosioonil
Puudused: madal selektiivsus, kapriisne, otsese potentsiomeetriana vilets täpsus, mõnevõrra piiratud rakendusala, nt fosfaat- ja sulfaatioonid on halvasti määratavad. REDOKSTIITRIMINE 97. Redokstiitrimise põhimõte. Üldine ja spetsiifiline redokstiitrimine. Tooge näiteid. Tiitrimine, kus tiitrimisreaktsioon on redoksreaktsioon. Üldine: Protsess on vaadeldav kui redoksprotsess, neist saab galvaanielemendi koostada. Titrandid (nii pidi neid kasutatakse): Ce4+/Ce3+; Fe2+/Fe3+; MnO4-/Mn2+; Cr2O72-/Cr3+. Spetsiifilised: Jodomeetria (I2/I-) mõlemat pidi, käib paaris tiosulfaadiga. Askorbiinhappe määramine dikloroindofenool( see töötab I don't wa ant to know w the answers, I don't n need to und
annaabi.ee 
