Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), их классификация. Важнейшие окислители и восстановители. Составление уравнений ОВР по методу полуреакций. Влияние среды на протекание ОВР

(1) Fe3+ + e = Fe2+; j°1 = 0,77 В;

(2) Fe3+ + 3e = Fe; j°2 = - 0,04 В;

(3) Cu 2+ +e = Cu; j°3 = 0,34 В;

j°2 << j°3 <<j°1. Это значит, что вторая система не может быть окислителем, реакция 2Fe3+ + 3Cu = 2Fe + 3Cu2+ не идет. Точнее, ее константа равновесия ничтожно мала: К = exp(-0,38*6/0,059) » 10-17 при 298К. Но первая система может окислять медь, и реакция 2Fe3+ + Cu = 2Fe2+ + Cu2+ идет. Ее константа равновесия К = exp(+0,43*2/0,059) »106 при 298К. Полуреакция (1) идет в прямом направлении, а полуреакция (3) с меньшим j°- в обратном.

Влияние рН на окислительно-восстановительные свойства и направление ОВР

В водных растворах концентрация ионов водорода меняется в очень широких пределах - от нескольких моль/л в кислых растворах до 10-14 - 10-15 моль/л в щелочных, то есть на 15 порядков. Поэтому, если в ОВР образуются или расходуются ионы водорода или гидроксила, то рН очень сильно влияет на направление таких реакций. Рассмотрим на примере трех вариантов восстановления перманганата.

(1) MnO4- +8H+ +5e = Mn2+ + 4H2O; j01 = 1,51 В;

(2) MnO4- +4H+ +3e = MnO2 + 2H2O; j02 = 1,69 В;

(3) MnO4- + e = MnO42-; j03 = 0,56 В.

j1 = j°1 + (0,0591B/5)lg([MnO4-][H+]8/[Mn2+]) = 1,51В + (0,0591B/5)lg([MnO4-]/[Mn2+]) - (8*0,0591/5)pH. Если принять стандартными все концентрации, кроме рН, то

j1 = 1,51В -0,0946В*рН. При рН=7 это дает 0,85В.

Аналогично j2 = 1,69В - 0,0788рН, при рН=7 получается 1,14В, а при рН=14 = 0,59В.

Постройте на одном графике зависимости потенциалов трех систем от рН. Уравнения линейные, поэтому достаточно вычислить j при двух значениях рН (например, 0 и 14) и соединить прямой (прямую 1 довести только до pH=6, т.к. дальше осаждается Mn(OH)2).

Только у третьей системы потенциал не зависит от рН, а у двух других резко падает с ростом рН, то есть окислительные свойства перманганата сильнее всего выражены в кислой среде, а в щелочной его труднее восстановить и, наоборот, соединения низших степеней окисления легче окислить.

Система 3 является самым слабым окислителем и по потенциалу, и по числу принимаемых электронов. Поэтому третий вариант восстановления реализуется только в очень сильно щелочной среде, где получается j3 > j2, и только при недостатке восстановителя. Если же восстановителя достаточно, то будет идти процесс 2. Процесс 2 по потенциалу предпочтительнее, чем 1, но уступает по числу электронов. Более строгим критерием направления процесса будет DG.

Рассмотрим, например, эти три варианта при окислении иодида до иода: I2Ї +2e = 2I-. Стандартный потенциал этого восстановителя, независимо от рН, 0,54В. (А у другого восстановителя потенциал может тоже зависеть от рН).

(1) 2MnO4- + 16H+ +10 I- = 4Mn2+ + 8H2O + 5 I2Ї; n=10;

(2) 2MnO4- + 8H+ + 6I- = 2MnO2 + 4H2O + 3I2Ї; n=6;

(3) 2MnO4- + 2I- = 2MnO42- + I2Ї; n=2;

Выразим эдс этих трех систем через рН, принимая все прочие концентрации стандартными.

e1 = 1,51 - 0,54 + 0,00591lg[H+]16 = 0,97 - 0,0946pH (B); DG = -nFe; D1G/F = -9,7 + 0,946pH (B);

e2 = 1,69 - 0,54 + (0,0591/6)lg[H+]8 = 1,15 - 0,0788pH (B); D2G/F = -6,9 + 0,473pH (B)

e3 = 0,56 - 0,54 = 0,02(B) независимо от рН; D3G/F = - 0,04 B.

Наиболее выгодна та из реакций, у которой меньше DG в расчете на одно и тоже количество вещества (здесь - на 2 моль перманганата). Если в уравнениях конкурирующих реакций разные коэффициенты, то сначала надо их домножить так, чтобы они стали одинаковыми, а потом уже сравнивать DG. Реакции 1 и 2 равновероятны, если D1G=D2G. Решив это уравнение относительно рН, получаем рН=5,9. При меньших рН D1G<D2G, при больших - наоборот. Аналогично, приравняв D3G=D2G, найдем рН=14,5.