Окисление дихроматом калия в кислой среде


Окислительно-восстановительные реакции с участием органических веществ » HimEge.ru

В окислительно-восстановительных реакциях органические вещества чаще проявляют свойства восстановителей, а сами окисляются. Легкость окисления органических соединений зависит от доступности электронов при взаимодействии с окислителем. Все известные факторы, вызывающие увеличение электронной плотности в молекулах органических соединений (например, положительные индуктивный и мезомерные эффекты), будут повышать их способность к окислению и наоборот.

Склонность органических соединений к окислению возрастает с ростом их нуклеофильности, что соответствует следующим рядам:

Рост нуклеофильности в ряду

Рассмотрим окислительно-восстановительные реакции представителей важнейших классов органических веществ с некоторыми неорганическими окислителями.

Окисление алкенов

При мягком окислении алкены превращаются в гликоли (двухатомные спирты). Атомы-восстановители в этих реакциях – атомы углерода, связанные двойной связью.

Реакция с раствором перманганата калия протекает в нейтральной или слабо щелочной среде следующим образом:

3C2H4 + 2KMnO4 + 4H2O → 3CH2OH–CH2OH + 2MnO2 + 2KOH

В более жестких условиях окисление приводит к разрыву углеродной цепи по двойной связи и образованию двух кислот (в сильно щелочной среде – двух солей) или кислоты и диоксида углерода (в сильно щелочной среде – соли и карбоната):

1) 5CH3CH=CHCH2CH3 + 8KMnO4 + 12H2SO4 → 5CH3COOH + 5C2H5COOH + 8MnSO4 + 4K2SO4 + 17H2O

2) 5CH3CH=CH2 + 10KMnO4 + 15H2SO4 → 5CH3COOH + 5CO2 + 10MnSO4 + 5K2SO4 + 20H2O

3) CH3CH=CHCH2CH3 + 8KMnO4 + 10KOH → CH3COOK + C2H5COOK + 6H2O + 8K2MnO4

4) CH3CH=CH2 + 10KMnO4 + 13KOH → CH3COOK + K2CO3 + 8H2O + 10K2MnO4

Дихромат калия в сернокислотной среде окисляет алкены аналогично реакциям 1 и 2.

При окислении алкенов, в которых атомы углерода при двойной связи содержат по два углеродных радикала, происходит образование двух кетонов:

Окисление алкинов

Алкины  окисляются в несколько более жестких условиях, чем алкены, поэтому они обычно окисляются с разрывом углеродной цепи по тройной связи. Как и в случае алкенов, атомы-восстановители здесь – атомы углерода, связанные  кратной связью. В результате реакций образуются кислоты и диоксид углерода. Окисление может быть проведено перманганатом или дихроматом калия в кислотной среде, например:

5CH3C≡CH + 8KMnO4 + 12H2SO4 → 5CH3COOH + 5CO2 + 8MnSO4 + 4K2SO4 + 12H2O

Ацетилен может быть окислен перманганатом калия в нейтральной среде до оксалата калия:

3CH≡CH +8KMnO4→ 3KOOC –COOK +8MnO2 +2КОН +2Н2О

В кислотной среде окисление идет до щавелевой кислоты или углекислого газа:

5CH≡CH +8KMnO4 +12H2SO4 → 5HOOC –COOH +8MnSO4 +4К2SO4 +12Н2О
CH≡CH + 2KMnO4 +3H2SO4 → 2CO2 + 2MnSO4 + 4H2O + K2SO4

Окисление гомологов бензола

Бензол не окисляется даже в довольно жестких условиях. Гомологи бензола могут быть окислены раствором перманганата калия в нейтральной среде до бензоата калия:

C6H5CH3 +2KMnO4 →  C6H5COOK + 2MnO2 + KOH + H2O

C6H5CH2CH3 + 4KMnO4 → C6H5COOK + K2CO3 + 2H2O + 4MnO2 + KOH

Окисление гомологов бензола дихроматом или перманганатом калия в кислотной среде приводит к образованию бензойной кислоты.

6Н5СН3+6КMnO4+9 H2SO4→ 5С6Н5СООН+6MnSO4 +3K2SO4 + 14H2O

5C6H5–C2H5 + 12KMnO4 + 18H2SO → 5C6H5COOH + 5CO2 + 12MnSO4 + 6K2SO4 + 28H2O

Окисление спиртов

Непосредственным продуктом окисления первичных спиртов являются альдегиды, а вторичных – кетоны.

Образующиеся при окислении спиртов альдегиды легко окисляются до кислот, поэтому альдегиды из первичных спиртов получают окислением дихроматом калия в кислотной среде при температуре кипения альдегида. Испаряясь, альдегиды не успевают окислиться.

3C2H5OH + K2Cr2O7 + 4H2SO4 → 3CH3CHO + K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 7H2O

С избытком окислителя (KMnO4, K2Cr2O7) в любой среде первичные спирты окисляются до карбоновых кислот или их солей, а вторичные – до кетонов.

5C2H5OH + 4KMnO4 + 6H2SO4 → 5CH3COOH + 4MnSO4 + 2K2SO4 + 11H2O

3CH3–CH2OH + 2K2Cr2O7 + 8H2SO4 → 3CH3–COOH + 2K2SO4 + 2Cr2(SO4)3 + 11H2O

Третичные спирты в этих условиях не окисляются, а метиловый спирт окисляется до углекислого газа.

Двухатомный спирт, этиленгликоль HOCH2–CH2OH, при нагревании в кислой среде с раствором KMnO4 или K2Cr2O7 легко окисляется до щавелевой кислоты, а в нейтральной – до оксалата калия.

5СН2(ОН) – СН2(ОН) + 8КMnO4+12H2SO4→ 5HOOC –COOH +8MnSO4 +4К2SO4 +22Н2О

3СН2(ОН) – СН2(ОН) + 8КMnO4→ 3KOOC –COOK +8MnO2 +2КОН +8Н2О

Окисление альдегидов и кетонов

Альдегиды – довольно сильные восстановители, и поэтому легко окисляются различными окислителями, например: KMnO4,  K2Cr2O7,  [Ag(NH3)2]OH,  Cu(OH)2. Все реакции идут при нагревании:

3CH3CHO + 2KMnO4 → CH3COOH + 2CH3COOK + 2MnO2 + H2O

3CH3CHO + K2Cr2O7 + 4H2SO4 → 3CH3COOH + Cr2(SO4)3 + 7H2O

CH3CHO + 2KMnO4 + 3KOH → CH3COOK + 2K2MnO4 + 2H2O

5CH3CHO + 2KMnO4 + 3H2SO→ 5CH3COOH + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O

CH3CHO + Br2 + 3NaOH → CH3COONa + 2NaBr + 2H2O

реакция «серебряного зеркала»

C аммиачным раствором оксида серебра альдегиды окисляются до карбоновых кислот которые в аммиачном растворе дают соли аммония (реакция «серебрянного зеркала»):

CH3CH=O + 2[Ag(NH3)2]OH → CH3COONH4 + 2Ag + H2O + 3NH3

CH3–CH=O + 2Cu(OH)2 → CH3COOH + Cu2O + 2H2O

Муравьиный альдегид (формальдегид) окисляется, как правило, до углекислого газа:

5HCOH + 4KMnO4(изб) + 6H2SO4 → 4MnSO4 + 2K2SO4 + 5CO2 + 11H2O

3СН2О + 2K2Cr2O7 + 8H2SO4 → 3CO2 +2K2SO4 + 2Cr2(SO4)3 + 11H2O

HCHO + 4[Ag(NH3)2]OH → (NH4)2CO3 + 4Ag↓ + 2H2O + 6NH3

HCOH + 4Cu(OH)2 → CO2 + 2Cu2O↓+ 5H2O

Кетоны окисляются в жестких условия сильными окислителями с разрывом связей С-С и дают смеси кислот:

Карбоновые кислоты. Среди кислот сильными восстановительными свойствами обладают муравьиная и щавелевая, которые окисляются до углекислого газа.

НСООН + HgCl2 =CO2 + Hg + 2HCl

HCOOH+ Cl2 = CO2 +2HCl

HOOC-COOH+ Cl2 =2CO2 +2HCl

Муравьиная кислота, кроме кислотных свойств, проявляет также некоторые свойства альдегидов, в частности, восстановительные. При этом она окисляется до углекислого газа. Например:

2KMnO4 + 5HCOOH + 3h3SO4 → K2SO4 + 2MnSO4 + 5CO2↑ + 8h3O

При нагревании с сильными водоотнимающими средствами (h3SO4 (конц.) или P4O10) разлагается:

HCOOH →(t) CO↑ + h3O

Каталитическое окисление алканов:

Каталитическое окисление алкенов:

Окисление фенолов:

Дихромат калия - формула, свойства и применение

В химии окислитель - это тип вещества, которое обладает способностью окислять другие вещества. Вы можете задаться вопросом, что означает окисление. Окисление - это явление, при котором вещество может принимать электроны от других веществ. Некоторыми из наиболее распространенных окислителей являются галогены, перекись водорода, кислород, озон, соединения шестивалентного хрома и т. Д.

Химическое соединение, содержащее элемент хрома в состоянии окисления +6, известно как шестивалентный хром (хром +6, Cr (VI) , хром (VI)).Они считаются высокотоксичными, поскольку являются генотоксичными канцерогенами.

Соединение шестивалентного хрома, которое действует как обычный неорганический химический реагент, называется дихроматом калия. Химическая формула дихромата калия - K2Cr2O7. Он используется во многих промышленных приложениях и лабораториях в качестве обычного окислителя.

Шестивалентный дихромат калия очень токсичен по своей природе и опасен для кожи и тела. Дихромат калия представляет собой кристаллическое ионное твердое вещество очень яркого красно-оранжевого цвета.

Дихромат калия более популярен в лабораторных экспериментах, поскольку он не расплывается (тенденция впитывать влагу из воздуха и растворяться в нем) по сравнению с большинством промышленных солей дихромата натрия.

Реакция хлорида калия с дихроматом натрия дает дихромат калия.

Na2Cr2O7 + 2KCl → K2Cr2O7 + 2NaCl

В качестве альтернативы его можно получить из хромата калия путем обжига хромитовой руды с гидроксидом калия.

Он ионизируется в воде:

K2Cr2O7 → 2K + + Cr2O72−

Cr2O72− + h3O ⇌ 2CrO42− + 2H +

В лабораторных условиях эта реакция дает оранжевые красные кристаллы дихромата калия.Растворим в воде. Не имеет характерного запаха. Однако он может сильно раздражать глаза и дыхательные пути. Избегайте контакта дихромата калия с органическими материалами. Он негорючий, но чаще всего используется в пиротехнических дисплеях вместе с вольфрамом и железом.

Химическая формула дихромата калия - K2Cr2O7 с молярной массой 294,185 г / моль. Это ионное соединение с двумя ионами калия (K +) и отрицательно заряженным дихромат-ионом (Cr2O7-), в котором два атома шестивалентного хрома (со степенью окисления +6) присоединены к трем атомам кислорода, а также к мостиковому атому кислорода. ,

1A

Рис. 1. Свойства дихромата калия (K2Cr2O7)

  1. Он образует оранжево-красные кристаллы, плавящиеся при 396oC.

  2. Легко растворяется в горячей воде, но умеренно растворяется в холодной воде.


  1. Воздействие тепла: при нагревании K2Cr2O7 разлагается с образованием хромата калия с выделением газообразного O2.

4K2Cr2O7 -> 4K2CrO4 + 2Cr2O3 + 3O2

  1. Реакция со щелочами: Когда оранжево-красный раствор K2Cr2O7 вступает в реакцию со щелочью, образуется желтый раствор из-за образования хромата калия.

K2Cr2O7 + 2KOH -> 2K2CrO4 + h3O

Оранжево-красный Желтый

При подкислении желтый цвет K2CrO4 снова меняется на оранжево-красный из-за реформирования K2Cr2O7.

2K2CrO4 + h3SO4 -> K2Cr

.

Внимание! | Cloudflare

Почему я должен заполнять CAPTCHA?

Заполнение CAPTCHA доказывает, что вы человек, и дает вам временный доступ к веб-ресурсу.

Что я могу сделать, чтобы этого не произошло в будущем?

Если вы используете личное соединение, например, дома, вы можете запустить антивирусное сканирование на своем устройстве, чтобы убедиться, что оно не заражено вредоносными программами.

Если вы находитесь в офисе или в общей сети, вы можете попросить администратора сети запустить сканирование сети на предмет неправильно сконфигурированных или зараженных устройств.

Еще один способ предотвратить появление этой страницы в будущем - использовать Privacy Pass. Возможно, вам потребуется загрузить версию 2.0 прямо сейчас из Магазина дополнений Firefox.

,

Дихромат калия - Simple English Wikipedia, бесплатная энциклопедия

Дихромат калия - химическое соединение. Он содержит ионы калия и дихромата. Он имеет химическую формулу K 2 Cr 2 O 7 (K2Cr) . Хром находится в степени окисления +6.

Это ярко-красное кристаллическое твердое вещество. Это сильный окислитель в кислой среде. Он ядовит, потому что содержит канцерогенный дихромат.Его можно разрушить реакцией с восстановителями. Его можно восстановить до зеленых соединений хрома (III), таких как оксид хрома (III).

Дихромат калия может быть получен окислением гидроксида калия и оксида хрома (III). Его также можно получить, добавив кислоту к хромату калия.

В земле встречается очень редко. Он встречается только в очень засушливых местах. Если идет дождь, он растворяется в воде и смывается.

Используется как реагент для многих химикатов, например, спирта.Некоторые тестеры алкоголя в выдыхаемом воздухе используют его, и красный цвет становится зеленым, когда в дыхании присутствует алкоголь. Его можно использовать для производства хромовой кислоты, которая используется для очистки стекла. Его можно использовать в цементе. Используется для дубления кожи. Его можно использовать в фотографии и для проверки некоторых металлов. Его можно использовать для обработки дерева.

Дихромат калия вызывает сильное раздражение. При вдыхании пыли это может вызвать рак. Это сильный окислитель и может вызвать возгорание. Он может реагировать с сульфатом железа (II) для его детоксикации (устранения токсичности).

,

Редокс-титрование

Бесплатный аптечный материал

Редокс-титрование

ВВЕДЕНИЕ

Этот титриметрический метод в основном основан на изменении степени окисления или переносе электронов между реагентами, то есть эти реакции в основном основаны на реакциях окисления-восстановления. В методе окислительно-восстановительного титрования восстанавливающее вещество титруют стандартным раствором окислителя (например, сульфатом церия-аммония) или окисляющее вещество титруют стандартным раствором восстановителя (например,г., хлорид титана).

ПРИНЦИП

Принцип окислительно-восстановительного титрования заключается в том, что процесс окисления включает потерю электронов, тогда как процесс восстановления включает увеличение количества электронов.

Окислитель + ne Восстановитель

Окислительно-восстановительное титрование в основном основано на окислении аналита окислителем, а окисление и восстановление реакции определяется индикаторами или потенциометрическим.

Перманганат-ион подвергается следующей реакции:

MnO4− + 8H + + 5e− Mn + 2 + 4h3O

Пурпурный ион марганца ↔ Бесцветный ион марганца

Ион дихромата претерпевает следующую реакцию:

Cr2O7−2 + 14H + + 6e− 2Cr + 3 + 4h3O−

Оранжевый дихромат-ион ↔ Зеленый ион хрома

В конечной точке

ΔE = 0

ТЕОРИЯ

Окисление приводит к увеличению степени окисления, а восстановление приводит к снижению степени окисления.Процесс окисления включает потерю электронов, в то время как процесс восстановления включает получение электронов, то есть окислители подвергаются восстановлению, а восстановители подвергаются окислению.

Окислитель + Ne- Восстановитель Восстановитель Окислитель + ne- Се + 4 + Fe + 2 Се + 3 + Fe + 3 Ce + 4 + e− Ce + 3 (сокращение) Fe + 2 Fe + 3 + e− (Окисление)

Окисление вещества увеличивает степень окисления, а восстановление вещества снижает степень окисления. Способность соединения принимать или терять электроны выражается стандартным электродным потенциалом.Это помогает в определении ионов, которые подвергаются окислению или восстановлению. Стандартный электродный потенциал используется в следующих случаях:

  1. Расчет потенциалов ячеек:

  2. ECell = ERight - ELeft

  3. Пример:

  4. Ag / Ag + // Cu + 2 / Cu

  5. ECell = ECu + 2 - EAg +

  6. = 0,2867 - 0,6984

  7. = -0.0412 В

  8. Расчет константы окислительно-восстановительного равновесия:

  9. Cu + + 2Ag + Cu + 2 + 2Ag
  10. Следовательно,

Электрод обычно используется для определения окислительных и восстановительных изменений в реакции.

Электродный потенциал электрода, когда он погружен в смесь раствора окислителя и восстановителя, определяется следующим уравнением:

где ET = наблюдаемый потенциал; E0 = стандартный потенциал; R = постоянный; T = температура; n = количество электронов, участвующих в окислении или восстановлении.

ОКИСЛЯЮЩИЕ И ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СРЕДСТВА
  1. Окислители: Обычно при окислительно-восстановительном титровании используются следующие окислители:

    1. KMnO4 в разбавленном h3SO4:

    2. MnO4− + 8H + + 5e− Mn + 2 + 4h3O
    3. K2Cr2O7 в разбавленной h3SO4:

    4. Cr2O7−2 + 14H + + 6e− 2Cr + 3 + 4h3O
    5. Раствор йода:

    6. I2 + 2e− 2I−
  2. Восстановители: Обычно при окислительно-восстановительном титровании используются следующие восстановители:

    1. Соль Мора (FeSO4− (Nh5) 2SO4−6h3O)

    2. Fe + 2 Fe + 3 + e−
    3. Щавелевая кислота (h3C2O4−2h3O)

    4. Cr2O7−2 2CO2 + 2e−
    5. Тиосульфат натрия (Na2S2O3−5h3O)

    6. 2S2O3−2 S4O6−2 + 2e−

Эквивалентные массы окислителя и восстановителя следующие:

Эквивалентный вес определяется по следующей формуле:

Эквивалентный вес восстановителя определяется как вес, при котором теряются электроны, эквивалентный 96500 C.

Fe + 2 Fe + 3 + e−

Эквивалентная масса железа и железа составляет 151,919.

Эквивалентный вес окислителя определяется как масса, при которой набираются электроны, эквивалентная 1 фарадею

. Ce + 4 + e− Ce + 3

Эквивалентная масса сульфата церия - 332,24.

ФАКТОРЫ, ВЛИЯЮЩИЕ НА РЕДОКС-ТИТРАЦИИ

Единственный фактор, влияющий на окислительно-восстановительное титрование, - это pH.

Пример: KMnO4 действует как окислитель в щелочной, нейтральной и кислой средах.Однако в кислой среде он действует как сильный окислитель.

Факторы, влияющие на кривые окислительно-восстановительного титрования, следующие:

  1. Концентрация реагента: способность реагента подвергается окислению или восстановлению.

  2. Полнота реакции: неполнота реакции свидетельствует о понижении кривой титрования.

ИНДИКАТОРЫ РЕДОКС

Индикатор окислительно-восстановительного потенциала должен иметь возможность внезапного изменения в точке эквивалентности во время окислительно-восстановительного титрования.Он должен быть способен подвергаться окислению и восстановлению.

InOxidation + ne InReduction

Некоторые индикаторы специфичны для соединений. При титровании они реагируют с одним из реагентов, образуя цвет.

Пример:

Крахмал реагирует с йодом и дает темно-синий цвет.

Тиоцианат калия (KSCN) реагирует с железом с образованием красного цвета.

Есть разные типы окислительно-восстановительных индикаторов. Они следующие:

  1. На основании добавления показателя:

    1. Самоиндикаторы: сам титрант действует как самоконтроль. Он показывает интенсивный цвет в конечной точке.

    2. Примеры: перманганат калия - конечная точка от розового до бесцветного.

    3. Йод - конечная точка от коричневого до черного цвета

    4. Сульфат церия-аммония - конечная точка от бесцветного до желтого

    5. Внутренние индикаторы: они добавляются в реакционную смесь во время титрования.

    1. Примеры:

  • Фенантролин синий

  • Метиленовый синий и др.

  • Внешние индикаторы: используются снаружи с помощью рифленой плитки, а затем смешиваются с индикаторными растворами.

  • Пример: ионы двухвалентного железа в растворе дихромата проявляют цвет берлинской синевы с раствором феррицианида калия.

  • Исходя из характера показателя:

    1. Металлоорганические комплексы:

    2. Пример: фенантролин показывает изменение цвета с синего на красный.

    3. Бесплатные органические комплексы:

    4. Пример: Метиленовый синий показывает изменение цвета от синего до бесцветного.

  • На основании зависимости от pH:

    1. pH-независимые индикаторы:

      1. Примеры:

  • 2,2’-бипиридин показывает изменение цвета с бесцветного на желтый.

  • 5,6-диметилфенантролин показывает изменение цвета с желто-зеленого на красный.

  • pH зависимые показатели:

      1. Примеры:

  • Safrannin T показывает изменение цвета от красно-фиолетового до бесцветного.

  • Нейтральный красный цвет показывает изменение цвета с красного на бесцветный.

  • На основе инструмента, используемого для определения конечной точки: этот метод в основном основан на определениях проводимости и определении потенциала в конечной точке.В этом методе платиновый электрод используется в качестве индикаторного электрода, а стеклянный электрод - в качестве электрода сравнения.

  • Пример: определения кондуктометрии.

  • ВИДЫ РЕДОКС-ТИТРАЦИЙ
    1. В зависимости от используемого титранта:

      1. Перманганатное титрование: восстанавливающие вещества определяются непосредственно перманганатом калия, а окисляющие вещества - косвенно.

      2. Пример: 2KMnO4 + 10FeSO4 + 8h3SO4 5Fe2 (SO4) 3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8h3O.
      3. Титрование дихроматом: раствор, приготовленный из дихромата калия, стабилен и действует как сильный окислитель.

      4. Пример: 2K2Cr2O7 + 6FeSO4 + 7h3SO4 3Fe2 (SO4) 3 + K2SO4 + Cr2 (SO4) 3 + 7h3O.
      5. Титрование йода:

  • По методике:

    1. Прямое титрование: некоторые вещества изначально окрашены, и индикаторный раствор не требуется для определения конечной точки.

    2. Пример: азокрасители и хиноны титруются этим методом.

    3. Обратное титрование: к раствору образца добавляется избыточный объем раствора титранта, а затем избыток титранта титруется другим раствором титранта.

    4. Пример: хлорамфеникол титруется этим методом.

    КРИВАЯ ТИТРАЦИИ

    Кривая титрования при окислительно-восстановительном титровании в основном основана на окислительно-восстановительной реакции между аналитом и титрантом.

    Пример:

    Вышеуказанную реакцию определяют потенциометрическим методом с использованием платиновых и каломельных электродов. Затем кривая титрования вышеуказанной реакции показывает три области титрования ионов железа ионами церия.

    Кривая титрования

    Эти три региона следующие:

    1. Перед конечной точкой потенциал создается аналитом.

    2. В конечной точке потенциал на индикаторном электроде быстро увеличивается.

    3. После конечной точки потенциал определяется титрантом.

    ВЫПОЛНЕННАЯ ПРОЦЕДУРА ДЛЯ РЕДОКС-ТИТРАЦИИ
    Реакция с раствором перманганата калия (окислитель)

    Это мощный окислитель, введенный Ф.Margueritte. Механизм реакции следующий:

    MnO4− + H + + 5e− Mn + 2 + 4h3O
    1. Приготовление раствора перманганата: точное количество перманганата калия взвешивают на часовом стекле, а затем переносят в химический стакан. Затем он растворяется в трех четвертых порции дистиллированной воды, и горловина стакана закрывается соответствующей пробкой. Полученный раствор кипятят 15-30 минут и дают остыть до комнатной температуры.Раствор фильтруют через ватный тампон и доводят до желаемого объема, добавляя дистиллированную воду.

    2. Стандартизация раствора перманганата калия: стандартизация раствора перманганата калия выполняется раствором оксида мышьяка или раствором оксалата натрия.

    3. Применения перманганата калия:

      1. Используется при анализе пероксидов металлов: к 100 мл дистиллированной воды добавляют концентрированную серную кислоту и борную кислоту, затем смесь охлаждают на ледяной бане и затем добавляют раствор образца.Отбирают соответствующие количества и титруют стандартным раствором перманганата.

      2. 2MnO4− + 5NO2 + 6H + 2Mn + 2 + 5O3− + 8H
    .

    Смотрите также