- •Российский государственный педагогический университет имени а.И. Герцена
- •Основы химического языка
- •Предисловие
- •Химическая номенклатура
- •I. Химический элемент, химическое соединение
- •1.1. Химический элемент – символы и названия, изотопы.
- •Классификация химических элементов.
- •Классификация химических соединений по составу.
- •Принципы химической номенклатуры – химическая формула и химическое название соединения.
- •Систематические и традиционные названия простых веществ.
- •Степень окисления элементов в химических соединениях.
- •Систематические и специальные названия одноэлементных ионов.
- •Систематические и специальные названия бинарных соединений.
- •Функциональная классификация сложных неорганических соединений
- •Оксиды.
- •Гидроксиды – основные (основания), амфотерные, кислотные (оксокислоты).
- •Пероксокислоты.
- •Тиокислоты, политионовые и другие замещенные оксокислоты.
- •Бескислородные кислоты.
- •Галогенангидриды.
- •Основные положения координационной теории.
- •Номенклатура комплексных соединений.
- •Соединения постоянного и переменного состава (дальтониды и бертолиды)
- •Аддукты.
- •Химические реактивы.
- •Общие правила работы в химической лаборатории, меры предосторожности и первая помощь при несчастных случаях10.
- •«Основные классы неорганических соединений. Оксиды
- •Гидроксиды
- •Кислоты
- •Металлокомплексные соединения
- •Количественные характеристики химических элементов и соединений.
- •1.17. Определение простейших и молекулярных формул соединений.
- •Лабораторная работа №2.
- •Индивидуальное домашнее задание № 1
- •II. Химический процесс
- •Химическая реакция, уравнение химической реакции
- •Ионно-молекулярные уравнения реакций с участием электролитов.
- •Окислительно-восстановительные реакции – классификация.
- •Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.
- •Важнейшие окислители и восстановители
- •Лабораторная работа № 3 «Окислительно-восстановительные реакции» Окислительные свойства кислот
- •Окислительно-восстановительные свойства галогенов и их соединений
- •Окислительно-восстановительные свойства металлов и их соединений
- •Влияние кислотности среды на окислительно-восстановительные свойства соединений марганца и хрома
- •Окислительно-восстановительная двойственность
- •Реакции диспропорционирования
- •Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления
- •Эквивалент, закон эквивалентов
- •5,6 Г железа эквивалентны 3,2 г серы
- •0,644 Г koh взаимодействует с 0,471 г н2рно2
- •Лабораторная работа №4 «Определение эквивалента магния»
- •Индивидуальное домашнее задание № 2
- •Вариант 6
- •Ответы.
- •I. Химический элемент, химическое соединение.
- •II. Химический процесс.
-
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:
H2SO4(конц.) + Сu = CuSO4 + SO2 + H2O,
а при взаимодействии с цинком – до серы или даже до сероводорода:
4H2SO4(конц.) + 3Zn = 3ZnSO4 + S + 4H2O
5H2SO4(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 |
SO42- + 4H+ + 2e- = SO2 + 2H2O SO42- + 8H+ + 6e- = S + 4H2O SO42- + 10H+ + 8e- = H2S + 4H2O |
H2SeO4 |
SeO42- + 4H+ + 2e- = H2SeO3 + H2O SeO42- + 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:
-
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 + HNO3(конц.) д) Fe + H2SO4(конц.) е) KI + H2SO4(конц) I2+
ж) FeS + H2SO4(конц.) з) HCl + HClO и) Zn + HСlO4(конц.)
к) Ag + H2SeO4(конц.) SeO2 +
-
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- = Mn2+ + 4H2O
Нейтральная
MnO4- + 2H2O + 3e- = MnO2 + 4OH-
Щелочная
MnO4- + e- = MnO42
K2CrO4
Кислая
CrO42- + 8H+ + 3e- = Cr3+ + 4H2O
Нейтральная
CrO42- + 4H2O + 3e- = Cr(OH)3 + 5OH-
Щелочная
CrO42- + 3e- + 4H2O = [Cr(OH)6]3- 2OH-
K2Cr2O7
Кислая
Cr2O72- + 16H+ + 6e- = 2Cr3+ + 8H2O
Нейтральная
Cr2O72- + 8H2O + 6e- =2Cr(OH)3 + 10OH-
Щелочная
Cr2O72- +8H2O+ 6e- =2[Cr(OH)6]3-+ 4OH-
В свою очередь продукты частичного восстановления Mn+7 - манганат-ион MnO42- и диоксид марганца MnO2 в кислых растворах сами проявляют сильные окислительные свойства и восстанавливаются до иона Mn2+:
MnO42- + 8H+ + 4e- = Mn2+ + 4H2O
MnO2 + 4H+ +2e- = Mn2+ + 2H2O
Упражнения:
-
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) SO2aq + 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 = Hg2Cl2 +H2[SnCl6] + 4HNO3
Fe2(SO4)3 + SO2aq + 2H2O = 2FeSO4 + 2H2SO4
Упражнения:
-
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:
-
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- = 2SO42-,
а пероксид водорода в кислых растворах до воды:
H2O2 + 2H+ + 2e- = 2H2O
Упражнения:
-
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:
-
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:
-
Напишите окислительно-восстановительные уравнения полуреакций и суммарное молекулярное уравнение редокс реакций в водных растворах:
а) Na[AlH4] + HClaq 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:
-
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- = CrO42- + 4H2O
Sn(OH)2 + 2OH- + 2e- = Sn(OH)4
Sn(OH)2 + 4OH- + 2e- = SnO32- + 3H2O
Упражнения:
-
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-; O2-S2-Se2-) 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- = SO42- + 8H+
В щелочных растворах основным продуктом окисления является сульфат-ион:
S2- + 8OH- - 8e- = SO42- + 4H2O
Селеноводород и селениды в основном окисляются до производных селена(IV):
H2Se + 3H2O –6e- = H2SeO3 + 6H+
Se2- + 6OH- - 6e- = SeO32- + 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:
-
Напишите окислительно-восстановительные уравнения полуреакций и суммарное молекулярное уравнение редокс реакций в водных растворах:
а) HBraq + KMnO4 б) NaI + KMnO4 + KOH
в) H2Saq + H2SO4(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 SO32-, фосфиты (фосфонаты) PHO32- и гипофосфиты (фосфинаты) PH2O22-, а также гидразин N2H4. Их восстановительные свойства наиболее ярко проявляются в щелочных растворах:
SO2aq + 4OH- - 2e- = SO42- + 2H2O
SO32- +2OH- -2e- = SO42- + H2O
PHO32- + 3OH- -2e- = PO43- + 2H2O
PH2O22- + 6OH- - 4e- = PO43- + 4H2O
N2H4 + 4OH- – 4e- = N2 + 4H2O
Упражнения:
-
Напишите окислительно-восстановительные уравнения полуреакций и суммарное молекулярное уравнение редокс реакций в водных растворах:
а) SO2aq + 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- MnO42-
H2O2 + 2OH- – 2e- O2 + 2H2O
NH2OH + OH- – 2e- N2 + 2H2O
Упражнения:
-
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:
-
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