Analyticky významné rovnováhy v roztocích • ACIDOBAZICKÉ - pH, disociační konstanty i^ neutralizační titrace v. úprava prostředí v kvalitativní analýze i^ úprava prostředí u kvantitativních metod 1^ kapalinová chromatografie - LLC • KOMPLEXOTVORNÉ ■ konstanty stability i^ komplexometrické titrace - chelatometrie v. málo rozpustné komplexy - gravimetrie i^ barevné komplexy - důkazové reakce, fotometrie 1^ bezbarvé komplexy - „maskování" Rovnováhy v roztocích • REDOXNÍ - standardní potenciály (elektrodové) v. redoxní titrace, reakce v kvalitativní analýze i^ elektrochemické metody • SRÁŽECÍ - součin rozpustnosti, rozpustnost i^ dělení iontů v kvalitativní analýze i^ důkazové reakce i^ srážecí titrace v. gravimetrie v. separace - oddělení nežádoucích komponent Rovnováhy v roztocích FYZIKÁLNĚ-CHEMICKÝ ZÁKLAD ■ reakční rovnováha IS korektní termodynamické odvození is reakční změna Gibbsovy energie AGf ischemická afinita - samovolný průběh reakce iSAGf<0 IS ROVNOVÁHA AGf = 0 IS £yj->5>u is neideální soustavy - aktivita, aktivitní koeficient /j. = /j? +RT In a j is rovnovážna konstanta - termodynamická - koncentrační Rovnováhy v roztocích • FYZIKÁLNĚ-CHEMICKÝ ZÁKLAD 1^ rovnovážná konstanta - elektrolyty ■ neelektrolyty - vztah aktivity a koncentrace v. ionty v roztocích - střední aktivita iontů - střední aktivitní koeficient - iontová síla roztoku -/ = 0,5([A]zA2 + [B]zB2 + ...) příklad - 0,1 M Na2S04 7=0,5(0,2.1 +0,1 .22) = 0,3 Rovnováhy v roztocích !• FYZIKÁLNĚ-CHEMICKÝ ZÁKLAD i^ ionty v roztocích - odhad aktivitních koeficientů Debye-Hückelova teorie iogr± = -0,509 z+ \z_ V7 a+b a b \r± =7a Yb 1 Pro AaBb empirické vztahy teorie iontové asociace Rovnováhy v roztocích • FYZIKÁLNĚ-CHEMICKÝ ZÁKLAD v. ionty v roztocích - určení rovnovážných koncentrací 1^ 1) podmínka elektroneutralitv u. roztok je navenek elektroneutrální v. suma kladných nábojů odpovídá sumě záporných nábojů V- příklad - vodný roztok NaHC03 [Na+] + [H30+] = [HCO3] + 2 [C032] + [OH-] Rovnováhy v roztocích • FYZIKÁLNĚ-CHEMICKÝ ZÁKLAD v. ionty v roztocích - určení rovnovážných koncentrací u. úplná a částečná disociace úsilné a slabé elektrolyty u. 2) látková bilance nedisociovanych a disociovanych forem l^ princip zachování hmoty u.příklad - vodný roztok H3P04 crel(H3P04) = [H3P04] + [H2P04] + [HP042] + [PO/] Rovnováhy v roztocích • ACIDOBAZICKÉ REAKCE - Arrhenius, Brónsted v. protolyticke reakce - protolyty - konjugovaný pár v. aproticka rozpouštědla (např. benzen, hexan) v. protická (polární) rozpouštědla i^ aprotogenní (např. pyridin) v. amfiprotní í^ vyrovnaná (voda) l^ protofilní (aminy) 1^ protogenní (bezvodá kyselina octová) Rovnováhy v roztocích ACIDOBAZICKÉ REAKCE - Arrhenius, Br^nsted v. reakce ve vodném prostředí v. rovnovážná konstanta A disociační konstanta v. vztah konstant pro konjugovaný pár v. autoprotolýza vody A iontový součin vody hodnota součinu závisí na teplotě ! 1 pH a pOH Rovnováhy v roztocích • PROTOLYTICKÉ ROVNOVÁHY ■ vodné prostředí i^ výpočty pH - „aktivity I koncentrace" v. silné protolyty - úplná disociace v. slabé protolyty - jednosytné, vícesytné u. hydrolýza solí u. amfolyty v. tlumivé roztoky (pufry) Rovnováhy v roztocích • PROTOLYTICKÉ ROVNOVÁHY ■ vodné prostředí u. výpočty pH - silné protolyty - úplná disociace v. pH roztoku kyseliny HA■ cHA = 1.102 mol.ľ1 ? v. pH roztoku kyseliny HA■ cHA = 1.109 mol.ľ1 ? v. pH roztoku kyseliny HA ■ cHA = 1.101 mol.ľ1 ? -> NEZAPOMÍNAT NA AUTOPROTOLYZU VODY -> NEZAPOMÍNAT NA PODMÍNKU ELEKTRONEUTRALITY -> NEZAPOMÍNAT NA LATKOVOU BILANCI Rovnováhy v roztocích pH silné jednosytné kyseliny 10 9 8 — pH - bez vlivu autoprotolýzy vody — pH - započtení vlivu autoprotolýzy vody 5 6 -log c (HA) 8 10 Rovnováhy v roztocích 8 7,5 6,5 pH silné jednosytné kyseliny pH - bez vlivu autoprotolyzy vody pH - započtení vlivu autoprotolyzy vody 6,5 -log c (H A) 7,5 8 Rovnováhy v roztocích • PROTOLYTICKÉ ROVNOVÁHY ■ vodné prostředí u. výpočty pH - silné protolyty - úplná disociace v. pH roztoku báze B ■ cB = 1.102 mol.ľ1 ? v. pH roztoku báze B ■ cB = 1.109 mol.ľ1 ? -> NEZAPOMÍNAT NA AUTOPROTOLYZU VODY * NEZAPOMÍNAT NA PODMÍNKU ELEKTRONEUTRALITY * NEZAPOMÍNAT NA LÁTKOVOU BILANCI Rovnováhy v roztocích • PROTOLYTICKÉ ROVNOVÁHY ■ vodné prostředí u. výpočty pH - slabé protolyty - částečná disociace V. DISOCIAČNÍ KONSTANTA v. stupeň disociace - a -> NEZAPOMÍNAT NA AUTOPROTOLYZU VODY -> NEZAPOMÍNAT NA PODMÍNKU ELEKTRONEUTRALITY * NEZAPOMÍNAT NA LÁTKOVOU BILANCI Rovnováhy v roztocích 1 • PROTOLYTICKÉ ROVNOVÁHY ■ vodné prostředí v. výpočty pH - slabé protolyty - částečná disociace V- DISOCIAČNÍ KONSTANTA a pKa | 1^ kysel ina mravenčí - 3,77 i^ kysel ina octová ~ 4,76 1^ kysel ina propionová - 4,88 1^ kysel ina nitrooctová~ 1,68 1^ kysel ina nitrilooctová - 2,43 _______v. kysel ina methoxyoctová ~ 3,53__________ Rovnováhy v roztocích • PROTOLYTICKÉ ROVNOVÁHY ■ vodné prostředí u. výpočty pH - slabé jednosytné kyseliny - - částečná disociace u. korektní výpočet [H30+] ■ KUBICKÁ rovnice u. zanedbání [OH] - KVADRATICKÁ rovnice i^ limitně nízký stupeň disociace v. nejčastěji užívaná aproximace Rovnováhy v roztocích 8 t. 5 4 1 pH slabé kyseliny slabá kys. pK = 4,5 slabá kys. pK = 4,5; hrubá aproximace 8 10 -log c (HA) Rovnováhy v roztocích • PROTOLYTICKÉ ROVNOVÁHY ■ vodné prostředí u. výpočty pH - slabé jednosytné báze - - částečná disociace u. korektní výpočet [OH] - KUBICKÁ rovnice U. zanedbání [H30+] ■ KVADRATICKÁ rovnice i^ limitně nízký stupeň disociace v. nejčastěji užívaná aproximace Rovnováhy v roztocích • PROTOLYTICKÉ ROVNOVÁHY ■ vodné prostředí u. výpočty pH - soli slabých jednosytných kyselin - soli slabých jednosytných baží ■HYDROLÝZA -> NEZAPOMÍNAT NA AUTOPROTOLÝZU VODY -> NEZAPOMÍNAT NA PODMÍNKU ELEKTRONEUTRALITY - PROTIIONTY -> INAPOMÍNAT NA LÁTKOVOU BILANCI Rovnováhy v roztocích • PROTOLYTICKÉ ROVNOVÁHY ■ vodné prostředí u. výpočty pH - slabé vícesytné kyseliny a báze - - částečná disociace i^ korektní řešení přes dílčí disociační konstanty, podmínku elektroneutrality a látkové bilance i^ aproximativní řešení na základě posouzení vzájemná relace disociačních konstant do jednotlivých stupňů disociace \£ „1.stupeň + opravy" Rovnováhy v roztocích • PROTOLYTICKÉ ROVNOVÁHY ■ vodné prostředí U. výpočty pH - roztoky amfolytu ■ schopnost se chovat jak jako kyselina, tak jako báze 1^ příklady - hydrogenftalan, hydrogensulfid V. NaHB ■ HB-, B2", H2B v. látková bilance 1^ [Na+] = [H2B] + [HB-] + [B2"] = crel(NaHB) v. podmínka elektroneutrality V. [H+] + [Na+] = [HB-] + 2 [B2"] + [OH"] Rovnováhy v roztocích • PROTOLYTICKÉ ROVNOVÁHY ■ vodné prostředí i^ roztoky amf olytů V- [H+] + [H2B] + [HB-] + [B2"] = [HB-] + 2 [B2"] + [OH"] V- [H+] - [0H-] = [B2-] - [H2B] u. otázka hodnot 1. a 2. disociační konstatnty pro kyselinu H2B Rovnováhy v roztocích • PROTOLYTICKÉ ROVNOVÁHY ■ vodné prostředí i^ výpočty pH - roztoky tlumivé (pufry) v. částečná schopnost tlumit výkyvy pH v. vysoké koncentrace obou složek kojugovaneho páru HA + A", resp. B + BH+ 1^ příklad - octanový puf r - HAc + N a Ac v. aproximativní rovnice - Henderson-Hasselbalchova 1^ míra schopnosti tlumení - tlumivá (pufrační) kapacita ß Rovnováhy v roztocích PROTOLYTICKÉ ROVNOVÁHY ■ vodné prostředí \£ výpočty pH - roztoky tlumivé (pufry) v. příklad - octanový pufr - HAc + NaAc v. aproximativní rovnice - Henderson-Hasselbalchova + HA T-CA- Rovnováhy v roztocích PROTOLYTICKÉ ROVNOVÁHY ■ vodné prostředí \£ výpočty pH - roztoky tlumivé (pufry) v. příklad - octanový pufr - HAc + NaAc v. míra schopnosti tlumení - tlumivá (pufrační) kapacita ß - míra změny hodnoty pH po přídavku kyseliny či báze Rovnováhy v roztocích • KOMPLEXY - KOMPLEXNÍ (KOORDINAČNÍ) sloučeniny 1^ centrální kov - ion - volné orbitaly (akceptor) v. koordinační číslo - počet donoru v. jednojaderný x vícejaderný komplex u. ligand - elektronové páry (donorový atom) v. koordinační (dativní) vazba 1^ vaznost ligandu (EDTA - 6 vazeb) v. smíšené komplexy - různé ligandy Rovnováhy v roztocích [Ag(bipy)]+ [Co(NH3)6p+ [Co(NH,)4CI2]+ NH, [(NH3)4Co' NCoflHJJ* OH Rovnováhy v roztocích v r KOMPLEXY - KOMPLEXNÍ (KOORDINAČNÍ) sloučeniny v. cyklické komplexy - cheláty iz aciskupiny (-COOH) [Fe(SCN)]2+ [Fe(SCN)3] v cykloskupiny (-NH2) ^^^FefSCN^ v. komplexní kationty, anionty, neelektrolyty v. aqua komplexy, vliv pH, hydrolýza ^ [Fe(H20)6]3+, [Fe(H20)5OH]2+, [Cr2(OH)2]4+ v. vytěsňování vody jinými ligandy Rovnováhy v roztocích • KOMPLEXY - analyticky významné 71 barevné x bezbarvé 71 nabité x bez celkového náboje 71 rozpustné ve vodě x rozpustné v organických rozpouštědlech -* kvalitativní analýza 1^ zabarvení, odbarvení, sedlina, fluorescence -* komplexometrie - chelatometrie ■^ gravimetrie -* fotometrie, spektrofluorimetrie -* elektroanalytické metody Rovnováhy v roztocích • KOMPLEXY - analyticky významné 1^ aminkomplexy - NH3 1^ halogen ■ P, Cľ, Br v. thiokyanato - SCN" 1^ kyano - CN~ 1^ hydroxo ■ OH" v. thio ■ S2" V- cheláty - EDTA; 1,10-fenanthrolin, diacetyldioxim | 2,2'-bipyridin Rovnováhy v roztocích • KOMPLEXOTVORNÉ REAKCE v. konstanty stability komplexů - dílčí a celkové v. stechiometrie tvorby komplexů u. 1:1,1:2,1:3 ... (vícejaderné komplexy) v. počet forem vedle sebe se vyskytujících v. komplexní kationty, anionty, neelektrolyty v. kinetika tvorby komplexů v. faktory ovlivňující stabilitu komplexů - vedlejší reakce Rovnováhy v roztocích • KOMPLEXOTVORNÉ REAKCE v. konstanty stability komplexů - dílčí a celkové v. jednojaderné komplexy, nesmíšené u. M + n L - MLn ^ celková konstanta v. stupňovitý vznik ■* n dílčích konstant 1^ ML1, ML2, ML3,... MLn V. VÝSKYT VÍCE FOREM VEDLE SEBE ! i^ zastoupení forem - dílčí konstanty stability Rovnováhy v roztocích • KOMPLEXOTVORNÉ REAKCE v. více možných ligandů v systému v. hlavní komplexotvorná reakce u. M + n L - MLn (např. amin komplex) v. vedlejší komplexotvorná reakce l^M + oK ^MKp (např. aqua komplex) í^L + pH+^^ HpLP+ l^(L ^ Ľ + qH+) * protolytické reakce ligandu ^mnohé |jgandy se chovají jako BÁZE amoniak, pyridin Rovnováhy v roztocích !• KOMPLEXOTVORNÉ REAKCE i^ látková bilance iontu M V. crel(M) = [M] + É[MLJ + i=1 ÉlMKj] ;=1 ' v. látková bilance ligandu L ľ% * crel(L) = [L] + B [MLJ • i=1 •■ E[HkLk+] /f=1 v. koncentrace iontu M nevázaného do hlavního komplexu - „PODMÍNĚNÁ KONCENTRACE" | V- [M'] = [M] + £[MK:] _____________________ y=i______________ Rovnováhy v roztocích KOMPLEXOTVORNE REAKCE ^koncentrace ligandu L nevázaného do hlavního komplexu n V- [Ľ] = [L] + S[HkLk+] [hodnota vyšší než 1 V- [U] = [L] oí Ľ aL- koeficient vedlejší reakce ligandu * [Ml = [M] fly i^ ay -koeficjent vedlejší komplexotvorne reakce kovu hodnota vyšší než 1 Rovnováhy v roztocích • KOMPLEXOTVORNÉ REAKCE i^ [Ľ] - podmíněná koncentrace ligandu v. [M'] - podmíněná koncentrace kovu M i^ podmíněná konstanta stability - charakterizace tvorby komplexu za přítomnosti dalších složek ovlivňujících komplexotvornou rovnováhu - závislá na reakčních podmínkách v. [MU] - podmíněná koncentrace hlavního komplexu Rovnováhy v roztocích • KOMPLEXOTVORNE REAKCE ^ příklad EDTA V. 4 x -COOH V2X-N (protonovatelný) (běžně se neuvažuje) dílčí disociační konstanty Kv K2, K3, K4 plC, = 2,0 pK2 = 2,67 pK3 = 6,16 pK4 = 10,26 Rovnováhy v roztocích • KOMPLEXOTVORNE REAKCE 1^ příklad EDTA - distribuce forem dle pH Rovnováhy v roztocích • KOMPLEXOTVORNÉ REAKCE U. příklad EDTA ■ titrace Pb2+ a Bi3+ v. +logK(PbY2) = 18+logK(BiY) = 27,9 l^20°C, / = 0,1 i^ vedlejší reakce ligandu - protoiyticke rovnováhy ^ [H4Y], [H3Y], [H2Y2], [HY3], [Y4] U. [Ľ] = [H4Y] + [H3Y] + [H2Y2] + [HY3] + [Y4] v. koeficienty vedlejší protoiyticke reakce EDTA tabelovány pro různé pH Rovnováhy v roztocích • KOMPLEXOTVORNÉ REAKCE 1^ koeficienty vedlejší protolyticke reakce EDTA výpočty pro různé pH - zahrnutí všech K; |~pH (j í 2 3 4 5 6 7~ logaH 21,4 17,4 13,7 10,8 8,6 6,6 4,8 3,4 pH 8 9 10 11 | logaH 2,3 1,4 0,5 0,1___________________ V- zjednodušené výpočty - převaha určité formy při daném pH Rovnováhy v roztocích • SRÁŽECÍ REAKCE u. součin rozpustnosti i^ rozpustnost látky - čisté v. forma srazenin, stechiometricke složení v. filtrovatelnost v. faktory ovlivňující tvorbu srazenin v. faktory ovlivňující stabilitu srazenin v. kinetika tvorby srazenin Rovnováhy v roztocích • SRÁŽECÍ REAKCE v. heterogenní rovnováha - rovnováha složek v obou fázích v. rovnost chemických potenciálů složek v obou fázích - málo rozpustná látka MmBb v. termodynamický SOUČIN ROZPUSTNOSTI V- závislost na teplotě - rozpouštěcí teplo v. koncentrační (zdánlivý) součin rozpustnosti v. závislost na teplotě, závislost na iontové síle Rovnováhy v roztocích • SRÁŽECÍ REAKCE U- ROZPUSTNOST - koncentrace rozpuštěné látky v nasyceném roztoku ■ c(MmBb) - obsah rozpuštěné látky v nasyceném roztoku - g.ľ1 1^ nasyceny roztok vznikly rozpuštěním čisté tuhé látky v čisté vodě Vi c(MmBb) = [M]/m = [B]/b V. Ks(MmBb) = [Mf ■ [B]b Rovnováhy v roztocích 1 SROVNÁVÁNÍ ROZPUSTNOSTÍ 1 a SOUČINŮ ROZPUSTNOSTI RŮZNÝCH LÁTEK NAVZÁJEM ! /AgCI, Ag2Cr04, Ag3P04/ pKs(AgCI)= 9,75 pKs(Ag2Cr04) = 11,95 | pKs(Ag3P04)= 15,84 | Rovnováhy v roztocích • SRÁŽECÍ REAKCE V. OVLIVNĚNÍ ROZPUSTNOSTI sraženin v. přebytek jednoho z iontů tvořících srazeninu v. vliv cizích iontů - iontová síla i^ vliv teploty V. VLIV VEDLEJŠÍCH REAKCÍ i^ protolytické reakce - stabilita sraženin i^ komplexotvorne reakce - stabilita sraženin v. srážecí reakce - směsi sraženin - odměrná analýza + - vážková analýza ■ Rovnováhy v roztocích • SRÁŽECÍ REAKCE I^VLIVVEDLEJŠÍCH REAKCÍ v. koncentrace všech rozpustných forem, v nichž se vyskytují složky, vytvářející sraženinu U- PODMÍNĚNÝ SOUČIN ROZPUSTNOSTI - koncentrace všech rozpustných forem [Ml = [M] oy [B'] = [B] £% au - koeficient vedlejší reakce kovu M Oq - koeficient vedlejší reakce kovu B Rovnováhy v roztocích • SRÁŽECÍ REAKCE V. FORMA SRAŽENIN v. koloidní v. amorfní v. krystalické ■* VOLBA REAKČNÍCH PODMÍNEK ^ RYCHLOST A PRŮBĚH SRÁŽENÍ v. nukleace, růst zrn, koagulace v. míra přesycení roztoku v. homogenita prostředí i^ náboj částic Rovnováhy v roztocích • REDOXNÍ REAKCE v. redoxní pár - oxidační činidlo, redukční činidlo v. standardní potenciály elektrodových reakcí - - redoxní potenciály v. Nernstova rovnice v. samovolný průběh v. průběh vynucený vloženým napětím v. faktory ovlivňující průběh redoxních reakcí Rovnováhy v roztocích • REDOXNÍ REAKCE - výměna elektronů mezi dvěma redoxními páry v. redoxní pár - oxidační činidlo Ox (Fe3+), - redukční činidlo Red (Fe2+) v. oxidační činidlo přijímá elektrony V. REDUKUJE SE v. redukční činidlo poskytuje elektrony V. OXIDUJE SE Rovnováhy v roztocích • REDOXNÍ REAKCE v. standardní potenciály elektrodových reakcí - - redoxní potenciály v. Nernstova rovnice v. stupnice elektrodových potenciálů v. volba nuly na stupnici v. tabelované hodnoty v. zápis poloreakcí - elektrony a oxidovaná forma VLEVO (IUPAC) Rovnováhy v roztocích • REDOXNÍ REAKCE v. zápis poloreakcí - jeden redoxní pár v. příklad Sn4+ + 2 e ^^ Sn2+ E°= 0,154 V v. příklad Fe3+ + e ^^ Fe2+ E° = 0,771 V v. chemická reakce - dva redoxní páry u. Sn2+ + 2 Fe3+ ^^ Sn4+ + 2 Fe2+ i^ BILAjxJCE počtu elektronů v poloreakcích v. vyčíslování redoxních rovnic v. samovolný průběh - dle vztahu redox potenciálů Rovnováhy v roztocích REDOXNl REAKCE u. zápis poloreakcí - jeden redoxní pár l^Mn04+8H++5e ^^ Mn2+ + 4H20 E°=1,51 V l^2C02+2H+ + 2e" ^—- H2C204 E° = -0,49 V v. chemická reakce - dva redoxní páry 5 H2C204+ 2 Mn04- + 6 HW10 C02+ 2 Mn2++ 8 H20 Rovnováhy v roztocích • REDOXNÍ REAKCE v. oxidační číslo (oxidační stav, oxidační stupeň, mocenství) v. formálni náboj na atomu elektrony vazeb z atomu vycházejících přiděleny elektronegativnějšímu atomu i^Mn04-Mnvll,Fe2+-FeN u. fluor - vždy P1 Rovnováhy v roztocích • REDOXNl REAKCE v. standardní elektrodový potenciál x formální elektrodový potenciál v. koncentrace místo aktivit v. podmínky odlišné od standardních v. nejednotná definice V. jednotkové koncentrace složek, vystupujících v Nernstově rovnici, specifikované koncentrace dalších látek (pufry, indiferentní elektrolyty atp.) £ specifikované pH, iontová síla, parciální tlaky Rovnováhy v roztocích • REDOXNÍ REAKCE A standardní elektrodový potenciál x formální elektrodový potenciál v. PŘÍKLAD ■ párCr20727Cr3+- potenciály • standardní 1,33 V • formální 0,93 V • formální 0,97 V 0,5 M HCl • formální 1,00 V 1,0 M HCl • formální 1,03 V 1,0MHCIO4 • formální 1,08 V 0,5 M H2S04 | * formální 1,15V 4,0 M H2S04______ 76 76 Rovnováhy v roztocích • REDOXNl REAKCE A katalýza v. zrychlení průběhu reakcí - zlepšení analytického využití dané reakce v. tvorba přechodných sloučenin, meziproduktů v. VLIV na MECHANISMUS reakce v. katalyzátor REDOX reakcí - přenos náboje £ jodid - oxidace na jod a zpětná redukce K manganaté ionty - oxidace na manganite a zpětná redukce KAg+ A Ag2+AAg+ Rovnováhy v roztocích • REDOXNl REAKCE A oxidační činidla i^ ozon ■ oxidace Mn2+ na Mn04" (katalýza Ag+) l^ ozon i kyslík - plynné v eeroxodjsjran ■ oxidace Ce3+ na Ce4+ (katalýza Ag+) v. manganistan ■ oxidace Fe2+ na Fe3+ (kyselé prostředí) V- manganistan ■ oxidace nenasycených org. I. (alkalické prostředí) Rovnováhy v roztocích • REDOXNl REAKCE A oxidační činidla V- oxid olovičitý - oxidace Mn2+ na Mn04" - oxidace Cr3+ na Cr2072" i^ oxid stříbmatv ■ oxidace Mn2+ na Mn04' ■ oxidace Cr3+ na Cr2 072" (4M HCI04) u. peroxid vodíku ■ v ALKALICKÉM prostředí v. oxidace hydroxid železnatý na železitý v. oxidace hydroxid kobaltnatý na kobaltitý Rovnováhy v roztocích • REDOXNl REAKCE A redukční činidla i^ peroxid vodíku ■ v KYSELÉM prostředí v. redukce manganistan na Mn2+ ionty i^ oxid siřičitý ■ nadbytek lze snadno odstranit (např. vyvařením) redukce - arseničnan na arsenitan V- chlorid cínatv ■ redukce Fe3+na Fe2+, Hg2+ na rtuťné či rtuť v. kovy, kovové slitiny, amalgamy kovů ■ např. redukce práškovým zinkem