ОВР

Периодическая таблица

Что такое ОВР

· Электроотрицательность
· Степень окисления
· Валентность
· О-В свойства элементов
· Группа восстановителей
· Элементы-восстановители
· Группа окислителей
· Элементы-окислители
· Классификация ОВР
· Метод электронного баланса (МЭБ)
· Определение продуктов ОВР
· Метод полуреакций (МП)
· Влияние среды

Примеры решения задач

· Таблица степеней окисления
· Галогены (МЭБ)
· Сера (МЭБ)
· Азот (МЭБ)
· Галогены (МП)

Как влияет кислотность среды на протекание ОВР

Любая реакция окисления-восстановления может протекать в трех возможных условиях:

• pH<7 - в кислой среде присутствует избыток катионов водорода (H⁺);
• pH=7 - нейтральная среда положительные и отрицательные ионы сбалансированы (H₂O);
• pH>7 - в щелочной среде преобладают гидроксид-ионы (OH^-).

Кислотность среды влияет на изменение степеней окисления атомов, поэтому, меняется характер взаимодействия между одними и теми же веществами.

Ниже будут рассмотрены примеры составления уравнений ОВР методом полуреакций в средах с различной кислотностью. Составление уравнений будет приведено в кратком виде. Более подробно о составлении уравнений методом полуреакций рассмотрено на странице "Метод полуреакций".

Варианты восстановления иона MnO₄^- (малиновый цвет) в различных средах:

• pH<7: MnO₄^- → Mn²⁺ (бесцветный раствор)
• pH=7: MnO₄^- → MnO₂ (бурый цвет осадка)
• pH>7: MnO₄^- → MnO₄^2- (зеленый цвет)

Для подкисления раствора лучше всего подходит серная кислота (соляная кислота может окисляться, азотная кислота - сильный окислитель).

Для ощелачивания раствора применяют гидроксид натрия или калия.

Рассмотрим, в качестве примера, варианты взаимодействия сульфита натрия и перманганата калия в средах с различной кислотностью.

Кислая среда:

• Na₂SO₃+KMnO₄+H₂SO₄
• SO₃^2- → SO₄^2- - процесс окисления восстановителя;
• MnO₄^- → Mn²⁺ - процесс восстановления окислителя;
• Схема реакции:
  SO₃^2-+MnO₄^- → SO₄^2-+Mn²⁺+...
• Составляем уравнения полуреакций:

  5| SO32-+H2O-2e- = SO42-+2H+
  2| MnO4-+8H++5e- = Mn2++4H2O
  ------------------------
  5SO32-+2MnO4-+6H+ = 5SO42-+2Mn2++3H2O
  

• Молекулярное уравнение:

  5Na2SO3+2KMnO4+3H2SO4 = 5Na2SO4+2MnSO4+K2SO4+3H2O
  

Нейтральная среда:

• Na₂SO₃+KMnO₄+H₂O
• SO₃^2- → SO₄^2- - процесс окисления восстановителя;
• MnO₄^- → MnO₂ - процесс восстановления окислителя;
• Схема реакции:
  SO₃^2-+MnO₄^- → SO₄^2-+MnO₂+...
• Составляем уравнения полуреакций:

  3| SO32-+H2O-2e-  = SO42-+2H+
  2| MnO4-+2H2O+3e- = MnO2+4OH-
  ------------------------
  3SO32-+2MnO4-+H2O = 3SO42-+2MnO2+2OH-
  

• Молекулярное уравнение:

  3Na2SO3+2KMnO4+H2O = 3Na2SO4+2MnO2+2KOH
  

Щелочная среда:

• Na₂SO₃+KMnO₄+NaOH
• SO₃^2- → SO₄^2- - процесс окисления восстановителя;
• MnO₄^- → MnO₄^2- - процесс восстановления окислителя;
• Схема реакции:
  SO₃^2-+MnO₄^- → SO₄^2-+MnO₄^2-+...
• Составляем уравнения полуреакций:

  1| SO32-+H2O-2e- = SO42-+2H+
  2| MnO4-+1e-    = MnO42-
  ------------------------
  SO32-+2MnO4-+2OH- = SO42-+2MnO42-+H2O
  

• Молекулярное уравнение:

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

У хрома имеется две устойчивых степени окисления (+3 и +6). Те соединения, где хром проявляется степень окисления +3, выступают в роли восстановителя, где +6 - в роли окислителя. В кислой среде ионы Cr₂O₇^2- являются сильными окислителями, восстанавливаясь до Cr³⁺. В щелочной среде ионы [Cr(OH)₆]^3- являются восстановителями, окисляясь до CrO₄^2-.

Пример окислительно-восстановительной реакции, в которой хром является окислителем:

• Na₂SO₃+K₂Cr₂O₇+H₂SO₄ → ?
• Схема: SO₃^2-+Cr₂O₇^2- → SO₄^2-+Cr³⁺+...
• SO₃^2- → SO₄^2- - окисление восстановителя;
• Cr₂O₇^2- → Cr³⁺ - восстановление окислителя;
• Ионные уравнения полуреакций и суммарное уравнение:

  3| SO32-+H2O-2e- = SO42-+2H+
  1| Cr2O72-+14H++6e- = Cr3++7H2O
  -----------------
  3SO32-+Cr2O72-+8H+ = 3SO42-+Cr3++4H2O
  

Пример окислительно-восстановительной реакции, в которой хром является восстановителем:

• K₃[Cr(OH)₆]+Br₂+KOH → ?
• Схема: [Cr(OH)₆]^3-+Br₂ → CrO₄^2-+H₂O+..
• [Cr(OH)₆]^3- → CrO₄^2- - окисление восстановителя.
• Br₂ - окислитель.
• Уравнения полуреакций:

  2| [Cr(OH)6]3-+2OH--3e- = CrO42-+4H2O
  3| Br2+2e- = 2Br-
  ------------------------
  2[Cr(OH)6]3-+3Br2+4OH- = CrO42-+6Br-+8H2O
  

В обратимых реакциях кислотностью среды можно изменять направление реакции. Нижеприведенная реакция в щелочной среде идет в прямом направлении (слева-направо), в кислой - в обратном (справа-налево):

3I2+3H2O ↔ HIO3+5HI
1| I+3H2O-5e- = IO3-+6H+
5| I+e- = I-
-------------------
3I2+3H2O ↔ IO3-+6H++5I-

Влияние на протекание ОВР природы реагирующих веществ

Пример ОВР, в которой пероксид водорода является окислителем:

2KI+H2O2 = I2+2KOH
1| 2I--2e- = I2
1| H2O2+2e- = 2OH-
----------------
2I-+H2O2 = I2+2OH-

Пример ОВР, в которой пероксид водорода является восстановителем:

5H2O2+2KMnO4+3H2SO4 = 5O2+2MnSO4+K2SO4+8H2O
5| H2O2-2e- = O2+2H+
2| MnO4-+8H++5e- = Mn2++4H2O
-----------------
5H2O2+2MnO4-+6H+ = 5O2+2Mn2++8H2O

Влияние на протекание ОВР концентрации и температуры

В разбавленном растворе щелочи, на холоде хлор с водой образует гипохлориты и хлориды:

Cl2+2NaOH = NaClO+NaCl+H2O
1| Cl+2OH--e- = ClO-+H2O
1| Cl+e- = Cl-
----------------------
Cl2+2OH- = ClO-+H2O+Cl-

В концентрированном растворе щелочи, при нагревании до 100°C, хлор с водой образует хлораты и хлориды:

3Cl2+6NaOH = NaClO3+5NaCl+3H2O
1| Cl+6OH--2e- = ClO3-+3H2O
5| Cl+e- = Cl-
---------------------
3Cl2+6OH- = ClO3-+3H2O+5Cl-

Влияние на протекание ОВР катализатора

Уравнение реакции тиосульфата натрия с пероксидом водорода в присутствии анионов йода I^-, играющих роль катализатора:

2Na2S2+2O3+H2O2-1 = Na2S4+2,5O6+2NaO-2H

Уравнение той же реакции, но в присутствии другого катализатора - молибденовой кислоты H₂MoO₄:

Na2S2O3+4H2O2-1 = Na2S+6O4+H2SO4+3H2O-2