2. Реакції диспропорціонування (самоокиснення-самовідновлення).

У таких реакціях прості і складні речовини можуть виявити як окисні, так і відновні властивості. Це можливо внаслідок того, що атоми з проміжним ступенем окиснення віддають і приймають електрони. Наприклад, в реакції:

N³⁺ відіграє роль як окисника, так і відновника.

3. Реакції внутрішньомолекулярного окиснення-відновлення. До них належать реакції, в яких і окисник і відновник входять до складу тієї ж ре-човини (молекули):

До найважливіших відновників відносяться лужні та лужноземельні метали; кислоти, що не містять Оксигену (HCl, HBr, HJ, H₂S, H₂Se, H₂Te) та їх солі, гідриди лужних і лужноземельних металів (NaH, CaH₂), а також сполуки неметалів з Гідрогеном (NH₃, N₂H₄, PH₃, P₂H₄ тощо). Роль відновників відіграють також позитивно заряджені іони металів, що мають нижчі ступені окиснення (Cu⁺, Fe²⁺, Mn²⁺, Cr³⁺ та інші). До сильних окисників відносять галогени, озон, кисень, сірку, сполуки, що містять позитивно заряджений іон Гідрогену H⁺ у складі води чи кислот. Виконують роль окисників також метали з найвищим ступенем окиснення у вигляді оксидів, кислот та їх солей. Типовими представниками цих сполук є Mn₂O₇, KMnO₄, HMnO₄, CrO₃, K₂Cr₂O₇, K₂CrO₄, NaBiO₃, Na₂FeO₄, V₂O₅, NaVO₃ тощо. Оксиген у атомарному стані і у складі простої речовини – кисню, а також у вигляді озону О₃ є дуже сильними окисниками. Роль окисників виконують також молекули галогенів F₂, Cl₂, Br₂, J₂ та вищі оксигеновмісні кислоти неметалів (HClO, HClO₃, HClO₄).

5.2. Експериментальна частина Дослід 5.2.1. Окисні властивості калій дихромату

У дві пробірки взяти по 2-3 краплі розчину калій дихромату, додати по 3-4 краплі розчину сульфатної кислоти. У першу пробірку додати щіпку натрій сульфіту, у другу – декілька кристалів натрій нітриту. Відмітити зміну кольору розчинів. Написати рівняння реакцій, скласти схему електронного балансу до кожної з них, підібрати коефіцієнти.

Дослід 5.2.2. Вплив середовища на окисно-відновні процеси

У три пробірки помістити по 3-4 краплі розчину KMnO₄. У першу додати 1 краплю розчину H₂SO₄, у другу 3-4 краплі дистильованої води, в третю – 2-3 краплі розчину NaOH. Чи змінився при цьому колір розчину KMnO₄ ?

Далі у кожну пробірку додати щіпку порошку натрій сульфіту. Що відбувається ? Написати рівняння реакцій, скласти схему електронного балансу до кожної з них, підібрати коефіцієнти.

Дослід 5.2.3. Окисні властивості галогенів

Налити у пробірку 4-5 крапель розчину натрій сульфіду і додати 3-4 краплі йодної води (водний розчин йоду). Чому знебарвився розчин йоду та випав осад сірки ? Написати рівняння реакцій, скласти схему електронного балансу, підібрати коефіцієнти.

Дослід 5.2.4. Окиснення іонів J^– іонами Fe³⁺

У пробірку налити 5–7 крапель розчину Fe₂(SO₄)₃ або FeCl₃ , додати 3-4 краплі безбарвного розчину KI. Розвести суміш 15-20 краплями дистильованої води і добавити 1-2 краплі розчину крохмалю. Поява синього забарвлення свідчить про утворення в розчині вільного йоду. Як це пояснити? Написати рівняння реакцій, скласти схему електронного балансу до кожної з них, підібрати коефіцієнти.

Дослід 5.2.5. Окиснення іонів Fe²⁺ перманганат-іонами

В пробірку налити 2-3 каплі розчину калій перманганату і 2-3 каплі 2 н розчину сульфатної кислоти. По каплях додати свіжоприготований розчин ферум (ІІ) сульфату до повного знебарвлення розчину. Скласти рівняння окисно-відновної реакції.