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 MnO₄^2 (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:

Cr₂O₇^{2 } + 14H⁺ + 6е = 2Cr³⁺ + 7H₂O, ⁰(Cr₂O₇^2/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:

2СrO₄^{2 } + 2H⁺ Cr₂O₇^{2 } + H₂O.

При рН < 7 ход окислительно-восстановительной реакции можно изобразить схемой: Cr₂O₇^{2 } / Cr³⁺ .

В щелочной среде для твердофазных реакций: СrO₂ ^ / CrO₄^{2 }.

В щелочной среде в растворе (рН > 7): [Сr(OH)₆]^3/ CrO₄^{2 }.