Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
hw-422.doc
Скачиваний:
0
Добавлен:
16.11.2018
Размер:
206.34 Кб
Скачать

3.3. Закономерности влияния среды на протекание овр

Как отмечалось ранее, реакция окисления – восстановления могут протекать в различных средах: в кислой (избыток Н+ - ионов),

в нейтральной (Н2О),

в щелочной (избыток ОН- - ионов).

В зависимости от среды может изменяться характер протекания реакций между одними и теми же веществами. Среда влияет на изменение степеней окисления атомов. Рассмотрим несколько общеизвестных примеров.

Так, ион MnO4, придающий раствору малиновую окраску, в кислой среде (рН < 7) восстанавливается до Mn2+ (с.о. Mn = + 2), в нейтральной среде (рН = 7) – до MnO2 (с.о. Mn = + 4), в щелочной среде (рН > 7) – до MnO42 (с.о. Mn = + 6). Или схематично:

2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 5Na2SO4 + 3H2O;

ПРОДУКТ БЕСЦВЕТНЫЙ

2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O = 2MnO2 + 3Na2SO4 + 2KOH;

КОРИЧНЕВЫЙ ОСАДОК

2KMnO4 + Na2SO3 + 2KOH = 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O.

ПРОДУКТ ТЕМНО-ЗЕЛЕНЫЙ

Пероксид водорода восстанавливается также в зависимости от среды:

Н+

Н2О2 + 2Н+ + 2  2Н2О

Н2О2

Н2О2 + 2  2ОН

Н2О, ОН

В данном случае Н2О2 выступает как окислитель, но может быть и восстановителем, встречаясь с очень сильным окислителем (КMnO4, (NH4)2S2O8):

Н2О2 – 2ē  О2 + 2Н+.

Примеры:

1. FeSO4 + H2O2 + H2SO4  Fe2(SO4)3 + H2O;

Полуреакция восстановления H2O2 + 2H+ + 2ē  2Н2O 1

Полуреакция окисления Fe2+ - ē  Fe3+ 2

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

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

2. KI + H2O2 = I2 + KOH;

Полуреакция восстановления H2O2 + 2ē 2 OН 1

Полуреакция окисления 2I - 2ē I2 1

2I + H2O2 = I2 + 2OH ,

2KI + H2O2 = I2 + 2KOH.

В предложенных реакциях пероксид водорода выступал в роли окислителя. Рассмотрим пример ОВР, в которой H2O2 ведёт себя как восстановитель:

H2O2 + KMnO4 + H2SO4  O2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O;

Полуреакция восстановления MnO4 + 8H+ + 5ē  Mn2+ + 4H2O 2

Полуреакция окисления H2O2 - 2ē  O2 + 2H+ 5

5H2O2 + 2MnO4 + 6H+ = 5O2 + 2Mn2+ + 8H2O,

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

ещё ярче влияние среды сказывается на окислительных свойствах солей хрома (VI). Если в кислой среде дихромат-ион ведёт себя как сильный окислитель1:

Cr2O72 + 14H+ + 6е = 2Cr3+ + 7H2O, 0(Cr2O72/2Cr3+) =1,36 В;

то в нейтральной, и тем более в щелочной среде хромат практически не проявляет окислительных свойств.

В общем же, в соединениях, в которых хром имеет устойчивую степень окисления: +6 (соединения хрома проявляют свойства окислителей); +2 или +3 (соединения хрома проявляют свойства восстановителей и окислителей).

В зависимости от среды имеют место переходы:

2СrO42 + 2H+ Cr2O72 + H2O.

При рН < 7 ход окислительно-восстановительной реакции можно изобразить схемой: Cr2O72 / Cr3+ .

В щелочной среде для твердофазных реакций: СrO2 / CrO42 .

В щелочной среде в растворе (рН > 7): [Сr(OH)6]3/ CrO42 .

Тут вы можете оставить комментарий к выбранному абзацу или сообщить об ошибке.

Оставленные комментарии видны всем.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]