6.5. Влияние среды на характер протекания реакций

Реакции окисления – восстановления могут протекать в различных средах: в кислой (избыток ионов водорода Н⁺), нейтральной (Н₂О) и щелочной (избыток гидроксид-ионов ОН^-). В зависимости от среды может изменяться характер протекания реакции между одними и теми же веществами. Так, например, ион MnO₄^- в кислой среде восстанавливается до Mn²⁺, в нейтральной – до MnO(OH)₂, а в щелочной – до MnO₄^2-.

Обычно для создания в растворе кислой среды используют серную кислоту. Для создания щелочной среды применяются растворы гидроксидов натрия или калия.

Согласно сказанному, уравнение реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в кислой среде имеет вид:

Na₂SO₃ + KMnO₄ + H₂SO₄  Na₂SO₄ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Найденные коэффициенты переносим в молекулярное уравнение:

5Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄  5Na₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O.

В нейтральной или слабощелочной среде эти соединения реагируют по уравнению:

Na₂SO₃ + KMnO₄ + H₂O  MnO(OH)₂ + Na₂SO₄ + KOH

Подставляем найденные коэффициенты в молекулярное уравнение:

3Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂O  2MnO(OH)₂ + 3Na₂SO₄ + 2KOH.

В сильнощелочной среде между сульфитом натрия и перманганатом калия идет реакция:

Na₂SO₃ + KMnO₄ + NaOH  Na₂SO₄ + K₂MnO₄ + Na₂MnO₄ + H₂O

Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 2NaOH  Na₂SO₄ + K₂MnO₄ + Na₂MnO₄ + H₂O

Пероксид водорода в кислой и щелочной среде также ведет себя по-разному. В зависимости от среды пероксид водорода, если он выступает как окислитель, восстанавливается по схеме:

Например:

FeSO₄ + H₂O₂ + H₂SO₄  Fe₂(SO₄)₃ + H₂O

2FeSO₄ + H₂O₂ + H₂SO₄  Fe₂(SO₄)₃ + 2H₂O

или

Co(OH)₂¯ + H₂O₂  Co(OH)₃

Хром в своих соединениях имеет устойчивые степени окисления +6 и +3. Соединения хрома со степенью окисления +6 проявляют свойства окислителей, со степенью окисления +3, как правило, – восстановителей. В зависимости от реакции среды имеют место переходы:

2CrO₄^2- + 2H⁺  Cr₂O₇^2- + H₂O.

В кислой среде ионы Cr₂O₇^2- – сильные окислители, они восстанавливаются до соединений Cr³⁺. В щелочной среде гидроксохроматы сильными окислителями окисляются до ионов CrO₄^2-.

Например, дихромат-ион легко окисляет сульфит-ион в кислой среде:

Na₂SO₃ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄  Na₂SO₄ + K₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + H₂O.

Схема процесса:

SO₃^2- + Cr₂O₇^2- + H⁺ ® SO₄^2- + Cr³⁺ + H₂O.

Исходя из схемы, составляем уравнения полуреакций и ионное уравнение:

Итоговое уравнение реакции:

3Na₂SO₃ + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄  3Na₂SO₄ + K₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + 4H₂O.

В щелочной среде гидроксохроматы окисляются пероксидом водорода до хроматов:

K₃[Cr(OH)₆] + H₂O₂ ® K₂CrO₄ + H₂O + KOH

Схема процесса:

[Cr(OH)₆]^3- + H₂O₂ ® CrO₄^2- + H₂O

Полуреакции и ионное уравнение:

Итоговое уравнение реакции:

2K₃[Cr(OH)₆] + 3H₂O₂ ® 2K₂CrO₄ + 8H₂O + 2KOH.

На направление и скорость окислительно-восстановительных реакций влияют многие факторы: природа реагирующих веществ, характер среды, концентрация растворов, температура, катализаторы и некоторые другие.