5. Важнейшие окислители и восстановители

Элементы, входящие в состав соединений в высшей степени окис­ле­ния, мо­гут участвовать в редокс реакциях только в качестве окисли­те­лей с образова­ни­ем продуктов их восстановления с более низкой степе­нью окисления. Напротив, эле­менты, входящие в состав соединений в низшей сте­пени окисления, в редокс ре­ак­ци­ях могут выполнять роль только восстано­ви­телей и в результате их окисления пе­ре­ходить в продукты реакции в более вы­сокой степени окисления. Очевидно, что хи­ми­ческие соединения, содержа­щие элементы с промежуточной степенью окисле­ния в зависимости от условий про­цесса проявляют окислительно-восстановительную двойст­венность - могут выступать как окислителями, так и вос­ста­новителями. Как пра­вило, для таких соединений характерны реакции диспро­пор­ци­онирования.

В каждом конкретном случае окислительная и восстановительная актив­ность сое­ди­нений элементов в той или иной степени окисления зависит от мно­гих факторов – фор­мы существования, природы партнера, среды, которые соб­ст­венно и являются пред­метом изучения химических свойств элементов на ос­но­ве их положения в пери­о­ди­ческой системе и определяются электронным строением соединений. В тоже время можно выделить с одной стороны наи­бо­лее часто встречающиеся в химической прак­ти­ке окислители и восстановители, а с другой – определить влияние кислотности среды на их окислительно-вос­ста­но­вительные свойства в водных растворах.

О к и с л и т е л и. Среди наиболее важных окислителей, часто встречаю­щих­­ся в хи­мической практике, можно выделить следующие соединения:

• Ион гидроксония H₃O⁺ (H⁺), существующий в кислых водных растворах и со­­дер­­жа­щий водород в высшей степени окисления +1:

2H₃O⁺ + 2e^- = H₂ + 2H₂O

или в упрощенном виде:

2Н⁺ + 2е^- = Н₂

Именно образование иона гидроксония в результате электролитической дис­со­циации кислот в водных растворах определяет их окислительные свойства независимо от при­роды аниона. С точки зрения химического рав­новесия между окисленной и восстановленной формой водорода:

2H₃O⁺ + 2e^-  H₂ + 2H₂O

очевидно, что чем выше кис­лот­ность раствора с увеличением концент­ра­ции кис­­лоты, тем больше кон­цент­ра­ция ионов гидрок­со­ния и тем в боль­шей сте­пе­ни равновесие в соответствии с правилом Ле-Шателье¹⁹ смеща­ет­ся в сторону вос­­становленной формы водорода – то есть окислительные свойства уве­ли­чи­ва­ют­ся. За счет иона гидроксония водные растворы кис­лот окисляют например, металлы, расположенные в ряду напряжений до водорода:

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂

Ряд оксокислот р-элементов V-VII группы проявляют свои окисли­тель­ные свойства в водных растворах не только за счет ионов гидроксония, но и за счет оксоанионов. К таким кислотам относятся концентрированные растворы: прак­ти­чески всех оксокислот галогенов HHalO₄, HHalO₃, HHalO₂, HHalO; серная и селеновая и теллуровая кислота, азотная кис­ло­та. Продуктом восстановления таких кислот являются не водород, а сое­ди­нения р-элементов в более низких степенях окис­ления (табл. 2.2). Глу­би­на восстановления оксокислоты тем больше, чем больше сила вос­ста­но­­ви­те­ля. Например, при взаимодействии со слабым восстановителем Cu кон­цент­ри­ро­ванная серная кислота восстанавливается до SO₂:

H₂SO_4(конц.) + Сu = CuSO₄ + SO₂ + H₂O,

а при взаимодействии с цинком – до серы или даже до сероводорода:

4H₂SO_4(конц.) + 3Zn = 3ZnSO₄ + S + 4H₂O

5H₂SO_4(конц.) + 4Zn = 4ZnSO₄ + H₂S + 4H₂O

Наиболее разнообразны продукты восстановления азотной кислоты – от ди­ок­­си­да азота со степенью окисления N⁴⁺ до катиона аммония c низ­шей сте­пенью окис­­ления N^-3. Следует отметить, что в реальных про­цес­сах всегда обра­зу­ется смесь продуктов. Однако чем больше сила восста­но­вителя и меньше кон­центрация азот­ной кислоты, тем содержание в сме­си продуктов более глу­бокого вос­ста­новления больше.

Таблица. 2.2. Продукты восстановления оксокислот.

Окислитель	Полуреакция
HHalO4	HalO4^- + 8H^+ + 8e^- = Hal^- + 4H2O
HHalO3	HalO3^- + 6H^+ + 6e^- = Hal^- + 3H2O
HHalO2	HHalO2 + 3H^+ + 4e^= = Hal^- + 2H2O
HHalO	HHalO + H^+ + 2e^- = Hal^- + H2O
H2SO4	SO4^2- + 4H^+ + 2e^- = SO2 + 2H2O SO4^2- + 8H^+ + 6e^- = S + 4H2O SO4^2- + 10H^+ + 8e^- = H2S + 4H2O
H2SeO4	SeO4^2- + 4H^+ + 2e^- = H2SeO3 + H2O SeO4^2- + 8H^+ + 6e^- = Se + 4H2O
H6TeO6	H6TeO6 + 2H^+ + 2e^- = TeO2 + H2O
HNO3	NO3^- + 2H^+ + e^- = NO2 + H2O NO3^- + 4H^+ + 3e^- = NO + 2H2O 2NO3^- + 10H^+ + 8e^- = N2O + 5H2O 2NO3^- + 12H^+ + 10e^- = N2 + 6H2O NO3^- + 10H^+ + 8e^- = NH4^+ + 3H2O

Упражнения:

93. Напишите окислительно-восстановительные уравнения полуреак­ций и сум­мар­ное молекулярное уравнение редокс реакций в водных рас­творах:­

а) Hg + HNO₃  б) Fe + HNO₃  в) FeSO₃ + HNO₃ 

г) As₂S₃ + HNO_3(конц.)  д) Fe + H₂SO_4(конц.)  е) KI + H₂SO_4(конц) I₂+

ж) FeS_ + H₂SO_4(конц.)  з) HCl + HClO  и) Zn + HСlO_4(конц.) 

к) Ag + H₂SeO_4(конц.) SeO_2 +

• Наряду с оксокислотами, соли ряда оксокислот р- и d-элементов в вы­со­ких сте­пе­нях окисления также часто ис­поль­зуются в качестве окисли­те­лей. Среди та­ких солей наи­бо­лее часто применяют - нит­ра­ты, перманга­на­ты, хро­маты и дихроматы, галогенаты (хлораты, броматы, иодаты) и ги­погало­ге­ни­ты (гипохлориты, гипобромиты, гипоиодиты), плюм­баты. Нитрат-ион проявляет сильные окис­литель­ные свойства не только в кис­лой, но и в щелочной среде (осо­бенно в щелочных расплавах):

4Zn + 10HNO₃ = 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

4Zn + NaNO₃ + 7NAOH_{(расплав)} = 4Na₂ZnO₂ + NH₃ + 2H₂O

Галогенаты проявляют свои окислительные свойства преи­му­щест­вен­но в кис­­лой среде:

HalO₃^- + 6H⁺ + 6e^- = Hal^- + 3H₂O,

а гипогалогениты являются эффективными окислителями и в кислых, и в нейт­ральных, и в щелочных растворах:

HalO^- + 2H⁺ + 2e^- = Hal^- + H₂O

HalO^- + H₂O + 2e = Hal^- + 2OH^-

Среди плюмбатов в лабораторной практике находит применение орто­плюм­­бат свинца(II) – Pb₂PbO₄ (Pb₃O₄ – сурик). Его сильные окислитель­ные свойст­ва прояв­ля­ют­ся в кислых растворах:

Pb₂PbO₄ + 8H⁺ + 2e^- = 3Pb²⁺ + 4H₂O

Продукты восстановления перманганатов и хроматов зависят от кис­лот­нос­ти среды, в которой протекает редокс реакция:

Таблица 2.3. Продукты восстановления перманганата и хроматов.

Окислитель	Среда	Полуреакция
KMnO4	Кислая	MnO4^- + 8H^+ + 5e^- = Mn^2+ + 4H2O
	Нейтральная	MnO4^- + 2H2O + 3e^- = MnO2 + 4OH^-
Щелочная	MnO4^- + e^- = MnO4^2
K2CrO4	Кислая	CrO4^2- + 8H^+ + 3e^- = Cr^3+ + 4H2O
	Нейтральная	CrO4^2- + 4H2O + 3e^- = Cr(OH)3 + 5OH^-
Щелочная	CrO4^2- + 3e^- + 4H2O = [Cr(OH)6]^3- 2OH^-
K2Cr2O7	Кислая	Cr2O7^2- + 16H^+ + 6e^- = 2Cr^3+ + 8H2O
	Нейтральная	Cr2O7^2- + 8H2O + 6e^- =2Cr(OH)3 + 10OH^-
Щелочная	Cr2O7^2- +8H2O+ 6e^- =2[Cr(OH)6]^3-+ 4OH^-

В свою очередь продукты частичного восстановления Mn⁺⁷ - манганат-ион MnO₄^2- и диоксид марганца MnO₂ в кислых растворах сами прояв­ля­ют сильные окислительные свойства и восстанавливаются до иона Mn²⁺:

MnO₄^2- + 8H⁺ + 4e^- = Mn²⁺ + 4H₂O

MnO₂ + 4H⁺ +2e^- = Mn²⁺ + 2H₂O

Упражнения:

93. Напишите окислительно-восстановительные уравнения полуреак­ций и сум­мар­ное молекулярное уравнение редокс реакций в водных раст­ворах:­

а) Na₂SO₃ + KMnO₄ + H₂SO₄  б) KNO₂ + KMnO₄ + H₂SO₄ 

в) FeSO₃ + KMnO₄ + H₂SO₄  г) FeSO₃ + KMnO₄ + H₂O 

д) FeSO₃ + KMnO₄ + NaOH  е) KI + KMnO₄ + KOH  KIO₃ +

ж) SnCl₂ + K₂Cr₂O₇ + KOH  K₂SnO₃ + з) KI + K₂CrO₄ + H₂O = I₂ +

и) SO_2aq + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄  к) Na₂S + KIO₃ + H₂SO₄  S +

л) FeSO₄ + KBrO + NaOH  м) HCl_(конц.) + KClO₃ 

н) Pb₃O₄ + HCl  Cl₂ + о) KBr + MnO₂ + H₂SO₄  Br₂ +

п) Na₂SO₃ + K₂MnO₄ + H₂SO₄  р) Hg + KClO₃ + H₂SO₄ 

• Катионы переходных металлов (Fe³⁺, Cu²⁺, Hg²⁺) в высоких степенях окис­ления час­то используются в в различных редокс реакциях качестве ти­пичных окис­лителей:

Сu(NO₃)₂ + 2KI = CuI_ + I₂ + 2KNO₃

2Hg(NO₃)₂ + SnCl₂ + 6HCl = Hg₂Cl_2 +H₂[SnCl₆] + 4HNO₃

Fe₂(SO₄)₃ + SO_2aq + 2H₂O = 2FeSO₄ + 2H₂SO₄

Упражнения:

93. Напишите окислительно-восстановительные уравнения полуреак­ций и сум­мар­ное молекулярное уравнение редокс реакций в водных рас­т­во­рах:

а) FeCl₃ + H₂S  S + б) Bi(NO₃)₃ + NaPH₂O₂ + NaOH  Bi_ +

в) Cu(NO₃)₂ + Zn  г) CuCl₂ + KI = CuCl_ +

­

• Галогены, дикислород и озон в кислых, нейтральных и щелочных раство­рах про­яв­ляют сильные окислительные свойства:

Hal₂ + 2e^- = 2Hal^-

O₂ + 4H⁺ + 4e^- = 2H₂O

O₂ + 2H₂О + 4e^- = 4ОН^-

O₃ + H₂O + 2e^- = O₂ + 2OH^-

Упражнения:

93. Напишите окислительно-восстановительные уравнения полуреак­ций и сум­мар­ное молекулярное уравнение редокс реакций в водных растворах:

а) Fe(OH)₂ + I₂ + KOH  б) SnCl₂ + Cl₂ 

в) H₂S + Br₂  г) Bi(NO₃)₃ + Cl₂ + NaOH  NaBiO₃ +

д) FeSO₄ + O₂ + NaOH  е) KI + O₃ + H₂O  I₂ +

• Пероксопроизводные (пероксокислоты, пероксосоли, пероксиды) также в ос­нов­­ном проявляют сильные окислительные свойства и восстанавли­ва­ют­ся до со­ответствующих оксопроизводных – например, пероксоди­суль­фа­ты восста­нав­ливаются до сульфатов:

S₂O₆(O₂)^2- + 2e^- = 2SO₄^2-,

а пероксид водорода в кислых растворах до воды:

H₂O₂ + 2H⁺ + 2e^- = 2H₂O

Упражнения:

93. Напишите окислительно-восстановительные уравнения полуреак­ций и сум­мар­ное молекулярное уравнение редокс реакций в водных рас­т­ворах:

а) MnSO₄ + (NH₄)₂S₂O₆(O₂) + H₂O  б) H₂O₂ + FeSO₄ + H₂SO₄ 

в) H₂O₂ + KCNS  HCN + г) H₂O₂ + Cr(NO₃)₃ + NaOH 

д) BaO₂ + KI + H₂SO₄ = I₂ +

• Наряду с индивидуальными химическими соединениями, в качестве окис­ли­­те­лей часто используют окислительные смеси. Например, смесь кон­цен­три­рован­ных азотной и соляной кислоты (1HNO₃  3HCl), называемая «царской вод­кой», окисляет большинство элементов периодической сис­те­мы (включая и многие пла­­ти­новые металлы) до соединений с высшей сте­пенью окисления. Повышен­ная окислительная активность таких сме­сей связана с тем, что один компонет смеси - азотная кислота выполняет функцию окислителя, а другой – соляная кислота – комплексо­об­разова­те­ля продукта реакции окисления. Это приводит к связыванию про­дуктов окисления в прочные, хорошо растворимые в растворе комп­лек­сные сое­динения и способствует протеканию редокс про­цесса. Напри­мер, взаимо­действие платины с царской водкой: Pt + HNO₃ + HCl харак­те­ризуется про­теканием процесса восстановления азотной кислоты до ди­ок­­сида азо­та и окислением металла до гексахлороплатината(IV) водоро­да:

NO₃^- + 2H⁺ + e^- = NO₂ + H₂O 4

Pt + 6Cl^- - 4e^- = [PtCl₆]^2- 1

Pt + 4NO₃^- + 2H⁺ + 6Cl^- = 4NO₂ + [PtCl₆]^2- + 4H₂O

Pt + 4HNO₃ + 6HCl = 4NO₂ + H₂[PtCl₆] + 4H₂O

Среди окислительных смесей в химической практике часто используют «окис­­ли­тельные щелочные расплавы» - например, расплавы смеси нитра­тов ще­лоч­ных металлов и их гидроксидов. В этом случае функцию окис­ли­теля выполняет нитрат-ион, а функцию комплексообразователя, приво­дя­щего к образованию ок­со­комплексов продукта реакции, гидроксид-ионы. Окислительные щелочные расплавы также являются сильными окис­­ли­телями, которые окисляют многие пе­реходные металлы до их ок­со­комплексов с высшей степенью окисления ме­тал­ла. Например, при вза­и­модействии хрома с щелочным расплавом нитрата про­исходит его окис­ле­ние до хромат-иона:

Cr + 8OH^- - 6e^- = [CrO₄]^2- + 4H₂O 5

2NO₃^- + 6H₂O + 10e^- = N₂ + 12OH^- 3

5Cr + 40OH^- + 6NO₃^- + 18H₂O = 5[CrO₄]^2- + 3N₂ + 36OH^- + 20H₂O

5Cr + 4OH^- + 6NO₃^- = 5[CrO₄]^2- + 3N₂ + 2H₂O

5Cr + 4NaOH + 6NaNO₃ = 5Na₂[CrO₄] + 3N₂ + 2H₂O

Упражнения:

93. Напишите окислительно-восстановительные уравнения полуреак­ций и сум­мар­ное молекулярное уравнение редокс реакций в водных раст­ворах или рас­пла­вах:

а) Au + HNO₃ + HCl = б) Al + KNO₃ + KOH_{(расплав)} = NH₃ +

в) V+ NaNO₃ + NaOH_{(расплав)} = NaVO₃ + NO +

Рассмотренные примеры относятся только к наиболее часто используемым в лабо­ра­­торной практике окислителям. Окислительные свойства большинства из окис­ли­те­лей в водных растворах уве­личиваются с увеличением кислотности среды.

В о с с т а н о в и т е л и. Среди наиболее часто используемых вос­ста­но­ви­те­лей можно отметить:

• Простые и комплексные гидриды, содержащие водород с формальной сте­­пенью окисления (-1) – гидрид-ион H^-:

2H^- -2e^- = H₂

[BH₄]^- -4e^- = B³⁺ + 2H₂

Упражнения:

93. Напишите окислительно-восстановительные уравнения полуреак­ций и сум­мар­ное молекулярное уравнение редокс реакций в водных растворах:

а) Na[AlH₄] + HCl_aq  б) NaH + Cu(NO₃)₂ 

в) CaH₂ + Na[AuCl₄] 

• Простые вещества металлов, находящихся в ряду напряжений до водо­ро­да в кислых растворах являются сильными восстановителями:

Ca – 2e^- = Ca²⁺

Zn – 2e^- = Zn²⁺

Металлы, расположенные после водорода до платины также являются вос­ста­­но­ви­телями, но более слабыми:

Cu – 2e^-- = Cu²⁺

Ag – e^- = Ag⁺

В щелочных средах.восстановительные свойства проявляют щелочные и ще­лоч­но­земельные металлы, а также металлы, гидроксиды которых легко пе­реходят в гид­роксокомплексы:

Zn + 4OH^- -2e^- = [Zn(OH)₄]^2-

Al + 4OH^- -3e^- = [Al(OH)₄]^-

Упражнения:

93. Напишите окислительно-восстановительные уравнения полуреак­ций и сум­мар­ное молекулярное уравнение редокс реакций в водных растворах:

а) Zn + Hg(NO₃)₂  б) Fe₂(SO₄)₃ + Fe 

в) Hg(NO₃)₂ + Hg  г) KOH + Al 

д) Na[AgI₂] + Zn 

• Соединения металлов в низких степенях окисления:

Fe²⁺ - e^- = Fe³⁺

Cr²⁺ + e^- = Cr²⁺

Sn²⁺ - 2e^- = Sn⁴⁺

Образование гидроксидов и оксокомплексов металлов в щелочных раст­во­рах уси­ли­вает их восстановительные свойства:

Fe(OH)₂ + OH^- + e^- = Fe(OH)₃

Cr(OH)₂ + OH^- + e^- = Cr(OH)₃

Cr(OH)₂ + 6OH^- + 4e^- = CrO₄^2- + 4H₂O

Sn(OH)₂ + 2OH^- + 2e^- = Sn(OH)₄

Sn(OH)₂ + 4OH^- + 2e^- = SnO₃^2- + 3H₂O

Упражнения:

93. Напишите окислительно-восстановительные уравнения полуреак­ций и сум­мар­ное молекулярное уравнение редокс реакций в водных растворах:

а) Cr(NO₃)₂ + KMnO₄ + KOH  б) СrCl₂ + H₂O₂ + HCl 

в) FeSO₄ + HClO 

• Галогеноводородные и халькогеноводородные (за исключением HF) кислоты и их соли. Причем, по группе сверху вниз (Cl^-Br^-I^-; O^2-S^2-Se^2-) восста­но­ви­тельные свойства соединений усиливаются. В кислых рас­т­ворах галогениды в основном окисляются до свободных галогенов:

2Hal^- - 2e^- = Hal₂

В щелочных растворах при действии сильных окислителей образуются про­из­водные галогенат-ионов:

Hal^- + 6OH^- - 7e^- = HalO₃^- + 3H₂O

Окисление сероводорода и сульфидов в кислых растворах в зависи­мос­ти от силы окислителя может приводить к образованию серы, диоксида се­ры или суль­фат-ионов:

H₂S – 2e^- = S + 2H⁺

H₂S + 2H₂O – 6e^- = SO₂ + 6H⁺

H₂S + 4H₂O – 8e^- = SO₄^2- + 8H⁺

В щелочных растворах основным продуктом окисления является сульфат-ион:

S^2- + 8OH^- - 8e^- = SO₄^2- + 4H₂O

Селеноводород и селениды в основном окисляются до производных се­ле­на(IV):

H₂Se + 3H₂O –6e^- = H₂SeO₃ + 6H⁺

Se^2- + 6OH^- - 6e- = SeO₃^2- + 3H₂O

Вода и продукт ее диссоциации гидроксид-ион проявляют (за счет O^-2) сла­бые восстановительные свойства только при взаимодействии с силь­ны­ми окис­ли­телями:

2H₂O – 4e^- = O₂ + 4H⁺

4OH^- - 4e^- = O₂ + 2H₂O

Упражнения:

93. Напишите окислительно-восстановительные уравнения полуреак­ций и сум­мар­ное молекулярное уравнение редокс реакций в водных растворах:

а) HBr_aq + KMnO₄  б) NaI + KMnO₄ + KOH 

в) H₂S_aq + H₂SO_4(конц.)  г) Na₂S + Cl₂ + NaOH 

д) Na₂S + S  е) KBr + KIO₃ + H₂SO₄ 

• Среди других типичных восстановителей, часто используемых в лабо­ра­тор­ной практике, можно отметить: диоксид серы и его производные суль­фиты SO₃^2-, фосфи­ты (фосфонаты) PHO₃^2- и гипофосфиты (фосфинаты) PH₂O₂^2-, а также гидразин N₂H₄. Их восстановительные свойства наиболее яр­ко проявляются в щелочных растворах:

SO_2aq + 4OH^- - 2e^- = SO₄^2- + 2H₂O

SO₃^2- +2OH^- -2e^- = SO₄^2- + H₂O

PHO₃^2- + 3OH^- -2e^- = PO₄^3- + 2H₂O

PH₂O₂^2- + 6OH^- - 4e^- = PO₄^3- + 4H₂O

N₂H₄ + 4OH^- – 4e^- = N₂ + 4H₂O

Упражнения:

93. Напишите окислительно-восстановительные уравнения полуреак­ций и сум­мар­ное молекулярное уравнение редокс реакций в водных растворах:

а) SO_2aq + Fe₂(SO₄)₃ + NaOH  б) Na₂SO₃ + I₂ + NaOH 

в) NiCl₂ + K₂PHO₂ + KOH  г) AgNO₃ + N₄H₄ + NaOH 

д) [Cu(NH₃)₄]Cl₂ + N₂H₄  Cu_ +

О к и с л и т е л ь н о – в о с с т а н о в и т е л ь н а я д в о й с т в е н н о с т ь. Прин­ци­пи­ально все соединения элементов в промежуточной степени окисления при опре­де­­ленных условиях могут проявлять окислительно-восстановительную двойствен­ность. Однако практически для большинства таких соединений в ос­нов­ном преобла­да­ют либо окислительные либо восстановительные свойства. Так, например, галогены как простые вещества с формально промежуточной ну­левой степенью окисления элемента могут выступать и как окислители, и как восстановители. Однако в боль­шин­стве реакций они выступают как типичные окислители и только в специальных условиях при действии сильных окис­ли­те­лей они (за исключением фтора) могут быть окислены. Наоборот, для суль­фи­тов, соединений фосфора(III), олова(II) наиболее ха­рак­терны восстанови­тель­ные свойства, тогда как их восстановление протекает только в специальных ус­ло­виях при действии сильных восстановителей.

Среди наиболее часто используемых в практике соединений, окислительные и вос­ста­­но­вительные свойства которых проявляются практически одинаково мож­но отме­тить – азотистую кислоту HNO₂ и ее соли нитриты, гидроксиламин NH₂OH, в мень­шей степени пероксид водорода H₂O₂ и диоксид марганца MnO₂, для которых на­и­бо­лее характерны окислительные свойства. Применение пра­ви­ла Ле Шателье к сме­ще­нию равновесий полуреакций окисления и восстанов­ле­ния этих соединений пока­зы­ва­ет, что проявлению их окислительных свойств спо­собствует кислая среда:

HNO₂ +H⁺ + e^-  NO + H₂O

MnO₂ + 4H⁺ + 2e^-  Mn²⁺ + 2H₂O

H₂O₂ + 2H⁺ + 2e^-  2H₂O

NH₂OH + 3H⁺ + 2e^-  NH₄⁺ + H₂O,

а проявлению восстановительных свойств – щелочная среда:

NO₂^- + 2OH^- - 2e^-  NO₃^- + H₂O

MnO₂ + 4OH^- - 2e^-  MnO₄^2-

H₂O₂ + 2OH^- – 2e^-  O₂ + 2H₂O

NH₂OH + OH^- – 2e^-  N₂ + 2H₂O

Упражнения:

93. Напишите окислительно-восстановительные уравнения полуреак­ций и сум­мар­ное молекулярное уравнение редокс реакций в водных растворах:­

а) KNO₂ + KI + H₂SO₄  б) KNO₂ + Cl₂ + KOH 

в) MnO₂ + Na₂SO₃ + H₂SO₄  г) MnO₂ + Br₂ + KOH 

д) NH₂OH + Fe₂(SO₄)₃ + H₂SO₄  е) NH₂OH + SnCl₂ + NaOH 

Следует отметить, что для соединений элементов в промежуточной степени окис­ле­ния и потенциально окислительно-восстановительной двойственностью, как прави­ло, характерны реакции диспропорционирования, приводящие к обра­зо­ванию более ус­той­чивых соединений с более высокой и более низкой сте­пенью окисления:

3Hal₂ + 6OH^- = 5Hal^- + HalO₃^- + 3H₂O (Hal = Cl, Br, I)

2NO₂ + 2OH^- = NO₃^- + NO₂^-

2H₂O₂ = 2H₂O + O₂

Упражнения:

93. Напишите окислительно-восстановительные уравнения полуреак­ций и сум­мар­ное молекулярное уравнение редокс реакций в водных растворах:

а) S + NaOH  б) P + NaOH  PH₃ + Na₂[PHO₃]

в) I₂ + NaOH  г) HNO₂