Роль среды в окислительно-восстановительных реакцияхСтр 1 из 3Следующая ⇒
Факторы, определяющие направление и глубину протекания окислительно-восстановительных процессов Факторы, влияющие на глубину протекания окислительно-восстановительных реакций, можно установить, проанализировав уравнение Нернста. К ним относятся: 1. Природа реагирующих веществ. 2. Активность (концентрация) всех веществ, присутствующих в системе. 3. Температура раствора. 4. Кислотность раствора (pH). 5. Образование малорастворимых веществ. 6. Образование комплексных соединений. 7. Природа растворителей. Воздействие на окислительно-восстановительные реакции факторов 1–4 является очевидным, поскольку они непосредственно включены в уравнение Нернста. При этом роль природы взаимодействующих веществ и их концентраций уже рассматривалась ранее. Влияние факторов 5–7 осуществляется косвенно через изменение соотношения между активно- стью (концентрацией) окисленной и восстановленной форм.
Роль среды в окислительно-восстановительных реакциях Чтобы убедиться в воздействии кислотности среды на окислительно-восстановительные свойства, запишем уравнение Нернста для электродных процессов: а) MnO4– + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O б) ClO3– + 6H+ + 6e = Cl– + 3H2O в) BrO3– + 3H2O + 6e = Br– + 6OH–
Приведенные примеры показывают, что увеличение кислотности приводит к увеличению электродного потенциала, следовательно, к увеличению окислительных свойств электрохимической системы. Напротив, уменьшение кислотности увеличивает восстановительные свойства электрохимических систем. Сказанное в первую очередь относится к системам, в которых окисленная и восстановленная форма содержат различное количество кислорода. В тех случаях, когда содержание кислорода в окисленной и восстановленной формах не меняется, влияние среды не столь велико. Это относится, например, к процессам: Cl2 + 2e = 2Cl–; Br2 + 2e = 2Br–; I2 + 2e = 2I–. С тем, чтобы выяснить, насколько существенным является влияние кислотности среды, сравним электродные потенциалы полуреакций а и б для pH = 0 и pH = 7 при условии, что [MnO4–] /[Mn2+] = 1; [ClO3–]/[Cl–] = 1. С уменьшением кислотности уменьшается окислительная способность электрохимической системы. Однако степень этого изменения различна, что приводит в конечном счете к изменению электродвижущих сил окислительно-восстановительных реакций с изменением pH и к смещению химического равновесия либо в прямом, либо в обратном направлении. Подтвердим сказанное на примере взаимодействия: 6Mn2+ + 5ClO3– + 9H2O = 6MnO4– + 5Cl– + 18H+ 1. pH = 0. Так как E(ClO3–,H+/Cl–) < E(MnO4–,H+/Mn2+), то реакция не идет в прямом направлении. Следовательно, в кислой среде в стандартных условиях невозможно окислить с помощью хлорат-иона Mn2+ до MnO4–. 2. pH = 7. E(ClO3–,H+/Cl–) >> E(MnO4–,H+/Mn2+), следовательно, реакция идет в прямом направлении. Таким образом, в нейтральной среде с термодинамической точки зрения можно окислить соединения марганца (II) до перманганат-иона с помощью хлорат-иона. Приведенные примеры показывают, что для осуществления заданной окислительно-восстановительной реакции и более глубокого ее протекания необходима определенная кислотность раствора. Выбор среды (кислой или щелочной) можно сделать путем сравнения стандартной ЭДС реакций в кислой и щелочной средах. Оптимальной является та, в которой достигается большее значение ЭДС. Обратимся к примеру: В какой среде (кислой или щелочной) следует осуществить процессы? 1. Re + H2O2 → ReO4– + H2O 2. Re + SeO42– → ReO4– + SeO32– 3. Bi(III) + Sn(II) → Bi + Sn(IV) 4. ClO3– + SO32– → Cl– + SO42– Решение. необходимо выписать стандартные электродные потенциалы, характеризующие электродные процессы,соответственно, в кислой и щелочной среде, и рассчитать для каждой ЭДС реакции. Из данных следует, что реакции 1, 3, 4 лучше проводить в щелочной среде, реакцию 2 – в кислой среде.
©2015 arhivinfo.ru Все права принадлежат авторам размещенных материалов.
|