Окислительно-восстановительные реакции (стр. 2 )

KMnO4 + восстановители
в кислой среде Mn+2	в нейтральной среде Mn+4	в щелочной среде Mn+6
(соль той кислоты, которая участвует в реакции) MnSO4, MnCl2	MnO2	Манганат (K2MnO4 или KNaMnO4, Na2MnO4) -

Окислительно-восстановительные свойства соединений марганца в различных средах

  Марганец – элемент 4 периода VII группы подгруппы В. Электронная формула атома марганца:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2

  валентные электроны

В соединениях марганец способен проявлять степени окисления от  +2 до  +7. Наиболее устойчивыми являются соединения, в которых степень окисления марганца равна  +2, +4, +7.

Соединения марганца (II)

MnO -  оксид марганца (II), Mn(OH)2 – гидроксид марганца (II).

MnO – кристаллы зеленовато – серого цвета.

Эти соединения проявляют окислительно – восстановительную двойственность, но у них восстановительные свойства преобладают.

Восстановительные свойства:

На воздухе гидроксид марганца (II) быстро темнеет, окисляясь в гидроксид марганца (IV):

2 Mn+2(OH)2 + O20 + 2 H2O = 2 Mn+4(O-2H)4

  белый  бурый

  2  Mn+2  - 2е  →  Mn+4  - окисление

  восстановитель

  1  O20  + 4е  →  2O-2  - восстановление 

  окислитель

Под  действием более сильных окислителей соли марганца (II) превращаются в соединения марганца (VII):

2Mn+2SO4 + 5Pb+4O2 + 6HNO3 = 2HMn+7O4 + 2PbSO4 + 3Pb+2(NO3)2  + H2O

  2  Mn+2  - 5е  →  Mn+7  - окисление

  восстановитель

  5  Pb+4  + 2e  →  Pb+2  - восстановление

  окислитель

В сильнощелочной среде  соли марганца (II) превращаются в соединения марганца (VI):

Mn+2SO4 + 2KN+5O3 + 4KOH  =  K2Mn+6O4 + 2 KN+3O2 + K2SO4  + 2H2O

  1  Mn+2  - 4e  →  Mn+6  - окисление

  восстановитель

  2  N+5  + 2е  →  N+3  -  восстановление

  окислитель

Окислительные свойства:

С сильными восстановителями соединения марганца (II) проявляют окислительные свойства:

Mn+2Cl2 + Mg0  =  Mn0  + Mg+2Cl2

  1  Mn+2 + 2e  →  Mn0  -  восстановление

  окислитель

  1  Mg0  - 2е  →  Mg+2  - окисление

  восстановитель

Соединения марганца (IV)

MnO2 - диоксид марганца (IV),  Mn(OH)4 - гидроксид марганца (IV). 

MnO2 – твердое вещество серо - черного цвета, в природе минерал пиролюзит.

Амфотерные соединения, обладают окислительно – восстановительной двойственностью.

Восстановительные свойства:

При  взаимодействии соединений марганца (IV) с сильными окислителями образуются производные  Mn(VI) и  Mn(VII).

Например, в щелочной среде образуются манганат ионы MnO4 2-:

3Mn+4O2 + KCl+5O3 + 6 KOH = 3K2Mn+6O4 + KCl-1 + 3H2O

  3  Mn+4  - 2e  →  Mn+6  - окисление

  восстановитель

  1  Cl+5 + 6e →  Cl-1  - восстановление

  окислитель

В кислой среде – продуктами окисления являются перманганат ионы MnO4-:

2Mn+4O2 + 3Pb+4O2 + 6HNO3 = 2HMn+7O4 + 3Pb+2(NO3)2  + 2H2O 

  2  Mn+4  - 3e  →  Mn+7  - окисление

  восстановитель

  3  Pb+4  + 2e  →  Pb+2 - восстановление

  окислитель

Исключение:

4Mn+4O2 + 3Cl20+ 8KOH  →  2KMn+7O4 + 6KCl-+ 4H2O

  2  Mn+4 - 3e  →  Mn+7  - окисление

  восстановитель

  3  Cl20 +2e  →  2Cl-  - восстановление

  oкислитель

Окислительные свойства:

При  растворении  MnO2  в  концентрированной соляной кислоте образуется хлорид марганца (II) и выделяется хлор:

Mn+4O2 + 4HCl-(конц)  = Mn+2Cl2 + Cl20↑ + 2H2O

  1  Mn+4  +2e  →  Mn+2 - восстановление

  окислитель

  1  2Cl-  -2e →  Cl20  - окисление

  восстановитель

При нагревании в концентрированной серной кислоте  MnO2 образует  сульфат марганца (II) c выделением кислорода:

2Mn+4O2 -2 + 2H2SO4(конц) = 2Mn+2SO4 + O20↑ + 2H2O

  2  Mn+4  +2e  →  Mn+2 - восстановление

  окислитель

  1  2O-2  - 4e  →  O20  - окисление

  Восстановитель

В кислой среде MnO2 проявляет сильные окислительные свойства:

2Mn+4O2  + 2Fe+2SO4  + 2H2SO4  =  Mn+2SO4 + Fe2+3(SO4)3 + 2H2O

  1  Mn+4 +2e  →  Mn+2 - восстановление

  окислитель

  1  2Fe+2 - 2e  → 2Fe+3  - окисление

  восстановитель

Соединения марганца (VII)

Mn2O7  - неустойчивое соединение, зеленовато – черная маслянистая жидкость, при слабом нагревании оно разлагается  со взрывом на оксид марганца(IV) и кислород:

  t 

2Mn2+7O7-2  =  4Mn+4O2 + 3O20↑

  4  Mn+7 + 3e →  Mn+4  - восстановление

  окислитель

  3  2O-2  - 4e → O20  - окисление

  восстановитель

Mn2O7 – cильнейший окислитель, он поджигает любые горючие вещества, при контакте с ним они воспламеняются:

2Mn2+7O7  +  C2-2H5OH  =  4Mn+4O2  + 2C+4O2 + 3H2O

  2  Mn2+7  + 3e →  Mn+4  - восстановление

  окислитель

  1  C2-2  - 6e → C+4  - окисление

  восстановитель

Mn2O7 - кислотный оксид, который взаимодействует с основаниями, основными оксидами, водой соответственно с образованием солей и марганцoвой кислоты:

Mn2O7 + 2KOH = 2KMnO4 + H2O

Mn2O7 + H2O = 2HMnO4

KMnO4 - наиболее важная соль марганцовой кислоты, представляет собой темно – фиолетовые кристаллы. KMnO4 является очень сильным окислителем, причем в зависимости от рН среды образуются разные продукты восстановления KMnO4.

Степень восстановления перманганат – ионов в различных средах можно представить схематично:

  H+  кислая  среда  Mn+2  бесцветный раствор

  КMn+7O4  Н2О  нейтральная среда  Mn+4O2  бурый осадок

  ОН-  щелочная  среда  Mn+6O42- раствор зеленого цвета

Например:

В кислой среде:

2KMn+7O4 + 16HCl-(конц) = 2Mn+2Cl2 + 2KCl + 5Cl20 + 8H2O

  бесцветный  раствор

  2  Mn+7 + 5e →  Mn+2 - восстановление

  окислитель

  5  2Cl-  -2e →  Cl20  - окисление

  восстановитель

В нейтральной среде:

2KMn+7O4 + Н2О + 3К2S+4O3  = 2Mn+4O2↓ + 3K2S+6O4 + 2KOH

  бурый осадок

  2  Mn+7 + 3e →  Mn+4  - восстановление

  окислитель

  3  S+4 - 2e →  S+6 - окисление

  восстановитель

В щелочной среде:

2KMn+7O4 + 3К2S+4O3  + KOH  =  K2Mn+6O4 + K2S+6O4 + H2O

  зеленый  раствор

2  Mn+7 + e →  Mn+6 - восстановление

  окислитель

1  S+4 - 2e →  S+6 - окисление

  восстановитель

ДИХРОМАТ И ХРОМАТ КАК ОКИСЛИТЕЛИ.

K2C2O7 (кислая и нейтральная среда), K2CrO4 (щелочная среда) + восстановители? всегда получается Cr+3
кислая среда	нейтральная среда	щелочная среда
Соли тех кислот, которые участвуют в реакции: CrCl3, Cr2(SO4)3	Cr(OH)3	K3[Cr(OH)6] в растворе, K3CrO3 или KCrO2 в рас-плаве

ПОВЫШЕНИЕ СТЕПЕНЕЙ ОКИСЛЕНИЯ ХРОМА И МАРГАНЦА

Cr+3 + очень сильные окислители Cr+6 (всегда независимо от среды!)
Cr2O3, Cr(OH)3, со-ли, гидроксоком-плексы	+ очень сильные окислители: а)KNO3, кислородсодержащие соли хлора (в щелочном рас-плаве) б) Cl2, Br2, H2O2 (в щелочном растворе)	Щелочная среда: образуется ХРОМАТ K2CrO4
Cr(OH)3, соли	+ очень сильные окислители в кислой среде (HNO3 или CH3COOH): PbO2, KBiO3	Кислая среда: образуется ДИХРОМАТ K2Cr2O7 или ДИХРОМОВАЯ КИСЛО-ТА H2Cr2O7

Mn+2,+4 – оксид, гид-роксид, соли	+ очень сильные окислители: KNO3, кислородсодержащие соли хлора (в расплаве)	Щелочная среда: Mn+6 K2MnO4 – манганат
Mn+2 – соли	+ очень сильные окислители в кислой среде (HNO3 или CH3COOH): PbO2, KBiO3	Кислая среда: Mn+7 KMnO4- перманганат HMnO4 - марганцевая ки-слота

Окислительно – восстановительные свойства соединений хрома в различных средах

  Хром – элемент 4 периода VI группы подгруппы В. Электронная формула атома хрома:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1

  валентные электроны

В соединениях хром может принимать степени окисления от +1 до +6. Наиболее характерными являются соединения хрома со степенями окисления +3 и +6. Менее устойчивы соединения хрома со степенью окисления +2. Хром образует комплексные соединения  с координационным числом 6.