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Esta página aborda alguns aspectos da química do cromo necessários para o nível do Reino Unido (e seus equivalentes). Inclui: reações de íons de cromo (III) em solução (resumidos de outro lado do site), a interconversão dos vários estados de oxidação do cromo, o equilíbrio de cromato (VI) - dicromato (VI) e o uso de iões de dicromato (VI) como Um agente oxidante (incluindo titulações). A primeira parte desta página é um resumo das reações dos íons cromo (III) em solução. Você encontrará links para outras páginas onde essas reações são discutidas com mais detalhes. É muito improvável que você precise de tudo nesta página. Verifique o seu currículo e os documentos anteriores para descobrir exatamente o que você precisa saber. Reações de íons de cromo (III) em solução O íon mais simples que o cromo se forma em solução é o íon de hexaaquachromium (III) - Cr (H 2 O) 6 3. Nota: Se você não está satisfeito com ions complexos (incluindo a forma como eles são vinculados e nomeados), você pagaria você para seguir este link e explorar as primeiras páginas no menu ions complexo antes de continuar. Use o botão BACK no seu navegador para retornar a esta página. A acidez dos íons hexaaqua Em comum com os outros 3 íons, o íon hexaaquachromium (III) é bastante ácido - com um pH para soluções típicas na faixa de 2 a 3. O íon reage com moléculas de água na solução. Um íon de hidrogênio é perdido de uma das moléculas de água do ligando: o íon complexo está atuando como um ácido ao doar um íon de hidrogênio para moléculas de água na solução. A água é, naturalmente, atuando como base aceitando o íon de hidrogênio. Devido à presença confusa de água de duas fontes diferentes (os ligandos e a solução), é mais fácil simplificar isso: no entanto, se você escrever assim, lembre-se de que o íon de hidrogênio não está apenas caindo do íon complexo. Está sendo retirado por uma molécula de água na solução. Sempre que você escreve quotH (aq), o que você realmente quer dizer é um íon de hidroxônio, H 3 O. Nota: Você encontrará os motivos completos da acidez dos íons hexaásicos se você seguir este link. Você só precisa ler o início dessa página que se concentra em explicar a acidez do íon hexaaquairon (III). O que se afirma aplica-se igualmente ao íon contendo cromo. Use o botão BACK no seu navegador para retornar a esta página. Reações de troca do ligando envolvendo íons cloreto ou sulfato O íon hexaaquachromium (III) é muito difícil de descrever com a cor violeta-azul-cinza. No entanto, quando é produzido durante uma reação em um tubo de ensaio, muitas vezes é verde. Nós quase sempre descrevemos o íon verde como Cr 3 (aq) - implicando o íon hexaaquachromium (III). Isso é realmente uma simplificação excessiva. O que acontece é que uma ou mais das moléculas de água do ligando são substituídas por um íon negativo na solução - tipicamente sulfato ou cloreto. Substituição da água por íons sulfato Você pode fazer isso simplesmente aquecendo alguma solução de sulfato de cromo (III). Uma das moléculas de água é substituída por um íon sulfato. Observe a mudança na carga sobre o íon. Duas das cargas positivas são canceladas pela presença das duas cargas negativas sobre o ion sulfato. Substituição da água por íons cloreto Na presença de íons cloreto (por exemplo com cloreto de cromo (III)), a cor mais comumente observada é verde. Isso acontece quando duas das moléculas de água são substituídas por iões de cloreto para dar o íon de tetraaquiclorocromio (III) - Cr (H2O) 4Cl2. Mais uma vez, note que a substituição de moléculas de água por íons de cloreto altera a carga no íon. Nota: Você encontrará uma extensa discussão de reações de troca de ligandos se você seguir este link. Use o botão BACK no seu navegador para retornar a esta página. Reações de íons de hexaaquachromium (III) com íons de hidróxido Os íons de hidróxido (da solução de hidróxido de sódio, por exemplo) removem os íons de hidrogênio dos ligandos de água ligados ao íon de cromo. Uma vez que um íon de hidrogênio foi removido de três das moléculas de água, você fica com um complexo sem carga - um complexo neutro. Isto é insolúvel na água e um precipitado é formado. Nota: A codificação de cores é para mostrar que esta não é uma reação de troca de ligando. Os oxigénios originalmente ligados ao crómio ainda estão ligados no complexo neutro. Mas o processo não pára por aí. Mais íons de hidrogênio são removidos para dar íons como Cr (H 2 O) 2 (OH) 4 - e Cr (OH) 6 3-. O precipitado redissolve porque esses íons são solúveis em água. No tubo de teste, as mudanças de cor são: use o botão BACK no seu navegador para retornar a esta página. Reações de íons de hexaaquachromium (III) com solução de amônia A amônia atua como base e como ligando. Com uma pequena quantidade de amoníaco, os íons de hidrogênio são retirados do íon de hexaaqua exatamente como no caso do íon hidróxido para dar o mesmo complexo neutro. Esse precipitado dissolve-se até certo ponto se você adicionar um excesso de amônia (especialmente se estiver concentrado). A amônia substitui a água como um ligando para dar íons hexaamminecromio (III). Nota: Você pode se perguntar por que essa segunda equação é fornecida a partir do hexaaqua original em vez do complexo neutro. Explicando por que o precipitado redissolve é bastante complicado. Você encontrará a explicação na íntegra (embora por referência ao caso de cobre correspondente) na página sobre as reações entre os íons hexaaqua e a solução de amônia. Use o botão BACK no seu navegador para retornar a esta página. As mudanças de cor são: Reações de íons de hexaaquachromium (III) com íons de carbonato Se você adicionar solução de carbonato de sódio a uma solução de íons de hexaaquachromium (III), você obtém exatamente o mesmo precipitado como se você adicionasse solução de hidróxido de sódio ou solução de amônia. Desta vez, são os íons de carbonato que removem íons de hidrogênio do hexaaqua e produzem o complexo neutro. Dependendo das proporções de íons de carbonato em íons hexaaqua, você obterá íons de hidrogenocarbonato formados ou gás dióxido de carbono a partir da reação entre os íons de hidrogênio e íons de carbonato. A equação mais geralmente citada mostra a formação de dióxido de carbono. Além do dióxido de carbono, não há nada de novo nessa reação: Nota: Você encontrará as reações entre íons hexaaqua e íons carbonatados discutidos em detalhes se você seguir este link. Use o botão BACK no seu navegador para retornar a esta página. A oxidação do cromo (III) em cromo (VI) Adiciona-se um excesso de solução de hidróxido de sódio a uma solução dos íons hexaaquocromio (III) para produzir uma solução de iões hexahidroximocromo (III) verdes. Isso é então oxidado aquecendo-o com solução de peróxido de hidrogênio. Você finalmente obtém uma solução amarela brilhante contendo íons de cromato (VI). A equação para o estágio de oxidação é: Nota: Embora ainda seja um íon complexo, você não escreve colchetes em torno do íon de cromato (VI) - mais do que você faria em torno de um íon de sulfato ou carbonato. Use o botão BACK no seu navegador para retornar a esta página. Química de cromo (VI) O equilíbrio de cromato (VI) - dicromato (VI) Você provavelmente está mais familiarizado com o íon dicromato de laranja (VI), Cr 2 O 7 2-. Do que o ião cromato (VI), CrO 4 2-. Alterar entre eles é fácil: se você adicionar ácido sulfúrico diluído à solução amarela, fica com laranja. Se você adicionar solução de hidróxido de sódio à solução laranja, ela fica amarela. Nota: Se você acabasse de produzir os íons de cromato amarelo (VI) usando íons de cromo (III) oxidantes usando peróxido de hidrogênio, você não pode convertê-los em íons de dicromato (VI) sem primeiro tomar uma precaução. Na presença de ácido, os íons dicromato (VI) reagem com qualquer peróxido de hidrogênio que é deixado na solução a partir da reação original. Para evitar isso, aqueça a solução por algum tempo para decompor o peróxido de hidrogênio em água e oxigênio antes de adicionar o ácido. A reação de equilíbrio no coração da interconversão é: se você adicionar íons adicionais de hidrogênio a isso, o equilíbrio muda para a direita. Isso é consistente com o Princípio de Le Chateliers. Nota: Se você não conhece o Princípio de Le Chateliers. Você deve seguir este link e ler a primeira parte dessa página sobre o efeito da concentração na posição de equilíbrio. Use o botão BACK no seu navegador para retornar a esta página. Se você adicionar íons hidróxido, estes reagem com os íons hidrogênio. As dicas de equilíbrio para a esquerda para substituí-las. Fazendo cristais de dicromato de potássio (VI) Os cristais de dicromato de potássio podem ser feitos por uma combinação das reações já observadas nesta página. A partir de uma fonte de iões de cromo (III), como a solução de cloreto de cromo (III): Você adiciona solução de hidróxido de potássio para dar primeiro um precipitado verde cinza e, em seguida, a solução verde escura contendo íons Cr (OH) 6 3-. Tudo isso é descrito detalhadamente na página. Note que você tem que usar hidróxido de potássio. Se você usou hidróxido de sódio, você acabaria eventualmente com dicromato de sódio (VI). Agora você oxida esta solução aquecendo-a com solução de peróxido de hidrogênio. A solução torna-se amarela à medida que o cromato de potássio (VI) é formado. Esta reação também é descrita mais adiante na página. Tudo o que resta é converter a solução de cromato de potássio amarelo (VI) em solução de dicromato de laranja de potássio (VI). Você pode lembrar que isso é feito adicionando ácido. Isso é descrito acima se você esqueceu. Infelizmente, há um problema aqui. O dicromato de potássio reagirá com qualquer excesso de peróxido de hidrogênio para dar inicialmente uma solução instável de azul profundo e, eventualmente, dá os íons originais de cromo (III) novamente. Para superar isso, primeiro você precisa destruir qualquer excesso de peróxido de hidrogênio. Isso é feito por ferver a solução. O peróxido de hidrogênio se decompõe no aquecimento para dar água e oxigênio. A solução é fervida até não serem produzidas más bolhas de oxigênio. A solução é aquecida ainda mais para concentrar, e depois adiciona-se ácido etanoico concentrado para acidificar. Os cristais de laranja de dicromato de potássio são formados por resfriamento. A redução dos iões dicromato (VI) com iões de zinco e Dicromato ácido (VI) (por exemplo, na solução de dicromato de potássio (VI) pode ser reduzida aos iões de cromo (III) e aos íons de cromo (II) usando zinco e Ou ácido sulfúrico diluído ou ácido clorídrico. O hidrogênio é produzido a partir de uma reação lateral entre o zinco eo ácido. Isso deve ser permitido fugir, mas você precisa manter o ar fora da reação. O oxigênio no ar rapidamente re-oxida o cromo (II) para o cromo (III). Uma maneira fácil de fazer isso é colocar um pouco de algodão no topo do frasco (ou tubo de ensaio) que você está usando. Isso permite que o hidrogênio escape, mas pára a maior parte do ar entrando contra o fluxo do hidrogênio. A razão para as vírgulas invertidas em torno do íon de cromo (III) é que isso é uma simplificação. A natureza exata do íon complexo dependerá do ácido que você usa no processo de redução. Isso já foi discutido no topo da página. Você também encontrará variações em sua fórmula. Por exemplo: A primeira dessas fórmulas é apenas as outras divididas por duas e rearranjadas um pouco. Pessoalmente, eu prefiro o segundo porque é mais fácil entender o que está acontecendo. O alumínio cromado é conhecido como um duplo sal. Se você misturar soluções de sulfato de potássio e sulfato de cromo (III) para que suas concentrações molares sejam iguais, a solução se comporta como você esperaria de tal mistura. Dá as reações de iões de cromo (III), de íons de potássio e de íons de sulfato. No entanto, se você cristalizar, em vez de obter cristais mistos de sulfato de potássio e sulfato de cromo (III), a solução cristaliza como cristais solares profundos e roxos. Estes são quotchrome alumquot. Os cristais de alumínio cromado podem ser preparados reduzindo a solução de dicromato de potássio acidificada (VI) utilizando etanol e depois cristalizando a solução resultante. Supondo que você use um excesso de etanol, o principal produto orgânico será etanal - e já vimos essa equação acima: esta equação iónica, obviamente, não contém os íons espectadores, potássio e sulfato. Alimentar esses de volta dá a equação completa: se você olhar para a linha superior do lado direito da equação, verá que o sulfato de crómio (III) e o sulfato de potássio são produzidos exatamente nas proporções certas para fazer o duplo sal. O que você faz, então, é o seguinte: Nota: Eu não estou dando quantidades e condições exatas - existem considerações práticas e de segurança que me deixam relutante em fazer isso. Se você quer detalhes precisos, eles não são difíceis de encontrar. Você começa com uma solução de dicromato de potássio (VI) à qual foi adicionado um pouco de ácido sulfúrico concentrado. A solução é então arrefecida, colocando-a em gelo. Um excesso de etanol é adicionado lentamente com agitação para que a temperatura não suba demais. Nota: Se a solução ficar muito quente, você obtém uma reação de troca de ligando entre moléculas de água unidas aos íons de cromo (III) produzidos e íons sulfato na solução. Isso leva à forma verde de sulfato de cromo (III) descrito mais alto na página. Para fazer cristais de alume de cromo, você tem que parar isso acontecendo. Quando todo o etanol foi adicionado, a solução é deixada durante a noite, de preferência no refrigerador, para cristalizar. Os cristais podem ser separados da solução restante, lavados com um pouco de água pura e depois secos com papel de filtro. Usando dicromato de potássio (VI) como agente oxidante em titulações O dicromato de potássio (VI) é freqüentemente usado para estimar a concentração de íons de ferro (II) em solução. Ele serve como uma alternativa para usar a solução de manganato de potássio (VII). Nota: As titulações de manganato de potássio (VII) são descritas completamente na página sobre química de manganês. Existem vantagens e desvantagens no uso de dicromato de potássio (VI). O dicromato de potássio (VI) pode ser usado como padrão primário. Isso significa que pode ser feito para dar uma solução estável de concentração conhecida com precisão. Isso não é verdade para o manganato de potássio (VII). O dicromato de potássio (VI) pode ser usado na presença de íons de cloreto (desde que os íons de cloreto estejam presentes em uma concentração muito alta). O manganato de potássio (VII) oxida os íons de cloreto para o dicromato de cloro e potássio (VI), não é um agente oxidante suficientemente forte para fazer isso. Isso significa que você não recebe reações secundárias indesejadas com a solução de dicromato de potássio (VI). A principal desvantagem reside na mudança de cor. As titulações de manganato de potássio (VII) são auto-indicadoras. À medida que você corre a solução de manganato de potássio (VII) na reação, a solução fica incolor. Assim que você adicionar tanto quanto uma gota demais, a solução fica rosa - e você sabe que você alcançou o ponto final. Infelizmente, a solução de dicromato de potássio (VI) fica verde quando você corre para a reação, e não há como você poderia detectar a mudança de cor quando você tem uma gota de solução de laranja em excesso em uma solução verde fortemente colorida. Com a solução de dicromato de potássio (VI), você precisa usar um indicador separado, conhecido como indicador redox. Estes mudam de cor na presença de um agente oxidante. Existem vários desses indicadores - como o sulfonato de difenilamina. Isto dá uma cor violeta-azul na presença de excesso de solução de dicromato de potássio (VI). No entanto, a cor é dificultada pelo verde forte também presente. O ponto final de uma titulação de dicromato de potássio (VI) não é tão fácil de ver como o ponto final de um manganato de potássio (VII). A meia equação para o íon de dicromato (VI) é: e para os íons de ferro (II) é: combinar estes dá: você pode ver que as proporções de reação são 1 mole de iões de dicromato (VI) a 6 moles de ferro (II ) Íons. Uma vez que você estabeleceu isso, o cálculo da titulação será como qualquer outro. Determinação do ferro com dicromato de potássio: indicadores de Redox Teoria Como oxidante, o dicromato tem algumas vantagens em relação ao permanganato, mas, como é menos poderoso, o seu uso É muito mais limitado. É obtida em um estado de alta pureza e pode ser usada como padrão primário. As soluções de dicromato na água são estáveis ​​indefinidamente. A meia reação para o sistema de dicromato é: Cr 2 O 7 2- 14H 6e - rarr 2Cr 3 7H 2 O Edeg 1,33 V A aplicação mais importante de dicromato está em sua reação com ferro (II) em que é freqüentemente preferido o permanganato . A meia reação relevante é. Fe 2 rarr Fe 3 e-Edeg -0,77 V e a reação total é: Cr 2 O 7 2- 6 Fe 2 14H rarr 2Cr 3 6 Fe 3 7H 2 O Edeg 0,56 V Ao contrário do permanganato, as titulações de dicromato requerem um indicador. Existem três indicadores que podem ser utilizados para a titulação de Fe 2 com K 2 Cr 2 O 7. Estes são difenilamina, difenilbenzidina e sulfonato de difenilamina. A mudança de cor para os três indicadores é verde a violeta e os potenciais de eletrodo padrão são todos de 0,78 V. De acordo com Kolthoff e Sandell, isso deve situar-se entre os potenciais eletrodo das duas reações de redução. Nesse caso, adiciona-se ácido fosfórico para reduzir o potencial de eletrodo para a reação Fe 3 rarr Fe 2, estabilizando o íon férrico. Método Prepare uma solução padrão de dicromato dissolvendo uma amostra pesada com precisão de cerca de 0,4 g de água e faça até 100 cm3 em um balão volumétrico. Em frascos ou copos, pesa porções de duplicações precisas de cerca de 0,7 g do sólido M de ferro (II) fornecido. Adicione 30 cm3 de dil. Ácido sulfúrico, 100 cm3 de água, 7 cm3 de 85 de ácido fosfórico e 5 gotas de indicador de sulfonato de difenilamina. Titular com dicromato para uma cor roxa. Calcule a porcentagem de ferro no sólido M. Perguntas Como você poderia determinar os pontos finais em titulações de dicromato e permanganato Um sólido é conhecido por conter ferro (III). Descreva como você pode determinar o conteúdo de ferro usando uma titulação redox. Retornar para Química, UWI-Mona, Página Inicial Copyright cópia 2008 pelo Departamento de Química UWI, Jamaica, todos os direitos reservados. Criado e mantido pelo Prof. Robert J. Lancashire. O Departamento de Química, Universidade das Índias Ocidentais, Mona Campus, Kingston 7, Jamaica. Criado em outubro de 2002. Links verificados e modificados pela última vez em 27 de outubro de 2008. URL wwwchem. uwimona. edu. jmlabmanualsc10expt31.html