Учебное пособие: Сущность окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительные процессы принадлежат кчислу наиболее распространенных химических реакций и имеют огромное значение втеории и практике. Окисление-восстановление—один из важнейших процессов природы.

Дыхание, усвоение углекислого газа растениями с выделениемкислорода, обмен веществ и ряд других химических процессов в основе своейявляются окислительно-восстановительными реакциями. Сжигание топлива в топкахпаровых котлов и двигателях внутреннего сгорания, электролитическое осаждениеметаллов, процессы, происходящие в гальванических элементах и аккумуляторах,включают реакции окисления-восстановления.

Получение элементарных веществ (железа, хрома, марганца,золота, серебра, серы, хлора, йода и т.д.) и ценных химических продуктов(аммиака, щёлочей, азотной, серной и других кислот) основана наокислительно-восстановительных реакциях.

На окислении-восстановлении в аналитической химии основаныметоды объёмного анализа: перманганатометрия, йодометрия, броматометрия, идругие, играющие важную роль при контролировании производственных процессов ивыполнении научных исследований. В органической химии для проведения рядахимических превращений самое широкое распространение нашли процессыокисления-восстановления.

Инертные газы лишь в исключительных случаях способнывступать в окислительно-восстановительные реакции.

ЭНЕРГИЯИОНИЗАЦИИ И СРОДСТВО К ЭЛЕКТРОНУ.                    ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ

Химическая природа элемента оценивается способностью егоатома терять и приобретать электроны. Последняя может быть количественнооценена энергией ионизации  и его сродством к электрону.

Мерой энергии ионизации атома служит его ионизеционныйпотенциал, представляющий собой  наименьшее напряжение в вольтах,

Которое необходимо приложить для того, чтобы оторватьэлектрон от невозбужденного атома и удалить его на бесконечно  далекоерасстояние.

/>/>В периодах, как правило,энергия ионизации увеличивается слева направо. При этом восстановительныесвойства элементов уменьшаются, а окислительные—возрастают.

Энергия сродства к электрону (СЭ) характеризует количествоэнергии, которая выделяется (или поглощается) в результате присоединенияэлектрона к нейтральному атому с превращением его в отрицательный ион. Величиныэнергии сродства к электрону в периодах возрастают слева направо, в подгруппах,как правило, уменьшаются сверху вниз.

Энергию ионизации ( I ) и энергиюсродства к электрону ( Е ) можно отнести как к единичному атому, так и к 6,02*1023 атомов.

Для атомов свободных элементов окислительная ивосстановительная активность выражается величинами энергии ионизации и сродстваатома к электрону.

Для того, чтобы решить вопрос, атом данного элемента легчетеряет или присоединяет электрон, была введена характеристика, названная электроотрицательностью.Мерой электроотрицательности  может служить арифметическая сумма значенийионизации I и сродства к электрону Е:

ЭО = 1+Е.

Электроотрицательность элемента имеет размерностьслагаемых, из которых она образовалась, и может быть, следовательно, выражена втех же единицах.

Для более удобного пользования значениямиэлектроотрицательности элементов принята система их относительных величин, вкоторой электроотрицательность лития условно принята за единицу.

В табл.1 приведены значения относительнойэлектроотрицательности (ОЭО) различных элементов по Полингу. Как и следовалоожидать, наибольшее значение электроотрицательности имеет фтор,наименьшее-цезий. Водород занимает промежуточное положение, т. е. Привзаимодействии с одними элементами (например, с F ) онотдаёт электрон, а с другими (например, с Rb ) – приобретает. Чем больше различие в электроотрицательности двух элементов, тембольше химическая связь между их атомами по своему характеру отличается отковалентной связи и приближается к ионной. Так, разница в величинахотносительной электроотрицательности у элементов натрия и фтора равна: ОЭО = 4– 0,9 = 3,1, поэтому в NaF связь ионная; в молекуле Cl2   

(  ^ ОЭО = 0 ) связь ковалентная, неполярная; в молекулах HF ( ^  ОЭО = 1,9 ) и HCl ( ^ ОЭО = 0,6 ) связи полярны, причем у молекулы HF дипольбольше, чем у молекулы HCl. Таблица1                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                         

Электроотрицательность (ОЭО) атомов некоторых элементовпериодической системы.

Период

 

I гр

ЭО

II  гр      

ЭО

III гр

ЭО

IV

гр

ЭО

 

V

гр

ЭО

VI

гр

ЭО

VII

гр

ЭО

   I

 

H   

2,2

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

   II

Li

0,95

Be

1,5

B

2,0

C

2,6

N

3,0

O

3,5

F

3,9

 

   III

Na

0,90

Mg

1,2

Al

1,5

Si

1,9

P

2,1

S

2,6

Cl

3,1

 

   IV

K

0,80

Ca

1,0

Ga

1,6

Ge

2,0

As

2,0

Se

2,4

Br

2,9

 

   V

Rb

0,8

Sr

1,0

In

1,7

Sn

1,7

Sb

1,8

Te

2,1

I

2,6

 

   VI

Cs

0,75

Ba

0,9

Tl

1,4

Pb

1,6

Bi

1,8

Po

2,0

At

2,2

Пользуясь электроотрицательностью как величиной,характеризующей способность атома к притяжению валентных электронов, необходимопомнить, что элементу нельзя приписать постоянную электроотрицательность. Оназависит от того, в составе какого конкретного соединения рассматривается атом,в окружении атомов каких элементов он находится. Так, свободный атом хлора в молекулахCl2, NaCl, CCl4 обладает неодинаковыми свойствами. Следовательно, надо иметь в виду неэлектроотрицательность вообще, а электроотрицательность элемента, образующегоконкретные химические связи в конкретном окружении, в конкретном валентномсостоянии. Однако, несмотря на это, понятие электроотрицательности  являетсяполезным для объяснения многих свойств химических связей.

Чем больше величина электроотрицательности элемента, темсильнее его окислительные (неметаллические ) свойства, и наоборот, элемент,имеющий наименьшее значение электроотрицательности, наиболее активно проявляетвосстановительные свойства.

СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ

Под степенью окисления атома  в молекуле понимаетсяусловный электрический заряд данного атома, вызванный смещением валентных электроновк более электроотрицательному атому.

Приэтом условии предполагается, что электроны каждой связи в моле-

куле (или ионе ) принадлежат более электроотрицательному атому.

Степень окисления атома обозначается числом со знаком ( +) или ( — ). Значение положительной степени окисления элемента соответствуетчислу оттянутых от атома электронов +, а величина отрицательной степениокисления – числу притянутых атомом электронов — .

Для определения степени окисления атомов в свободномсостоянии и в химических соединениях следует руководствоваться данными ОЭО (табл. 1 ) и следующим:

1.         Атомы кислорода в соединениях могут проявлять как целые, так и дробныестепени окисления. Например, степень окисления кислорода в основном равна     (-2), в H2O2  ( -1 ), в KO2 и КО3 – соответственно (-1/2 и –1/3 ), а вофторокислороде ОF2-(+2 ). Для водорода характерна степень окисления +1, но встречается и –1 ( вгидридах металлов 2. Степень окисления атомов в простых ионных соединениях познаку м величине равна электрическому заряду иона. Например, в хлориде калиястепень окисления калия равна +1, а хлора – (-1).

3.Если молекулаобразована за счёт ковалентной или ионно-ковалентной связи (например, SO2,NH3, HCl,HNO3) степень окисления более электроотрицательногоатома обозначается со знаком -, а менее электроотрицательного атома – со знаком+.                                                                                                                                                                            Для понимания определения степени окисления элементов ряда соединенийцелесообразно писать их графические формулы. Так, в соединениях азота NH3, N2H4, NH2OH, HNO2, HNO3 степени окисления азота соответственноравны:-3, -2, -1, +3, +5. Это наглядно видно из их графическихформул.                                       В случае наличия химической связимежду одинаковыми атомами  (N3H4)электроннуюпару надо поделить между атомами, которые она связывает. Далее необходимоподсчитать число электронов у каждого из них. Разность между числом электронову свободного атома на внешнем уровне и найденным числом даст степень окисленияатома.

4.В отличие отрассмотренных выше молекул в молекулах, состоящих из одинаковых атомов (H2, Cl2, Br2, N2 и др. ), степень окисления атомов равна нулю,так как здесь не имеет места одностороннее оттягивание общих пар электронов ккакому-либо одному атому. Например, в молекулах водорода ( Н: Н ) и хлора (  :Cl: Cl: ) степень окисления равнанулю, но ковалентность их соответствует единице по количеству электронных пар.

5.В большинствеорганических соединений химические связи имеют слабо вы-раженный полярныйхарактер: присоединение к атомам углерода, составляющим скелет органическихсоединений ( например, фтора, кислорода, хлора, азота ), приводит к изменениюэлектронной плотности между атомами углерода и указанных элементов и, темсамым, к увеличению полярности связи между ними. Степень окисления атомов в нихопределяется так же, как и в ковалентных полярных соединениях.

6, Металлы вэлементарном состоянии имеют равномерное распределение электронной плотностивокруг ядра, поэтому степень окисления их принимается равной нулю.

7.В любом ионеалгебраическая сумма степеней окисления всех атомов равняется заряду иона, асумма степеней окисления всех атомов, входящих в электронейтральное соединение,- нулю.

8.Для комплексныхсоединений обычно указывают степень окисления центрального атома. Например, в К3 ( Fe  ( CN6)) и (Ni  (NH3)6 ) SO4  степень окисления железа равна +3, а никеля –(+2 ).                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                            Следуетподчеркнуть, что понятие степени окисления является формальным и обычно нехарактеризует действительного состояния рассматриваемого атома в соединении. Вомногих случаях степень окисления не равна валентности данного элемента.Например, в метане (СН4), метиловом спирте(СН3ОН), формальдегиде (СН2О), муравьиной кислоте (НСООН), и углекисломгазе (СО2) степень окисления углеродаравна соответственно:+4, -2, 0, +2, +4, в то время как валентность углерода вовсех этих соединениях  равна четырем. Понятие «степень окисления» особенношироко используется при изучении окислительно-восстановительныхреакций.                  

ТИПЫ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

Всеокислительно-восстановительные реакции можно разделить на следующие типы:

1.Реакции межатомного имежмолекулярного окисления-восстановления  -обмен электронами происходит междуразличными атомами, молекулами или ионами. Например, простейшие реакциисоединения и замещения:

        2Ca+O2 = 2CaO        2Hl+Br2 = 2HBr + I2        2Al + 3CuSO4 =Al2( SO4)3 +3Cu

2.      Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления )харакктерны для соединений или простых веществ, отвечающих одному изпромежуточных значений степени окисления данного элемента, например:

          Cl2+2NaOH -----  NaCl +NaClO

     P + H2           -----  PH3 + H3PO3

3.      Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления. В этих реакцияходна составная часть молекулы выполняет функцию окислителя, а другаявосстановителя. Простейшими примерами таких реакций могут служить процессытермического разложения сложного вещества на более простые составные части,например:

                2NO2----- NO2 + O2                                                  4KСlO3 — KСlO4 + KCl

                2KСlO3 — 3O2 + 2KCl                            2AgNO3 — 2Ag + 2No2 + O2

 

МЕТОДИКАСОСТАВЛЕНИЯ УРАВНЕНИЙ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

Для составления уравненийокислительно-восстановительных реакций следует знать окислительные ивосстановительные свойства вступающих и образующихся в результате реакциисоединений; они обычно усиливаются экспериментально или на основе известныхсвойств элементов.

Необходимо учитывать, что:

-       в окислительно-восстановительных реакциях формально происходит толькоэквивалентный обмен электронов между восстановителем и окислителем, т.е.суммарно числа электронов, теряемых восстановителем и приобретаемыхокислителем, равны;

-       для любого химического уравнения общее количество одноимённых атомов влевой части равенства должно быть равно их количеству в правой части;

-       если реакции окисления-восстановления проходят в растворе, то следуетучитывать влияние среды на стягивание освобождающихся ионов О   с ионами Н  (вкислой среде) с образованием слабо диссоциирующих молекул                    

Н2О,а в нейтральных и щелочных растворах ионы О  реагируют с образованиемгидроксид-ионов НОН + О  = 2ОН.

Применяются в основном дваметода составления уравнений окислительно-восстановительных реакций:

1)          электронного баланса – основан на определении общего количестваэлектронов, перемещающихся от восстановителя к окислителю;

2)            ионно-электронный – предусматривает раздельное составление уравненийдля процесса окисления и восстановления с последующим суммированием их в общееионное уравнение-метод полуреакции. В этом методе следует найти не толькокоэффициенты для восстановителя и окислителя, но и для молекул среды. Взависимости от характера среды число электронов, принимаемых окислителем илитеряемых восстановителем, может изменяться.

В некоторых случаях средаобуславливает даже изменение направления процесса, например:

в щелочной среде ( рН >7 )

HIO3 +5HI  =  3I2 + 3H2O   в кислой среде (pH < 7)

Внейтральной и слабощелочной среде(рН > 7)As2O3 + 2I2 + 2H2O  =  As2O5 + 4HIВкислой среде (рН <7 ).

При рН < 1 пероксидводорода является окислителем по отношению к элементарному иоду:

5Н2О2 + I2 — 2HIO3 + 4H2O;

рН > 2, наоборот, HIO3 окисляет пероксидводорода :

5Н2О2 + 2НIO3 — I2 + 5O2 + 6H2O.

Регулируя среду, можнозаставить реакцию количественно протекать в желаемом направлении. Это изменениезависит также от концентрации реагирующих веществ.

Уравнения реакцийокисления-восстановления изображаются тремя последовательными стадиями: 1)начальные продукты; 2) промежуточные продукты и их стяжение; 3) конечныепродукты.

Для оформлениявторой стадии реакции следует знать правила стяжения:

1.    Образующиеся в реакцииокисления-восстановления атомы с положительной степенью окисления +4, +5, +6, +7 стягиваются с ионами кислорода и образуют остатки типа ( RO4 )  , ( RO3 )  , например: SO4, MnO4, SO3, CO3, ClO4 и т.д. Исключение: С , S , Mn  в нейтральной или кислой среде образуют диоксиды CO2, SO2, MnO2.

Дополнение: амфотерныеэлементы с положительной степенью окисления +2, +3, +4 в щелочной средеобразуют гидроксокомплексы типа ( Ме(ОН)4 ),            ( Ме(ОН)6), ( Ме(ОН)6 ).

Элементы с положительнойстепенью окисления –1, +2, +3 в кислой среде образуют соли.

2.    Избыточные ионы кислорода (О  ) в кислой среде образуют  ( стягивают ) с ионами Н  малодиссоциированныемолекулы воды:

О   + 2Н   = Н2О.

              3.  Избыточные ионы кислорода в нейтральной или щелочнойсреде                          стягиваются с молекулами воды, образуя ОН группы:

                  О  + Н ОН  = 2ОН .

            4.Избыточные ионы водорода ( Н ) в щелочной среде стягиваются с ионами ОН,образуя молекулы воды :

             Н  + ОН  = Н2О

           5.Недостающие ионы кислорода ( О ) в кислой и нейтральной средах берутся измолекул воды с образованием ионов Н :

       Н2О – О   = 2Н .

         6.Недостающие ионы кислорода ( О  ) в щелочной среде берутся из групп ОН  собразованием молекул Н2О :

          2ОН  — О  = Н2О.

7. Недостающие ионыН  в щелочной среде берутся из молекул воды с образованием ионов гидроксила:

          Н2О – Н  = ОН

РЕАКЦИИ ОКИСЛЕНИЯ-ВОССТАНОВЛЕНИЯ В КИСЛОЙ СРЕДЕПример1.   Окисление сульфида свинца азотной кислотой.

Схема реакции: РbS +HNO3---- PbSO4 + NO2 +…

Составляем полуреакции :

PbS + 4H2O – 8 e — PbSO4 + 8H

NO3 + 2H + 1 e — NO2 +H2O

Суммируемполуреакции, уравнивая количество отданных и принятых электронов

1          />PbS + 4H2O — PbSO4 + 8H

8      NO3+ 2H — NO2+H2O

PbS + 4H2O + 8NO3 + 16H — PbSO4 + 8H + 8NO2 +8H2O

Записываем в молекулярном виде,сокращая молекулы воды и стягивая ионы NO3 и H :

PbS + 8HNO3 +8H — PbSO4 + 8H + 8NO2 + 4H2O

Конечныйвид уравнения :

PbS + 8HNO3 ==PbSO4 + 8NO2 + 4H2O

РЕАКЦИИ ОКИСЛЕНИЯ-ВОССТАНОВЛЕНИЯ В НЕЙТРАЛЬНОЙСРЕДЕ

Пример 1. Рассмотрим реакцииокисления-восстановления, протекающие в нейтральной среде по схеме

Na2SO3  + KMnO4 + H2O — MnO2 + Na2SO4 +                                                                  
SO3   +H2O –2e — SO4   + 2H 
MnO4  + 2H2O+ 3e — MnO2 + 4OH
3SO3  + 3H2O+ 2MnO4+ 4H2O----- 3SO4   + 6H + 2MnO2 + 3OH .
   Ионы H  и ОН стягиваются с образованием слабодиссоциированных  молекул воды:
3Na2SO3 + H2O + 2KMnO4 — Na2SO4 + 6H2O + 2MnO2 + 2OH
3Na2SO3 + H2O + 2KMnO4 == Na2SO4 + 2MnO2 + KOH
   СОСТАВЛЕНИЕУРАВНЕНИЙРЕАКЦИЙОКИСЛЕНИЯ– ВОССТАНОВЛЕНИЯСУЧАСТИЕМСОЕДИНЕНИЙПЕРЕКИСНОГОТИПА(H2O, BaO2, H2S2, FeS2 ит.д. )

   Все  эти соединения содержат двухвалентные ионы ( S –S )   и (О – О),

 поэтому состояние окисления каждого из атомов кислорода исеры, образующих данные цепи, равно I. При разложении H2O2 переходит в более стабильное состояние: в H2Oи О2, в которых соответственно равныстепени окисления кислорода (-2 ) и 0.

В окислительно-восстановительныхреакциях пероксид водорода в зависимости от партнёров и условий реакции можетвыступать и как окислитель, и как восстановитель.

Рассмотрим реакции этихсоединений на примерах пероксида водорода:

Пример 1. Н2О2  — окислитель: а) в кислой среде молекула пероксида водорода, принимая

 два электрона, переходит в двемолекулы воды по схеме

H2O2  +2e + 2H  — 2H2O;   H2O2 +H2 S — H2SO4 + …

H2O2 + 2e + 2H  — 2H2O2HS  +4H2O – 8e — SO4  + 9H

4H2O2 + 8H + HS + 4H2O — 8H2O + SO4 + 9H
  4H2O2 + H2S + 7H — 4H2O + H2SO4 + 7H
4H2O2 + H2S == 4H2O + H2SO4
б) в нейтральной среде Н2О2 + 2е — 2ОН

ОСОБЫЕ СЛУЧАИ СОСТАВЛЕНИЯУРАВНЕНИЙ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

Если в реакции участвуютвещества, для которых сложно подсчитать степень окисления (например, В5Н11, FeAsS, органические вещества ) можно использовать методсхематического (формального) электронного баланса, суть которого заключается втом, что алгебраическая сумма зарядов в левой части уравнения реакции окисленияили восстановления должна быть равна сумме зарядов в правой части этого жеуравнения.
Пример 1.   Дана схема реакции
                     В2Н6 + KclO3 — KCl + H3BO3
Определяем восстановитель и окислитель, составляем уравнение для процессовокисления и восстановления:
                     В2Н6 – 12е + 6Н2О----- 2Н3ВО3+ 12Н
Восстановителем в этой реакции являются молекулы В2Н6, которые окисляются до борной кислоты :
                     В2Н6 + 6Н2О----- 2Н3ВО3+ 12Н
Недостающие ионы кислорода для образования борной кислоты можно получить измолекул воды, при этом образуются ионы Н. Как нетрудно видеть, в левой частиданной схемы процесса окисления имеется 0 зарядов, а в правой части – 12положительных зарядов. Для уравнивания зарядов в обеих частях необходимо влевой части схемы отнять 12 электронов.
Окислителем являются анионы ClO3, которые превращаются в ионы Cl,принимая 6 электронов :ClO3+ 6e + 3H2O — Cl + 6OH .
При этом освобождающиеся ионы кислорода соединяются с молекулами воды ( реакцияпроисходит в водной среде ), образуя ионы ОН. Затем производим балансированиеуравнений процессов окисления и восстановления:
1    В2Н6– 12е + 6Н2О — 2Н3ВО3 + 12Н
2    ClO3 + 6e + 3H2O — Cl + 6OH
B2H6 + 6H2O + 2ClO3 + 6H2O — 2H3BO3 + 12H + 12OH + 2Cl
B2H6 + 2KClO3  == 2H3BO3 + 2KCl                     12H2O     

Пользованиетаблицей окислительно-восстановительных потенциалов

Цифры таблицы получены притемпературе 25 С. С изменением температуры они мало изменяются, поэтому имиможно пользоваться для определения направления реакции в обычных условиях.Цифры таблицы действительны для случаев, когда концентрация ( или, точнееактивность ) растворов в гальванической цепи равна единице ( т. е. 1 моль/л ).

Необходимоиметь в виду следующее :
1. Увеличение концентрации ионов, в которые переходит окисляющийся атом илиион, понижает э. д. с. реакции, а уменьшение – повышает.
2. Увеличение концентрации окисляющихся атомов или ионов повышает э. д. с.реакции, а уменьшение понижает.
3. Правила пользования таблицами для определения направления окисления –восстановления.
   В таблицах реакций представлены величины нормальных потенциалов окисления (Еокисл) и восстановления ( Евосст ) важнейших процессов. Таблицы соответственноразделены на две группы :                 “ Окисление “ и “ Восстановление “ .
Знак “ + “ у Еокисл (или Евосст ) и у соответствующего lgKокисл (или lgKвосст)показывает, что процесс идёт преимущественно слева направо, а знак “ – “ у этихже величин – справа налево.

  Для определения направления той или иной реакции окисления-восстановления берутданные разделов “ Окисление “ и “ Восстановление “, распологая в одну строкууравнение рассматриваемого процесса окисления с уравнением заданного процессавосстановления. При этом получают несбалансированное общее ионное уравнениевозможной окислительно-восстановительной реакции.

  Алгебраическая сумма Еокисл + Евосст рассматриваемых процессов может быть величинойположительной, и тогда данная реакция ( при условии аокисл = авосст = 1 иопределённом значении рН ) идёт, а если эта величина окажется отрицательной, тореаакция ( при тех же условиях ) невозможна.

  Пример. Пойдёт ли реакция  между I  — ионами  и  Fe   ионами собразованием свободного йода ?

/>/>  Решение. На таблице “Окисление “ ( в группе реакций “Йод“ )  находятуравнение              2I – 2e     I2, по таблице“Восстановление “                  ( в группе реакций “Железо” ) находятуравнение Fe  + e        Fe   и записывают их в одну строчку, складывая величиныЕокисл+ Евосст;

/>  

/>                               :lgKокисл       : Еокисл       : Евосст       :lgKвосст:

/>2I  — 2e = I2             -18,07          -0,5345      +0,771        +13,04       Fe  +e       Fe

   Алгебраическаясумма ( — 0,5345 ) + ( +0,771 ) = + 0,2365 –величина положительная:следовательно, реакция 2 I  + 2 Fe -----  I2 + 2Feбудет протекать при определённых условиях.

  С помощью указанных в этих же монограммах логарифмов констант равновесия можнотакже вычислить константы равновесия разнообразных реакцийокисления-восстановления.

  Анализируя таблицу определения направления реакции окисления-восстановления,можно сделать следующие выводы :

1.Ионы “ благородных “ металлов – сильные окислители.
Например :   Cr + Ag-----  Cr + Ag    э. д. с. = + 0,7995-  — 0,4 = 1,209 в.
                       Fe +Au---- Fe + Au    э. д. с. = + 1,68-  + 0,77 = 0,91 в.

2.Наиболее сильные восстановители – атомы щелочных и щелочно –земельных металлов.Наиболее слабые восстановители – “благородные” металлы и ионы галогенов ( заисключением иона йода ).

3.Наиболее сильные окислители – нейтральные атомы галогенов, высокоположительныеионы металлов, а также ионы “благородных” металлов. Наиболее слабые окислители– ионы щелочных и щелочноземельных металлов.

   

/>