Оксредметрия - Захарьевский М.С.
Скачать (прямая ссылка):
В связи.со сказанным выше в дальнейшем мы будем называть оксредметрией потенциометрическое и колориметрическое измерение окислительных потенциалов в растворах.
Оксредметрия является в настоящее время наряду с pll-метрией одним из важнейших методов физико-химического исследования. Измерения окислительных потенциалов широко применяются в химии,. медицине, физиологии, биологии, микробиологии, почвоведении, геохимии, в промышленности: химической, фармацевтической, текстильной, целлюлозно-бумажной, в гидрометаллургии, виноделии, санитарно-гигиенических исследованиях и в ряде других областей науки и производства.
Применения оксредметрии в настоящее время настолько широки, что имеются монографии только по частным вопросам измерения окислительных потенциалов и применения этих измерений [2—5, 7, 21].
ЦелЁю настоящего исследования является изучение теории методов измерения окислительного потенциала, установление значений этих измерений, а также рассмотрение применений оксредметрии как метода исследования и контроля в некоторых областях науки и производства.
Мы ограничимся рассмотрением применения оксредметрии только в тех областях, в которых автор непосредственно работал, а именно: в химии — для изучения протолитических процессов и комплексообразования, микробиологии, почвоведении, санитарно-гигиенических исследованиях, в некоторых областях промышленности (текстильная промышленность, гидрометаллургия).
ЛИТЕРАТУРА
1. М. С. З а X а р ь е в с к и й, сб. «Химия и термодинамика растворов», Изд. ЛГУ, 1964, стр. 165.
2. W. М. Clark, Oxidation-reduction Potentials of Organic Systems, Baltimore, 1960.
3. L. F. Hewitt, Oxidations-reduction Potentials in Bacteriology and Biochemistry, Edinburgh, 1950.
4. Л. M и x а э л и с, Окислительно-восстановительные потенциалы и их физиологическое значение, ОНТИ, 1936.
в
5. Р. Вюрмзер, Биологическое окисление и восстановление, ОНТИ, 1935.
6. Н. А. Измайлов, Электрохимия растворов, Изд. Харьковск. гос. ун-та, 1959.
7. И. Л. P а б о т н о в а, Роль физико-химических условий (рН и гН2) в жизнедеятельности микроорганизмов, Изд. АН СССР, 1957.
8. В. А. П ч е л и н, Измерение активности водородных ионов (рН), окислительно-восстановительных потенциалов и потенциометрическое титрование, Гизлегпром, 1957.
9. С. Глесстон, Введение в электрохимию, ИЛ, 1951.
10. М. С. Захарьевский, Вести. ЛГУ, № 22, 73 (1961).
11. М. С. Захарьевский, сб. «Современные методы и приборы для определения состава, свойств и состояния вещества», вып. 1, изд. ЦБТИ Электропрома, 1962, стр. 12.
12. Я. Гейровский, Полярографический метод, Химтеорет, 1937.
13. Т. А. Крюкова, С. И. Синякова, Т. В. Арефьева, Полярографический анализ, Госхимиздат, 1959.
14. И. М. К о л ь т г о ф, Дж. Дж. Л и н г е й м, Полярография, Госхимиздат, 1948.
15. Е. Н. Виноградова, 3. А. Г а л л а й, 3. М. Финогенова, Методы полярографического и амперометрического анализа, Изд. МГУ, 1960.
16. Ю. К- Делимарский, А. В. Городецкий, Электродные процессы и методы исследования в полярографии, Изд. АН УССР, Киев, 1960.
17. Сб. Полярография белков, энзимов и аминокислот, Изд. АН СССР, 1961.
18. В. С. Багоцкий, Д. Л. Мотов, ДАН СССР, нов. сер., 31, 501 (1950); 35, 599 (1952).
19. А. Н. Ф р у м к и н, В. С. Б а г о ц к и и, 3. А. И о ф а, Б. Н. К а б а н о в, Кинетика электродных процессов, Изд. МГУ, 1952.
20. К- J. V е 11 е г, Elektrochemische Kinetic, Berlin, 1961.
21. В. Л а т и м е р, Окислительные состояния элементов и их потенциалы в водных растворах, ИЛ, 1954.
ЧАСТЬ I
ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ И ИХ ИЗМЕРЕНИЯ
Глава 1
ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ
§ 1. Основные понятия и определения
Окислительный потенциал является количественной мерой окислительно-восстановительной способности вещества. Реакциями окисления-восстановления называются реакции, которые сопровождаются (хотя бы на некоторых возможных стадиях этих реакций) переходом электронов от одной частицы (или группы частиц) к другой частице (или к другой группе частиц) [1].
Такой переход может осуществляться путем непосредственной передачи электронов от одних частиц к другим. Например, в реакциях окисления двухвалентного железа
Fe2+ ^z± Fe3+ +е
или восстановления перманганат-иона
MnOJ + 8H+ + 5е ^zL Mn2+ + 4H2O
потеря электрона ионом двухвалентного железа или приобретение пяти электронов окисленной частью второй системы (МпОГ +8H+) приводит к изменению валентности железа или марганца, понимаемой как степень их окисления.
Электроны могут передаваться не только непосредственно от одной частицы или группы к другой частице или группе частиц, но также и путем присоединения или отщепления млектроноакцепторной частицы (атом кислорода, молекула хлора и т. п.) или электронодонорной частицы (молекула водорода, атом металла и т. д.). В этом случае электронный переход осуществляется внутримолекулярно, как, например, и реакциях:
sol~ + V2O2 ^=Z sol-PCi3 4- Ci2 zzz. PCi1
В приведенных примерах наблюдается изменение степени окисления серы и фосфора. Для первой реакции это формально можно представить следующей схемой:
