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 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)

                                                                          

    Сr2O72- нейтральная среда (рН» 7)

СrO42-                                         Сr(OН)3 (серо-голубой осадок)

        

(изумрудно-зелёная окраска раствора)  
                  

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

В щелочной среде ион [Сr(OН)6]3- окисляется до иона СrO42-.

Пример 1. Составить молекулярное уравнение для процесса

Na2SO3 + K2Cr2O7 + H2SO4®

Решение.

Ионно-молекулярная схема процесса

SO32- + Cr2O72- + 2H+®SO42-+Cr3+ + …

в-ль    ок-ль среда  продукт продукт

                                                  ок-ния   в-ния

Уравнения полуреакций и ионно-молекулярное уравнение будут:

3       SO32- +H2O – 2ē= SO42- + 2H+

6

1   Cr2O72- + 14H+ + 6ē= 2Cr3+ +7H2O

       3SO42- + Cr2O72- + 8H+= 3SO42- + 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 ® CrO42-+ 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=CrO42-+ 4H2O

3   H2O2 + 2ē = 2OH

          

2[Cr(OH)6]3- + 3H2O2=2CrO42-+ 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.

Дата: 2019-02-19, просмотров: 5.