Важнейшие восстановители и окислители

Восстановители	Окислители
Металлы, водород, уголь.	Галогены.

Продолжение табл. 9.1

Оксид углерода (II) CO.	Оксид марганца (VII) - Mn2O7,
Сероводород H2S,	оксид марганца (IV) - MnO2,
сульфид натрия Na2S,	перманганат калия - KMnO4,
оксид серы (IV) - SO2,	манганат калия - K2MnO4.
сернистая кислота - H2SO3 и ее соли,	Оксид хрома (VI) - CrO3,
тиосульфат натрия - Na2S2O3.	хромат калия - K2CrO4,
Иодоводородная кислота - HI,	дихромат калия - K2Cr2O7.
бромоводородная кислота - HBr, соляная кислота – HCl. Хлорид олова (II) - SnCl2, сульфат железа (II) - FeSO4, сульфат марганца (II) - MnSO4, сульфат хрома (III) - Cr2(SO4)3. Азотистая кислота - HNO2, аммиак NH3, гидразин N2H4, оксид азота (II) NO. Фосфористая кислота - H3PO3, ортомышьяковистая кислота - H3AsO3, гексацианоферрат (II) калия - K4[Fe(CN)6].	Азотная кислота - HNO3. Кислород - О2, озон - О3, пероксид водорода - Н2О2. Серная кислота - H2SO4 (конц.), селеновая кислота - H2SeO4. Оксид меди (II) - CuO, оксид серебра (I) - Ag2O, оксид свинца (IV) - PbO2. Ионы благородных металлов (Ag+, Au3+ и др.). Висмутат натрия - NaBiO3, персульфат аммония - (NH4)2S2O8, гексацианоферрат (III) калия –K3[Fe(CN)6], хлорид железа (III) – FeCl3. Гипохлориты, хлораты, перхлораты. Царская водка, смесь концентрированных азотной и плавиковой кислот.

Влияние среды на окислительно-восстановительные реакции

Характер среды (кислотный, нейтральный, щелочной) влияет на ОВР. В разных средах при взаимодействии одних и тех же веществ могут получаться различные продукты. В этом мы убедились на примерах, рассмотренных в разделе 9.1, где окислителем является перманганат – ион MnO :

окисленная форма восстановленная форма

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

Сr₂O₇^2- нейтральная среда

Сr(OН)₃ (серо-голубой осадок)

СrO₄^2- рн» 7

(изумрудно-зелёная окраска раствора)

рн > 7

щелочная среда [Сr(OН)₆]^3-

 

В щелочной среде ион [Сr(OН)₆]^3- окисляется до иона СrO₄^2-.

Примеры:

1. Составить молекулярное уравнение для процесса

Na₂SO₃ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ ®

Решение.

Ионно-молекулярная схема процесса

SO₃^2- + Cr₂O₇^2- + 2H⁺ ® SO₄^2- + Cr³⁺ + …

в-ль ок-ль продукт продукт

ок-ния в-ния

Уравнения полуреакций и ионно-молекулярное уравнение будут:

3 SO₃^2- +H₂O – 2e^- = SO₄^2- + 2H⁺

1 Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6e^- = 2Cr³⁺ +7H₂O

 

3SO₄^2- + Cr₂O₇^2- + 8H⁺ = 3SO₄^2- + 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 ® CrO₄^2- + 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^- = CrO₄^2- + 4H₂O

3 H₂O₂ + 2e^- = 2OH

2[Cr(OH)₆]^3- + 3H₂O₂ = 2CrO₄^2- + 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.