Влияние условий на протекание овр

На протекание окислительно-восстановительных реакций оказывают

влияние следующие факторы:

– температура:

Приведенные выше реакции показывают, что перманганат калия в зависимости от среды восстанавливается в разной степени, что можно изобразить схемой:

Хром (III) окисляется до хрома (VI), который в кислой среде находится

в виде бихромат-ионов, а в щелочной – хромат-ионов

ОВР в различных средах чрезвычайно разнообразны, тем не менее, некоторые общие закономерности в них прослеживаются.

Так, в кислой среде:

– одно-, двух; трехзарядные ионы металлов с анионами кислот, использующимися для создания кислой среды, образуют соли

– атомы элементов со степенью окисления +4 и выше в различных средах

входят в состав кислотных остатков или оксидов

В щелочной среде амфотерные элементы образуют простые или комплексные соли собственных кислот

В нейтральной среде могут образовываться оксиды, гидроксиды или

кислоты, в зависимости от природы элемента, например,

3K₂S + 2KMnO₄ + 4H₂O → 3S + 2MnO₂ + 8KOH.

↓-2 ē ↑+3 ē

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Метод электронного баланса.

Метод электронного баланса основан на сравнении степени окисления

атомов в исходных веществах и продуктах реакции. Коэффициенты подбираются на основе правила электронного баланса.

Расставим коэффициенты в уравнении окисления сульфата железа перманганатом калия в кислой среде.

Алгоритм составления уравнения

1. Определяют химические элементы, изменившие степень окисления:

KMn⁺⁷O₄ + Fe⁺²SO₄ + H₂SO₄ →Mn⁺²SO₄ + Fe₂⁺³(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

2. Записывают процессы окисления и восстановления отдельно, указы-

вая при этом число отданных или принятых электронов:

окислитель Mn⁷⁺ + 5е¯ → Mn²⁺ восстановление,

восстановитель 2Fe²⁺ – 2е¯ → 2Fe³⁺ окисление.

2. Определяют общее число перемещающихся электронов по правилу

электронейтральности системы – общее число электронов, отдаваемых восстановителем, должно быть равно общему числу электронов, принимаемых окислителем. Таким образом, уравнения полуреакций принимают вид

Mn⁷⁺ + 5ē → Mn²⁺ 2

2Fe²⁺ – 2ē → 2Fe⁺³ 5 .

3. Складывают два уравнения с учетом найденных коэффициентов и,

производя алгебраическое решение, получают суммарное уравнение

2Mn⁷⁺ + 10Fe²⁺ → 2Mn²⁺ + 10 Fe³⁺ .

Коэффициенты из суммарного уравнения переносят в молекулярное, а

затем подбором подводят баланс в левой и правой частях уравнения:

2KMnO₄ + 10FeSO₄ + 8H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 8H₂O.

Метод электронного баланса универсален, позволяет составлять уравнения реакций, протекающих не только в растворе. Однако он менее нагляден и создает трудности при определении состава продуктов реакции.

Вопросы:

1. Наличие какого признака характерно для ОВР?

2. Назовите процессы, в которых степень окисления какого-либо вещества уменьшается или увеличивается.

3. Объясните роль в окислительно-восстановительных реакциях веществ NH₃, NO₂, HNO₃? Приведите уравнения соответствующих реакций.

4. Разделите вещества H₂SO₄, HCl, КMnO₄, FeSO₄, Na, H₂, HNO₂,

HClO, H₂O₂, F₂ на три группы:

а) вещества, проявляющие только окислительные свойства;

б) вещества, проявляющие только восстановительные свойства;

в) вещества, проявляющие как восстановительные, так и окислительные свойства;

5. Приведите два примера, в которых степень окисления кислорода

разная. Назовите эти соединения. Какими свойствами они обладают?

6. Определите роль пероксида водорода в реакциях

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

Na₂O₂ + PbO₂ + 4HNO₃ = O₂ + Pb(NO₃)₂ + 2NaNO₃ + H₂O.

7. Определите тип окислительно-восстановительной реакции:

3K₂MnO₄ + 2H₂O = 2KMnO₄ + MnO₂ + 4KOH,

2Mg(NO₃)₂ = 2MgO + 4NO₂ + O₂ ,

PbS + 4H₂O₂ = PbSO₄ + 4H₂O.

Объясните изменения окислительной способности сульфат иона

SO₄²⁻ │SO₃²⁻ в кислой среде при рН = 10 и 0.

Литература:

1. Глинка Н.Л. Общая химия: Учеб. Пособие для вузов. 23-е изд. – Л.: Химия, 1983. 702 с.

2. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1987. – 264 с.

3. Коровин Н.В. Химия. 3-е изд. испр. – М.: Высшая школа, 2002. – 558 с.

4. Зорькина О.В., Безручко Н.В. Химия: Методические указания к лабораторным работам. – Пенза: Изд-во ПТИ 2001. – 107 с.

5. Справочник химика. Т. 2. – Л.: Химия, 1971. – 651 с.

6. Руководство к лабораторным работам по общей и неорганической химии / Под ред. проф. Ф.Я. Кульба. – Л.: Химия, 1976. – 280 с.

7. Марьин В.К., Тарасова Л.И., Сельмаева М.В. Методические указания к лабораторным работам по химии. – Пенза: Изд-во ПВАИУ, 1997. – 98 с.

8. Руководство к лабораторным работам по общей химии / Под ред. А.Ф. Богоявленского. – М.: Высшая школа, 1972. – 192 с.

9. Хомченко И.Г. Общая химия: Учебник. – М.: Изд-во ООО Новая волна, 2002. 464 с.

10) Ляликов Ю.С. Физико-химические методы анализа. 5-е изд., перераб. и доп. – М.: Химия, 1973. – 536 с.

9