Лекция 4 Окислительно восстановительное титрование

Лекция 4 Окислительно-восстановительное титрование

Методы окислительно-восстановительного титрования, или редокс-методы,основаны на использовании реакций с переносом электронов — окислительно-восстановительных (ОВ) реакций. Другими словами, окислительно-восстановительное титрование, илиредоксметрия, — это титрование, сопровождаемое переходом одного или большего числа электронов от иона-донора или молекулы (восстановителя)Red₁к акцептору (окислителю) Ох₂:

Восстановленная форма одного вещества Red₁, отдавая электроны, переходит в окисленную форму Ох₁того же вещества. Обе эти формы oбpaзуют oдну peдoкc-пapу Ox_lRed_l.

Окисленная форма Ох₂второго вещества, участвующего в ОВ реакции, принимая электроны, переходит в восстановленную формуRed₂того же вещества. Обе эти формы также образуют редокс-паруOx₂Red₂.

В любой окислительно-восстановительной реакции участвуют, по крайней мере, две редокс-пары.

Чем выше ОВ потенциал редокс-пары Ох₂Red₂, окисленная форма которой играет роль окислителя в данной реакции, тем большее число восстановителейRed₁можно оттитровать и определить с помощью данного окислителя Ох₂. Поэтому в редоксметрии в качестве титрантов чаще всего применяют окислители, стандартные ОВ потенциалы редокс-пар которых имеют как можно более высокие значения, например (при комнатной температуре):

Се 4+ ,Е°(Се 4+ Се 3+ )=1,44 В; МnО₄ ‑ ,Е°(МnО₄ ‑ , Н + Мn 2+ ) = 1,51 В,

Напротив, если определяемые вещества — окислители Ох₂, то для их титрования целесообразно применять восстановители, стандартный ОВ редокс-пар которых имеет по возможности минимальное значение, например

Редокс-методы — важнейшие фармакопейные методы количественного анализа.

4.2. Классификация редокс-методов

Известно несколько десятков различных методов ОВ титрования. Обычно их классифицируют следующим образом.

Классификация по характеру титранта.В этом случае методы ОВ титрования подразделяют на две группы:

оксидиметрия —методы определения восстановителей с применением титранта-окислителя;

редуктометрия —методы определения окислителей с применением титранта-восстановителя.

Классификация по природе реагента,взаимодействующего с определяемым веществом. Ниже после названия соответствующего метода в скобках указано основное действующее вещество этого метода:броматометрия(бромат калия КВrO₃,бромометрия(бромBr₂),дихроматометрия(дихромат калия К₂Сr₂O₇),иодотометрия(иодат калия КJO₃),иодиметрия(иодJ₂),иодометрия(иодид калия КJ, тиосульфат натрияNa₂S₂O₃,нитритометрия(нитрит натрияNaNO₂),перманганатометрия (перманганат калия КМnО₄).хлориодиметрия(хлорид иода JС1),цериметрия(сульфат церия(IV)).

Реже применяются некоторые другие методы ОВ титрования, такие, как: аскорбинометрия(аскорбиновая кислота),титанометрия(соли титана(III)),ванадатометрия(ванадат аммонияNH₄VO₃) и т.д.

4.3. Условия проведения окислительно-восстановительного титрования

Реакции, применяемые в методах ОВ титрования, должны отвечать ряду требований, важнейшими из которых являются следующие:

Реакции должны протекать практически до конца.ОВ реакция идет тем полнее, чем больше константа равновесияК,которая определяется соотношением

при комнатной температуре, где E₁° иЕ₂°— соответственно стандартные ОВ потенциалы редокс-пар, участвующих в данной ОВ реакции,п — число электронов, отдаваемых восстановителем окислителю. Следовательно, чем больше разностьE°=Е₁° — Е₂°,тем выше константа равновесия, тем полнее протекает реакция. Для реакций типа

А + В =Продукты реакции

при n =1 иК 10 8 (при таком значенииКреакция протекает не менее чем на 99,99%) получаем дляE°:

E°0,059lg10 8 0,47 В.

Реакция должна протекать достаточно быстро,чтобы равновесие, при котором реальные ОВ потенциалы обеих редокс-пар равны, устанавливалось практически мгновенно. Обычно ОВ титрование проводят при комнатной температуре. Однако в случае медленно протекающих ОВ реакций растворы иногда нагревают, чтобы ускорить ход реакции. Так, реакция окисления сурьмы(Ш) бромат-ионами в кислой среде при комнатной температуре идет медленно. Однако при 70—80 °С она протекает достаточно быстро и становится пригодной для броматометрического определения сурьмы.

Для ускорения достижения равновесия применяют также гомогенные катализаторы. Рассмотрим, например, реакцию

Стандартные ОВ потенциалы редокс-пар, участвующих в реакции, равны при комнатной температуре E°(Се 4+ Се 3+ ) = 1,44 В,Eº (H₃AsO₄HAsO₂= 0,56 В. Отсюда для константы равновесия этой реакции получаем (n= 2)

lgK = (1,44 ‑ 0,56)/0,059≈30;К≈10 30

Константа равновесия велика, поэтому реакция идет с очень высокой степенью полноты. Однако в обычных условиях она протекает медленно. Для ее ускорения в раствор вводят катализаторы.

Иногда катализатором являются сами продукты ОВ реакции. Так, при перманганатометрическом титровании оксалатов в кислой среде по схеме

в роли катализатора выступают катионы марганца(II) Мn 2+ . Поэтому вначале при прибавлении раствора титранта — перманганата калия — к титруемому раствору, содержащему оксалат-ионы, реакция протекает медленно.Bсвязи с этим титруемый раствор нагревают. По мере образования катионов марганца(II) достижение равновесия ускоряется и титрование проводится без затруднений.

Реакция должна протекать стехиометрически,побочные процессы должны быть исключены.

Конечная точка титрования должна определяться точно и однозначно либо с индикаторами, либо без индикаторов.

Источник

ОКИСЛИ́ТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИ́ТЕЛЬНОЕ ТИТРОВА́НИЕ

ОКИСЛИ́ТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИ́ТЕЛЬ ­НОЕ ТИТРОВ А́НИЕ, один из наи­бо­лее час­то при­ме­няе­мых ме­то­дов тит­ри­мет­ри­че­ско­го ана­ли­за , ос­но­ван­ный на ис­поль­зо­ва­нии окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ных ре­ак­ций: $\ce $ , где $\ce $ и $\ce $ – окис­лен­ные и вос­ста­нов­лен­ные фор­мы; a , b , c , d – сте­хио­мет­рич. ко­эф­фи­ци­ен­ты. Ес­ли оп­ре­де­ляе­мый ком­по­нент – окис­ли­тель $\ce $ , тит­ран­том слу­жит стан­дар­ти­зо­ван­ный рас­твор вос­ста­но­ви­те­ля $\ce $ (и на­обо­рот). Как и в др. ме­то­дах тит­ри­мет­рии, ре­ак­ция долж­на про­те­кать ко­ли­че­ст­вен­но, сте­хио­мет­ри­че­ски и бы­ст­ро. Пол­но­та про­те­ка­ния ре­ак­ции за­ви­сит от раз­но­сти стан­дарт­ных по­тен­циа­лов по­лу­ре­ак­ций $(\Delta E^0)$ : чем она боль­ше, тем боль­ше кон­стан­та рав­но­ве­сия и тем пол­нее про­те­ка­ет ре­ак­ция. Наи­бо­лее час­то при­ме­няе­мые тит­ран­ты – $\ce $ , $\ce $ , $\ce $ , $\ce $ , хло­рид или суль­фат $\ce $ , $\ce $ – да­ли на­зва­ния раз­но­вид­но­стям О.-в. т.: бро­ма­то­мет­рия, ди­хро­ма­то­мет­рия, ио­до­мет­рия, пер­ман­га­на­то­мет­рия, хро­мо­мет­рия, це­ри­мет­рия. Ус­та­но­вить ко­неч­ную точ­ку тит­ро­ва­ния (КТТ) мож­но ви­зу­аль­но (без ин­ди­ка­то­ра) – по по­яв­ле­нию ок­ра­ски из­быт­ка ок­ра­шен­но­го тит­ран­та (пер­ман­га­на­та ка­лия), с по­мо­щью окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ных (фер­ро­ин, ди­фе­ни­ла­мин и его про­из­вод­ные) или спе­ци­фи­че­ских – об­ра­зую­щих ин­тен­сив­но ок­ра­шен­ное со­еди­не­ние с од­ним из уча­ст­ни­ков ре­ак­ции тит­ро­ва­ния (напр., крах­мал) ин­ди­ка­то­ров, а так­же ис­поль­зуя ин­ст­ру­мен­таль­ные ме­то­ды (по­тен­цио­мет­рию, ам­пе­ро­мет­рию).

Источник

2.3.4. Окислительно-восстановительного титрования

2.3.4.2. Индикаторы метода окислительно-восстановительного титрования

В окислительно-восстановительном титровании вблизи точки эквивалентности происходит резкое изменение потенциала системы. Конечную точку титрования можно определить либо потенциометрически (по резкому излому кривой титрования, построенной в координатах V — E), либо визуально. Окислительно-восстановительное титрование можно проводить для систем, у которых разность потенциалов между определяемым веществом и титрантом больше 0,20 В, причем, если разность между реальными потенциалами лежит в пределах 0,20-0,40 В, можно использовать лишь потенциометрический способ фиксирования точки эквивалентности; если же разность потенциалов больше 0,40 В, довольно надежные результаты можно получить и при визуальной индикации конечной точки титрования.

Если титрант является интенсивно окрашенным веществом, то от использования индикатора можно отказаться. Например, при титровании восстановителей раствором перманганата калия в кислой среде малиновая окраска перманганата будет обесцвечиваться до тех пор, пока в системе будет находиться даже небольшое количество определяемого вещества. Как только реакция будет закончена и в реакционной системе появится избыток титранта, раствор окрасится в розовый цвет. Если же раствор бесцветный или окраска его мало интенсивна, то для визуальной индикации конечной точки титрования необходимо использовать индикаторы. По механизму действия все индикаторы в методе окисления — восстановления можно разделить на четыре основные группы.

1. Специфические индикаторы — вещества, вступающие в специфическую реакцию с окисленной или восстановленной формой окислительно-восстановительной пары, участвующей в титровании. Например, раствор крахмала окрашивается в синий цвет при появлении в системе йода, роданид-ионы реагируют на появление в реакционной системе ионов Fe 3+ .

2. Редокс-индикаторы — окислительно-восстановительные пары, имеющие разную окраску в окисленной и восстановленной форме. Окраска этой группы индикаторов изменяется при достижении определенного значения потенциала системы. В растворах таких индикаторов существует равновесие:

Уравнение Нернста для этой полуреакции имеет вид:

Так как окисленная и восстановленная формы имеют разную окраску, то цвет индикатора в растворе будет зависеть от соотношения:

Как и в случае кислотно-основных индикаторов, при сравнении интенсивности окраски обеих форм можно различить окраску окисленной формы, если

и наоборот, окраска восстановленной формы становится различимой, если

Интервал перехода окраски находится между двумя окислительно-восстановительными потенциалами и определяется величиной

Изменение окраски у некоторых редокс-индикаторов зависит от рН раствора, поэтому, выбирая индикатор, необходимо учитывать среду, в которой проводится титрование и для которой известны реальные потенциалы.

3. Комплексные соединения некоторых металлов, способных к реакциям окисления — восстановления. Наиболее часто для аналитических целей используют комплексные соединения железа с некоторыми органическими веществами, содержащими группировку атомов.

4. Органические красители, которые окисляются необратимо. Переход окраски у данных индикаторов связан с глубоким изменением строения их молекул. Наиболее часто для данной цели используют метиловый оранжевый, индигокармин.

Окислительно-восстановительный индикатор, как и в методе нейтрализации, выбирают на основании кривой титрования. Для титрования следует брать такой индикатор, изменение окраски которого будет включать в себя значение потенциала в точке эквивалентности. При титровании необходимо учитывать, что процесс перехода электронов между окисленной и восстановленной формами происходит довольно медленно, поэтому скорость титрования, особенно вблизи точки эквивалентности, должна быть невысокой.

Источник



Окислительно-восстановительное титрование

Данный метод титриметрического анализа основан на окислительно-восстановительных реакциях между титрантом и анализируемым веществом. Реакции окисления-восстановления связаны с переносом электронов. Вещества, отдающее электроны, в этих реакциях является восстановителем (Red), а приобретающее электроны – окислителем (Ох):

Восстановленная форма одного вещества (Red₁), отдавая электроны, переходит в окисленную форму (Ox₁) того же вещества. Образуется сопряженная окислительно-восстановительная пара Ox₁/Red₁ (редокс-пара). Окисленная форма другого вещества (Ox₂), принимая электроны, переходит в восстановленную форму (Red₂) того же вещества. Образуется другая окислительно-восстановительная пара Ox₂ /Red₂. Таким образом, в окислительно-восстановительной реакции участвует не менее двух окислительно-восстановительных пар. Мерой окислительно-восстановительных свойств веществ является окислительно-восстановительный потенциал Е 0 . Сравнивая стандартные потенциалы ОВ-пар, участвующих в ОВР, можно заранее определить направление самопроизвольного протекания реакции. Окислительно-восстановительная реакция самопроизвольно протекает в направлении превращения сильного окислителя в слабый восстановитель, сильного восстановителя в слабый окислитель.

Чем больше стандартный потенциал окислительно-восстановительной пары, тем более сильным окислителем является её окисленная форма и тем более слабым восстановителем – восстановленная форма. Чем меньше стандартный потенциал ОВ-пары, тем более сильным восстановителем является восстановленная форма, тем более слабым окислителем – окисленная форма. Поэтому в окислительно-восстановительном титровании (редоксиметрии) в качестве титрантов при определении восстановителей применяют такие окислители (Ох₂), стандартные ОВ-потенциалы окислительно-восстановительных пар которых имеют как можно более высокие значения, тем самым с их помощью можно оттитровать большее число восстановителей (Red₁). Например, Е 0 (MnO₄ — , H + , Mn 2+ ) = +1,51В, Е 0 (Cr₂O₇ 2- , H + , Cr 3+ ) = +1,33В и др.

При определении окислителей (Ох₂) в качестве титрантов применяют восстановители (Red₁), стандартный ОВ-потенциал редокс-пар которых имеет по возможности минимальное значение. Например, Е 0 (I₂ / 2I — ) = +0,536В, Е 0 (S₄O₆ 2- / 2S₂O₃ 2- ) = +0,09В и др.

Для установления точки эквивалентности в редоксиметрии используют редокс-индикаторы (окислительно-восстановительные индикаторы), представляющие собой вещества, способные обратимо окисляться и восстанавливаться, причем окисленная и восстановленная формы их имеют различную окраску. Примером такого индикатора является дифениламин. Часто в редоксиметрии применяется так называемое безиндикаторное титрование, например, в перманганатометрии роль индикатора выполняет титрант – перманганат калия. Количественные расчеты в ОВ титровании, как и в других методах титриметрического анализа, основаны на законе эквивалентов.

Молярная масса эквивалента окислителя:

Молярная масса эквивалента восстановителя:

Одним из методов окислительно-восстановительного титрованияявляется перманганатометрическое титрование. Это метод анализа, в котором в качестве титранта-окислителя используют раствор перманганата калия KMnO₄. Анион MnO₄ — проявляет окислительные свойства в кислой, нейтральной и щелочной средах, восстанавливаясь соответственно до катиона Mn 2+ (бесцветные ионы), оксида марганца (IV) MnO₂ (бурый осадок) и аниона MnO₄ 2- (зеленый раствор, буреющий на воздухе).

E 0 (MnO₄ — , H + ,Mn 2+ ) = +1,51В

В перманганатометрии титрование проводят в кислой среде, так как:

1) наиболее сильными окислительными свойствами перманганат-ион MnO₄ — обладает в кислой среде по сравнению с нейтральной и щелочной, о чем свидетельствуют значения стандартных ОВ-потенциалов (+1,51В против +0,60В и +0,56В);

2) определению конечной точки титрования в нейтральной среде будет мешать бурый осадок MnO₂; в щелочной среде образующиеся манганат-ионы MnO₄ 2- , имеющие зеленую окраску, также затрудняют фиксацию конечной точки титрования. Образующиеся же в кислой среде катионы Mn 2+ бесцветны;

3) при титровании в кислой среде создается возможность четко фиксировать конечную точку титрования без применения постороннего индикатора, так как одна лишняя капля перманганата калия окрашивает бесцветный раствор в бледно-розовый цвет.

Титрант: раствор перманганата калия (в кислой среде).

Индикатор: перманганат калия.

Определяемые вещества: ионы Fe 2+ , Cr 3+ , NO₂ — , перекись водорода Н₂О₂, этиловый спирт, в биологических исследованиях мочевая кислота, глюкоза, содержание некоторых витаминов, активность фермента каталазы, окисляемость бытовых и сточных вод, органические загрязнения в атмосфере.

Одним из недостатков перманганатометрии является необходимость стандартизации раствора перманганата калия, так как его титрованный раствор нельзя приготовить по точной навеске. Кроме того, концентрация перманганата калия, переведенного в раствор, заметно уменьшается. Поэтому точную концентрацию раствора КMnO₄ устанавливают не ранее чем через 5 – 7 дней после его приготовления. Для стандартизации используют щавелевую кислоту или её соли (оксалаты натрия или аммония).

Уравнение реакции, протекающей при стандартизации раствора KMnO₄ по щавелевой кислоте:

MnO₄ — + 8H + + 5e — → Mn 2+ + 4H₂O 2

10H + 2K + 3SO₄ 2- 2K + 3SO₄ 2-

? Обучающие задачи

Методом ионно-электронного баланса (методом полуреакций) расставить коэффициенты в уравнении ОВ реакции, протекающей по схеме

Найти молярные массы эквивалентов окислителя и восстановителя.

1. Составить уравнения полуреакций, учитывая, что сильные электролиты записывают в виде ионов, слабые электролиты и вещества, не являющиеся электролитами, – в виде молекул.

2. Суммировать левые и правые части уравнений полуреакций с учетом коэффициентов.

3. Дописать противоионы в левой части и перенести их в правую часть.

4. Объединить ионы в молекулы и записать молекулярное уравнение реакции с учетом коэффициентов.

MnO₄ — + 8H + + 5e — → Mn 2+ + 4H₂O 2

5K + 2K + 3SO₄ 2- 7K + 3SO₄ 2-

Методом ионно-электронного баланса расставить коэффициенты в реакции между КMnO₄ и этанолом в водной среде с образованием уксусной кислоты, используемой для определения окисляемости спирта. Найти молярные массы эквивалентов окислителя и восстановителя.

На титрование в сернокислой среде 10 мл раствора NaNO₂ израсходовано 10,5 мл 0,05н. раствора КMnO₄. Вычислить массу NaNO₂ в колбе емкостью 100мл.

Схема ОВ реакции:

Навеску КMnO₄ массой 0,8578 г растворили и довели объем раствора водой до 100 мл. Вычислить молярную концентрацию эквивалента данного раствора (для реакции в щелочной среде).

С (KMnO₄) — ? В щелочной среде: MnO₄ — + e — → MnO₄ 2-

? Задачи для самостоятельного решения

1. Методом ионно-электронного баланса расставить коэффициенты в уравнении реакции между раствором K₂Cr₂O₇ и КI в сернокислой среде, используемой для определения общего количества ароматических веществ в пищевых продуктах. Реакция протекает по схеме: K₂Cr₂O₇+KI+H₂SO₄ → → Cr 3+ +I₂ + … Найти молярные массы эквивалентов окислителя и восстановителя. Ответ: 49 г/моль; 83 г/моль.

2. Методом ионно-электронного баланса расставить коэффициенты в уравнении реакции между раствором KMnO₄ и Na₂SO₃. Найти молярные массы эквивалентов окислителя и восстановителя: а) в присутствии Н₂SO₄; б) в присутствии КОН; в) в нейтральной среде. Ответы: а) 31,6 г/моль, 63 г/моль; б) 158 г/моль, 63 г/моль; в) 52,67 г/моль, 63 г/моль.

3. Методом ионно-электронного баланса расставить коэффициенты в уравнении реакции между раствором K₂Cr₂O₇ и FeSO₄ в сернокислой среде. Найти молярные массы эквивалентов окислителя и восстановителя. Ответ: 49 г/моль, 152 г/моль.

4. Методом ионно-электронного баланса расставить коэффициенты в уравнении реакции между раствором этилового спирта и KMnO₄ в сернокислой среде с образованием СН₃СООН, используемой для установления присутствия алкоголя в организме. Найти молярные массы эквивалентов окислителя и восстановителя. Ответ: 31,6 г/моль, 11,5 г/моль.

5. Методом ионно-электронного баланса расставить коэффициенты в уравнении реакции между этанолом и K₂Cr₂O₇ в сернокислой среде с образованием СН₃СООН, используемой для определения содержания спирта в вине. Найти молярные массы эквивалентов окислителя и восстановителя. Ответ: 49 г/моль, 11,5 г/моль.

6. Методом ионно-электронного баланса расставить коэффициенты в уравнении реакции между раствором FeSO₄ и KMnO₄ в сернокислой среде, протекающей по схеме: FeSO₄ + KMnO₄ + Н₂SO₄ → Fe 3+ + Mn 2+ + … и используемой для определения сахара в пищевом сырье и продуктах. Найти молярные массы эквивалентов окислителя и восстановителя. Ответ: 31,6 г/моль, 152 г/моль.

7. Навеску KMnO₄ массой 1,8750г растворили и довели объем раствора водой до 500 мл. Найти нормальную концентрацию раствора для реакции: а) в кислой среде, б) в щелочной среде, в) в нейтральной среде. Ответ: а) 0,1187н.; б) 0,0237н.; в) 0,0712н.

8. На титрование в сернокислой среде 10 мл KNO₂ израсходовано 11,2 мл 0,0492н. раствора KMnO₄. Найти массу KNO₂ в колбе емкостью 100 мл. Ответ: 0,2342г.

9. На титрование в кислой среде 10 мл раствора FeSO₄ израсходовано 13,7 мл 0,0465н. раствора KMnO₄. Вычислить массу FeSO₄ в колбе емкостью 100 мл. Ответ: 0,9682г.

10. На титрование в кислой среде 10 мл FeSO₄ израсходовано 10,8 мл 0,0551н. раствора KMnO₄. Найти массу FeSO₄ в колбе емкостью 100 мл. Ответ: 0,9044г.

11. На титрование 10 мл раствора щавелевой кислоты затрачено 12,1 мл 0,0486н. раствора KMnO₄. Найти массу щавелевой кислоты (Н₂С₂О₄?2Н₂О) в колбе на 100 мл. Ответ: 0,3704г.

12. На титрование в кислой среде 10 мл раствора FeSO₄ израсходовано 9,45 мл 0,05н. раствора K₂Cr₂O₇. Найти массу FeSO₄ в колбе на 200 мл. Ответ: 1,4379г.

13. На титрование 10 мл 0,0523н. раствора Na₂C₂O₄ израсходовано 11,95 мл раствора KMnO₄ в кислой среде. Найти нормальную концентрацию раствора KMnO₄. Ответ: 0,0438н.

14. На титрование 10 мл 0,0496н. раствора Na₂C₂O₄ израсходовано 10,8 мл раствора KMnO₄ в кислой среде. Найти нормальную концентрацию раствора KMnO₄. Ответ: 0,0459н.

? Контрольные вопросы

1. Какие реакции лежат в основе ОВ титрования?

2. Что такое окислительно-восстановительная пара и ОВ-потенциал? Выбор титранта при определении восстановителей и при определении окислителей на основе значений стандартного ОВ-потенциала.

3. Что такое редокс-индикаторы?

4. Перманганатометрия. Область применения. Назовите титрант, стандартное вещество, приведите уравнение реакции стандартизации (с уравнениями полуреакций и расстановкой коэффициентов методом ионно-электронного баланса).

5. Напишите уравнения полуреакций восстановления перманганат-иона MnO₄ — в кислой, нейтральной и щелочной средах. Рассчитайте молярные массы эквивалента KMnO₄ в каждом случае. В какой среде предпочтительнее осуществлять перманганатометрическое титрование и почему?

6. Уравнение реакции стандартизации KMnO₄ по щавелевой кислоте. Расчет величин навесок KMnO₄ и Н₂С₂О₄?2Н₂О для приготовления 100 мл их 0,05н. растворов.

7. Что является индикатором в перманганатометрии? Почему первые порции раствора KMnO₄ при титровании приливают медленно (см. ЛР №5 – пункт В)?

8. Почему раствор KMnO₄ нельзя приготовить по точной навеске?

9. Почему концентрация KMnO₄ в растворе уменьшается после его приготовления?

10. Какие процессы происходят при хранении раствора KMnO₄ на свету (уравнение реакции)?

ПРИЛОЖЕНИЕ

I. Константы диссоциации слабых электролитов (при 25 0 С)

Электролит	Уравнение диссоциации	Кд
Азотистая кислота	НNO2 ↔ H + + NO2 —	4,0 ? 10 -4
Бензойная кислота	С6Н5СООН ↔С6Н5СОО + + Н +	6,5 · 10 -5
Гидроксид аммония	NH4OH ↔ NH4 + + OH —	1,79 ? 10 -5
Гидроксид алюминия	I Al(OH)3↔Al(OH)2 + +OH —	1,38 ?10 -9
Гидроксид железа (II)	I Fe(OH)2↔FeOH + +OH —	1,30 ?10 -4
Гидроксид железа (III)	II Fe(OH)2 + ↔FeOH 2+ +OH —	1,82 ?10 -11
III FeOH 2+ ↔Fe 3+ +OH —	1,35 ?10 -12
Кремниевая кислота	I H2SiO3 ↔HSiO3 — +H +	3,2 ?10 -10
II HSiO3 — ↔SiO3 2- +H +	1,6 ?10 -12
Муравьиная кислота	НСООН ↔ НСОО — + Н +	1,77 · 10 -4
Сернистая кислота	I H2SO3 ↔ H + + HSO3 — II HSO3 — ↔ H + + SO3 2-	1,3 ? 10 -2 6 · 10 -8
Сероводородная кислота	I H2S ↔ H + + HS — II HS — ↔ H + + S 2-	8,9 ? 10 -8 1,3 · 10 -13
Угольная кислота	I H2CO3 ↔ H + + HCO3 — II HCO3 — ↔ H + + CO3 2-	4,31 ? 10 -7 5,61 · 10 -11
Уксусная кислота	СН3СООН ↔ СН3СОО — + Н +	1,86 ? 10 -5
Фосфорная кислота	I Н3РО4 ↔ Н + + Н2РО4 — II Н2РО4 — ↔ Н + + НРО4 2- III НРО4 2- ↔ Н + + РО4 3-	7,51 · 10 -3 6,23 ? 10 -8 2,2 · 10 -13
Фтористоводородная кислота	HF ↔ H + +F —	7,4 ?10 -4
Цианистоводородная кислота	HCN↔H + +CN —	7,2 ?10 -10
Щавелевая кислота	I Н2С2О4↔Н + +НС2О4 —	5,9 ?10 -2
II НС2О4 — ↔Н + +С2О4 2-	6,4 ?10 -5

II. Произведения растворимости некоторых малорастворимых соединений (25 0 С)

Источник