Разложение перманганата калия окислительно восстановительная реакция: как с помощью электронного баланса найти коэффициенты для разложения калий перманганата?KMnO4 - Управленческое образование

Содержание

Перманганат калия. Задачи 1099 — 1100

Задача 1099.
Написать уравнение реакции термического разложения перманганата калия. К какому типу окислительно-восстановительных превращений относится эта реакция?
Решение:
Уравнение реакции имеет вид:

2КMnO₄ К₂MnO₄ + MnO₂↓ + O₂↑

Здесь марганец уменьшает свою степень окисления от +7 до +6 (является окислителем), а кислород увеличивает сою степень окисления от -2 до 0 (является восстановителем). Реакции, при которых одна составная часть сложного вещества служит окислителем (Mn), а другая – восстановителем (О), называется внутримолекулярной реакцией окисления-восстановления.

Приготовление раствора, содержащего смесь из комбинации ионов

Задача 1100.
Можно ли приготовить раствор, который содержал бы одновременно Sn²⁺ и Hg²⁺; Sn²⁺ и Fe³⁺; SO₃^2- и MnO

4–; Cr₂O₇^2- и SO₄^2-? Указать, какие комбинации ионов невозможны и почему.
Решение:
а) В Sn²⁺ атом элемента находится в своей промежуточной степени окисления, поэтому ион Sn²⁺ будет проявлять восстановительные свойства. В Hg²⁺атом элемента ртути находится в своей высшей степени окисления, поэтому ион Hg²⁺ будет проявлять только окислительные свойства.

Уравнения полуреакций процесса окисления-восстановления:

Таким образом, приготовить раствор, который содержал бы одновременно Sn²⁺и Hg²⁺ нельзя, так как будет протекать окислительно-восстановительный процесс.

б) В Sn²⁺ атом элемента находится в своей промежуточной степени окисления, поэтому ион Sn²⁺ будет проявлять восстановительные свойства. В Fe³⁺ атом элемента железа находится в своей высшей степени окисления, поэтому ион Fe

3+ будет проявлять только окислительные свойства. Уравнения полуреакций процесса окисления-восстановления:

Таким образом, приготовить раствор, который содержал бы одновременно Sn²+ и Fe³⁺ нельзя, так как будет протекать окислительно-восстановительный процесс.

в) В SO₃^2- атом элемента серы находится в своей промежуточной степени окисления, поэтому ион SO₃^2- будет проявлять восстановительные свойства. В MnO₄^– атом элемента марганца находится в своей высшей степени окисления, поэтому ион MnO₄^– будет проявлять только окислительные свойства. Уравнения полуреакций процесса окисления-восстановления:

Таким образом, приготовить раствор, который содержал бы одновременно SO₃^2- и MnO₄^–; нельзя, так как будет протекать окислительно-восстановительный процесс.

г) В Cr₂

O₇^2- атом элемента хрома находится в своей высшей степени окисления, поэтому ион Cr₂O₇^2- будет проявлять окислительные свойства. В SO₄^2- атом элемента серы находится в своей высшей степени окисления, поэтому ион SO₄^2- будет проявлять только окислительные свойства.

Так как в растворе присутствуют ионы Cr₂O₇^2- и SO₄^2-, которые оба проявляют окислительные свойства, то приготовит раствор с одновременным содержанием этих ионов возможно.

Ответ: г.

Опыт 4 Разложение перманганата калия при нагревании.

Поместить 3-4 кристаллика перманганата калия в пробирку, укрепить ее в штативе горизонтально и нагревать небольшим пламенем горелки до полного разложения перманганата на диоксид марганца, манганат калия и кислород. (Выделение кислорода и полноту разложения перманганата установить с помощью тлеющей лучинки). После охлаждения пробирки к сухому остатку добавить 5-6 капель воды. Отметить цвет полученного раствора. Какое вещество находится в растворе? Какое в осадке?

Опыт 5 Влияние рН среды на характер восстановления

перманганата.

В зависимости от среды — кислой, нейтральной или щелочной — марганец (VII) восстанавливается до различных степеней окисления. В кислой среде ион МnО₄^— переходит в ион Мn²⁺, в нейтральной, слабощелочной и слабокислой — в МnО₂, в сильнощелочной при недостатке восстановителя — в ион МnО₄^2-.

В три пробирки внести по 3-4 капли раствора перманганата калия. В одну пробирку добавить 2 капли 2 н. раствора серной кислоты, в другую ― столько же воды, в третью ― 3-4 капли 2 н. раствора щелочи. Во все три пробирки прибавить по 1 микрошпателю кристаллического сульфита натрия. Отметить различное изменение первоначальной окраски перманганата в каждом случае. Чем это вызвано? Написать уравнения реакций.

Опыт 6 Окисление перманганатом калия сульфата марганца (II)

В пробирку внести 3-4 кали раствора перманганата калия и столько же раствора сульфата марганца (II). Отметить исчезновение окраски и образование бурого осадка. Опустить в пробирку синюю лакмусовую бумажку. Какая среда в полученном растворе? Написать уравнение реакции.

Опыт 7 Окисление перманганатом калия спирта в кислой и щелочной среде.

В две пробирки внести по 2-3 капли раствора перманганата калия. В одну пробирку добавить 2 капли 2н. раствора серной кислоты, в другую — столько же 2н. раствора щелочи. В обе пробирки добавить 3 капли этилового спирта. Раствор подогреть на маленьком пламени горелки. Отметить изменение цвета раствора в первой пробирке и постепенное восстановление перманганата сначала до манганата, а затем до диоксида марганца во второй. Как изменилась степень окисления марганца? Написать уравнения соответствующих реакций.

Лабораторная работа № 9

Хром и его соединения. Контрольные вопросы

1. К какому электронному семейству относятся хром? Какова электронная структура атома хрома?

2 Какие степени окисления он проявляют в соединениях? В какой степени окисления хром не образует устойчивых соединений?

3. Каковы катионная и анионная формы существования хрома (III) в растворах? Каковы условия преимущественного существования той или другой формы?

4. Каковы общие правила изменения кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов при повышении степени окисления атома? Продемонстрируйте на примере хрома.

5. Запишите хромат — дихроматное равновесие. Каковы условия перехода хромата в дихромат и обратно?

Опыт 1 Получение солей хрома (II).

В пробирку набирают 10-12 капель раствора соли Сr³⁺и добавляют столько же концентрированной

НСl. В раствор вносят гранулу цинка и наблюдают изменение окраски раствора.

Опыт 2 Свойства солей хрома (II).

Полученный в опыте 1 раствор соли хрома (II) делят на две части. К одной части добавляют концентрированный водный раствор аммиака, к другой части приливают концентрированный раствор ацетата натрия. Наблюдают изменение окраски.

Опыт 3 Получение оксида хрома (III) (реакция Вулкан)

В сухую пробирку насыпают ~0,5 г измельченного бихромата аммония. При инициировании путем нагревания начинается бурная реакция. При этом пробирку держат вертикально. Определяют, имеют ли продукты реакции запах и конденсируется ли вода на стенках пробирки. Чем объяснить »вулканоообразное» протекание процесса? К какому типу ОВР относится процесс разложения бихромата аммония?

Опыт 4 Свойства оксида хрома (III)

Разделить полученный оксид на 2 части, поместить в фарфоровые тигельки. В один из них добавить равный объем пиросульфата калия К₂S₂О₇, во второй — равный объем карбоната натрия и сплавить полученный смеси. Охладить продукты сплавления, перенести в пробирки и растворить в малом количестве воды. Отметить цвет растворов в двух пробирках. Написать уравнения соответствующих реакций сплавления.

Опыт 5 Амфотерность гидроксида хрома (III).

Едкие щелочи NаОН и КОН дают с Сr³⁺ осадок Сr(ОН)₃ серо-фиолетового цвета или серо-зеленого, обладающий амфотерными свойствами. Образующиеся при действии щелочей на Сr(ОН)₃ хромиты NаСrО₂ или

КСrО₂ окрашены в ярко-зеленый цвет. В пробирку набирают 3-4 капли раствора соли Сr³⁺ и 1-2 капли 2 н. раствора NаОН. Наблюдают осаждение гидроксида хрома (III). Отмечают его цвет. Испытывают действие на осадок избытка раствора щелочи. Что происходит? Повторяют получение осадка гидроксида хрома (III) и действуют на него 2 н. раствором серной кислоты. Что происходит? Написать уравнения реакции в ионном и молекулярном видах.

Прокаливание перманганата калия уравнение реакции. Перманганат калия

Опыт 5 Влияние рН среды на характер восстановления

перманганата .

В зависимости от среды — кислой, нейтральной или щелочной — марганец (VII) восстанавливается до различных степеней окисления. В кислой среде ион МnО 4 — переходит в ион Мn 2+ , в нейтральной, слабощелочной и слабокислой — в МnО 2 , в сильнощелочной при недостатке восстановителя — в ион МnО 4 2- .

Опыт 6 Окисление перманганатом калия сульфата марганца (II)

Опыт 7 Окисление перманганатом калия спирта в кислой и щелочной среде.

Лабораторная работа № 9

Хром и его соединения. Контрольные вопросы

1. К какому электронному семейству относятся хром? Какова электронная структура атома хрома?

5. Запишите хромат — дихроматное равновесие. Каковы условия перехода хромата в дихромат и обратно?

Опыт 1 Получение солей хрома (II).

В пробирку набирают 10-12 капель раствора соли Сr 3+ и добавляют столько же концентрированной НСl . В раствор вносят гранулу цинка и наблюдают изменение окраски раствора.

Опыт 2 Свойства солей хрома (II) .

Опыт 3 Получение оксида хрома (III ) (реакция Вулкан)

В сухую пробирку насыпают ~0,5 г измельченного бихромата аммония. При инициировании путем нагревания начинается бурная реакция. При этом пробирку держат вертикально. Определяют, имеют ли продукты реакции запах и конденсируется ли вода на стенках пробирки. Чем объяснить «»вулканоообразное»» протекание процесса? К какому типу ОВР относится процесс разложения бихромата аммония?

Опыт 4 Свойства оксида хрома ( III )

Разделить полученный оксид на 2 части, поместить в фарфоровые тигельки. В один из них добавить равный объем пиросульфата калия К 2 S 2 О 7 , во второй — равный объем карбоната натрия и сплавить полученный смеси. Охладить продукты сплавления, перенести в пробирки и растворить в малом количестве воды. Отметить цвет растворов в двух пробирках. Написать уравнения соответствующих реакций сплавления.

Опыт 5 Амфотерность гидроксида хрома (III).

Едкие щелочи NаОН и КОН дают с Сr 3+ осадок Сr(ОН) 3 серо-фиолетового цвета или серо-зеленого, обладающий амфотерными свойствами. Образующиеся при действии щелочей на Сr(ОН) 3 хромиты NаСrО 2 или КСrО 2 окрашены в ярко-зеленый цвет. В пробирку набирают 3-4 капли раствора соли Сr 3+ и 1-2 капли 2 н. раствора NаОН . Наблюдают осаждение гидроксида хрома (III). Отмечают его цвет. Испытывают действие на осадок избытка раствора щелочи. Что происходит? Повторяют получение осадка гидроксида хрома (III) и действуют на него 2 н. раствором серной кислоты. Что происходит? Написать уравнения реакции в ионном и молекулярном видах.

2КMnO 4 К 2 MnO 4 + MnO 2 ↓ + O 2

Приготовление раствора, содержащего смесь из комбинации ионов

Задача 1100.
Можно ли приготовить раствор, который содержал бы одновременно Sn 2+ и Hg 2+ ; Sn 2+ и Fe 3+ ; SO 3 2- и MnO 4– ; Cr 2 O 7 2- и SO 4 2- ? Указать, какие комбинации ионов невозможны и почему.
Решение:
а) В Sn 2+ атом элемента находится в своей промежуточной степени окисления, поэтому ион Sn 2+ будет проявлять восстановительные свойства. В Hg 2+ атом элемента ртути находится в своей высшей степени окисления, поэтому ион Hg 2+ будет проявлять только окислительные свойства. Уравнения полуреакций процесса окисления-восстановления:

Таким образом, приготовить раствор, который содержал бы одновременно Sn 2+ и Hg 2+ нельзя, так как будет протекать окислительно-восстановительный процесс.

б) В Sn 2+ атом элемента находится в своей промежуточной степени окисления, поэтому ион Sn 2+ будет проявлять восстановительные свойства. В Fe 3+ атом элемента железа находится в своей высшей степени окисления, поэтому ион Fe 3+ будет проявлять только окислительные свойства. Уравнения полуреакций процесса окисления-восстановления:

Таким образом, приготовить раствор, который содержал бы одновременно Sn 2 + и Fe 3+ нельзя, так как будет протекать окислительно-восстановительный процесс.

в) В SO 3 2- атом элемента серы находится в своей промежуточной степени окисления, поэтому ион SO 3 2- будет проявлять восстановительные свойства. В MnO 4 – атом элемента марганца находится в своей высшей степени окисления, поэтому ион MnO 4 – будет проявлять только окислительные свойства. Уравнения полуреакций процесса окисления-восстановления:

Таким образом, приготовить раствор, который содержал бы одновременно SO 3 2- и MnO 4 – ; нельзя, так как будет протекать окислительно-восстановительный процесс.

г) В Cr 2 O 7 2- атом элемента хрома находится в своей высшей степени окисления, поэтому ион Cr 2 O 7 2- будет проявлять окислительные свойства. В SO 4 2- атом элемента серы находится в своей высшей степени окисления, поэтому ион SO 4 2- будет проявлять только окислительные свойства.

Так как в растворе присутствуют ионы Cr 2 O 7 2- и SO 4 2- , которые оба проявляют окислительные свойства, то приготовит раствор с одновременным содержанием этих ионов возможно.

Ответ: г.

ПЕРМАНГАНАТ КАЛИЯ. KMnO 4 – перманганат калия, кристаллогидратов не образует. Темно-фиолетовые кристаллы, плотность 2,703 г/см 3 . Растворимость в воде – умеренная (6,36 г/100 г воды при 20° С, 12,5 г/100 г воды при 40° С, 25 г/100 г воды при 65° С), не гидролизуется, медленно разлагается в растворе.

Сильный окислитель в растворе и при спекании. Реагирует с типичными восстановителями (этанолом, водородом и др.). Концентрированные растворы перманганата калия окрашены в интенсивно-фиолетовый цвет, а разбавленные – в розовый.

Перманганаты – соли не выделенной в свободном состоянии марганцовой кислоты HMnO 4 , существующей только в водных растворах. Перманганаты известны для щелочных и щелочноземельных металлов, аммония, серебра и алюминия. Все они образуют фиолетово-черные кристаллы, растворимые в воде. Наиболее растворим среди них перманганат бария Ba(MnO 4) 2 , а наименее растворим перманганат цезия CsMnO 4 .

При нагревании все перманганаты разлагаются, выделяя кислород и превращаясь в манганаты и диоксид марганца, например:

2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

Перманганат-ион – сильный окислитель, но его окислительная способность ослабевает с уменьшением кислотности раствора. Под действием восстановителей в щелочной среде MnO 4 — восстанавливается до манганат-иона MnO 4 2- :

MnO 4 — + e — = MnO 4 2- ,

В нейтральной, слабокислой и слабощелочной среде MnO 4 — переходит в диоксид марганца MnO 2:

MnO 4 — + 2H 2 O + 3e — = MnO 2 + 4OH —

В кислотной среде перманганат-ион превращается в аквакатион 2+ :

MnO 4 — + 8H 3 O + + 5e — = 2+ + 4H 2 O

Разбавленные водные растворы перманганата калия неустойчивы, они разлагаются (особенно быстро под действием солнечных лучей) с образованием бурого осадка диоксида марганца и выделением кислорода:

4KMnO 4 + 2H 2 O = 4KOH + 4MnO 2 Ї + 3O 2

Особенно быстро раствор KMnO 4 портится в присутствии восстановителей, органических веществ, которые всегда есть в воздухе. Этиловый спирт C 2 H 5 OH: так реагирует с пермантганатом калия

2KMnO 4 + 3C 2 H 5 OH = 2KOH + 2MnO 2 Ї + 3CH 3 CHO + 2H 2 O

В подкисленном растворе вместо MnO 2 образуются бесцветные катионы Mn 2+ . Например, в присутствии серной кислоты взаимодействие перманганата калия с таким общепризнанным восстановителем, как сульфит натрия, дает сульфат марганца и сульфат натрия, а также сульфат калия и воду:

2KMnO 4 + 5Na 2 SO 3 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

Точно такая же реакция, но проведенная в сильнощелочной среде, дает манганатные анионы MnO 4 2- зеленого цвета:

2KMnO 4 + Na 2 SO 3 + 2KOH = 2K 2 MnO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O

Химики прошлого прозвали перманганат калия «хамелеоном». Его способность полностью реагировать с многими восстановителями находит применение в широко распространенном методе объемного химического анализа – перманганатометрии. Этим методом можно напрямую определить содержание железа(II), сурьмы(III), марганца(II), ванадия(IV), вольфрама(V), урана(IV), таллия(I), хрома(III), пероксида водорода, щавелевой кислоты и ее солей, арсенитов, гидразина и ряда органических веществ. Обратным перманганатометрическим титрованием определяют восстановители, реагирующие с KMnO 4 медленно – иодиды, цианиды, фосфиты и др. Первооткрывателем этого удивительного вещества был шведский химик и аптекарь Карл-Вильгельм Шееле. Шееле сплавлял «черную магнезию» – минерал пиролюзит (природный диоксид марганца), с поташом – карбонатом калия и селитрой – нитратом калия. При этом получались перманганат калия, нитрит калия и диоксид углерода:

2MnO 2 + 3KNO 3 + K 2 CO 3 = 2KMnO 4 + 3KNO 2 + CO 2

Окислительные свойства перманганата калия, которые связаны с высокой степенью окисления марганца в этом соединении (+VII), дают возможность использовать его в лечебных целях – для уничтожения всякой инфекции, для «прижигания» и «подсушивания» кожи и слизистых оболочек.

В медицине применяют водные растворы перманганата калия различной концентрации. Для полосканий и промывания желудка при отравлениях берут 0,1%-ные растворы (бледно-розового цвета), для промывания ран — 0,5%-ные (розовые), а для обработки язв и ожогов — 5%-ные (фиолетовые).

Перманганат калия, попадая на кожу, разлагается с выделением бурого осадка диоксида марганца MnO 2 . В зависимости от концентрации раствора, а значит, – от количества осадка, диоксид марганца оказывает вяжущее либо прижигающее действие.

Перманганат калия, разлагаясь, выделяет активный кислород, а это ярый враг микробов и неприятных запахов. Зачастую кислород выделяется (и мгновенно расходуется в реакциях окисления), не успевая образовывать газовые пузырьки. Это позволяет врачам вводить растворы KMnO 4 в глубокие раны при очень опасной анаэробной (возникающей без доступа воздуха) инфекции.

Полоскания розовым раствором марганцовки рекомендуются при ангинах и стоматитах – воспалении миндалин, слизистой оболочки рта и десен. Таким же раствором промывают глаза при конъюнктивитах. Перманганат калия помогает при пищевых отравлениях: его бледно-розовым раствором промывают желудок или просто выпивают стакан такого раствора натощак.

Растворами перманганата калия обрабатывают ожоги. Помогает марганцовка и при змеином укусе. Если нет специальной сыворотки, точно по месту укуса врачи шприцем вводят раствор KMnO 4 .

Все мамы и бабушки знают, что ванна с бледно-розовым раствором марганцовки поможет подсушить нежную кожу грудного младенца. Надо только помнить о мерах предосторожности, а они просты: в приготовленную для купания воду надо вносить обязательно раствор KMnO 4 , но ни в коем случае не кристаллы марганцовки – иначе возможен химический ожог.

Твердый перманганат калия и его крепкие растворы могут быть опасны, поэтому хранить его следует в местах, недоступных малышам, а обращаться с осторожностью.

При отравлении концентрированным раствором этого вещества возникает ожог рта, пищевода и желудка. Врачи-травматологи рассказывают, что такие отравления нет-нет, да и случаются – когда рассеянный человек принимает раствор марганцовки за крепко заваренный чай. В этом случае надо немедленно промыть желудок теплой водой с добавлением активированного угля. Можно использовать и раствор, содержащий в двух литрах воды полстакана слабого раствора перекиси водорода и один стакан столового уксуса. В этом случае перманганат-ионы переходят в менее опасные катионы марганца(II):

2KMnO 4 + 5H 2 O 2 + 6CH 3 COOH = 2Mn(CH 3 COO) 2 + 5O 2 + 2CH 3 COOK + 8H 2 O

Перманганат калия, служит для отбеливания тканей (при низких концентрациях он не теряет окислительных свойств!), его добавляют в растворы для жидкостной газоочистки от таких опасных примесей как сероводород или фосфин. Химикам хорошо известен метод химического анализа – перманганатометрия (главное действующее лицо здесь тот же перманганат калия), а те, кто углубленно занимается фотографией, знакомы с применением перманганата калия как компонент ослабляющих (снижающих плотность фотоизображения на пленке) растворов. Кроме того, это хороший окислитель органических веществ (с помощью KMnO4 получают из парафинов карбоновые кислоты.

Людмила Аликберова

Окислительно-восстановительные процессы лежат в основе важнейших явлений живой и неживой природы: горения, разложения сложных веществ, синтеза органических соединений. Перманганат калия, свойства которого мы изучим в нашей статье, относится к применяемым в лабораторных и промышленных условиях. Его окислительные способности зависят от степени окисления атома, которая меняется в ходе реакции. Рассмотрим это на конкретных примерах происходящих с участием молекул KMnO 4 .

Характеристика вещества

Рассматриваемое нами соединение (перманганат калия) является одним из наиболее применяемых в промышленности веществ — соединений марганца. Соль представлена кристаллами в виде правильных призм темно-фиолетового цвета. Она хорошо растворяется в воде и образует раствор малинового цвета, обладающий прекрасными бактерицидными характеристиками. Поэтому вещество нашло широкое применение как в медицине, так и в быту в качестве бактерицидного средства. Как и другие соединения семивалентного марганца, соль способна окислять многие соединения органической и неорганической природы. К разложению перманганата калия прибегают в химических лабораториях для получения небольших объемов чистого кислорода. Соединение окисляет сульфитную кислоту в сульфатную. В промышленности KMnO 4 применяется для выделения газообразного хлора из соляной кислоты. Оно также окисляет большинство органических веществ, способно переводить соли двухвалентного железа в форму его трехвалентных соединений.

Опыты с марганцовкой

Вещество, в быту называемое марганцовкой, при нагревании разлагается. В продуктах реакции обнаруживается свободный кислород, двуокись марганца и новая соль — K 2 MnO 4 . В лаборатории этот процесс проводят для получения чистого кислорода. Химическое уравнение разложения перманганата калия можно представить так:

2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 .

Сухое вещество, представляющее собой фиолетовые кристаллы в виде правильных призм, нагревают до температуры +200 °C. Катион марганца, находящийся в составе соли, имеет степень окисления, равную +7. Она снижается в продуктах реакции до величин +6 и +4 соответственно.

Окисление этилена

Газообразные углеводороды, относящиеся к различным классам органических соединений, имеют как одинарные, так и кратные связи между атомами углерода в составе своих молекул. Как определить присутствие пи-связей, лежащих в основе непредельного характера органического соединения? Для этого проводят химические опыты, пропуская исследуемое вещество (например, этен или ацетилен) через фиолетовый Наблюдается его обесцвечивание, так как непредельная связь разрушается. Молекула этилена окисляется и из непредельного углеводорода превращается в двухатомный предельный спирт — этиленгликоль. Данная реакция является качественной на наличие двойных или тройных связей.

Особенности химических проявлений KMnO4

Если степени окисления реагентов и продуктов реакции изменяются, значит происходит реакция окисления-восстановления. В ее основе лежит явление перемещения электронов от одних атомов к другим. Как и в случае с разложением перманганата калия, так и в других реакциях, вещество проявляет ярко выраженные свойства окислителя. Например, в подкисленном растворе сернистокислого натрия и перманганата калия образуется сульфаты натрия, калия и марганца, а также вода:

5Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 0.

В этом случае ион серы является восстановителем, а марганец, входящий в сложный анион MnO 4 — , проявляет свойства окислителя. Он принимает пять электронов, поэтому степень его окисления снижается с +7 до +2.

Влияние среды на протекание химической реакции

В зависимости от концентрации ионов водорода или гидроксильных групп различают кислый, щелочной или нейтральный характер раствора, в котором происходит окислительно-восстановительная реакция. Например, при избыточном содержании катионов водорода, ион марганца со степенью окисления +7 в перманганате калия понижает ее до +2. В щелочной среде, при высокой концентрации гидроксильных групп, сульфит натрия, взаимодействуя с перманганатом калия, окисляется до сульфата. Ион марганца со степенью окисления +7 переходит в катион с зарядом +6, находящийся в составе K 2 MnO 4 , раствор которого имеет зеленую окраску. В нейтральной среде сульфит натрия и перманганат калия реагируют между собой, при этом осаждается двуокись марганца. Степень окисления катиона марганца уменьшается с +7 до +4. В продуктах реакции также обнаруживаются сульфат натрия и щелочь — гидроксид натрия.

Применение солей марганцевой кислоты

Перманганата калия при нагревании и другие окислительно-восстановительные процессы, проходящие с участием солей марганцевой кислоты, часто используются в промышленности. Например, окисление многих органических соединений, выделение газообразного хлора из соляной кислоты, превращение солей двухвалентного железа в трехвалентное. В сельском хозяйстве раствор KMnO 4 применяют для предпосевной обработки семян и почвы, в медицине им обрабатывают поверхность ран, дезинфицируют воспаленные слизистые оболочки носовой полости, используют для обеззараживания предметов личной гигиены.

В нашей статье мы не только подробно изучили процесс разложения перманганата калия, но также рассмотрели его окислительные свойства и применение в быту и промышленности.

Разложение перманганата калия. Свойства солей марганцевой кислоты

Окислительно-восстановительные процессы лежат в основе важнейших явлений живой и неживой природы: горения, разложения сложных веществ, синтеза органических соединений. Перманганат калия, свойства которого мы изучим в нашей статье, относится к наиболее сильным окислителям, применяемым в лабораторных и промышленных условиях. Его окислительные способности зависят от степени окисления атома, которая меняется в ходе реакции. Рассмотрим это на конкретных примерах химических процессов, происходящих с участием молекул KMnO₄.

Характеристика вещества

Рассматриваемое нами соединение (перманганат калия) является одним из наиболее применяемых в промышленности веществ – соединений марганца. Соль представлена кристаллами в виде правильных призм темно-фиолетового цвета. Она хорошо растворяется в воде и образует раствор малинового цвета, обладающий прекрасными бактерицидными характеристиками. Поэтому вещество нашло широкое применение как в медицине, так и в быту в качестве бактерицидного средства. Как и другие соединения семивалентного марганца, соль способна окислять многие соединения органической и неорганической природы. К разложению перманганата калия прибегают в химических лабораториях для получения небольших объемов чистого кислорода. Соединение окисляет сульфитную кислоту в сульфатную. В промышленности KMnO₄ применяется для выделения газообразного хлора из соляной кислоты. Оно также окисляет большинство органических веществ, способно переводить соли двухвалентного железа в форму его трехвалентных соединений.

Опыты с марганцовкой

Вещество, в быту называемое марганцовкой, при нагревании разлагается. В продуктах реакции обнаруживается свободный кислород, двуокись марганца и новая соль – K₂MnO₄. В лаборатории этот процесс проводят для получения чистого кислорода. Химическое уравнение разложения перманганата калия можно представить так:

2KMnO₄ = K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂.

Окисление этилена

Газообразные углеводороды, относящиеся к различным классам органических соединений, имеют как одинарные, так и кратные связи между атомами углерода в составе своих молекул. Как определить присутствие пи-связей, лежащих в основе непредельного характера органического соединения? Для этого проводят химические опыты, пропуская исследуемое вещество (например, этен или ацетилен) через фиолетовый раствор перманганата калия. Наблюдается его обесцвечивание, так как непредельная связь разрушается. Молекула этилена окисляется и из непредельного углеводорода превращается в двухатомный предельный спирт – этиленгликоль. Данная реакция является качественной на наличие двойных или тройных связей.

Особенности химических проявлений KMnO4

5Na₂SO₃ + 2KMnO₄+ 3H₂SO₄= 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄+ K₂SO₄ + 3H₂0.

В этом случае ион серы является восстановителем, а марганец, входящий в сложный анион MnO₄^—, проявляет свойства окислителя. Он принимает пять электронов, поэтому степень его окисления снижается с +7 до +2.

Влияние среды на протекание химической реакции

В зависимости от концентрации ионов водорода или гидроксильных групп различают кислый, щелочной или нейтральный характер раствора, в котором происходит окислительно-восстановительная реакция. Например, при избыточном содержании катионов водорода, ион марганца со степенью окисления +7 в перманганате калия понижает ее до +2. В щелочной среде, при высокой концентрации гидроксильных групп, сульфит натрия, взаимодействуя с перманганатом калия, окисляется до сульфата. Ион марганца со степенью окисления +7 переходит в катион с зарядом +6, находящийся в составе K₂MnO₄, раствор которого имеет зеленую окраску. В нейтральной среде сульфит натрия и перманганат калия реагируют между собой, при этом осаждается двуокись марганца. Степень окисления катиона марганца уменьшается с +7 до +4. В продуктах реакции также обнаруживаются сульфат натрия и щелочь – гидроксид натрия.

Применение солей марганцевой кислоты

Реакция разложения перманганата калия при нагревании и другие окислительно-восстановительные процессы, проходящие с участием солей марганцевой кислоты, часто используются в промышленности. Например, окисление многих органических соединений, выделение газообразного хлора из соляной кислоты, превращение солей двухвалентного железа в трехвалентное. В сельском хозяйстве раствор KMnO₄ применяют для предпосевной обработки семян и почвы, в медицине им обрабатывают поверхность ран, дезинфицируют воспаленные слизистые оболочки носовой полости, используют для обеззараживания предметов личной гигиены.

Окисление органических веществ перманганатом калия

1,008

1s¹

2,1

Бесцветный газ

t°_пл=-259°C

t°_кип=-253°C

4,0026

1s²

4,5

Бесцветный газ

t°_кип=-269°C

6,941

2s¹

0,99

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=180°C

t°_кип=1317°C

9,0122

2s²

1,57

Светло-серый металл

t°_пл=1278°C

t°_кип=2970°C

10,811

2s² 2p¹

2,04

Темно-коричневое аморфное вещество

t°_пл=2300°C

t°_кип=2550°C

12,011

2s² 2p²

2,55

Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал

t°_пл=3550°C

t°_кип=4830°C

14,007

2s² 2p³

3,04

Бесцветный газ

t°_пл=-210°C

t°_кип=-196°C

15,999

2s² 2p⁴

3,44

Бесцветный газ

t°_пл=-218°C

t°_кип=-183°C

18,998

2s² 2p⁵

3,98

Бледно-желтый газ

t°_пл=-220°C

t°_кип=-188°C

20,180

2s² 2p⁶

4,4

Бесцветный газ

t°_пл=-249°C

t°_кип=-246°C

22,990

3s¹

0,98

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=98°C

t°_кип=892°C

24,305

3s²

1,31

Серебристо-белый металл

t°_пл=649°C

t°_кип=1107°C

26,982

3s² 3p¹

1,61

Серебристо-белый металл

t°_пл=660°C

t°_кип=2467°C

28,086

3s² 3p²

1,9

Коричневый порошок / минерал

t°_пл=1410°C

t°_кип=2355°C

30,974

3s² 3p³

2,2

Белый минерал / красный порошок

t°_пл=44°C

t°_кип=280°C

32,065

3s² 3p⁴

2,58

Светло-желтый порошок

t°_пл=113°C

t°_кип=445°C

35,453

3s² 3p⁵

3,16

Желтовато-зеленый газ

t°_пл=-101°C

t°_кип=-35°C

39,948

3s² 3p⁶

4,3

Бесцветный газ

t°_пл=-189°C

t°_кип=-186°C

39,098

4s¹

0,82

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=64°C

t°_кип=774°C

40,078

4s²

1,0

Серебристо-белый металл

t°_пл=839°C

t°_кип=1487°C

44,956

3d¹ 4s²

1,36

Серебристый металл с желтым отливом

t°_пл=1539°C

t°_кип=2832°C

47,867

3d² 4s²

1,54

Серебристо-белый металл

t°_пл=1660°C

t°_кип=3260°C

50,942

3d³ 4s²

1,63

Серебристо-белый металл

t°_пл=1890°C

t°_кип=3380°C

51,996

3d⁵ 4s¹

1,66

Голубовато-белый металл

t°_пл=1857°C

t°_кип=2482°C

54,938

3d⁵ 4s²

1,55

Хрупкий серебристо-белый металл

t°_пл=1244°C

t°_кип=2097°C

55,845

3d⁶ 4s²

1,83

Серебристо-белый металл

t°_пл=1535°C

t°_кип=2750°C

58,933

3d⁷ 4s²

1,88

Серебристо-белый металл

t°_пл=1495°C

t°_кип=2870°C

58,693

3d⁸ 4s²

1,91

Серебристо-белый металл

t°_пл=1453°C

t°_кип=2732°C

63,546

3d¹⁰ 4s¹

1,9

Золотисто-розовый металл

t°_пл=1084°C

t°_кип=2595°C

65,409

3d¹⁰ 4s²

1,65

Голубовато-белый металл

t°_пл=420°C

t°_кип=907°C

69,723

4s² 4p¹

1,81

Белый металл с голубоватым оттенком

t°_пл=30°C

t°_кип=2403°C

72,64

4s² 4p²

2,0

Светло-серый полуметалл

t°_пл=937°C

t°_кип=2830°C

74,922

4s² 4p³

2,18

Зеленоватый полуметалл

t°_субл=613°C

(сублимация)

78,96

4s² 4p⁴

2,55

Хрупкий черный минерал

t°_пл=217°C

t°_кип=685°C

79,904

4s² 4p⁵

2,96

Красно-бурая едкая жидкость

t°_пл=-7°C

t°_кип=59°C

83,798

4s² 4p⁶

3,0

Бесцветный газ

t°_пл=-157°C

t°_кип=-152°C

85,468

5s¹

0,82

Серебристо-белый металл

t°_пл=39°C

t°_кип=688°C

87,62

5s²

0,95

Серебристо-белый металл

t°_пл=769°C

t°_кип=1384°C

88,906

4d¹ 5s²

1,22

Серебристо-белый металл

t°_пл=1523°C

t°_кип=3337°C

91,224

4d² 5s²

1,33

Серебристо-белый металл

t°_пл=1852°C

t°_кип=4377°C

92,906

4d⁴ 5s¹

1,6

Блестящий серебристый металл

t°_пл=2468°C

t°_кип=4927°C

95,94

4d⁵ 5s¹

2,16

Блестящий серебристый металл

t°_пл=2617°C

t°_кип=5560°C

98,906

4d⁶ 5s¹

1,9

Синтетический радиоактивный металл

t°_пл=2172°C

t°_кип=5030°C

101,07

4d⁷ 5s¹

2,2

Серебристо-белый металл

t°_пл=2310°C

t°_кип=3900°C

102,91

4d⁸ 5s¹

2,28

Серебристо-белый металл

t°_пл=1966°C

t°_кип=3727°C

106,42

4d¹⁰

2,2

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=1552°C

t°_кип=3140°C

107,87

4d¹⁰ 5s¹

1,93

Серебристо-белый металл

t°_пл=962°C

t°_кип=2212°C

112,41

4d¹⁰ 5s²

1,69

Серебристо-серый металл

t°_пл=321°C

t°_кип=765°C

114,82

5s² 5p¹

1,78

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=156°C

t°_кип=2080°C

118,71

5s² 5p²

1,96

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=232°C

t°_кип=2270°C

121,76

5s² 5p³

2,05

Серебристо-белый полуметалл

t°_пл=631°C

t°_кип=1750°C

127,60

5s² 5p⁴

2,1

Серебристый блестящий полуметалл

t°_пл=450°C

t°_кип=990°C

126,90

5s² 5p⁵

2,66

Черно-серые кристаллы

t°_пл=114°C

t°_кип=184°C

131,29

5s² 5p⁶

2,6

Бесцветный газ

t°_пл=-112°C

t°_кип=-107°C

132,91

6s¹

0,79

Мягкий серебристо-желтый металл

t°_пл=28°C

t°_кип=690°C

137,33

6s²

0,89

Серебристо-белый металл

t°_пл=725°C

t°_кип=1640°C

138,91

5d¹ 6s²

1,1

Серебристый металл

t°_пл=920°C

t°_кип=3454°C

140,12

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=798°C

t°_кип=3257°C

140,91

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=931°C

t°_кип=3212°C

144,24

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1010°C

t°_кип=3127°C

146,92

f-элемент

Светло-серый радиоактивный металл

t°_пл=1080°C

t°_кип=2730°C

150,36

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1072°C

t°_кип=1778°C

151,96

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=822°C

t°_кип=1597°C

157,25

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1311°C

t°_кип=3233°C

158,93

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1360°C

t°_кип=3041°C

162,50

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1409°C

t°_кип=2335°C

164,93

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1470°C

t°_кип=2720°C

167,26

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1522°C

t°_кип=2510°C

168,93

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1545°C

t°_кип=1727°C

173,04

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=824°C

t°_кип=1193°C

174,96

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1656°C

t°_кип=3315°C

178,49

5d² 6s²

Серебристый металл

t°_пл=2150°C

t°_кип=5400°C

180,95

5d³ 6s²

Серый металл

t°_пл=2996°C

t°_кип=5425°C

183,84

5d⁴ 6s²

2,36

Серый металл

t°_пл=3407°C

t°_кип=5927°C

186,21

5d⁵ 6s²

Серебристо-белый металл

t°_пл=3180°C

t°_кип=5873°C

190,23

5d⁶ 6s²

Серебристый металл с голубоватым оттенком

t°_пл=3045°C

t°_кип=5027°C

192,22

5d⁷ 6s²

Серебристый металл

t°_пл=2410°C

t°_кип=4130°C

195,08

5d⁹ 6s¹

2,28

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=1772°C

t°_кип=3827°C

196,97

5d¹⁰ 6s¹

2,54

Мягкий блестящий желтый металл

t°_пл=1064°C

t°_кип=2940°C

200,59

5d¹⁰ 6s²

2,0

Жидкий серебристо-белый металл

t°_пл=-39°C

t°_кип=357°C

204,38

6s² 6p¹

Серебристый металл

t°_пл=304°C

t°_кип=1457°C

207,2

6s² 6p²

2,33

Серый металл с синеватым оттенком

t°_пл=328°C

t°_кип=1740°C

208,98

6s² 6p³

Блестящий серебристый металл

t°_пл=271°C

t°_кип=1560°C

208,98

6s² 6p⁴

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=254°C

t°_кип=962°C

209,98

6s² 6p⁵

2,2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

t°_пл=302°C

t°_кип=337°C

222,02

6s² 6p⁶

2,2

Радиоактивный газ

t°_пл=-71°C

t°_кип=-62°C

223,02

7s¹

0,7

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

t°_пл=27°C

t°_кип=677°C

226,03

7s²

0,9

Серебристо-белый радиоактивный металл

t°_пл=700°C

t°_кип=1140°C

227,03

6d¹ 7s²

1,1

Серебристо-белый радиоактивный металл

t°_пл=1047°C

t°_кип=3197°C

232,04

f-элемент

Серый мягкий металл

231,04

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

238,03

f-элемент

1,38

Серебристо-белый металл

t°_пл=1132°C

t°_кип=3818°C

237,05

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

244,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

243,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

251,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

252,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

100

257,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

101

258,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

102

259,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

103

266

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

104

267

6d² 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

105

268

6d³ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

106

269

6d⁴ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

107

270

6d⁵ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

108

277

6d⁶ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

109

278

6d⁷ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

110

281

6d⁹ 7s¹

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

Металлы

Неметаллы

Щелочные

Щелоч-зем

Благородные

Галогены

Халькогены

Полуметаллы

s-элементы

p-элементы

d-элементы

f-элементы

Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.

Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.

Написание ионных уравнений для окислительно-восстановительных реакций

Разработка электронных полууравнений и их использование для построения ионных уравнений

В приведенном выше примере мы получили электронные полууравнения, начав с ионного уравнения и извлекая из него отдельные полуреакции. Это все делает совсем не так!

На самом деле, вы почти всегда начинаете с электронных полууравнений и используете их для построения ионного уравнения.

Пример 1: Взаимодействие между ионами хлора и железа (II)

Газообразный хлор окисляет ионы железа (II) до ионов железа (III). При этом хлор восстанавливается до хлорид-ионов.

Вы должны это знать, иначе экзаменатор вам скажет. При построении уравнений вы можете многое решить по ходу дела, но вам нужно с чего начать!

Вы начинаете с того, что записываете то, что знаете для каждой из полуреакций.В случае с хлором вы знаете, что хлор (как молекулы) превращается в ионы хлора:

Первое, что нужно сделать, это уравновесить атомы, которые у вас есть, насколько это возможно:

ВСЕГДА проверяйте сбалансированность существующих атомов, прежде чем делать что-либо еще. Если вы забудете это сделать, все остальное, что вы сделаете после, будет пустой тратой времени!

Теперь вам нужно добавить что-то к полууравнению, чтобы оно полностью сбалансировалось.

Все, что вам разрешено добавлять:

В случае с хлором все, что не соответствует существующему уравнению, которое мы разработали до сих пор, — это то, что заряды не уравновешиваются. Левая часть уравнения не имеет заряда, но правая часть несет 2 отрицательных заряда.

Это легко исправить, добавив два электрона в левую часть. Окончательная версия полуреакции:

Теперь повторите это для ионов железа (II). Вы знаете (или вам сказали), что они окисляются до ионов железа (III).Запишите это:

Атомы уравновешиваются, а заряды — нет. Справа 3 положительных заряда, а слева только 2.

Вам нужно уменьшить количество положительных зарядов в правой части. Это легко сделать, добавив к этой стороне электрон:

Объединение полуреакций в ионное уравнение реакции

На данный момент у нас есть следующее:

Очевидно, что реакция железа должна произойти дважды для каждой вступающей в реакцию молекулы хлора.Учтите это, а затем сложите два полууравнения.

Но не останавливайтесь на достигнутом !! Убедитесь, что все уравновешивается — атомы и заряды. Очень легко сделать небольшие ошибки, особенно если вы пытаетесь умножить и сложить более сложные уравнения.

Вы заметите, что я не удосужился включить электроны в добавленную версию. Если задуматься, на каждой стороне окончательного уравнения обязательно должны быть одинаковые числа, и поэтому они будут сокращаться.Если вас это не устраивает, запишите их, а потом вычеркните!

Пример 2: Взаимодействие между пероксидом водорода и манганат-ионами (VII)

Первый пример был простой частью химии, с которой вы, возможно, сталкивались. Техника также подходит для более сложной (и, возможно, незнакомой) химии.

Ионы манганата (VII), MnO ₄ ^—, окисляют пероксид водорода H ₂ O ₂ до газообразного кислорода.Реакцию проводят с раствором манганата калия (VII) и раствором перекиси водорода, подкисленным разбавленной серной кислотой.

В ходе реакции ионы манганата (VII) восстанавливаются до ионов марганца (II).

Начнем с полууравнения перекиси водорода. Что мы знаем:

Кислород уже сбалансирован. А как насчет водорода?

Все, что вы можете добавить к этому уравнению, — это воду, ионы водорода и электроны. Если вы добавите воду для обеспечения дополнительных атомов водорода, необходимых с правой стороны, вы снова испортите кислород — это, очевидно, неправильно!

Добавьте два иона водорода в правую часть.

Теперь все, что вам нужно сделать, это сбалансировать расходы. Вам нужно будет добавить 2 электрона с правой стороны, чтобы сделать общий заряд с обеих сторон равным нулю.

Теперь для полууравнения манганата (VII):

Вы знаете (или вам сказали), что ионы манганата (VII) превращаются в ионы марганца (II). Запишите это.

Марганец уравновешен, но вам нужно четыре атома кислорода с правой стороны. Они могут поступать только из воды — это единственное кислородсодержащее вещество, которое вы можете записать в одно из этих уравнений в кислых условиях.

Таким образом, мы ввели некоторые водороды. Чтобы уравновесить их, вам понадобится 8 ионов водорода с левой стороны.

Теперь, когда все атомы уравновешены, все, что вам нужно сделать, это уравновесить заряды. На данный момент слева есть чистые 7+ зарядов (1- и 8+), но только 2+ справа. Добавьте 5 электронов в левую часть, чтобы уменьшить 7+ до 2+.

Это типичная разновидность полууравнения, которую вам нужно будет решить.Последовательность обычно:

Сбалансируйте атомы, кроме кислорода и водорода.
Сбалансируйте кислород, добавив молекулы воды.
Уравновесить водород, добавив ионы водорода.
Уравновесить заряды, добавив электроны.

Объединение полуреакций в ионное уравнение реакции

Мы составили два полууравнения:

Вы должны перемножить уравнения так, чтобы в обоих участвовало одинаковое количество электронов.В этом случае все будет хорошо, если вы перенесете 10 электронов.

Но на этот раз вы еще не закончили. Во время проверки балансировки вы должны заметить, что ионы водорода присутствуют с обеих сторон уравнения:

Вы можете упростить это, вычтя по 10 ионов водорода с обеих сторон, чтобы оставить окончательную версию ионного уравнения — но не забудьте проверить баланс атомов и зарядов!

Вы часто будете обнаруживать, что ионы водорода или молекулы воды появляются по обе стороны ионного уравнения в сложных случаях, построенных таким образом.Всегда проверяйте, а затем, по возможности, упрощайте.

Пример 3: Окисление этанола подкисленным дихроматом калия (VI)

Этот метод также можно использовать в примерах, связанных с органическими химическими веществами. Раствор дихромата калия (VI), подкисленный разбавленной серной кислотой, используется для окисления этанола, CH ₃ CH ₂ OH, до этановой кислоты, CH ₃ COOH.

Окислителем является ион дихромата (VI), Cr ₂ O ₇ ^2-.Он восстанавливается до ионов хрома (III), Cr ³⁺.

Сначала мы сделаем полууравнение этанола и этановой кислоты. Используя те же этапы, что и раньше, начните с записи того, что вы знаете:

Сбалансируйте кислород, добавив молекулу воды в левую часть:

Добавьте ионы водорода в правую часть, чтобы уравновесить атомы водорода:

И, наконец, сбалансируйте заряды, добавив 4 электрона с правой стороны, чтобы получить общий нулевой заряд с каждой стороны:

Полуравнение дихромата (VI) содержит ловушку, в которую попадает множество людей!

Начните с того, что запишите то, что вы знаете:

На этом этапе люди часто забывают уравновесить хром.Если вы этого не сделаете, вы обречены получить неправильный ответ в конце процесса! Когда вы приступите к уравновешиванию зарядов, вам придется записать неправильное число электронов — это означает, что ваши множители будут неправильными, когда вы придете складывать полууравнения. . . Пустая трата времени!

Теперь уравновесите кислород, добавив молекулы воды. . .

. . . и водород за счет добавления ионов водорода:

Теперь все, что нужно уравновесить, — это заряды.Добавьте 6 электронов с левой стороны, чтобы получилось 6+ с каждой стороны.

Объединение полуреакций в ионное уравнение реакции

На данный момент у нас есть:

Какие множители для уравнений на этот раз? Самый простой способ решить эту проблему — найти наименьшее количество электронов, на которое разделятся 4 и 6 — в данном случае 12. Это означает, что вы можете умножить одно уравнение на 3, а другое — на 2.

Конспект лекций Джона Штрауба

Состав: перекись водорода, перманганат калия, дрожжи.

Процедура: Полный рецепт следует.

1. Наблюдайте за разложением перекиси водорода в колбе Эрленмейера.

2. Наблюдайте ту же реакцию при добавлении кристаллов перманганата калия.

3. Наблюдайте ту же реакцию при добавлении дрожжей.

Понимание: Катализатор — это вещество, которое приводит к увеличению скорости химической реакции, но не влияет на состояние равновесия между реагентами и продуктами.Хотя катализатор участвует в реакции, влияя на скорость реакции и даже на механизм, он не потребляется и не производится. В конце реакции катализатор может быть переработан.

Понятию «катализатор» более двух веков. Хотя великому химику Джонсу Якобу Берцелиусу обычно приписывают первое признание катализатора в 1836 году, есть свидетельства того, что первые предположения о понимании катализа были сделаны миссис Элизабет Фулхейм в 1794 году в ее книге «Эссе». по горению.Берцелиус и другие полагали, что катализ будет «лишь редко наблюдаемой силой, которая, вероятно, активна в образовании органических веществ». Однако Фульхэм рассмотрел возможность того, что все реакции восстановления / окисления требуют воды в качестве катализатора. При этом она представлял себе роль катализа, которая была гораздо более современной, распространяясь на неорганические, а также биохимические реакции.

Разложение перекиси водорода представляет собой реакцию восстановления / окисления диспропорционирование с продуктами воды и газообразного кислорода

H ₂ O ₂ (водн.) → H ₂ O (л) + O ₂ (г)

Реакция является экзотермической и протекает с заметной скоростью в отсутствие катализатора, где за скоростью реакции можно следить, отслеживая объем образовавшегося газообразного кислорода как функцию времени.

Добавление неорганического оксида марганца (IV) катализатора приводит к значительному увеличению скорости реакции. Реакцию также можно катализировать добавлением оксида меди (II) или оксида цинка. Оксид марганца (IV) дает наибольшее увеличение скорости реакции, а оксид цинка приводит к наименьшему увеличению скорости реакции.

В наших демонстрациях мы наблюдали быстрое разложение перекиси водорода при добавлении кристаллов перманганата калия.Поскольку реакция разложения является экзотермической, во время реакции раствор нагревается, образуя «облако» водяного пара, которое выталкивается из колбы.

Идентичное разложение перекиси водорода также катализируется протеином каталазы , ферментом, обнаруженным в клетках растений и животных. Каталаза катализирует превращение опасной для клеток перекиси водорода в воду и кислород. Известно, что это почти идеальный фермент, поскольку каталитическая эффективность настолько велика, что считается, что практически каждый раз, когда молекула субстрата сталкивается с ферментом, происходит реакция!

Как работает ферментативный катализ? Рассмотрим простой механизм реакции, когда субстрат S реагирует с образованием продукта P

S → P

В присутствии фермента-катализатора E реакция протекает в два этапа.На первом этапе субстрат связывается с активным центром фермента, образуя комплекс фермент-субстрат, ES

E + S → ES

Скорость, с которой образуется ES, будет , ограниченная диффузией, , ограниченная временем, необходимым для беспорядочно диффундирующего фермента и субстрата, чтобы найти друг друга в растворе.

На втором этапе субстрат реагирует с образованием продукта, а фермент и продукт разделяются.

ES → E + P

Общая реакция превращает субстрат в продукт.Комплекс фермент-субстрат является промежуточным продуктом, а сам фермент является реагентом и продуктом, не измененным общей реакцией.

Мы объединили перекись водорода с дрожжами, чтобы наблюдать драматический эффект каталазы на разложение перекиси водорода, приводящий к образованию значительного количества газообразного кислорода, который задерживается в поднимающейся пене из дрожжей и раствора.

Чтобы фермент мог эффективно катализировать реакцию, энергия активации реакции в присутствии фермента ES → EP должна быть на ниже на , чем энергия активации реакции в отсутствие фермента, S → P.Как фермент снижает энергию активации реакции?

Именно Линус Полинг первым понял механизм катализа на молекулярном уровне. В 1946 году он писал, что «единственная разумная картина каталитической активности ферментов — это та, которая включает активную область поверхности фермента, которая по структуре тесно комплементарна не самой молекуле субстрата в ее нормальной конфигурации, а скорее к молекуле субстрата. молекула субстрата в напряженной конформации, соответствующей активированному комплексу.«То есть фермент действует, избирательно связывая структуру переходного состояния субстрата лучше, чем он связывает реагент в его ненапряженной конформации реагента. При этом фермент снижает энергию активации реакции и увеличивает скорость реакции.

Еще одно важное изобретение, появившееся в результате работы Полинга по катализу, — это концепция каталитических антител . В 1969 году Уильям Дженкс предположил, что «если комплементарность между активным сайтом и переходным состоянием вносит значительный вклад в ферментативный катализ, можно будет синтезировать фермент, сконструировав такой активный сайт.Один из способов сделать это — приготовить антитело к гаптеновой группе, которое напоминает переходное состояние данной реакции. Сайты объединения таких антител должны быть комплементарны переходному состоянию и должны вызывать ускорение, заставляя связанные субстраты напоминать переходное состояние ». Эта способность создавать каталитические антитела была экспериментально продемонстрирована в лабораториях Питера Шульца и Ричарда Лернера. домыслы Полинга и Дженкса стали реальностью.

На скорость катализа влияет форма катализатора

Вопрос: Разложение перекиси водорода катализируется добавлением перманганата калия. Наблюдается, что скорость реакции значительно увеличивается при добавлении водного раствора перманганата в отличие от добавления кристаллов перманганата. Объясните это наблюдение.

Вы можете проверить свои ответы здесь.

Повышение скорости реакции

Вопрос: Было обнаружено, что химическая реакция, изучаемая при температуре 38 ° C, имеет скорость, которая увеличивается в 400000000 раз по сравнению с некаталитической реакцией.По мнению Полинга, катализатор действует путем понижения энергии активированного комплекса или переходного состояния по сравнению с состоянием реагента. Предположим, что увеличение скорости полностью связано со снижением энергии активационного комплекса. Что такое изменение энергии активации из-за стабилизации переходного состояния ферментом?

Вы можете проверить свои ответы здесь.

Перманганат калия (Kmno4) | Применение, физические и химические свойства перманганата калия

Что такое перманганат калия?

Перманганат калия — это универсальное химическое соединение пурпурного цвета.
Это калиевая соль марганцевой кислоты.
Также известный как перманганат калия, он имеет много других названий, таких как минерал хамелеон, кристаллы Конди и гипермаган.
Перманганат калия был впервые произведен немецким химиком Иоганном Рудольфом Глаубером в 1659 году, но вскоре о нем забыли. Он был заново открыт британским химиком Генри Конди, который производил дезинфицирующие средства, известные как «кристаллы Конди». Перманганат калия имел большой успех.
Обладает окислительными свойствами, поэтому нашло разнообразное применение в медицинской и химической промышленности.
Его химическая формула — KMnO4.

Физические свойства перманганата калия — KMnO4

Это химическое соединение ярко-фиолетового или бронзового цвета.
Он имеет плотность 2,7 г / мл и его молярную массу 158,034 г / моль.
Состав не имеет запаха, т.е. не имеет запаха, но имеет сладкий вкус.
Он имеет высокую температуру плавления 2400 C.
Он в основном встречается в виде порошка, кристаллов или таблеток.

Химические свойства перманганата калия

Перманганат калия растворим в ацетоне, воде, пиридине, метаноле и уксусной кислоте. Он также легко растворяется в неорганических растворителях.
Имеет насыщенный фиолетовый цвет в концентрированном растворе и розовый цвет в разбавленном растворе.

Концентрированные и разбавленные растворы перманганата калия

Не горючий, но поддерживает горение других веществ.
В нормальных условиях это высокостабильное соединение, но при нагревании разлагается с образованием MnO2 и высвобождением кислорода.

2KMnO4 ∆ → K2MnO4 + MnO2 + O2

Это сильный окислитель (соединение, которое может легко передавать свой кислород другим веществам), образующее темно-коричневый диоксид марганца (MnO2), который окрашивает все, что есть органический.Он легко может принимать электроны от других веществ.
Он бурно реагирует с серной кислотой, приводя к взрыву.
Он немедленно вступает в реакцию с глицерином и простыми спиртами с образованием пламени и дыма.

Структура перманганата калия — KMnO4

Перманганат калия представляет собой ионное соединение, состоящее из катиона калия (K +) и перманганат-аниона (MnO4-).
В перманганат-анионе (MnO4-) атом марганца связан с четырьмя атомами кислорода тремя двойными связями и одной одинарной связью.Его структуру можно записать следующим образом.
Степень окисления марганца в этой соли +7.
Кристаллическая структура твердого KMnO4 ромбическая. Каждая структура MnO4- присутствует в тетраэдрической геометрии.

Реакции перманганата калия (KMnO4)

Большинство реакций с перманганатом калия представляют собой окислительно-восстановительные реакции (химическая реакция, при которой одно вещество окисляется, а другое восстанавливается).

KMnO4 может окислять многие неорганические соединения.Среда раствора играет важную роль в определении продуктов реакции.

2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3h3SO4🡪 2MnSO4 + 5Na2SO₄ + K2SO4 + 3h3O

2KMnO4 + 3K2SO3 + h3O 🡪 3K2SO4 + 2MnO2 + 2KOH 9000O2 + 3K2SO4 + 2MnO2 + 2KOH

+ Na2SO4 + выделение кислорода 2KMNO4 9 .

2KMnO4 ∆ → K2MnO4 + MnO2 + O2

При разбавлении кристаллов перманганата под прямыми солнечными лучами выделяется кислород.

4KMnO4 + 2h3O Солнечный свет → 4KOH + 4MnO2 + 3O2

С серной кислотой:

2KMnO4 + h3SO4 🡪 Mn2O7 + K2SO₄ + h3O

С перекисью водорода:

2KMnO2 + 3hMnO2 + 3hMnO2 + 3h СН2 + 2KMnO4 + 2h3O 🡪 Ch3OH – Ch3OH + 2MnO2 + 2KOH (с охлаждением).

Может окислять альдегиды с образованием карбоновых кислот.
Окисляет спирты с образованием карбонилов.
Он также может окислять атомы углерода с тройными связями с образованием дионов.
Он окисляет сахар до кислот, разрушая углеродный скелет по двойным связям.

Применение перманганата калия (KMnO4)

Применение в медицине

Перманганат калия действует как дезинфицирующее средство - благодаря своим окислительным свойствам он может действовать как дезинфицирующее средство для лечения кожных инфекций, таких как дерматит, язвы и язвы. , экзема и грибковые инфекции. При нанесении на небольшие раны он атакует внешнюю клеточную мембрану микроорганизма, окисляя ее и разрушая ее структуру.В некоторых случаях больших ран врачи рекомендуют водные ванны с перманганатом калия с разбавленными растворами. Необходимо соблюдать осторожность, поскольку чрезмерное использование этого химического вещества может вызвать раздражение и ожоги.
Может использоваться для промывания ран. Влажные раны, такие как язвы и абсцессы, можно промыть раствором перманганата калия. Это лечение убивает микробы и предотвращает вторичное инфицирование. Это также помогает высушить волдыри.
Он очень эффективен при лечении грибковой инфекции, которая называется микоз.Окислительное действие раствора перманганата убивает грибок, тем самым снимая такие симптомы, как зуд и жжение.
Может также использоваться для лечения аллергии, вызванной реакцией коммерческих красок для волос. Красители содержат окислитель, который разрушает пигмент меланина в волосах и позволяет красителю проникнуть внутрь. Из-за неполного действия красителя и окислителя иногда возникает аллергическая реакция, вызывающая дискомфорт и зуд. Раствор перманганата применяется в таком случае в виде компресса, чтобы облегчить симптомы и полностью окислить краситель.

Очистка воды

Используется на водоочистных сооружениях для уничтожения загрязняющих веществ, а также для удаления неприятного запаха из воды. Он окисляет железо, сероводород и марганец до твердых частиц, которые затем удаляются фильтрацией. При лечении не образуются токсичные вещества, поэтому его очень безопасно использовать.
Может также использоваться для очистки воды в плавательных бассейнах.

Аналитическая и органическая химия. Перманганат калия из-за его сильного цвета и окислительной природы используется в химических лабораториях в качестве реагента для расчета количества окисляемого вещества в образце.Это значение называется перманганатным значением.

В бумажной промышленности число каппа (количество стандартного раствора перманганата, потребляемого древесной массой) используется для определения количества химического вещества, необходимого для отбеливания целлюлозы. В лабораториях органической химии оно часто используется в реакциях с органическими соединениями.

Другое применение

При смешивании с 80% сероводорода он действует как топливо для ракет и торпед.
В сельской местности он используется для удаления железа и сероводорода из колодезной воды.
Может также помочь удалить ржавчину с водопроводных труб.
Может использоваться для удаления улиток с растений перед переносом в аквариум.
Это важный компонент в наборах для выживания наряду с таблетками глицерина / глюкозы, где он может пригодиться при разжигании огня. Если натереть таблетки глюкозы с порошком перманганата, можно разжечь огонь. Его также можно использовать для очистки воды и очищения ран.
Может применяться как противоядие при отравлении фосфором.
Часто используется для лечения паразитарных инфекций у рыб.

Воздействие на здоровье

KMnO4 - опасное химическое вещество, так как даже кратковременное воздействие может вызвать дискомфорт. Соблюдая правила личной гигиены и принимая надлежащие меры предосторожности при обращении с перманганатом калия, можно избежать опасности для здоровья. Вот некоторые из его эффектов на здоровье:

Концентрированный KMnO4 вызывает раздражение кожи и глаз. Длительное воздействие может привести к необратимому повреждению глаз.
При вдыхании может вызвать раздражение носа и горла. Даже легкие могут быть поражены, вызывая кашель, одышку и отек легких (скопление жидкости в легких).
KMnO4 также может влиять на печень и почки.
Длительное воздействие может повлиять на фертильность.

Уравнения окисления-восстановления

Баланс уравнения окисления-восстановления

Метод проб и ошибок к уравновешиванию химических уравнений включает в себя игру с уравнение, регулирующее соотношение реагенты и продукты до были достигнуты следующие цели.

Цели для балансировки химических уравнений

1. Число атомов каждого элемента в обеих частях уравнения одинаково и поэтому масса сохраняется.

2. Сумма положительных и отрицательных зарядов одинакова с обеих сторон уравнение и, следовательно, заряд сохраняется. (Заряд сохраняется, потому что электроны не создается и не разрушается в результате химической реакции.)

Есть две ситуации, в которых метод проб и ошибок может привести к неприятностям. Иногда уравнение слишком сложное, чтобы его можно было решить методом проб и ошибок в разумных пределах. количество времени. Рассмотрим, например, следующую реакцию.

3 Cu ( с ) + 8 HNO ₃ ( водн. ) 3 Cu ²⁺ ( водн. ) + 2 НО ( г ) + 6 НО ₃ ^- ( водн. ) + 4 Н ₂ O ( л )

В других случаях можно написать более одного уравнения, которое кажется сбалансированным.В Ниже приведены лишь некоторые из сбалансированных уравнений, которые можно записать для реакции между перманганат-ионом и перекисью водорода, например.

2 MnO ₄ ^- ( водн. ) + H ₂ O ₂ ( водн. ) + 6 H ⁺ ( водн. ) 2 Mn ²⁺ ( водн. ) + 3 O ₂ ( г ) + 4 H ₂ O ( l )

2 MnO ₄ ^- ( водн. ) + 3 H ₂ O ₂ ( водн. ) + 6 H ⁺ ( водн. ) 2 Mn ²⁺ ( водн. ) + 4 O ₂ ( г ) + 6 H ₂ O ( l )

2 MnO ₄ ^- ( водн. ) + 5 H ₂ O ₂ ( водн. ) + 6 H ⁺ ( водн. ) 2 Mn ²⁺ ( водн. ) + 5 O ₂ ( г ) + 8 H ₂ O ( l )

2 MnO ₄ ^- ( водн. ) + 7 H ₂ O ₂ ( водн. ) + 6 H ⁺ ( водн. ) 2 Mn ²⁺ ( водн. ) + 6 O ₂ ( г ) + 10 H ₂ O ( l )

Уравнения, подобные этим, должны быть сбалансированы более систематическим подходом, чем испытание. и ошибка.

Метод полуреакции уравновешивания окислительно-восстановительного потенциала Уравнения

Мощный метод уравновешивания уравнений окисления-восстановления включает в себя разделение эти реакции разделены на отдельные полуреакции окисления и восстановления. Затем мы уравновешиваем полуреакции, одну за другой, и объединить их так, чтобы электроны не создавались и не разрушается в реакции.

Шаги, включенные в метод полуреакции для уравновешивания уравнений, могут быть проиллюстрировано рассмотрением реакции, используемой для определения количества иона трииодида (I ₃ ^-) в растворе титрованием тиосульфатом (S ₂ O ₃ ^2-) ион.

ШАГ 1 : Напишите скелетное уравнение реакции . Каркасное уравнение для реакции, на которой основано это титрование, можно записать как следует.

I ₃ ^- + S ₂ O ₃ ^2- I ^- + S ₄ O ₆ ^2-

ШАГ 2 : Присвойте степени окисления атомам с обеих сторон уравнение . Отрицательный заряд в ионе I ₃ ^- формально распределены по трем атомам йода, что означает, что средняя степень окисления Атомы йода в этом ионе - ¹/₃.В S ₄ O ₆ ^2- иона общая степень окисления атомов серы +10. Средняя степень окисления количество атомов серы, следовательно, равно +2 ¹/₂.

I ₃ ^-	+	S ₂ O ₃ ^2-		I ^-	+	S ₄ O ₆ ^2-
- ¹/₃		+2-2		–1		+2 ¹/₂-2

ШАГ 3 : Определите, какие атомы окислены, а какие уменьшено .

ШАГ 4 : Разделите реакцию на окисление и восстановление. полуреакции и уравновешивают эти полуракции по одной . Эта реакция может условно разделить на две полуреакции. Одна полуреакция описывает то, что происходит при окислении.

Окисление:			S ₂ O ₃ ^2-		S ₄ O ₆ ^2-
			+2		+2 ¹/₂

Другой описывает восстановление половины реакции.

Редукция:			I ₃ ^-		I ^-
			–¹/₃		–1

Неважно, какую половину реакции мы балансируем в первую очередь, поэтому давайте начнем с уменьшение полуреакции.Наша цель - уравновесить эту половину реакции с точки зрения как заряда и масса. Кажется разумным начать с уравновешивания количества атомов йода на обоих стороны уравнения.

Редукция:

I ₃ ^-

3 I ^-

Затем мы уравновешиваем заряд, отмечая, что два электрона должны быть добавлены к I ₃ ^- ион для производства 3 I ^- ионов,

Редукция:

I ₃ ^-

2 e ^-

3 I ^-

, как видно из структур Льюиса этих ионов, показанных на рисунке ниже.

Теперь перейдем к полуреакции окисления. Структуры Льюиса в стартовой Материал и продукт этой полуреакции позволяют предположить, что мы можем получить S ₄ O ₆ ^2- ион путем удаления двух электронов из пары ионов S ₂ O ₃ ^2-, как показано на рисунке ниже.

Окисление:

2 S ₂ O ₃ ^2-

S ₄ O ₆ ^2-

2 e ^-

ШАГ 5 : Объедините эти полуреакции, чтобы электроны не создал и не уничтожил .При окислении выделяются два электрона. полуреакция и два электрона улавливаются в полуреакции восстановления. Мы можем поэтому получите сбалансированное химическое уравнение, просто объединив эти половинные реакции.

(2 S ₂ O ₃ ^2- S ₄ O ₆ ^2- + 2 e ^-)

+ (I ₃ ^- + 2 e ^- 3 I ^-)

I ₃ ^- + 2 S ₂ O ₃ ^2- 3 I ^- + S ₄ O ₆ ^2-

ШАГ 6 : Уравновесить остаток уравнения путем проверки, при необходимости .Поскольку общее уравнение уже сбалансировано с точки зрения как заряда и массы, мы просто вводим символы, описывающие состояния реагентов и продукты.

I ₃ ^- ( водн. ) + 2 S ₂ O ₃ ^2- ( водн. ) 3 I ^- ( водн. ) + S ₄ O ₆ ^2- ( водн. )

Окислительно-восстановительные реакции в кислых растворах

Кто-то может возразить, что нам не нужно использовать полуреакции для уравновешивания уравнений, потому что их можно уравновесить методом проб и ошибок.Техника полуреакции становится незаменим, однако, в уравновешивающих реакциях, таких как окисление диоксида серы дихромат-ион в кислом растворе.

			H ⁺
SO ₂ ( водн. )	+	Cr ₂ O ₇ ^2- ( водн. )		SO ₄ ^2- ( водн. )	+	Cr ³⁺ ( водн. )

Причина, по которой это уравнение труднее сбалансировать, не имеет ничего общего. с соотношением молей SO ₂ к молям Cr ₂ O ₇ ^2-; это происходит из-за того, что растворитель играет активную роль в обеих полуреакциях.

Реакция между щавелевой кислотой и перманганатом калия в кислом растворе является классический метод стандартизации растворов иона MnO ₄ ^-. Эти решения необходимо стандартизировать, прежде чем их можно будет использовать, потому что их сложно получить чистый перманганат калия. Есть три источника ошибок.

Образцы KMnO ₄ обычно загрязнены MnO ₂.
Часть KMnO ₄ вступает в реакцию со следами примесей при растворении в воде, даже когда в качестве растворителя используется дистиллированная вода.
Наличие следов MnO ₂ в этой системе катализирует разложение MnO ₄ ^- ион в стоячем состоянии.

Поэтому растворы этого иона необходимо стандартизировать титрованием непосредственно перед тем, как они используются. Образец оксалата натрия х.ч. (Na ₂ C ₂ O ₄) отвешивают, растворяют в дистиллированной воде, подкисляют серной кислотой, а затем перемешивают до растворения оксалата.Полученный раствор щавелевой кислоты затем используют для титровать MnO ₄ ^- до конечной точки титрования, которая является точкой при котором последняя капля иона MnO ₄ ^- составляет обесцвеченный и слабый розовый цвет сохраняется в течение 30 секунд.

Растворы ионов MnO ₄ ^-, стандартизованные относительно щавелевая кислота, используя уравнение, сбалансированное в предыдущей практической задаче, может быть использована для определить концентрацию водных растворов перекиси водорода, используя уравнение уравновешивают в следующей практической задаче.

Окислительно-восстановительные реакции в основных растворах

Половинки также полезны для уравновешивания уравнений в основных решениях. Ключ к Успех этих реакций заключается в признании того, что основные растворы содержат H ₂ O молекул и ионов OH ^-. Таким образом, мы можем добавить молекулы воды или ионы гидроксида. к любой стороне уравнения, если необходимо.

Следующее уравнение описывает реакцию между перманганат-ионом и водородом. перекисью в кислом растворе.

2 MnO ₄ ^- ( водн. ) + 5 H ₂ O ₂ ( водн. ) + 6 H ⁺ ( водн. ) 2 Mn ²⁺ ( водн. ) + 5 O ₂ ( г ) + 8 H ₂ O ( l )

Было бы интересно посмотреть, что происходит, когда это реакция происходит в основном растворе.

Реакции, в которых один реагент подвергается как окислению, так и восстановлению, называются диспропорционированием. реакция .Бром, например, непропорционирует с образованием бромид и бромат-ионы при добавлении сильного основания к водному раствору брома.

	ОН ^-
Br ₂		Br ^-	+	BrO ₃ ^-

Молекулярные окислительно-восстановительные реакции

Структуры Льюиса могут играть жизненно важную роль в понимании окислительно-восстановительных реакций. со сложными молекулами.Рассмотрим, например, следующую реакцию, которая используется в Алкотестер для определения количества этилового спирта или этанола в выдыхаемом воздухе. лица, подозреваемые в управлении транспортным средством в нетрезвом виде.

3 CH ₃ CH ₂ OH ( г ) + 2 Cr ₂ O ₇ ^2- ( водн. ) + 16 H ⁺ ( водн. ) 3 CH ₃ CO ₂ H ( водн. ) + 4 Cr ³⁺ ( водн. ) + 11 H ₂ O ( л )

Мы могли бы сбалансировать полуреакцию окисления в терминах молекулярных формул исходный материал и продукт этой полуреакции.

Окисление:

C ₂ H ₆ O

C ₂ H ₄ O ₂

Однако понять, что происходит в этой реакции, легче, если присвоить степени окисления для каждого из атомов углерода в структурах Льюиса компонентов эта реакция, как показано на рисунке ниже.

Атому углерода в группе CH ₃ в этаноле присвоена степень окисления. -3, так что он может уравновесить степени окисления трех атомов H, которые он несет. Применение той же методики к группе CH ₂ OH в исходном материале дает степень окисления -1.

Углерод в группе CH ₃ в уксусной кислоте, образующейся в этой реакции, имеет та же степень окисления, что и у исходного материала: -3.Есть изменение в степень окисления другого атома углерода, однако, от -1 до +3. Окисление Таким образом, полуреакция формально соответствует потере четырех электронов одним из атомы углерода.

Окисление:

CH ₃ CH ₂ OH

CH ₃ CO ₂ H

4 e ^-

Поскольку эта реакция протекает в кислотном растворе, мы можем добавить H ⁺ и H ₂ O молекул по мере необходимости, чтобы сбалансировать уравнение.

Окисление:

CH ₃ CH ₂ OH

H ₂ O

CH ₃ CO ₂ H

4 e ^-

4 H ⁺

Другая половина этой реакции включает шестиэлектронное восстановление Cr ₂ O ₇ ^2- ион в кислом растворе с образованием пары ионов Cr ³⁺.

Редукция:

Cr ₂ O ₇ ^2-

6 e ^-

2 Cr ³⁺

Добавление ионов H ⁺ и молекул H ₂ O по мере необходимости дает следующее сбалансированное уравнение для этой полуреакции.

Редукция:

Cr ₂ O ₇ ^2-

14 часов ⁺

6 e ^-

2 Cr ³⁺

7 H ₂ O

Теперь мы готовы объединить две полуреакции, предположив, что электроны ни создан, ни разрушен в этой реакции.

3 (CH ₃ CH ₂ OH + H ₂ O CH ₃ CO ₂ H + 4 e ^- + 4 H ⁺)

2 (Cr ₂ O ₇ ^2- + 14 H ⁺ + 6 e ^- 2 Cr ³⁺ + 7 H ₂ O)

3 CH ₃ CH ₂ OH + 2 Cr ₂ O ₇ ^2- + 28 H ⁺ + 3 H ₂ O

3 CH ₃ CO ₂ H + 4 Cr ³⁺ + 12 H ⁺ + 14 H ₂ O

Упрощение этого уравнения путем удаления 3 H ₂ молекул O и 12 H ⁺ ионы с обеих сторон уравнения дает сбалансированное уравнение для этой реакции.

3 CH ₃ CH ₂ OH ( г ) + 2 Cr ₂ O ₇ ^2- ( водн. ) + 16 часов ⁺ ( водн. ) 3 CH ₃ CO ₂ H ( водн. ) + 4 Cr ³⁺ ( водн. ) + 11 H ₂ O ( l )

Практическая задача 8:

Метиллитий (CH ₃ Li) может использоваться для образования связей между углеродом и металлами основной группы или переходными металлы:

HgCl ₂ ( с ) + 2 CH ₃ Li ( л ) Hg (CH ₃) ₂ ( л ) + 2 LiCl ( с )

WCl ₆ (s) + 6 CH ₃ Li ( л ) W (CH ₃) ₆ ( л ) + 6 LiCl ( с )

Может использоваться также для образования связей между углеродом и другими неметаллами:

PCl ₃ (s) + 3 CH ₃ Li ( л ) P (CH ₃) ₃ ( л ) + 3 LiCl ( с )

или между атомами углерода:

CH ₃ Li ( л ) + H ₂ CO ( г ) [CH ₃ CH ₂ OLi] CH ₃ CH ₂ OH ( л )

Используйте структуры Льюиса, чтобы объяснить стехиометрию следующих реакция окисления, используемая для синтеза метиллития:

CH ₃ Br ( л ) + 2 Li ( s ) CH ₃ Li ( л ) + LiBr ( с )

Нажмите здесь, чтобы проверить свой ответ на «Практика» Проблема 8.

Стандартизация перманганата калия в 7 этапов

Если вы изучаете химию, вы, должно быть, имели дело с веществом, характеризующимся пурпурным цветом, которое всегда находится в темной бутылке, а также может испачкать ваши руки и одежду.

Да, это перманганат калия, так что же это за вещество? Его свойства? Его использование? А цель его стандартизации и как? Об этом мы и поговорим в этой статье.

Обзор

Свойства перманганата калия

Физические свойства:

Внешний вид	- Темно-фиолетовые или черные кристаллы. - Ярко-фиолетовый раствор. (может быть в виде таблеток, порошка или кристаллов, как показано на рисунке 1,2)
Фаза	Твердый
Запах	Без запаха, но имеет сладкий вкус.
Температура кипения	100 ° С
Плотность	2,703 г / см³
Растворимость	- Растворим во многих органических соединениях; также концентрированными кислотами с выделением кислорода. -Растворим в ацетоне, метаноле, уксусной кислоте, трифторуксусной кислоте, уксусном ангидриде, пиридине, бензонитриле, сульфолане.
Растворимость в воде	6.38 г / 100 мл (20 ° C)
Точка плавления	270 ° C разл.

Химические свойства:

Перманганат калия - неорганическое химическое соединение. Он также известен как перманганат калия и кристаллы Конди.
Это сильный окислитель с химической формулой KMnO4, образующий темно-коричневый диоксид марганца Mno2, окрашивающий все органические вещества.

Молекулярная масса / молярная масса KMnO4 составляет 158,034 г / моль.
Производится (в химической промышленности) из диоксида марганца.
Практически во всех областях применения KMnO4 используются его окислительные свойства.
Он бурно реагирует с серной кислотой, приводя к взрыву.
Немедленно вступает в реакцию с глицерином и простыми спиртами с образованием пламени и дыма.
Он действует как очень мощный окислитель в кислых, нейтральных и щелочных средах.

Уравнения, описывающие окисление в этих средах, следующие:

1) В кислой среде: -

2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3h3SO4 → K2SO4 + 2MnSO4 + 5Na2SO4 + 3h3O

2 KMnO4 + 16 HCL → 2 MnCL2 + 2 KCL + 8 h3O + 5 Cl2

(концентрированная соляная кислота образует хлор)

Примечание. Содержание марганецсодержащих продуктов окислительно-восстановительных реакций зависит от PH. Кислые растворы перманганата восстанавливаются до бледно-розового иона Mn2 +, как в хлориде марганца (II).

2) В нейтральной среде: -

2KMnO4 + 3K2SO3 + h3O → 3K2SO3 + 2MnO2 + 2KOH

В нейтральном растворе перманганат восстанавливается до коричневого оксида марганца (IV), где Mn находится в степени окисления +4. Оксид марганца (IV) - это вещество, которое окрашивает кожу, когда на нее наносится KMnO4. KMnO4 самопроизвольно восстанавливается в щелочном растворе до манганата калия зеленого цвета, где марганец находится в степени окисления +6.

3) В щелочной среде: -

2KMnO4 + Na2SO3 + 2KOH → 2K2Mno4 + Na2SO4 + h3O

(MnO42- снижен)

При нагревании кристаллы перманганата разлагаются с выделением кислорода.

2КМно4 → К2Мно4 + Мно2 + О2

При разбавлении кристаллы перманганата разлагаются с выделением кислорода.

2KMno4 + 2h3O Солнечный свет → 4KOH + 4MnO4 + 3O2

Использование перманганата калия:

Одно из наиболее важных промышленных применений KMnO4 - это окислитель в химическом синтезе многих важных соединений.
Он широко используется в промышленности по очистке воды. Он используется в качестве регенерирующего химического вещества для удаления железа и сероводорода (запах тухлых яиц) из колодезной воды.
Он используется в качестве дезинфицирующего средства для очистки ран и для лечения определенных кожных заболеваний, таких как грибковые инфекции стоп и дерматит.
Еще одно важное применение KMnO4 - лечение бактериальных инфекций.
Используется для набивки тканей и дубления кожи.
Используется как отбеливающее средство, как пестицид и как антисептик.
В технологии топливных элементов он используется в качестве приемника электронов в микробном топливном элементе.
В области органической и аналитической химии, из-за его сильной окраски и окислительной природы, KMnO4 используется в химических лабораториях в качестве реагента для расчета количества вещества, которое может быть окислено в образце.В качественном анализе это значение называется перманганатным значением.

Влияние KMno4 на здоровье

В концентрированной форме KMnO4 раздражает глаза и кожу человека. Он может вступать в реакцию со многими восстановителями или органическими материалами, потому что он легковоспламеняющийся.

Антибактериальное действие KMnO4 зависит от процесса окисления белков бактерий или тканей этим соединением. Оставляет пятна на коже или тканях.
Поскольку он действует путем деструктивного окисления на все органические вещества, его использование ограничено только для внешних целей.
Он действует как противоядие при отравлении барбитуратами, хлоралгидратом и алкалоидами. Раствор перманганата 1: 5000 при промывании желудка окисляет яды и препятствует их всасыванию.
Этот состав обычно хранится в плотно закрытых емкостях. С KMnO4 следует обращаться осторожно, поскольку при контакте с легко окисляющимися веществами может произойти взрыв.

Что произойдет, если будет потребляться перманганат калия?

Проглатывание KMnO4 может вызвать повреждение верхних отделов желудочно-кишечного тракта. Также он может вызывать системные токсические эффекты, такие как респираторный дистресс-синдром у взрослых, коагулопатия, печеночно-почечная недостаточность, панкреатит и даже смерть в тяжелых случаях.

Опасности перманганата калия

Твердый перманганат калия является сильным окислителем, поэтому его следует хранить отдельно от восстановителей.
Для некоторых реакций требуется немного воды. Например, порошкообразный KMnO4 и сахарная пудра воспламенится (но не взорвутся) через несколько секунд после добавления капли воды.
Разбавленные растворы KMnO4 не опасны. KMnO4 образует опасные продукты при смешивании с концентрированными кислотами.
KMnO4 оставляет пятна на коже и одежде, с ним следует обращаться осторожно. Пятна с одежды можно смыть уксусной кислотой. Пятна на коже исчезают в течение 48 часов.

Получение перманганата калия - KMnO4

Перманганат калия коммерчески получают путем смешивания раствора гидроксида калия КОН и порошкового оксида марганца MnO2 с окислителями, такими как хлорат калия.Смесь кипятят и испаряют, а остаток нагревают в железных сковородах до тех пор, пока он не приобретет пастообразную консистенцию.

6KOH + 3MnO2 + 6KClO3 → 3K2MnO9 + 6KCl + 3h3O

Образовавшийся манганат калия (зеленый) кипятят с большим количеством воды и пропускают поток хлора, двуокиси углерода CO2 и озонированного воздуха в жидкость до тех пор, пока он не превратится в перманганат. Образующийся MnO2 непрерывно удаляется, чтобы предотвратить его разрушение.

6K2MnO4 + 3Cl2 → 6KMnO4 (перманганат калия) + 6KCl

Раствор KMnO4 отделяют от осадка концентрированного и кристаллизованного MnO2.Кристаллы центрифугируют и сушат.

Стандартизация перманганата калия - KMno 4

Что означает стандартизация перманганата калия? (Цель)

Означает определение концентрации перманганата калия стандартным раствором щавелевой кислоты. Эта реакция помогает изучить теорию окисления и восстановления.

Инструменты и реагенты:

Бюретка.
Вода дистиллированная.
Пипетка.
Воронка.
Конфорка.
Колба коническая 250 мл.
Стакан 250 мл.
Раствор перманганата калия.
Стандартный раствор щавелевой кислоты (0,1 М).
Серная кислота.

Процедура:

1. Очистите бюретку дистиллированной водой, затем слейте воду, затем промойте бюретку раствором перманганата калия и опорожните бюретку.

2. Заполните бюретку раствором перманганата калия и возьмите начальную точку.

3. Перенести пипеткой 10 мл щавелевой кислоты в чистую коническую колбу; затем добавьте 5 мл разбавленной серной кислоты; затем нагрейте раствор до 70 ° C с помощью горячей плиты, чтобы ускорить реакцию между щавелевой кислотой и перманганатом калия.

4. Начните титрование, постепенно добавляя перманганат калия из бюретки, непрерывно встряхивая колбу до тех пор, пока цвет не изменится с пурпурного на бесцветный.

5. Продолжайте добавлять перманганат калия до тех пор, пока цвет раствора снова не изменится с бесцветного на пурпурный, и примите конечную точку.

6. Запишите объем перманганата калия, использованного при титровании.

7. Повторите предыдущие шаги трижды; затем рассчитайте средний объем перманганата калия, использованный при титровании; затем рассчитайте концентрацию перманганата калия.

Экспериментальные данные:

	Опытная 1	Испытание 2	Испытание 3
Начальный объем KMnO4 мл
Конечный объем KMnO4 мл
Объем использованного KMnO4, мл
Средний объем KMnO4 мл

Реакция:

2KMnO4 + 5h3C2O4 + 3h3SO4 → 2MnSO4 + 10CO2 + 18h3O + K2SO4

Вычисления:

а2М1В1 = а1М2В2

где

M1 (концентрация перманганата калия) = ———— молярный

V1 (средний объем перманганата калия) = ———— мл

М2 (концентрация щавелевой кислоты) = 0.1 моляр

V2 (объем щавелевой кислоты) = 10 мл

a1 (количество электронов, полученных на формульную единицу перманганата калия в сбалансированном химическом уравнении реакции полуячейки) = 2

a2 (количество электронов, потерянных на формульную единицу щавелевой кислоты в сбалансированном химическом уравнении реакции полуячейки) = 5

Подстановкой в уравнение

а2М1В1 = а1М2В2

получаем M1 = ———– молярный

Затем, подставив в предыдущее уравнение, вы можете рассчитать концентрацию перманганата калия.

Решение :

Прочность = молярность * молекулярная масса

Молярность = M1 = ———– молярный

Молекулярная масса перманганата калия = 158

Следовательно, прочность = ———- грамм / литр

Заключение :

Из приведенного выше эксперимента очевидно, что перманганат калия можно эффективно стандартизировать, используя раствор щавелевой кислоты. После расчета крепость приготовленного раствора перманганата калия оказалась равной… грамм / литр

Примечания:

Цвет перманганата калия меняется в зависимости от реакции; в этом эксперименте не используется никаких дополнительных индикаторов для определения конечной точки, поскольку перманганат калия является самоиндикатором.
Мы нагреваем колбу для титрования, содержащую щавелевую кислоту, примерно до 60-70 градусов Цельсия, а затем титруем ее против KMnO4. Если температура слишком низкая (ниже 55 градусов Цельсия), взаимодействие между щавелевой кислотой и перманганатом калия будет происходить слишком медленно. При температуре выше 70 градусов по Цельсию щавелевая кислота начинает разлагаться, поэтому важно оставаться в этом диапазоне.

Реакция между перманганатом калия и щавелевой кислотой осуществляется в кислой среде, поскольку перманганат-ион в кислой среде является очень сильным окислителем.Кислотность вводится добавлением дил. раствор серной кислоты.
В этом эксперименте перманганат калия является аналитом, а щавелевая кислота - титрантом. Здесь перманганат калия является окислителем, а щавелевая кислота - восстановителем.
Перманганат (MnO4-) -ион имеет темно-фиолетовый цвет. В кислой среде MnO4 восстанавливается до бесцветных ионов марганца (Mn2 +). По достижении конечной точки добавление последней капли перманганата придает раствору светло-фиолетовый цвет.
С реагентами и инструментами следует обращаться очень осторожно.

Попробуйте провести стандартизацию эксперимента с перманганатом калия в нашей виртуальной лаборатории бесплатно

PraxiLabs предоставляет виртуальную химическую лабораторию для студентов, преподавателей и исследователей. Создайте бесплатную учетную запись и наслаждайтесь проведением экспериментов по стандартизации перманганата калия в Интернете.

Вы можете получить доступ к виртуальной лаборатории стандартизации перманганата калия через Интернет в любом месте и в любое время.. Зарегистрируйтесь сейчас

неорганическая химия - Как протекает реакция HCl и KMnO4?

Как отмечали другие, у вас нет «нормальной» реакции, у вас есть окислительно-восстановительная реакция (если вы хотите казаться особенно вызывающей, называйте их реакциями RedOx (произносится «ree-dox»).

Электроны (которые мы обычно не уравновешиваем в уравнениях) имеют важное значение, потому что есть элементы, меняющие степень окисления.2+ + 8 h3O + 2K +} $$ Похоже, нам не хватает чего-то, чтобы уравновесить расходы. Мы можем добавить больше хлоридных ионов-наблюдателей к обеим сторонам уравнения. Они не являются частью окислительно-восстановительного потенциала, поскольку являются $ \ ce {Cl -} $ по обе стороны уравнения: $$ \ ce {10 HCl + 6HCl + 2KMnO4 -> 5Cl2 + 2MnCl2 + 8 h3O + 2KCl} $$ Соберите термины в последний раз, и все готово: $$ \ ce {16HCl + 2KMnO4 -> 5Cl2 + 2MnCl2 + 8 h3O + 2KCl} $$

Lab 2 Wiki Page

Использует

Почти все применения перманганата калия используют его окислительные свойства.Как сильный окислитель, не образующий токсичных побочных продуктов, KMnO4 имеет множество нишевых применений.

Инфекция

Как окислитель перманганат калия может действовать как антисептик. Например, разбавленные растворы используются для лечения язвы (язвы), дезинфицирующего средства для рук и лечения мягкого помфоликса, дерматита и грибковых инфекций рук или ног.

Водоподготовка

Перманганат калия широко используется в промышленности по очистке воды.Он используется в качестве регенерирующего химического вещества для удаления железа и сероводорода (запах тухлых яиц) из колодезной воды через фильтр «Марганцевый зеленый песок». «Пот-Пермь» также продается в магазинах бассейнового снабжения и используется дополнительно для очистки сточных вод. Исторически он использовался для дезинфекции питьевой воды [10] [11] и может окрашивать воду в розовый цвет. [12] В настоящее время он находит применение для борьбы с вредными организмами, такими как мидии зебры, в системах сбора и очистки пресной воды. [13]

Синтез органических соединений

Помимо использования при очистке воды, KMnO4 также применяется в качестве реагента для синтеза органических соединений.[14] Значительные количества требуются для синтеза аскорбиновой кислоты, хлорамфеникола, сахарина, изоникотиновой кислоты и пиразиноевой кислоты. [4]

Аналитическое использование

Перманганат калия можно использовать для количественного определения общего окисляемого органического материала в водной пробе. Определенная величина известна как перманганатная ценность. В аналитической химии стандартизованный водный раствор KMnO4 иногда используется в качестве окислительного титранта для окислительно-восстановительного титрования (перманганометрия).Похожим образом он используется в качестве реагента для определения числа Каппа древесной массы. Для стандартизации растворов KMnO4 часто используется восстановление щавелевой кислотой. [15]

Водные кислые растворы KMnO4 используются для сбора газообразной ртути в дымовых газах во время испытаний выбросов из стационарных источников [16].

Консервирование фруктов

Поглотители этилена продлевают срок хранения бананов даже при высоких температурах.Этот эффект можно использовать, упаковывая бананы в полиэтилен вместе с перманганатом калия. Удаляя этилен путем окисления, перманганат задерживает созревание, увеличивая срок хранения фруктов до 4 недель без необходимости охлаждения. [19] [20] [21]

Наборы для выживания

Перманганат калия обычно входит в комплекты для выживания: как средство для разжигания огня (смешанный с антифризом из автомобильного радиатора или глицерином), [22] [23] [24] стерилизатор воды и для подачи сигналов бедствия на снегу.[25]

Пожарная служба

Перманганат калия используется в «диспенсерах для пластиковых сфер», используемых для разжигания обратных пожаров, возгораний и предписанных пожаров. Полимерные сферы, напоминающие шары для пинг-понга, содержащие небольшое количество перманганата, впрыскиваются этиленгликолем и проецируются в область, где желательно воспламенение, где они самовоспламеняются через несколько секунд. [26] [27] Используются как портативные [27], так и установленные на вертолете [26] или лодке [27] диспенсеры пластиковых сфер.

Другое применение

Перманганат калия является одним из основных химических веществ, используемых в кино- и телеиндустрии для «состаривания» реквизита и декораций. Его готовое преобразование в коричневый MnO2 создает "столетний" или "старинный" вид на гессенской ткани (мешковине), веревках, дереве и стекле. [28]

Перманганат калия использовался в попытках вызвать аборт в домашних условиях. Эти инциденты приводят только к повреждению влагалища в результате разъедающего действия химического вещества, поскольку перманганат калия оказался неэффективным при аборте.FDA усилило законодательные ограничения на это химическое вещество в ответ на его использование в качестве абортивного средства. [29]

История

В 1659 году Иоганн Рудольф Глаубер сплавил смесь минерального пиролюзита (диоксид марганца, MnO2) и карбоната калия, чтобы получить материал, который при растворении в воде давал зеленый раствор (манганат калия), который медленно становился фиолетовым, а затем, наконец, красным. . [30] Этот отчет представляет собой первое описание производства перманганата калия.[31] Чуть менее 200 лет спустя лондонский химик Генри Боллманн Конди заинтересовался дезинфицирующими средствами; он обнаружил, что сплавление пиролюзита с гидроксидом натрия (NaOH) и растворение его в воде дает раствор с дезинфицирующими свойствами. Он запатентовал это решение и продал его как «жидкость Конди». Хотя решение было эффективным, оно было не очень стабильным. Это было преодолено за счет использования гидроксида калия (КОН), а не NaOH. Он был более стабильным и имел то преимущество, что легко превращался в столь же эффективные кристаллы перманганата калия.Этот кристаллический материал был известен как «кристаллы Конди» или «порошок Конди». Перманганат калия было сравнительно легко производить, поэтому Конди впоследствии был вынужден потратить значительное время на судебные разбирательства, чтобы помешать конкурентам продавать аналогичные продукты. [32]

Ранние фотографы использовали его как компонент порошковой вспышки. Теперь его заменяют другими окислителями из-за нестабильности перманганатных смесей. Водные растворы KMnO4 использовались вместе с T-Stoff (т.е.е. 80% перекиси водорода) в качестве топлива для ракетного самолета Messerschmitt Me 163. В этой заявке он был известен как Z-Stoff. Эта комбинация порохов до сих пор используется в торпедах.

Подготовка

Перманганат калия производится промышленным способом из диоксида марганца, который также встречается в виде минерального пиролюзита. MnO2 плавится с гидроксидом калия и нагревается на воздухе или с другим источником кислорода, таким как нитрат калия или хлорат калия.[4] Этот процесс дает манганат калия:

2 MnO2 + 4 KOH + O2 → 2 K2MnO4 + 2 h3O

(В случае гидроксида натрия конечным продуктом является не манганат натрия, а соединение Mn (V), что является одной из причин, по которой перманганат калия используется чаще, чем перманганат натрия. Кроме того, соль калия кристаллизуется лучше. [4])

Затем манганат калия превращается в перманганат путем электролитического окисления в щелочной среде:

2 K2MnO4 + 2 h3O → 2 KMnO4 + 2 KOH + h3

Другие методы

Хотя манганат калия не имеет коммерческого значения, он может быть окислен хлором или диспропорционированием в кислых условиях.[33] Реакция окисления хлора

2 K2MnO4 + Cl2 → 2 KMnO4 + 2 KCl

А реакция диспропорционирования, вызванная кислотой, может быть записана как

3 K2MnO4 + 4 HCl → 2 KMnO4 + MnO2 + 2 h3O + 4 KCl

Для этой реакции достаточно слабой кислоты, например угольной:

3 K2MnO4 + 2 CO2 → 2 KMnO4 + 2 K2CO3 + MnO2

Перманганатные соли также могут быть получены обработкой раствора ионов Mn2 + сильными окислителями, такими как диоксид свинца (PbO2), висмутат натрия (NaBiO3) или пероксидисульфат.В тестах на присутствие марганца используется яркий фиолетовый цвет перманганата, производимого этими реагентами.

Строение

KMnO4 образует ромбические кристаллы с константами: a = 910,5 пм, b = 572,0 пм, c = 742,5 пм. Общий мотив аналогичен мотиву сульфата бария, с которым он образует твердые растворы. [34] В твердом теле (как и в растворе) каждый центр MnO4– тетраэдрический. Расстояния Mn – O составляют 1,62 Å. [35]

Реакция

Органическая химия

Разбавленные растворы KMnO4 превращают алкены в диолы (гликоли).Это поведение также используется в качестве качественного теста на наличие двойных или тройных связей в молекуле, поскольку реакция обесцвечивает первоначально фиолетовый раствор перманганата и генерирует коричневый осадок (MnO2). Иногда его называют реактивом Байера. Однако бром лучше подходит для количественного измерения ненасыщенности (двойные или тройные связи), поскольку KMnO4, будучи очень сильным окислителем, может реагировать с множеством групп.

В кислых условиях двойная связь алкена расщепляется с образованием соответствующей карбоновой кислоты: [36]

Ch4 (Ch3) 17CH = Ch3 + 2 KMnO4 + 3 h3SO4 → Ch4 (Ch3) 17COOH + CO2 + 4 h3O + K2SO4 + 2 MnSO4

Перманганат калия окисляет альдегиды до карбоновых кислот, например, при превращении н-гептаналя в гептановую кислоту: [37]

5 C6h23CHO + 2 KMnO4 + 3 h3SO4 → 5 C6h23COOH + 3 h3O + K2SO4 + 2 MnSO4

Даже алкильная группа (с бензильным водородом) в ароматическом кольце окисляется, например.г. толуол в бензойную кислоту. [38]

5 C6H5Ch4 + 6 KMnO4 + 9 h3SO4 → 5 C6H5COOH + 14 h3O + 3 K2SO4 + 6 MnSO4

Гликоли и полиолы очень реактивны по отношению к KMnO4. Например, добавление перманганата калия к водному раствору сахара и гидроксида натрия вызывает химическую реакцию хамелеона, которая включает резкие изменения цвета, связанные с различными степенями окисления марганца. Связанная с этим энергичная реакция используется в качестве разжигания огня в наборах для выживания.Например, смесь перманганата калия и глицерина или измельченной глюкозы легко воспламеняется. [22] Его стерилизующие свойства - еще одна причина для включения KMnO4 в набор для выживания.

Сам по себе перманганат калия не растворяется во многих органических растворителях. Если желателен органический раствор перманганата, можно приготовить «пурпурный бензол» либо обработкой двухфазной смеси водного перманганата калия и бензола четвертичной аммониевой солью [39], либо секвестрированием катиона калия краун-эфиром.[40]

Реакция с кислотами

Концентрированная серная кислота реагирует с KMnO4 с образованием Mn2O7, который может быть взрывоопасным. [41] Реакция перманганата с концентрированной соляной кислотой дает хлор. Mn-содержащие продукты окислительно-восстановительных реакций зависят от pH. Кислые растворы перманганата восстанавливаются до бледно-розового иона марганца (II) (Mn2 +) и воды. В нейтральном растворе перманганат восстанавливается только тремя электронами с образованием MnO2, где Mn находится в степени окисления +4.

Перманганат калия. Задачи 1099 — 1100

Приготовление раствора, содержащего смесь из комбинации ионов

Опыт 4 Разложение перманганата калия при нагревании.

Опыт 5 Влияние рН среды на характер восстановления

Опыт 6 Окисление перманганатом калия сульфата марганца (II)

Опыт 7 Окисление перманганатом калия спирта в кислой и щелочной среде.

Хром и его соединения. Контрольные вопросы

Опыт 1 Получение солей хрома (II).

Прокаливание перманганата калия уравнение реакции. Перманганат калия

Опыт 5 Влияние рН среды на характер восстановления

Опыт 6 Окисление перманганатом калия сульфата марганца (II)

Опыт 7 Окисление перманганатом калия спирта в кислой и щелочной среде.

Хром и его соединения. Контрольные вопросы

Опыт 1 Получение солей хрома (II).

Приготовление раствора, содержащего смесь из комбинации ионов

Характеристика вещества

Опыты с марганцовкой

Окисление этилена

Особенности химических проявлений KMnO4

Влияние среды на протекание химической реакции

Применение солей марганцевой кислоты

Разложение перманганата калия. Свойства солей марганцевой кислоты

Характеристика вещества

Опыты с марганцовкой

Окисление этилена

Особенности химических проявлений KMnO4

Влияние среды на протекание химической реакции

Применение солей марганцевой кислоты

Окисление органических веществ перманганатом калия

Написание ионных уравнений для окислительно-восстановительных реакций

Конспект лекций Джона Штрауба

На скорость катализа влияет форма катализатора

Повышение скорости реакции

Перманганат калия (Kmno4) | Применение, физические и химические свойства перманганата калия

Что такое перманганат калия?

Физические свойства перманганата калия — KMnO4

Химические свойства перманганата калия

Структура перманганата калия — KMnO4

Применение перманганата калия (KMnO4)

Уравнения окисления-восстановления

Стандартизация перманганата калия в 7 этапов

неорганическая химия - Как протекает реакция HCl и KMnO4?

Lab 2 Wiki Page

Использует

Инфекция

Водоподготовка

Синтез органических соединений

Аналитическое использование

Консервирование фруктов

Наборы для выживания

Пожарная служба

Другое применение

История

Подготовка

Другие методы

Строение

Реакция

Органическая химия

Реакция с кислотами

Author: alexxlab

Добавить комментарий Отменить ответ

Рубрики