Влияние различный факторов на овр

1. Влияние температуры: повышение температуры, как правило, повышает скорость реакции, иногда влияет на ход реакции:

Cl₂ + 2KOH = KСlO + KCl + H₂O

3Cl₂ + 6KOH KClO₃ + 5KCl + 3H₂O

2. Влияние концентрации: увеличение концентрации окислителя или восстановителя ускоряет реакцию.

3. Влияние катализатора – ускоряет реакцию и изменяет её ход:

4NH₃ + 3O₂ = N₂ + 6H₂O

4NH₃ + 5O₂ 4NO + 6H₂O

4. Влияние кислотности среды – pH

Восстановление перманганат-иона:

Состав продуктов восстановления перманганат-иона MnO₄^– зависит от реакции среды. Перманганат калия в разных средах восстанавливается до разных продуктов:

• в кислотной среде (pH < 7) – до солей Mn²⁺ – бесцветный раствор;

• в нейтральной и слабощелочной среде (pH 7-8) – до MnO₂ – осадок бурого цвета;

• в щелочной среде (pH > 8) – до манганата MnO₄^2– – раствор изумрудно-зелёного цвета.

Уравнения ОВР с участием пероксида водорода при разных значениях рН.

Пероксид в роли окислителя:

Н₂О₂ + 2Н⁺ + 2℮^– = 2Н₂О (рН < 7);

Н₂О₂ + 2℮^– = 2OH^– (рН > 7).

Пероксид в роли восстановителя:

Н₂О₂ – 2℮^– = О₂ + 2Н⁺ (рН < 7);

Н₂О₂ + 2OH^– + 2℮^– = О₂ + 2Н₂О (рН > 7).

Восстановление хромата и бихромата:

CrO₄^2– → [Cr(OH)₆]^3– (рН > 7);

жёлтого тёмно-зелёного

цвета цвета

Cr₂O₇^2– → Cr³⁺ (рН < 7).

оранжевого грязно-зелёного

цвет цвета

Восстановление галогенов:

Г₂ → НГ (рН < 7);

Г₂ → МГ (рН > 7).

Пример. Укажите окислитель и восстановитель и составьте уравнение реакции, протекающей по схеме:

а) Н₂О₂ + КMnO₄ + НNО_{3 (разб.)} → Mn(NO₃)₂ + О₂ + КNО₃ + Н₂О;

б) Сu + НNO₃ → Сu(NO₃)₂ + NO + Н₂О;

в) Р₂S₃ + НNO₃ → Н₃РО₄ + SO₂ + NO₂ + Н₂О;

г) BiCl₃ + SnCl₂ + NaOH → Bi + Na₂SnO₃ + NaCI + Н₂О;

д) Вr₂ + Сl₂ + Н₂О → НВrО₃ + НСl.

Решение.

а) Укажем степени окисления атомов тех элементов, которые изменяют её в процессе реакции

+ + НNО_{3 (разб.)} → ++ КNO₃ + Н₂О.

Степень окисления атомов кислорода, входящих в пероксид водорода повышается за счёт окисления, а атомов марганца, входящих в перманганат калия, понижается за счёт восстановления. Следовательно, это межмолекулярная окислительно-восстановительная реакция, и пероксид водорода является восстановителем, а перманганат калия – окислителем.

Составим электронные уравнения полуреакций окисления и восстановления:

–2℮– = ; Н2О2 – восстановитель + 5℮– = KMnO4 – окислитель.

Подбор стехиометрических коэффициентов при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций можно произвести по методу электронного баланса, который основан на сравнении степеней окисления атомов элементов в исходных и конечных веществах. Так как число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем, следует каждое из электронных уравнений умножить на соответствующий коэффициент. В рассматриваемом случае первое уравнение умножим на 5, а второе – на 2:

–2℮– =
	5
+ 5℮– =	2

Исходя из этого в схеме реакции перед формулами веществ, содержащих атомы марганца, проставим стехиометрической коэффициент 2, а перед формулами пероксида водорода и кислорода – 5 и получим:

5Н₂О₂ + 2КMnO₄ + НNО₃ → 2Mn(NO₃)₂ + 5О₂ + КNО₃ + Н₂О.

Теперь уравняем количество атомов элементов, которые не изменили степень окисления – сначала атомов калия и азота, а затем водорода.

И, наконец, подсчитаем количество атомов кислорода в левой и правой частях полученного уравнения:

5Н₂О₂ + 2КMnO₄ + 6НNО₃ = 2Mn(NO₃)₂ + 5О₂ + 2КNО₃ + 8Н₂О.

Во многих случаях равенство атомов кислорода в левой и в правой частях уравнения окислительно-восстановительной реакции свидетельствует о том, что оно составлено правильно.

б) Аналогичные действия проведём для реакции

+ →++ Н₂О

–2℮– =	3 Сu – восстановитель
+ 3℮– =	2 НNO3 – окислитель

Атомы азота азотной кислоты не все изменяют свою степень окисления: часть из них без изменения степени окисления переходит в нитрат меди(II). Поэтому найденные при помощи электронного баланса стехиометрические коэффициенты напишем перед формулами всех веществ, содержащих атомы меди и азота, кроме азотной кислоты:

3Сu + НNO₃ → 3Сu(NO₃)₂ + 2NO + Н₂О.

Коэффициент перед формулой азотной кислоты должен быть равен сумме атомов азота перед формулами нитрата меди и оксида азота(II), а именно 8, из чего следует, что 6 атомов азота не изменяют свою степень окисления в процессе реакции:

3Сu + 8НNO₃ → 3Сu(NO₃)₂ + 2NO + Н₂О

Уравняем количество атомов водорода в обеих частях схемы:

3Сu + 8НNO₃ = 3Сu(NO₃)₂ + 2NO + 4Н₂О

Для контроля подсчитаем количества атомов кислорода в полученном уравнении реакции.

в) +→+++ Н₂О

В этой реакции изменяют степень окисления атомы трёх элементов. Атомы фосфора и серы в процессе реакции окисляются, а атомы азота – восстанавливаются.

–4℮– = –18℮– =			1	P2S3 – восстановитель
+ 1℮– =		22				НNO3– окислитель

Р₂S₃ + 22НNO₃ = 2Н₃РО₄ + 3SO₂ + 22NO₂ + 8Н₂О

г) ++NaOH → + +NaCl + Н₂О

+ 3℮–=		BiCl3 – окислитель
	2
–2℮–=	3	SnCl2 – восстановитель

2BiCl₃ + 3SnCl₂ + NaOH → 2Bi + 3Na₂SnO₃ + NaCl + Н₂О

2BiCl₃ + 3SnCl₂ + 18NaOH = 2Bi + 3Na₂SnO₃ + 12NaCl + 9Н₂О

д) ++ Н₂О → +

–10℮– = 2	1	Br2 – восстановитель
+ 2℮– = 2	5	Сl2 – окислитель

Вr₂ + 5Сl₂ + Н₂О → 2НВrО₃ + 10НСl

Вr₂ + 5Сl₂ + 6Н₂О = 2НВrО₃ + 10НСl

Алгоритм составления уравнений окислительно-восстановительных реакций по методу электронного баланса.

1.Записать схему реакции:

Al + О₂ → Al₂О₃

2.Найти окислитель и восстановитель:

Al – восстановитель; О₂ – окислитель.

3.Написать схему окисления и восстановления:

→; →

4.Сбалансировать заряды:

–3 ℮– =	4
+ 4 ℮– = 2	3

5.Суммировать уравнения реакций процессов окисления и восстановления:

_.

6.Найти стехиометрические коэффициенты:

4Al + 3О_{2 =} 2Al₂О₃.