Влияние среды на окислительно-восстановительные реакции

Характер среды (кислотный, нейтральный, щелочной) влияет на ОВР. В разных средах при взаимодействии одних и тех же веществ могут получаться различные продукты. В этом мы убедились на примерах, рассмотренных в разделе 9.1, где окислителем является перманганат – ион MnO :

окисленная форма                                восстановленная форма

                                   кислая среда      Mn²⁺ б/ц или слабо-розовая

рн < 7                  окраска р-ра

₊₇                           нейтральная среда    ₊₄

MnO                        рн » 7                  MnO₂   (бурый осадок)

                                                                     ₊₆

                                 щелочная среда         (MnO₄)^2-  (зелёная окраска

                                          рн > 7                                      раствора)

Перманганат–ион окислительные свойства в большей степени проявляет в кислой среде (большее понижение степени окисления).

Обычно для создания в растворе кислой среды используют серную кислоту. Азотную и соляную (хлороводородную) кислоты применяют редко: первая сама является окислителем, вторая способна окисляться. Для создания щелочной среды применяют растворы гидроксида калия или натрия.

Рассмотрим примеры влияния среды на течение реакции с участием пероксида водорода. Пероксид водорода в зависимости от среды восстанавливается согласно схеме:

                кислая среда pн< 7

                                          H₂O₂ + 2H⁺ + 2e^- = H₂O

H₂O₂                       

                    нейтральная среда

                   щелочная среда   H₂O₂ + 2e^- = 2OH^-

    Здесь H₂O₂ выступает как окислитель. Например:

2FeSO₄ + H₂O₂ + H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + 2 H₂O

2      Fe²⁺ - e^- = Fe³⁺          

2           

1    H₂O₂ + 2H⁺ + 2e = 2 H₂O

       2Fe²⁺ + H₂O₂ + 2H⁺ = 2Fe³⁺ + 2 H₂O

Однако, с очень сильным окислителем, таким, как KMnO₄, пероксид водорода взаимодействует как восстановитель:

H₂O₂ - 2e^- = O₂ + 2H⁺

Например:

5 H₂O₂ + 2 KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5 O₂ + 2 MnSO₄ + K₂ SO₄ + 8H₂O       

5  H₂O₂ - 2e^- = O₂ + 2H⁺

10                          

2          MnO^-₄ + 8H⁺ + 5e = Mn²⁺ + 4H₂O       

5 H₂O₂ + 2 MnO^-₄ + 6H⁺ = 5 O₂ + 2 Mn²⁺  + 8H₂O       

Хром в своих соединениях имеет устойчивые с.о. (+6) и (+3). В первом случае соединения хрома (хромат-, дихромат-ионы) проявляют свойства окислителей, во втором – восстановителей. Хромат и дихромат-ионы – сильные окислители, восстанавливаются до соединений Cr³⁺:

окисленная форма                                       восстановленная форма

                              кислая среда (рн < 7)                              

                    Cr³⁺       зеленая окраска

                                                                                    раствора

    Сr₂O₇^2-   нейтральная среда (рн » 7)

                                                    Сr(OН)₃ (серо-голубой осадок)

     СrO₄^2-                     

В щелочной среде ион [Сr(OН)₆]^3- окисляется до иона СrO₄^2-.

Примеры:

1. Составить молекулярное уравнение для процесса

Na₂SO₃ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ ®

Решение.

Ионно-молекулярная схема процесса

SO₃^2- + Cr₂O₇^2- + 2H⁺ ® SO₄^2-  + Cr³⁺ + …

в-ль         ок-ль         среда          продукт  продукт

                                                           ок-ния        в-ния    

Уравнения полуреакций и ионно-молекулярное уравнение будут:

3       SO₃^2- +H₂O – 2e^- = SO₄^2- + 2H⁺         

6 

1     Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6e^- = 2Cr³⁺ +7H₂O

     3SO₄^2- + Cr₂O₇^2- + 8H⁺ = 3SO₄^2- + 2Cr³⁺ + 4H₂O

Молекулярное уравнение процесса:

3 Na₂SO₃ + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ =3Na₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 4H₂O.

Пример 2. Составить молекулярное уравнение для процесса в щелочной среде:

Na₃ [Cr(OH)₆] + H₂O₂ + NaOH ®

 Решение.

Ионно-молекулярная схема процесса:

 [Cr(OH)₆]^3- + H₂O₂ + OH  ® CrO₄^2- + ОН + …

в –ль     ок-ль       среда продукт продукт

                                                      ок-ия    в-ния     

Уравнения полуреакций и ионно-молекулярное уравнение будут:

2  [Cr(OH)₆]^3- + 2OH  - 3e^- = CrO₄^2- + 4H₂O

3

    2[Cr(OH)₆]^3- + 3H₂O₂  = 2CrO₄^2- + 2OH  + 8H₂O

Молекулярное уравнение:

2Na₃[Cr(OH)₆] + 3H₂O₂ = 2Na₂CrO₄ + 2NaOH + 8 H₂O.

Часто на протекание процесса оказывают влияние концентрация раствора и температура. Так, реакция взаимодействия хлора с разбавленным раствором щелочи при комнатной температуре протекает с образованием гипохлоритов и хлоридов:

CI₂ + 2NaOH = NaCIO +NaCI + H₂O.

При нагревании до 100 ⁰С в присутствии концентрированного раствора щелочи та же реакция протекает с образованием хлоратов и хлоридов:

 3CI₂ + 6NaOH = NaCIO₃ +5NaCI + 3H₂O.

На характер протекания реакции может оказывать влияние и катализатор. В присутствии такого катализатора, как иодид-ион I , реакция между Na₂S₂O₃ и Н₂О₂ протекает по уравнению

2Na₂S₂O₃ + Н₂О₂ = Na₂S₄O₆ + 2NaOH.

В присутствии же другого катализатора – молибденовой кислоты H₂MоO₄ –та же реакция протекает по уравнению

Na₂S₂O₃ + 4Н₂О₂ =Na₂SO₄ + Н₂SO₄ + 3H₂O.

Как следует из рассмотренных примеров, на направление и скорость ОВР влияют многие факторы: природа реагирующих веществ, характер среды, концентрация раствора, температура, присутствие катализатора.