Кислая среда (рн 7)

Cr³⁺ зеленая окраска

раствора

Сr₂O₇^2- нейтральная среда (рн  7)

Сr(OН)₃ (серо-голубой осадок)

СrO₄^2-

щелочная среда (рн >7) [Сr(OН)₆]^3-

(изумрудно-зелёная окраска раствора)

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 среда продукт продукт

ок-ния в-ния

Уравнения полуреакций и ионно-молекулярное уравнение будут:

3 SO₃^2- +H₂O – 2e^- = SO₄^2- + 2H⁺

6

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 в щелочной среде:

Na₃ [Cr(OH)₆] + H₂O₂ + NaOH 

Решение.

Ионно-молекулярная схема процесса:

[Cr(OH)₆]^3- + H₂O₂ + OH  CrO₄^2- + ОН+ …

в –ль ок-ль среда 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

6

2[Cr(OH)₆]^3- + 3H₂O₂ = 2CrO₄^2- + 2OH+ 8H₂O

Молекулярное уравнение:

2Na₃[Cr(OH)₆] + 3H₂O₂ = 2Na₂CrO₄ + 2NaOH + 8 H₂O.

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 100 ⁰С 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.

9.4. Типы окислительно-восстановительных реакций

Различают три основных типа окислительно-восстановительных реакций:

1. Межмолекулярные (межмолекулярного окисления - восстановления).

К этому типу относятся наиболее многочисленные реакции, в которых атомы элемента окислителя и элемента восстановителя находятся в составе разных молекул веществ. Рассмотренные выше реакции относятся к этому типу.

2.Внутримолекулярные (внутримолекулярного окисления - восстановления).

К ним относятся реакции, в которых окислитель и восстановитель в виде атомов разных элементов находятся в составе одной и той же молекулы. По такому типу протекают реакции термического разложения соединений, например:

_{+5 -2 -1 0}

2KClO₃= 2KCl + 3O₂ .

3. Диспропорционирования (самоокисления - самовосстановления).

Это такие реакции, в которых окислителем и восстановителем является один и тот же элемент в одной и той же промежуточной степени окисления, которая в результате протекания реакции одновременно как снижается, так и повышается. Например:

_{-1 +5}

3Cl⁰₂ + 6 KOH = 5 KCl + KClO₃ + 3H₂O,

_{+1 +5 -1}

3HClO = HClO₃ + 2HCl.

Окислительно-восстановительные реакции играют важную роль в природе и технике. В качестве примеров ОВР, протекающих в природных биологических системах, можно привести реакцию фотосинтеза у растений и процессы дыхания у животных и человека. Процессы горения топлива, протекающие в топках котлов тепловых электростанций и в двигателях внутреннего сгорания, являются примером ОВР.

ОВР используются при получении металлов, органических и неорганических соединений, проводят очистку различных веществ, природных и сточных вод.