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 окраска р-ра)

рН< 7                 

                                                   ₊₄

₊₇                  нейтральная среда MnO₂(бурый осадок)

(MnO₄)^-           рН» 7                 

                                                   ₊₆

              щелочная среда   (MnO₄)^2- (зелёная окраска раствора)

                       рН> 7                 

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 средаpН < 7

                                                   H₂O₂ + 2H⁺ + 2ē= H₂O

H₂O₂

             нейтральная среда

             щелочная среда          H₂O₂ + 2ē= 2OH^-

Здесь H₂O₂ выступает как окислитель. Например:

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

2      Fe²⁺ - ē= 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– 2ē= O₂ + 2H⁺

Например:

5H₂O₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5O₂ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O       

5  H₂O₂ - 2ē= 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- и дихромат-ионы) проявляют свойства окислителей, во втором–восстановителей. Хромат и дихромат-ионы– сильные окислители, они восстанавливаются до соединений Cr³⁺:

окисленная форма                      восстановленная форма

              кислая среда (рН< 7)                                

              Cr³⁺ (зеленая окраскараствора)

    Сr₂O₇^2- нейтральная среда (рН» 7)

СrO₄^2-                                         Сr(OН)₃ (серо-голубой осадок)

                  щелочная среда(рн >7) [Сr(OН)₆]^3-                                                         

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

Пример 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 – 2ē= SO₄^2- + 2H⁺

6

1   Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6ē= 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 6 [Cr(OH)₆]^3- + 2OH – 3ē=CrO₄^2-+ 4H₂O

3   H₂O₂ + 2ē = 2OH

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

Молекулярноеуравнение:

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

Частонапротеканиепроцессаоказываютвлияниеконцентрация 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 100⁰С 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 + Н₂О₂Na₂S₄O₆ + 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.