Кислая среда бесцветная или
Mn2+ слабо-розовая
рн < 7 окраска р-ра
нейтральная среда
Mn O MnO2 (бурый осадок)
рн » 7
щелочная среда +6
(MnO4)2- (зелёная окраска
рн > 7 раствора)
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 среда
H2O2 + 2H+ + 2e- = H2O
pн< 7
H2O2
нейтральная среда
H2O2 + 2e- = 2OH-
щелочная среда
Здесь H2O2 выступает как окислитель. Например:
2FeSO4 + H2O2 + H2SO2 = Fe2(SO4)3 + 2 H2O
2 Fe2+ - e- = Fe3+
1 H2O2 + 2H+ + 2e = 2 H2O
2Fe2+ + H2O2 + 2H+ = 2Fe3+ + 2 H2O
Однако, встречаясь с очень сильным окислителем, таким, как KMnO4, пероксид водорода взаимодействует как восстановитель:
H2O2 - 2e- = O2 + 2H+
Например:
5 H2O2 + 2 KMnO4 + 3H2SO4 = 5 O2 + 2 MnSO4 + K2 SO4 + 8H2O
5 H2O2 - 2e- = O2 + 2H+
2 MnO-4 + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O
5 H2O2 + 2 MnO-4 + 6H+ = 5 O2 + 2 Mn2+ + 8H2O
Хром в своих соединениях имеет устойчивые степени окисления (+6) и (+3). В первом случае соединения хрома (хромат, дихромат-ионы) проявляют свойства окислителей, во втором - восстановителей. Хромат и дихромат-ионы – сильные окислители, восстанавливаются до соединений Cr3+:
окисленная форма восстановленная форма
кислая среда
Cr3+ зеленая окраска
рн < 7 раствора
Сr2O72- нейтральная среда
Сr(OН)3 (серо-голубой осадок)
СrO42- рн » 7
|
|
В щелочной среде ион [Сr(OН)6]3- окисляется до иона СrO42-.
Примеры:
1. Составить молекулярное уравнение для процесса
Na2SO3 + K2Cr2O7 + H2SO4 ®
Решение.
Ионно-молекулярная схема процесса
SO32- + Cr2O72- + 2H+ ® SO42- + Cr3+ + …
в-ль ок-ль продукт продукт
ок-ния в-ния
Уравнения полуреакций и ионно-молекулярное уравнение будут:
3 SO32- +H2O – 2e- = SO42- + 2H+
1
|
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
Na3 [Cr(OH)6] + H2O2 + NaOH ®
Решение.
Ионно-молекулярная схема процесса:
[Cr(OH)6]3- + H2O2 + OH ® CrO42- + H2O + …
в –ль ок-ль продукт продукт
ок-ия в-ния
Уравнения полуреакций и ионно-молекулярное уравнение будут:
2 [Cr(OH)6]3- + 2OH - 3e- = CrO42- + 4H2O
3
|
2[Cr(OH)6]3- + 3H2O2 = 2CrO42- + 2OH + 8H2O
Часто на протекание процесса оказывают влияние концентрация 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 + Н2О2 =Na2S4O6 + 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 добавления: 2015-04-19; просмотров: 921;