Водородный показатель (рН) растворов

В растворах величина рН может меняться в широких пределах. Для определения рН раствора и в реакциях нейтрализации используют так называемые кислотно-основные индикаторы, которые представляют собой слабые органические кислоты или гидроксиды, имеющие различную окраску в зависимости от рН среды. В таблице приведены наиболее употребительные кислотно-основные индикаторы и указан интервал рН, в котором происходит изменение окраски индикатора.

Свойства кислотно-основных индикаторов

Индикатор	Интервал перехода рН	Изменение цвета
		нейтральная	кислая	щелочн.
Метиловый оранжевый	3,1 – 4,5	оранжевый	красный	желтый
Метиловый красный	4,2 – 6,2	оранжевый	красный	желтый
Бромтимоловый синий	6,0 – 7,8	синий	желтый	синий
Лакмус	5,8 – 8,0	фиолетовый	красный	синий
Тимоловый синий	8,0 – 9,3	синий	желтый	синий
Фенолфталеин	8,3 – 10,0	бесцветн.	бесцветн.	красный
Тимолфталеин	9,5 – 10,6	бесцветн.	бесцветн.	синий

Для определения концентрации галогенид-ионов, участвующих в реакциях осаждения, используют осадительные (К₂СrO₄), металлохромные и адсорбционные индикаторы. Металлоиндикаторы (хромоген черный, хром темно-синий, мурексид); используют в комплексонометрии при определении Са²⁺, Mg²⁺,Zn²⁺,Al³⁺ - ионов и т.д.

В качестве окислительно–восстановительных индикаторов могут выступать титрант КMnO₄ или дифениламин.

Применение

Широкое применение в медицинской практике находят растворы различных лекарственных форм. В качестве растворителя чаще всего используют воду или спирт (этанол). Применение того или другого раствора зависит от его состава и концентрации. Например, водный раствор хлорида натрия (0,9 %) применяется в качестве изотонического раствора для инъекций, а в концентрациях 3-10 % (гипертонический раствор) для лечения гнойных ран. Раствор глюкозы (4,5-5 %) – изотонический раствор - используют для пополнения организма жидкостью и как источник легкоусвояемого организмом ценного питательного материала, а гипертонический раствор (10-40 %) применяется для быстрого и полного усвоения глюкозы иногда с инсулином или аскорбинатом магния при гипертонической болезни.

Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции имеют очень широкое распространение и являются чрезвычайно важными для обмена веществ в живых организмах, для многих промышленных процессов, связанных с получением химических веществ. Они имеют огромное значение в теории и практике.

Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции, ОВР, редокс (от англ. redox ← reduction-oxidation — окисление-восстановление) — это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путем перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем.

Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ называются окислительно-восстановительными.

Реакции, связанные с передачей электронов, в результате этого изменяется степень окисления одного или нескольких участвующих в реакции элементов, называются окислительно-восстановительными.

Состояние атома в молекуле характеризуется с помощью понятия «степени окис-ления». Степень окисления ― понятие условное, так как большинство соединений не являются ионами, чаще встречаются соединения с ковалентной связью.

Число электронов, смещенных от атома данного элемента к другим атомам или от других атомов к атомам данного элемента, называется степенью окисления (окислительное число, о.ч.).

Электрический заряд данного атома, вызванный смещением валентных электронов к более электроотрицательному атому, называется степенью окисления (окислительное число, о.ч.).

Степень окисления ― величина переменная. Вычисление степени окисления производится на основании того, что молекула любого вещества в целом электронейтральна. Степень окисления элемента в соединении вычисляется:

1. степень окисления элементов в простых веществах принимается равной нулю (Zn^о, Fe^о, Cd^о, О₂^о, N₂^о);

2. алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы равна нулю

+1+6-2      +1 +6 -2      +4 -2        -4+1         +1 -2

H₂SO₄        K₂CrO₄        CO₂          CH₄           H₂O;

+2+6-8=0     +2+6-8=0     +4-4=0     -4+4=0    +2-2=0

;

3. постоянную степень окисления в соединениях проявляют щелочные металлы (+1), металлы главной подгруппы II (+2), цинк и кадмий (+2), алюминий (+3);

4. водород проявляет степень окисления (+1) во всех соединениях, кроме гидридов металлов (МеН_х), где степень окисления его равна (-1);

5. степень окисления кислорода в соединениях равна (-2), за исключением пероксидов (Н₂Э₂) (-1) и фторида кислорода (ОF₂) (+2);

6. фтор во всех соединения (–1);

7) все металлы имеют положительную степень окисления.

Понятие о степени окисления является условным и не всегда характеризует настоящее состояние атомов в соединениях, но оно весьма удобно и полезно при классификации различных соединений, рассмотрении окислительно-восстановительных процессов, предска­зания направления течения и продуктов химических реакций и т.д.

Для объяснения окислительно-восстановительных реакций в настоящее время применяют электронную теорию Я.И. Михайленко и Л.В. Писаржевского (1904 г.). Её основные положения:

- процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом, называется окислением. При окисле́нии атома, молекулы или иона в результате отдачи электронов увеличивается его степень окисления. Атомы окисляемого вещества называются донорами электронов, а атомы окислителя — акцепторами электронов. В некоторых случаях при окислении мо-лекула исходного вещества может стать нестабильной и распасться на более стабильные и более мелкие составные части. При этом некоторые из атомов получившихся молекул имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходной молекуле. При окислении степень окисления повышается

- процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом, называется восста-новлением. При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит понижение степени окисления элемента

- частицы (атом, молекула или ион), принимающие электроны, называются окислителями, иными словами, окислитель — это акцептор электронов.

       Окислителями могут быть:

1.  Нейтральные молекулы неметаллов (…);

2. Положительно заряженные ионы металлов в высшей степени окисления (…);

3. Сложные кислородосодержащие ионы в высшей степени окисления кислородообразующего элемента (…);

4. Анод.

В качестве окислителей на практике используют: O₂, Cl₂, Br₂, J₂, O₃, KMnO₄, K₂CrO₄, K₂Cr₂O₇, HNO₃, H₂SO_4(к), CuO, Ag₂O, PbO₂, (NH₄)₂S₂O₈.

Вещества, в которых элемент имеет промежуточную степень окисления, могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства (,…).