Направление течения окислительно-восстановительных реакций в различных условиях

Характер окислительно-восстановительной реакции во многом зависит от среды, в которой она протекает. В некоторых случаях среда изменяет даже направление процесса. Например, реакция

H₂SeO₄ + 2 HCl = H₂SeO₃ + Cl₂ + H₂O

в кислой среде протекает слева направо, а щелочной – справа налево.

Иногда среда может усилить или ослабить окислительно-восстановительную функцию соединения. Это очень четко можно проследить на взаимодействии перманганата калия с сульфитом натрия.

В кислой среде:

2KMnO₄+ 5Na₂SO₃+ 3H₂SO₄ = 2MnSO₄+5Na₂SO₄+К₂SO₄+3H₂O

Mn⁺⁷ - окислитель,

S⁺⁴ - восстановитель

В нейтральной среде:

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

Mn⁺⁷ - окислитель,

S⁺⁴ - восстановитель

В щелочной среде:

2KMnO₄ + Na₂SO₃ + 2КОН = 2К₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

Mn⁺⁷ - окислитель,

S⁺⁴ - восстановитель

В кислой среде окислительные свойства перманганата калия проявляются полностью (Mn⁺⁷ восстанавливается до Mn⁺²). В меньшей степени окислительные свойства КMnО₄ проявляет в нейтральной, слабокислой и слабощелочной средах (Mn⁺⁷ восстанавливается до Mn⁺⁴). И самым слабым окислителем он является в слабощелочной среде (Mn⁺⁷ восстанавливается до Mn⁺⁶).

Кроме среды, на направление окислительно-восстановительной реакции влияют концентрации реагирующих веществ и температура. При взаимодействии хлора со щелочью обнаруживается одновременное влияние этих двух факторов.

Если газообразный хлор пропускать в концентрированный раствор горячей щелочи, то реакция пойдет по уравнению:

3Cl₂ + 6NaOH = NaClO₃ + 5NaCl + 3H₂O

При взаимодействии хлора с холодным и разбавленным раствором щелочи протекает реакция:

Cl₂ + 2NaOH = NaClO + NaCl + H₂O

Влияние концентрации реагирующих веществ особенно ярко обнаруживается при взаимодействии металлов и неметаллов с кислотами. Для таких кислот, как HCl, это обусловлено изменением концентрации ионов водорода, влияющим на скорость процесса. Степень разбавления, например, серной и селеновой кислот влияет на направление процесса, определяя их поведение как окислителей, за счет ионов Н⁺ и за счет атомов серы и селена (S⁺⁶ и Se⁺⁶).

Азотная кислота характеризуется сильно выраженными окислительными свойствами. Окислителем в молекуле азотной кислоты является N⁺⁵, который в зависимости от концентрации кислоты и силы восстановителя (например, активности металла) принимает от 1 до 8 электронов, образуя

вещества с различными более низкими степенями окисления азота от +4 до –3: NO₂, NO, N₂O, N₂, NH₃ (NH₄NО₃).Какое из этих веществ образуется, зависит от природы восстановителя и от условий реакции, прежде всего от концентрации кислоты. Чем выше концентрация азотной кислоты, тем менее глубоко она восстанавливается. При реакции концентрированной HNO₃ с металлами и неметаллами чаще всего выделяется NO₂.

Примеры реакций с участием азотной кислоты:

Ge + 4HNO₃ + 6HF = H₂GeF₆ + 4NO₂ + 4H₂O

конц.

Ge⁰ – 4е → Ge⁺⁴ 1 – восстановитель

N⁺⁵ + 1е → N⁺⁴ 4 – окислитель

3Co + 8HNO₃ = 3Co(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

разбавл.

Сo⁰ – 2е → Co⁺² 3 – восстановитель

N⁺⁵ + 3е → N⁺² 2 – окислитель

5Co + 12HNO₃ = 5Co(NO₃)₂ + N₂ + 6H₂O

Сo⁰ – 2е → Co⁺² 5 – восстановитель

N⁺⁵ + 5е → N⁰ 2 – окислитель

4Zn + 10HNO₃ = 4Zn(NO₃)₂ + N^-3H₄NO₃ + 3H₂O

Zn⁰ – 2е → Zn⁺² 4 – восстановитель

N⁺⁵ + 8е → N^-3 1 – окислитель

Экспериментальная часть