Kontaminace methyloranže v různých médiích. Vodnevy pokaznik pro ruzne media rozchiniv
Strana 1
Změna koncentrace indikátoru závisí na přílivu změn koncentrace iontů v rozdílu N. Indikátor krok za krokem mění svůj přiřazený interval hodnoty pH, který se nazývá přechodová oblast indikátoru. Pro tuto přechodovou oblast může být zvláště charakteristický indikátor kůže. Při hodnotách pH, které leží uprostřed přechodové oblasti, se indikátor změní a přiblíží se barvě indikátoru v silně kyselém prostředí, nebo je barva indikátoru silně louže středúhor v_d rozdíl pH.
Změny v kontaminaci indikátoru jsou způsobeny skutečností, že kyselina s ním pouze interaguje a částice (molekuly nebo ionty) jsou rozpuštěny v charakteristické barvě.
Změna indikátoru zabarvlennya závisí na prvních hodnotách pH, řadách indikátorového intervalu.
Změna farbyvannya indikátoru v ekvivalentním bodě je jasně vidět.
Změna indikace indikátoru je vázána na správnost vyváženosti protokolu při změně hodnoty pH. Pokud znáte hodnotu protolytické konstanty indikátoru, můžete ji zjistit, pro jakýkoli daný údaj indikátor změní hodnotu.
Změna farbyvannya indikátoru vypovídá o přítomnosti aminů. V budoucnu se zásadnost jógy mění ve velkém rozsahu.
Změny v přípravě indikátoru v různých médiích jsou způsobeny skutečností, že kyselina nebo zásada interaguje s indikátorem a vytváří řeč, která může být charakteristická pro přípravek.
Změna spotřeby ukazatele je v kraji méně častá, de є 5 - 10násobný přebytek jedné formy je zcela menší. V takové hodnosti se změna zabarvlennya, která je hlídaná, projevuje znamením indikativní žárlivosti.
Změna farbyvannya indikátoru se neprovádí okamžitě, ale krok za krokem. Pokud se změna koncentrace 1:10 změnila na změnu 10:1, je nutné, aby se koncentrace iontů H3O - změnila 100x. Tse vіdpovіdaє zmіnі pH o 2 jednotky.
Změna farbyvannya indikátoru se neprovádí okamžitě, ale krok za krokem. Pokud se poměr koncentrace 1:10 změnil na poměr 10:1, je nutné, aby se koncentrace iontů H3O - změnila 100x. Tse vіdpovіdaє zmіnі pH o 2 jednotky. Interval hodnoty pH, ve kterém indikátor mění svou hodnotu, se nazývá přechodový interval indikátoru.
Změna indikátoru z červenofialového na modrofialový pro indikaci úrovně zvuku ve vodě s Trilonem B, vápenatými ionty a hořčíkem.
Změny koncentrace indikátorů pro výskyt chemických reakcí, vyrovnání těchto typů pH média.
Změny ve výskytu ukazatelů jsou pozorovány s prakticky stejným Xf Zároveň to však může být spojeno s podobnými hodnotami p / C, při kterých dochází ke změně kontaminace indikátorů v matricovém polymeru.
Marčenko Irina
Žák zvolil hlavní pohledy na některé ukazatele. Podíval jsem se na informace o jejich soběstačnosti a na vikoristány u pobuti.
Zavantage:
Čelní pohled:
BEZPEČNOSTNÍ VRSTVA OBECNÍ VLÁDY - STŘEDNÍ ŠKOLA TERENGUL
abstraktní
z chemie
Předmět: Ukazatele.
Vikonala: studentka 11. třídy
Irina Marčenková
Perevila: Učitel chemie
Irina Volodymyrivna Neznahina
2014
Úvod……………………………………………………………………………………………….3
2. Kapitola 1. Indikátory …………………………………………………………………………4
3. Kapitola 2. Chemické indikátory………………………………………………………..5
2.1.Acidobazické ukazatele………………………………………7
2.2 Změny ukazatelů………………………………………………….9
2.3.Univerzální ukazatele………………………………………………………10
2.4.Oxidačně-oxidační indikátory…………………………..11
4. Kapitola 3. Přírodní ukazatele……….………………………………………...13
5. Kapitola 4. Biochemická role indikátorů.………………………………………………..14
6. Višňovok………………………………………………………………………………..15
7. Bibliografický seznam……………………………………………………………….16
17
Vstup
Indikátory jsou široce používány v chemii, včetně škol. Buď školák, možná, řekněme, co je fenolftalein, lakmus chi methyloranž. Indikátory vikoristovuyutsya pro určenou reakci středu (kyselé, louže nebo neutrální). Název „indikátor“ je podobný latinskému slovu „indikátor“, což znamená „ukazatel“. V chemické laboratoři nebo v továrně vám indikátory ve vědecké podobě řeknou o těch, kteří prošli až do konce chemické reakce nebo ne, dost na to, aby přidali jedno činidlo ke druhému.
S přidáním kyselin a zásad v hodinách chemie jsem poznal, že při přidání dalšího indikátoru v kyselině, hlavní nebo střední, aktivita mění svůj vliv a dominanci a aktivita zůstává nezměněna.
Krmení se pro mě změnilo: jak a jak by měly být indikátory zavedeny do kyselého krčmového média?
Meta roboti: Vivchiti diyu chemické a přírodní indikátory v různých prostředích.
Manažer:
Vivchiti literární džerela a džerela internetových zdrojů.
Růst písní visnovky je dobře udělaný a stagnace ukazatelů v brázdě přírody.
Rozšířit znalosti o vývoji ukazatelů.
Oddíl 1. Indikátory
Indikátory - tse chemická řeč, která mění koncentraci, luminiscenci nebo srážení, což se schvaluje změnou koncentrace libovolné složky v daném rozsahu. Indikátory – znamená „ukazatele“. Ukažte na pěvecký tábor systému a na okamžik, kdy dorazím do tábora. Zápach přírodního a chemického dobrodružství. Rozlišujte ukazatele vlkodlaků a nezvratů. Změna prvního pro změnu systému může být opakována bagatorazovo. Nevratné indikátory podléhají nevratným chemickým přeměnám. Indikátory, které by měly být zavedeny na konci analýzy, se nazývají interní, na druhé straně reakce probíhá podle analyzovaného součtu.
Indikátory by měly být nejčastěji používány ke stanovení koncového bodu chemické reakce, hlavní úrovně koncového bodu titrace.
Nejpoužívanějšími indikátory jsou lakmus, fenolftalein a methyloranž.
U vlkodlaků obviňovaných ze vzhledu vnějšího efektu jsou reakce rozdělenévlkodlaky a ukazatele nenávratnosti. Indikátory vlkodlaků- tse z'єdnannya, zdatnі іsnuvati ve dvou nebo více formách, navíc přechod jedné formy do druhé je brutální. Většina indikátorů je stejného typu. Například indikátor methyl-oranžového hnojení ve žluté barvě v loužovém médiu a v kyselém médiu - v červené barvě.Nesmlouvavé ukazatele- všechny případy, které se zhroutí při zavedení přebytku činidla a tyto kontaminace neodpovídají přidání analyzovaného roztoku. Stejnou methyloranž lze použít jako nesmlouvavý indikátor v oxidačně-oxidačních reakcích.
Kapitola 2. Chemické indikátory
Ukazatele chemie, projevy, zavedení jakýchsi analýz rozdílů nám umožňují nastavit konec chemické reakce nebo koncentraci iontů vody pro snadno zapamatovatelný znak. já X. vikoristovuyut head grade titrimetrická analýza pro stanovení bodu ekvivalence (koncový bod titrace). Za přítomnosti I. X. v tomto bodě (nebo v jeho blízkosti) mohou zaznamenat změnu barvy, objevující se nebo objevující se pohromu, světlo atd., okouzleni hadí zpěvnou silou starého rozdžuvanného. já X. rozdělit do 5 skupin: acidobazické; oxidační-viditelný; komplexometrické; adsorpce; chemiluminiscenční.
Podívejme se na označení určitých skupin ukazatelů.
Adsorpční indikátory- projevy, které jsou adsorbovány na povrchu
obležení a minyati zároveň, nebo intenzita luminiscence.
Izotopové indikátory- Řeč, která dokáže ve svém skladu uložit chemický prvek se skladem izotopů, který je převzat z toho přírodního.
Komplexometrické ukazatele- projevy, které se provádějí s kovovými ionty při přípravě komplexů, které se odlišují barvou samotných indikátorů.
Luminiscenční indikátory- Řeč, budování luminiscence nebo zhášení luminiscence změnou koncentrace iontů ve vodě v maloobchodě.
Oxid - indnovlyuvalnі ukazatele- Řeč, budovy ke změně znečištění v úhoru kvůli potenciálu oxid-voda.
Acidobazické indikátory- Maloobchodníci organické klíčky jak změnit barvu nebo luminiscenci ladem v závislosti na koncentraci iontů H+ (pH média). Takové indikátory ostře mění svou barvu při dosahování úzkých rozsahů pH.
Univerzální indikátory- ce součet množství jednotlivých indikátorů, zvolených tak, že mění barvu vesla v širokém rozmezí pH.
pH - indikátor vody. Tse vyvіv dánský chemik Serensen za přesné číselné charakteristiky středu rozdílu a proponuvav matematický viraz pro označení jógy:
pH = -lg.
Povaha média může mít velký význam v chemických a biologických procesech, ladem v typu média a procesy mohou probíhat s různou suchostí as různými přímkami. Proto je v bohatých vipadkách důležité přesně označit střední rozdíl. Іsnuє neutrální prostředí - pH = 7, pH 7 - louže. Střední cena konečné ceny lze přičíst přípravě indikátorů.
2.1. Acidobazické indikátory
Historie recenze.
Acidobazické indikátory se používají ke stanovení konce reakce mezi kyselinami a zásadami nebo jiných reakcí, protože se účastní H + iontů, a také ke kolorimetrickému stanovení pH vodných roztoků. Důvodem změny barvy indikátoru je to, že adice nebo adice protonů molekulami se váže v důsledku nahrazení některých chromoforových skupin jinými nebo vzniku nových chromoforových skupin. Nejdůležitější acidobazické ukazatele jsou uvedeny v tabulce (příloha 1).
V roce 1663 byl objeven lakmus - vodní vrstva lišejníku, který rostl na kostře Skotska. Robert Boyle připravuje vodní infuzi lakmusového lišejníku pro svůj výzkum. Baňka v yakіy víně, po ušetřených infuzích, potřebných pro kyselinu chlorovodíkovou. Boyle nalil nastіy, naplnil baňku kyselinou a v úžasu ukázal, že kyselina zčernala. Zasіkavilsya cym, Boyle na test přidání šprot kapek do infuze lakmusu do vodného roztoku hydroxidu sodného a odhalující, že v louži střední lakmusový modrý. Byl to tedy první ukazatel projevu kyselin a rozvoden, názvy pro lišejníky s lakmusem.
Imovirno, nejnovější acidobazický indikátor lakmus . Lakmus Starověký Egyptže starověký Řím. Lakmus (vіdgol. lakmoes) - barvnik, který je vidět z určitých druhů lišejníků. Ve skutečnosti je přírodní lakmus skládací suma. Jeho hlavními složkami jsou: azolithmin (C9H10NO5) a erythrolithmin (C13H22O6). Lakmus už dávno vítězí jako fialka farba, ale zgod, recept na jogovou přípravu bv vtracheny. V roce 1640 botanici popsali heliotrop – úhor s tmavě fialovými květy, ze kterého byla vidět stodola. Tsey barvnik, v řádu šťávy z fialek, u chemiků široce stagnuje jako indikátor, kterým je červonim v kyselém prostředí a modrý v louži.
V roce 1667 řada slavných chemiků a fyziků Roberta Boyle foukala filtrační papír s tropickým lišejníkem - lakmusem, a také s fialkami a vlasy, a v takovém obřadu zapochatkuva zasosuvannya indikátor (lakmusový) papír.
Acidobazické indikátory- organické klíčky, měnící barvu rozdílu při změně kyselosti (pH). Indikátory jsou široce používány pro titraci v analytické chemii a biochemii. Jejich výhodou je levnost, rychlost a přesnost návaznosti. Vzhledem k subjektivitě stanovení barvy však nízká přesnost indikátoru pH nemusí být nutně spolehlivá; Pro přesnou kontrolu pH vítězství používejte pH-metry s digitálním displejem.
Acidobazické indikátory, které jsou ve dvou formách, klesají v rozdílu pH. Většina trestných forem se liší podle zabarvlennyam, ts zvani dvokolorovі іndikatori (lakmus, methyl chervonium, methyl pomeranč, thymolftalein a další.). Je pravděpodobnější, že zastosovuyut odnobarvnі іdikatori, v některých z nich byla sklizena více než jedna forma, jako je fenolftalein (bez sudu v kyselém médiu a při pH 9 - malina).
Univerzální indikátor.
Univerzální indikátorový papír
Široce zastosovuyutsya sumishі _indikatorіv, umožnit znachit znachenya pH razchinіv ve velkém rozsahu koncentrací (1-10; 0-12). Původ takových součtů - "univerzálních indikátorů" zní vůněmi "indikačního papírku", pomocí kterého můžete snadno (s přesností do jednoho pH, nebo dosáhnout deseti frekvencí pH) indikovat kyselost stávající vody rozdíly. Pro přesnější označení, odstranění rozdílu při aplikaci kapiček, je barva indikátorového papírku zanedbatelně oproti standardní barevné škále.
Alkoholově stagnující fenolftalein bobtná v louži uprostřed malinové barvy, v neutrálních a kyselých vínech bez sudů. Syntéza fenolftaleinu byla poprvé vyvinuta v roce 1871 německým chemikem Adolfem von Bayerem, budoucím nositelem Nobelovy ceny.
2.2. Změňte indikátory
Indikátor změny je součet dvou různých indikátorů nebo součet indikátoru a neutrální stodoly, který se nemění při různém pH (například oranžový metyl s indigokarmínem). Změňte ukazatele na stop, aby byl přechod farbyvannya kontrastní.
2.3. Univerzální indikátory
Univerzální indikátory - součet množství indikátorů, které produkují různé znečištění při řadě hodnot pH, což umožňuje posuzovat hodnotu pH v celém rozsahu stupnice. Indikátory jsou vybrány pro podporu teoretických titračních křivek.
2.4. Oxidové indikátory
Oxidově prominentní (redox-, oxred-) indikátory - ce organické spoluchy, změna kontaminace některých z nich jsou spojeny s oxidově výrazným (oxred-, oxred-) potenciálem E titrovaná rozchina. Například difenilamin mění barbarskou rychlost na fialové při E0 = 0,76 V.
Sekce 3. Přírodní ukazatele
Vzhledem k tomu, že neexistují žádné referenční chemické indikátory, lze výběr středního rozsahu úspěšně stanovit jako soběstačné indikátory z přírodního syrovinu.
Jako vnější syrovina mohou posloužit květy pelargónie, pelyuty pivonie nebo slézu, kosatec, tmavé tulipány nebo bratrance, dále bobule maliny, ostružiny, ostružiny gorobini, třešňová šťáva, rybíz, hrozny, plody josteru a třešně.
Tsі prirodnі іdikatori mіstjat pofarbovanі chovina, zdatnі zmenyuvati svіy kolіr vіdpovіd іn thіѕ іnsu dіyu. Já, piju v kyselé louži uprostřed, ten smrad signalizuje především hvězdy.
Antokyany jsou důležitější než červená barva v kyselém médiu a modrá v louži.
Burjak červený, sik
Černý rybíz sik
Ostružina, bobule
Mrkev, sik
Cherry, sik yagid
Kari prášek (kurkuma)
Delphinium pelyustki
Rozheva pelargónie, pelety
červené hrozny
Kinský kaštan, listy
Hortenzie
Tsibuleva Lushpayka
Sedmikrásky, pikantní
Petunie, pelyustki
Petrklíč
Mák, pelyustki
Pivoniya chervona, pelyustki
Červené zelí, sik
Chervona ředkev
Rebarbora
Troyanda, plyustki
Sunitsya, bobule
Čaj
Tymián abo Oregano - vstupenky
Tulipán
Fialová, pelyustki
4. Biochemická role indikátorů
Indikátory vám umožní rychle a přesně ovládat sklad vzácných médií, sledovat změnu vašeho skladu nebo přestřelit chemickou reakci.
Jak bylo označeno, společný název všech přírodních pigmentů, přírodních indikátorů, je flavonoidy.
Flavonidy jsou heterocyklické deriváty. Úhorový typ struktury a oxidační stupeň se dělí na antokyany, katechiny, flavonoly, flavononi, karotenoidy, xantofily atd.
Antokyany jsou bioflavonoidy, které dávají plody fialové, modré, hnědé, červené zabarvlennya.
Když lidé vstoupí do těla s ovocem a zeleninou, objeví se antokyany, já jdu s vitamínem P, zápach zlepšuje normální stav krevního tlaku a cév, překonává vnitřní krveprolití. Antokyany jsou nezbytné pro buňky mozku, pro zlepšení paměti.
Antokyany jsou silné antioxidanty, které jsou 50x silnější ve vitaminu C. Bohaté studie potvrdily hodnotu anthokyanů pro zoru. Nejvyšší koncentrace anthokyanů se nachází v ostružince. K tomu přípravku, scho pomstít ostružinu, v lékařství nejpotřebnější.
Vzhledem k tomu, že antokyany mohou být dobrými indikátory síly, mohou být použity jako indikátory pro identifikaci kyselého, loužového nebo neutrálního média, jako v chemii a v butu.
Višňovok
Představil jsem se jako metafora přírodních a chemických indikátorů v různých médiích. S vědomím literárních zdrojů a zdrojů internetových zdrojů jsem si doplnil své znalosti o různých chemických a přírodních indikátorech v různých médiích. Bylo uznáno, zpráva o tom, jak je skupina rozdělena do indikátorů, jak se nacházejí v kyselých, zásaditých a loužových médiích, které indikátory jsou skutečně řeči, které se mění, zabarvlennya při změně koncentrace iontů ve vodě ve vodě. Takže jsem poznal, že indikátory mohou být vítězné pro různé účely. Například, aby se rozbil plamen v černém domě na zádech, je nutné naplnit řeku kyselým středem a poté velkým miyuchy zabom. Je také možné vybrat ukazatele tak, aby pro jejich pomoc určily střed miyuchih zasobіv a vybrali nejpřijatelnější.
bibliografický seznam
UKAZATELE v chemii(lat. indikátorový indikátor) - řeč, která mění svou barvu za přítomnosti některých dalších chemických proužků ve stávajícím médiu (v maloobchodě, v povity, v klitinech, tkaninách), stejně jako při změně pH a oxid-voda potenciál středu; široce používán v biochemických, klinických a sanitárních laboratořích.
já zastosovyt pro stanovení konce reakce (bodů ekvivalence) během titrace, pro kolorimetrické stanovení hodnot pH a oxido-oxidových potenciálů, pro detekci různých řečí v nejtišším ze studovaných objektů. Pro všechny tyto účely I. zastosovuyut při pohledu na vodní nebo alkoholové odrůdy nebo při pohledu na indikátorové papírky, které jsou manželkami filtračního papíru, prosakování I.
Fallow jako uznání mechanismu di I. rozděleny do několika skupin.
Acidobazické indikátory jsou skládací organické poloviny, které mění kontaminaci (dvojitá barva I.) nebo její intenzitu (jednobarva I.) ladem s pH média. Dvořákovým I. є například lakmoidní: v loužovém médiu mohou být vína modrá a v kyselém - červená. Příklad jednobarevného I. můžete použít fenolftalein bez bary v kyselém prostředí a malinu v louži.
Podle teorie Ostwalda (W. Ostwald) acidobazická I. jsou slabé organické báze nebo báze, jejichž nedisociované molekuly mohou být různými způsoby, ale méně aniontové a kationtové. Například fenolftalein je do bodky slabý, nejsou to disociované molekuly jako ostny a anionty se mění v malinovou barvu. V okresech I., které jsou slabé to-ty, disociují pro rovné
de NA - nedisociované molekuly I., H + - vodní ionty a A - anionty I.
Ionizační konstanta takového I. dorivnyuє
Ka \u003d [H + ] [A - ] / [NA] (2)
(čtvercové oblouky označují molární koncentrace nejběžnějších částic).
I., kteří jsou slabými stoupenci, disociují za rovného
de BOH - nedisociované molekuly I., B + - kationty I. a OH - hydroxylové ionty.
Disociační konstanta tsikh I. dorivnyuє
Kb = / (4)
Z se rovná 2 a vyčnívá 4, čím větší je hodnota disociační konstanty, tím více se svět rozpadá. na ion a tim, později, s více vysoké koncentrace ionіv H + (v klidných náladách, je-li P. slabý to-ta) nebo ionіv OH - (v klidných náladách, je-li I. slabá báze) je zohledněna jógová disociace a jsou zaznamenány změny v nemoci. Riznі I. měnící se hodnota Ka a Kb., takže zápach mění svou kontaminaci při různých hodnotách pH média. Interval hodnoty pH, ve kterém se má odečítat změna znečištění tohoto I., se nazývá zóna dії neboli interval přechodu I. Interval přechodu I. zazní staré hodnoty pK ± 1, de pK staré -lgK. přechodový bod I. pojmenujte ty hodnoty pH, při kterých je vizuálně nejzřetelněji patrná změna kontaminace. Bod přechodu je přibližně roven hodnotě pK tohoto I.
Acidobazická I. široce zastosovuyt při titraci na-t a louky, stejně jako pro kolorimetrické hodnoty pH vimiru biol, rіdin, klitin, tkáň a іn.
Titrace to-t a louky může být dokončeno v okamžiku dosažení bodu ekvivalence, tedy v okamžiku, kdy je takový povinný titrační prostředek podán do titrovaného roztoku to-ti (louka), ve kterém je ekvivalentní množství of to-ti (louka) je dosaženo. U kterých je třeba zastosovuvat takový I., bod přechodu nějaké důležitější hodnoty pH titrovatelného rozdílu v bodě ekvivalence (div. Neutralizační metoda). U stolu pererakhovanі І., nabіlsh žijící s titrací na-t a základy.
Yakіsne vyznachennya kyselost a luzhnostі vyroblyayut za pomoc tak zv. neutrální I., jehož přechodový bod se prakticky nachází při pH 7,0. Před nimi je vidět např. lakmus, který může mít v kyselém prostředí (pH menší než 7,0) černohnědý a v loužovém prostředí (pH více než 7,0) modrou barvu; neutrální chervoniy, který se změní na kyselé médium v červené barvě a v louži - ve žluté barvě.
Přibližné hodnoty pH média (s přesností až 0,5-1,0 jedna. pH) jsou viroblyayut za pomoci univerzálního (kombinovaného) I. pH.
Do 0,5 ml testovaného rindinu přidejte 1-2 kapky univerzálního I. a z'yavlyaєtsya at tsmu zabarvlennya porivnyuyut s dodaetsya barevné škály, na kakіy vzaimnі pH, scho vypovіdat různé zabarvlennyam І. K zastosovuyt také šmouhy filtračního papíru, únik univerzálního I.
Pro přesnější (0,1-0,5 jedna. pH) kolorimetrickou indikaci hodnoty pH použijte jednobarevný I. na řadu dinitro-i nitrofenolů, prosazovaných Michaelisem (L. Michaelis) a jsou slabé to-ty, které přecházejí z alkoholických (v kyselém prostředí) na žluté (v louži). Z tsієyu dobře koristuyutsya řadu dvoubarevných I., proponovaných Clarkem (W. M. Clark) a Labs (H. A. Lubs), které jsou sulfoftalen. Kyselina a louže tvoří cich I. ostře barevně odlišené, což má větší výhodu ve spárování s indikátory Michaelis.
Oxidové indikátory nebo redoxní syndikátory, є organické barvníky, jejichž barva v oxidované a renovované oceli je odlišná. Taki I. zastosovuyt při oxidimetrické titraci (div. Oxydimetry), jakož i pro kolorimetrické stanovení hodnot oxido-oxidových potenciálů rіdin (div. Oxid-kyslíkový potenciál), kroměic buněk a tkání v cytochemikáliích, cytol, laboratořích. Většina redoxních indikátorů se v případě redoxních změn na bezbariérové podlaze a v případě oxidace je to farbaet. Oxidovaná a oxidovaná forma I. k nalezení v okresech na stanici dynamické rіvnovagi:
oxidovaná forma + ne<->obnoví se forma, kde n je počet elektronů.
Spivvіdnoshennia mezi stejně důležitými koncentracemi dvou forem tohoto I., a také i barevný rozdíl, ve kterém znám I., leží v hodnotě potenciálu oxid-voda rozdílu. Pokud je hodnota potenciálu roztoku větší než normální potenciál oxid-voda (E0) tohoto redoxního indikátoru, pak je část I velká. v tomto roztoku přecházet do oxidované formy (zdravě pofarbované), takže oxido-oxidový potenciál zbývajícího média je menší než E0, tedy I. transformovat do obnovené podoby (zvuk bez taktu). Při rovnosti hodnota potenciálu oxid-voda média a E0 indikátoru koncentrace oxidovaných a odvozených forem I. rovná jedna ku jedné. Mayuchi řada I. S různými hodnotami E0 je možné posuzovat hodnotu potenciálu oxid-voda daného média na základě jejich koncentrací v daném médiu. Michaelisem propagované redoxní indikátory, které lze nazvat „viologeny“ a jsou podobné gama- a gama-dipyridylům, mají nízkou toxicitu a jsou široce používány ke snížení oxidačně-hydraulických potenciálů v biologických systémech; v cich I. formulář byl znovu pěstován.
Normální oxidační potenciál viologenů nelze nalézt v závislosti na hodnotě pH. Cym smrady jsou pozorovány v přítomnosti jiných redox indikátorů.
Komplexometrické indikátory (kovové indikátory)є dobrá distribuce organických barvniki vodou, budování pivovarnictví s kovovými ionty při přípravě komplexních klíčků. Qi I. zastosovuyutsya ke stanovení bodu ekvivalence v komplexometrické titraci (div. Complexometrie).
Adsorpční indikátory- všechny organické barvníky, které jsou adsorbovány na povrchu steliva, které se při titraci sedimentační metodou rozpouštějí a při dosažení bodu ekvivalence mění barvu. Například tropeolin 00, když je titrován chloridy dusičnanu, změní koncentraci až do bodu ekvivalence ze žluté na erysipel.
Chemiluminiscenční (fluorescenční) indikátory- organické klíčky (například lumenol, lucegin, silaxen atd.) Intenzita a barva luminiscence se vyskytuje jak z hlediska hodnoty pH média, tak z hlediska hodnoty potenciálu oxid-voda; čchi I. zastavte se u titrace (neutralizací a oxidimetrií) silně kontaminovaných nebo kalamitních radikálů, pokud se změní kontaminace těch nejvýznamnějších. nezapomenutelný.
já vikoristovuyutsya na bohaté biochem. metody, scho zastosovuyutsya v klin.-biokhim. laboratoří. Nejběžnější z nich je bromthymolová modř (s indikovanou aktivitou fruktózadifosfátaldolázy v krvi, aktivitou acetylcholinesterázy a cholinesterázy v krvi A. A. Pokrovského a také aktivitou karboxylesterázy v krvi A. A. Pokrovského a L. Pokrovského). bromfenolu sinіy (v elektroforetichnomu rozdіlennі rіznih bіlkіv pro farbuvannya elektroforegram provoz i h amіdochornim kyselost Shinyo-Chorny) unіversalny I., fenol Chervoniy (v viznachennі aktivnostі aspartát tomto alanіn-amіnotransferaz v sirovattsі krovі, aktivnostі holіnesterazi v B ..), fenolftaleїn, nitrosine tetrazolium, které vítězí v kyselém a kalkulovém hodnocení aktivity různých dehydrogenáz (div. Dehydrogenáza), a v.
|
Název indikátoru |
Interval přechodu indikátoru v jednotkách pH |
||
|
Kyselá forma indikátoru |
Tvar louže indikátoru |
||
|
Tropeolin 00 (difenylaminoazo-n-benzensulfonát sodný) |
|||
|
Dimethylovium Zhovtium (dimethylaminoazobenzen) |
oranžová červená |
||
|
methyloranž (dimethylaminoazobenzensulfonát sodný) |
|||
|
Chervonium methyl (kyselinaá) |
|||
|
Fenolium chervonium (fenolsulfoftalein) |
|||
|
Fenolftalein |
Bezbarvniy |
Malina |
|
|
Timolftalein |
Bezbarvniy |
||
Bibliografie: Vinogradova E. N. Metody stanovení koncentrace vodních iontů, M., 1956, bibliogr.; Indikátory, ed. E. Bishop a já. N. Marová, prov. z angličtiny, T. 1-2, M., 1976, bibliogr.
Kyselé médium má rozdíl v pH< 7, в нейтральной среде рН = 7, в щелочной рН >7. Méně pH znamená více kyselosti. Při hodnotách pH > 7 můžeme mluvit o mazivosti.
Іsnuyut raznі způsoby, jak určit hodnotu pH. Povaha média je ve skutečnosti určena dalšími ukazateli. Indikátory - projevy, jakoby obráceně mění barvu ladem uprostřed odrůdy. V praxi se nejčastěji používá lakmus, methyloranž, fenolftalein a univerzální indikátor (tab. 2).
Tabulka 2
Zabarvlennya іndicatorіv іn raznyh sredovishchah rozchinіv
Voda pokazannik může být pro medicínu ještě důležitější a v případě normálních hodnot je třeba poznamenat 0,01 jednotky o patologických procesech v těle. Při normální kyselosti má šlunkový šik pH = 1,7; úkryt člověka je pH = 74; slin - pH = 6,9.
Reakce iontové výměny a vymývání
Rozptýlené molekuly elektrolytů se rozpadají na ionty, poté mezi ionty probíhají reakce v elektrolytech. Reakce výměny iontů- Tse reakce mezi ionty, které vznikly jako výsledek disociace elektrolytů. Podstata takových reakcí souvisí s vazbou iontů způsobem ustavení slabého elektrolytu. Jinými slovy, reakce výměny iontů může být smysluplná a probíhá prakticky až do konce, v důsledku čehož vzniká slabá elektřina (srážení, plyn, H 2 Pro a in). Pokud tam nejsou žádné ionty, pokud spolu mohou komunikovat se souhlasem slabého elektrolytu, pak je reakce obrácená; takové výměnné reakce by se neměly psát.
Při zaznamenávání reakcí výměny iontů je vikorista molekulární, zcela iontová a krátkodobá iontová forma. Příklad záznamu reakce výměny iontů ve třech formách:
K 2 SO 4 + BaCl 2 \u003d BaSO 4 + 2 KCl,
2K + + SO 4 2– + Ba 2+ + 2Cl – = BaSO 4 + 2K + + 2Cl –,
Ba 2+ + SO 4 2– \u003d BaSO 4.
Pravidla pro skládání stejných iontových reakcí
1. Vzorce slabých elektrolytů se zapisují v molekulární formě, silné v iontové formě.
2. Pro reakci si vezměte různé projevy a poté napište malé množství projevů v různých reagenciích jako ionty.
3. Je-li malá řeč usazena v důsledku reakce, pak se při záznamu iontové rovnosti považuje za nezřetelnou.
4. Součet nábojů iontů v levé části je roven součtu nábojů iontů v pravé části.
Test na téma „Teorie elektrické disociace. Reakce iontové výměny»
1. Reakce, která nastane, když se hydroxid hořečnatý rozpustí v kyselině sírové, je popsána ionty s krátkou životností:
a) Mg2+ + SO42– = MgS04;
b) H+ + OH- = H20;
c) Mg(OH)2 + 2H+ = Mg2+ + 2H20;
d) Mg(OH) 2 + SO 4 2– = MgS04 + 2OH –.
2. Na některých lodích by měl být jeden litr 1M rozchiniv brán nižší než projevy. Který prodejce má nejvíce iontů?
a) síran draselný; b) hydroxid draselný;
c) kyselina fosforečná; d) ethylalkohol.
3. Kroky disociace nemohou spočívat v:
a) objemový rozdíl; b) povaha elektrolytu;
c) maloobchodník; d) soustředění.
4. Skorochenye ionne rivnyannya
Al 3+ + 3OH - \u003d Al (OH) 3
Vidpovіdaє vzaєmodії:
a) chlorid hlinitý s vodou;
b) chlorid hlinitý s hydroxidem draselným;
c) hliník z vody;
d) hliník s hydroxidem draselným.
5. Elektrolyt, který se často nedisociuje, - tse:
a) hydroxid hořečnatý; b) kyselina fosforečná;
c) hydroxid draselný; d) síran sodný.
6. Slabý elektrolyt є:
a) hydroxid barnatý;
b) hydroxid hlinitý;
c) kyselina fluorovodíková;
d) kyselina jodovodíková.
7. Součet koeficientů pro krátký iontový vztah mezi barytovou vodou a oxidem uhličitým je dobrý:
a) 6; b) 4; asi 7; d) 8.
8. Maloobchodník nemůže mít takové řeči:
a) midichlorid a hydroxid sodný;
b) chlorid draselný a hydroxid sodný;
c) kyselina chlorovodíková a hydroxid sodný;
d) kyselina sírová a chlorid barnatý.
9. Řeč, přidání do vody nemění її elektrická vodivost, є:
a) oční kyselina; b) sribl chlorid;
c) kyselina sírová; d) chlorid draselný.
10. Jak můžete vidět, graf poklesu ohřevu elektrické žárovky, která je součástí lampy, za hodinu, jako by se elektrody zapletly do vapnyanoy vody, po trivalní hodině projdou oxid uhličitý?
a) Lineární růst;
b) lineární pokles;
c) poklesnout, pak vyrůst;
d) dospívat, pak klesat.
Držení oxidů
Chemická síla oxidů
| CHEMICKÁ SÍLA ZÁKLADNÍCH OXIDŮ 1. Zásaditý oxid + Oxid kyseliny \u003d Sil (r. z'ednannya) CaO + SO 2 \u003d CaSO 3 2. Zásaditý oxid + Kyselina \u003d Sil + H 2 O (r. výměna) 3K 2 O + 2H 3 PO 4 \u003d 2K 3 PO 4 + 3H 2 O 3. Oxid zásaditý + Voda \u003d louka (r. z'ednannya) Na 2 O + H 2 O \u003d 2NaOH |
| CHEMICKÁ SÍLA OXIDŮ KYSELIN 1. Oxid kyseliny + Voda \u003d Kyselina (p. z'ednannya) CO 2 + H 2 O \u003d H 2 CO 3, SiO 2 - nereaguje 2. Oxid kyseliny + Báze \u003d Sil + H 2 O (p výměna) P 2 O 5 + 6KOH \u003d 2K 3 PO 4 + 3H 2 O 3. Oxid zásaditý + Oxid kyseliny \u003d Sil (p. z'ednannya) CaO + SO 2 \u003d CaSO 3 CaCO 3 + SiO 2 \u003d CaSiO 3 + CO 2 |
| CHEMICKÁ SÍLA AMFOTERNÍCH OXIDŮ Vzaєmodіyut jako s kyselinami as loukami. ZnO + 2 HCl \u003d ZnCl 2 + H 2 O ZnO + 2 NaOH + H 2 O \u003d Na 2 (v maloobchodě) ZnO + 2 NaOH \u003d Na 2 ZnO 2 + H 2 O (při roztavení) |
NADACE
Způsoby odebrání podpory
louky
1. Kov + H 2 O = louka + H 2
2Na + 2H20 \u003d 2NaOH + H2
Zde kov - celý kov (Li, Na, K, Rb, Cs) a kov zeminy (Ca, Ba, Ra)
2. OXID KOVU + H 2 O = louka
Na20 + H20 \u003d 2 NaOH
Zde OXID KOVU (zásaditý oxid, běžný ve vodě) - kalužový kov (Li, Na, K, Rb, Cs) a kalužová zemina (Ca, Ba, Ra)
NEROSTALNIKH PIDSTAV
SIL (řešení) + louka \u003d PIDSTAVA ↓ + SIL
Me x A y + Me * (OH) n \u003d Me (OH) y ↓ + Me * x An
CuSO 4 + 2 NaOH \u003d Cu (OH) 2 + Na 2 SO 4
Chemické energetické louky
Změna barvlennya ukazatelů
Interakce s kyselými oxidy
- Reakce výměny
2KOH + CO2 \u003d K2C03 + H20
Ca(OH)2 + C02 = CaC03 + H20
Interakce s kyselinami
-výměnná reakce (neutralizace)
Ca (OH) 2 + 2HN03 \u003d Ca (NO 3) 2 + 2H20
Se solemi je v důsledku toho ustaveno obležení
- Reakce výměny
FeCI3 + 3NaOH = Fe(OH)3↓ + 3NaCl
CHEMICKÁ SÍLA NEOCELOVÉ OCELI
1) S kyselinami - výměnná reakce
Při zahřátí rozložte
| Me (OH) n ↓ \u003d M x O y + H20 |
-Reakce skládání
Cu (OH) 2 \u003d CuO + H20 nebo 2Fe (OH) 3 \u003d Fe203 + 3H20
Respekt! Valence kovu v oxidu a v hydroxidu je stejná.
CHEMICKÁ SÍLA AMFOTERNÍCH HYDROXIDŮ
(Nevýrazné u vody)
1. Reagujte s kyselinami: Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H20
2. Reagujte s loukami: Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2 [Zn(OH) 4]
KYSELINA
Tabulka kyselých kyselin, kyselých přebytků a kyselých oxidů:
| Kyselina (H n A) | Přebytek kyseliny (A) | Oxid kyseliny vidpovidny |
| HClO 4 chlor | Cl04 (I) chloristan | Cl 2 O 7 oxid chloru (VII) |
| H2SO 4 | S04(II) sulfát | SO 3 oxid sírový (VI), anhydrid síry |
| HNO 3 dusičná | NO 3 (I) dusičnan | N 2 O 5 oxid dusíku (V) |
| HMnO 4 mangan | manganistan Mn04 (I). | Mn 2 O 7 oxid manganatý (VII). |
| H 2 SO 3 sirchist | S03(II) siřičitan | SO 2 oxid sírový (IV) |
| H 3 PO 4 ortofosforečná | PO 4 (III) orthofosfát | P 2 O 5 oxid fosforečný (V). |
| HNO 2 dusíkaté | NO 2 (I) dusitan | N 2 O 3 oxid dusíku (III) |
| H2CO3 | CO3(II) uhličitan | CO 2 oxid uhličitý (IV), plynný oxid uhličitý |
| H 2 SiO 3 křemík | Si03(II) křemičitan | SiO 2 oxid křemičitý (IV) |
Tabulka nekyselých kyselin
Metody retence kyselin
Chemická síla kyselin
Změna barvlennya ukazatelů
2. Reagujte s kovy při nízké aktivitě až do H 2
(wikl. HNO3-kyselina dusičná)
Me + ACID \u003d SIL + H 2 (R. Zamischennya)
Zn + 2 HCl \u003d ZnCl 2 + H2
3. S bazickými (amfoterními) oxidy- oxidy kovů
Me x O y + KYSELINA \u003d SIL + H20 (R. výměna)
CuO + H2SO4 \u003d Cu SO4 + H20
4. Reagujte se základy– neutralizační reakce
KYSELINA + PIDSTAVA \u003d SIL + H2O (R. výměna)
H3PO4 + 3NaOH \u003d Na3P04 + 3H20
5. Reagujte se solemi slabých těkavých kyselin - jak se kyselina usadí, která padne do obležení nebo je vidět plyn:
2 NaCl (pevná látka) + H2SO4 (konc.) = Na2S04 + 2HCl (R. výměna)
