Окислительно-восстановительных реакций. Реакции окисления-восстановления могут протекать в различных средах: в кислой (избыток Н+ - ионов )

Влияние среды на протекание

Реакции окисления-восстановления могут протекать в различных средах: в кислой (избыток Н⁺ - ионов), нейтральной (Н₂О) и щелочной (избыток гидроксид – ионов ОН^-). В зависимости от среды может измениться характер протекания реакции между одними и теми же веществами. Среда влияет на изменение степеней окисления атомов. Рассмотрим взаимодействие перманганата калия с сульфитом калия в зависимости от pH среды.

Реакции в кислой среде

5K₂S⁺⁴O₃ + 2KMn⁺⁷O₄ + 3H₂SO₄ = 6K₂S⁺⁶O₄ + 2Mn⁺²SO₄ + 3H₂O

электронный баланс

Mn^7+ + 5ē = Mn^2+
S^4^+ – 2ē = S^+^6

метод полуреакций

MnO4^- + 8H^+ + 5ē = Mn^2+ + 4H2O
SO3^2- + H2O – 2ē = SO4^2- + 2H^+

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

2MnO₄^- + 16H⁺ + 5SO₃^2- + 5H₂O = 2Mn²⁺ + 8H₂O + 5SO₄^2- + 10H⁺

или 2MnO₄^- + 6H⁺ + 5SO₃^2- = 2Mn²⁺ + 3H₂O + 5SO₄^2-

Фиолетовый раствор KMnO₄ обесцвечивается при добавлении раствора K₂SO₃.

Реакции в нейтральной среде

3K₂S⁺⁴O₃ + 2KMn⁺⁷O₄ + H₂O = 3K₂S⁺⁶O₄ +2Mn⁺⁴O₂¯ + 2KOH

электронный баланс

S^4+ – 2ē = S^6+
Mn^7^+ + 3ē = Mn^4^+

метод полуреакций

MnO4^1- + 2H2O + 3ē = MnO2 + 4OH^-
SO3^2- + 2OH^- - 2ē = SO4^2-+ H2O

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

2MnO₄^- + 4H₂O + 3SO₃^2- + 6OH^- = 2MnO₂ + 8OH^- + 3SO₄^2- + 3H₂O

или 2MnO₄^- + H₂O + 3SO₃^2- = 2MnO₂ + 2OH^- + 3SO₄^2-

Фиолетовый раствор KMnO₄ после окончания реакции обесцвечивается и наблюдается выпадение бурого осадка.

Реакции в щелочной среде

K₂S⁺⁴O₃ + 2KMn⁺⁷O₄ + 2KOH = K₂S⁺⁶O₄ +2K₂Mn⁺⁶O₄ + H₂O

электронный баланс

S^4+ – 2ē = S^6+
Mn^7^+ + 1ē = Mn^6^+

метод полуреакций

SO3^2- + 2OH^- - 2ē = SO4^2-+ H2O
MnO4^1- + ē = MnO4^2-

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––

SO₃^2- + 2OH^- + 2MnO₄^- = SO₄^2- + H₂O + 2MnO₄^2-

Фиолетовый раствор KMnO₄ превращается в зеленоватый раствор K₂MnO₄.

Схематически эти изменения можно представить

Перманганат калия называют минеральным «хамелеоном».

Реакции с дихроматом калия в качестве окислителя. Хром в своих соединениях имеет наиболее характерные степени окисления +6 и +3. В первом случае соединения хрома проявляют свойства окислителей, во втором восстановителей. В кислой среде ионы – сильные окислители, они восстанавливаются до соединений Cr³⁺. В щелочной среде ионы [Cr(OH)₆]^3- окисляются до ионов . Наблюдается изменение окраски реакционной массы с желто-оранжевого цвета до зеленого или фиолетового. Схематически эти изменения можно представить

В зависимости от реакции среды имеют место переходы

Реакции в кислой среде.

K₂Cr₂⁺⁶O₇ + 3H₂S^-2 + 4H₂SO₄ = K₂SO₄ + Cr₂⁺³(SO₄)₃ + 3S⁰ + 7H₂O

электронный баланс

2Cr^6++ 6ē = 2Cr^3+
S^2^- - 2ē = S^0

метод полуреакций

Cr2O7^2-+ 14H^+ + 6ē = 2Cr^3++ 7H2O
H2S^0- 2ē = S^0+ 2H^+

––––––––––––––––––––––––––––––––––

Cr₂O₇^2- + 8H⁺ + 3H₂S = 2Cr³⁺ + 7H₂O + 3S⁰

K₂Cr₂⁺⁶O₇ + 6Fe⁺²SO₄ + 7H₂SO₄ = 3Fe₂⁺³(SO₄)₃ + K₂SO₄ + Cr₂⁺³(SO₄)₃ + 7H₂O

электронный баланс

2Cr^6++ 6ē = 2Cr^3+
Fe^2^+ – ē = Fe^3^+

метод полуреакций

Cr2O7^2-+ 14H^+ + 6ē = 2Cr^3++ 7H2O
Fe^2+- ē = Fe^3+

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––

6Fe²⁺ + Cr₂O₇^2- + 14H⁺ = 2Cr³⁺ + 6Fe³⁺ + 7H₂O

K₂Cr₂⁺⁶O₇ + 14HCl^- = 3Cl₂⁰­ + 2KCl + 2Cr⁺³Cl₃ + 7H₂O

электронный баланс

2Cr^6++ 6ē = 2Cr^3+
2Cl^- – 2ē = Cl2^0

метод полуреакций

Cr2O7^2-+ 14H^+ + 6ē = 2Cr^3++ 7H2O
2Cl^1- - 2ē = Cl2^0

–––––––––––––––––––––––––––––––––––

Cr₂O₇^2- + 6Cl^- + 14H⁺ = 2Cr³⁺ + 3Cl₂⁰ + 7H₂O

Реакции в щелочной среде. Для создания щелочной среды применяют растворы гидроксида калия или натрия. В результате реакции, вновь образующиеся анионы кислотных остатков взаимодействуют с металлом среды и образуют соли.

+3 0 +6 -1

NaCrO₂ + Cℓ₂ + NaOH = Na₂CrO₄ + NaCℓ + H₂O

^{восстановитель окислитель среда}

метод полуреакций

+ 8OH^– = + 4H₂O + 6Cℓ^-

или

2NaCrO₂ + 3Cℓ₂ + 8NaOH = 2Na₂CrO₄ + 6NaCℓ + 4H₂O.

Реакции в нейтральной среде.

Fe⁺²(OH)₂ + O₂⁰ + H₂O = Fe⁺³(OH)₃

^{восстановитель окислитель среда}

электронный баланс

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Fe(OH)_3.

Дата добавления: 2014-01-03