Окислительно-восстановительные процессы широко распространены в природе (дыхание, усвоение углекислого газа растениями, гниение, коррозия металлов и т.д.) и играют важную роль в практической деятельности человека (извлечение металлов и неметаллов из руд, производство синтетических материалов и химических продуктов, использование химических источников электрического тока, процессы электролиза, борьба с коррозией и др.).

В настоящее время среди огромного разнообразия химических реакций можно выделить два типа, которые существенно отличаются друг от друга. К первому типу реакций относятся такие, в ходе которых степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ, не изменяются. В этом случае новые молекулы образуются за счет перегруппировки атомов или ионов. К таким реакциям относятся следующие процессы:

а) огромное число реакций обмена, например: BaCl₂ + K₂SO₄ = BaSO₄ + 2KCl;

б) некоторые реакции соединения, например: CaO + H₂O = Ca(OH)₂;

в) некоторые реакции разложения, например: CaCO₃ = CaO + CO₂.

В ходе перечисленных реакций степени окисления элементов не изменяются.

К другому типу химических реакций относятся реакции, при протекании которых степени окисления атомов изменяются. Например:

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂.

В этой реакции принимают участие атомы железа, ионы хлора и водорода, причем, в ходе реакции степень окисления железа повышается от «0» до «+2», а ионов водорода понижается от «+1» до «0». Изменение степеней окисления обусловлено перемещением электронов от одних частиц к другим.

Правила определения степени окисления элемента

Степень окисления - это условный заряд, который приписывается атому при допущении, что все связи в веществе являются ионными. Известно, что чисто ионной связи в природе не существует. Можно говорить лишь о преимущественно ионном типе химической связи. Ионная связь возникает за счет электростатического притяжения противоположно заряженных ионов. Для этого необходимо, чтобы более электроотрицательные атомы превратились в отрицательно заряженные ионы, а более электроположительные атомы - в положительно заряженные ионы. Такие превращения происходят при переходе валентных электронов от одних атомов к другим. Понятно, что ионная связь образуется при взаимодействии наиболее активных неметаллов и наиболее активных металлов.

Что же делать в случае, когда между атомами в молекуле образуется ковалентная связь? В этом случае условно считают, что электронные пары, которые связывают данный атом с другими атомами, полностью смещены к атому более электроотрицательного элемента. Значения относительной электроотрицательности некоторых химических элементов представлены в Приложении А.

Степень окисления можно определить для любого атома в любом соединении, руководствуясь следующими правилами:

- в простых веществах (водород Н₂, кислород О_2, хлор Cl₂, железо Fe и так далее) не происходит смещения связующих электронов, т.к. общие электронные пары в равной степени принадлежат всем взаимодействующим атомам одного вида, поэтому степени окисления атомов равны нулю;

- степени окисления атомов металлов в соединениях всегда положительные, причем щелочные металлы имеют постоянную степень окисления (+1), бериллий, магний, цинк и щелочно-земельные металлы (+2), остальные металлы могут иметь переменные степени окисления в зависимости от валентного состояния. Например, Fe (+2), Fe (+3) или Fe (+6);

- для реально существующих простых ионов степень окисления совпадает с его зарядом, например: Са²⁺, Al³⁺, Fe²⁺, Fe³⁺.

- водород в соединениях с неметаллами имеет степень окисления (+1), а в солеобразных гидридах (CaH₂, NaH и т.д.) степень окисления атомов водорода равна (-1);

- фтор является наиболее электроотрицательным элементом, поэтому в соединениях с другими элементами он всегда имеет степень окисления (-1).

- кислород в своих соединениях чаще всего проявляет степень окисления (-2). Исключение составляют перекисные соединения, где степень окисления кислорода равна (-1) и соединения с атомами фтора, где атомы фтора всегда заряжены отрицательно, следовательно, атомы кислорода имеют степень окисления (+1) или( +2);

- в нейтральных молекулах алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов равна нулю;

- сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав иона, определяет в конечном итоге полный заряд этого иона;

- высшая положительная степень окисления атомов элементов обычно определяется номером группы, кроме элементов подгруппы меди и металлов восьмой группы побочной подгруппы;

- степень окисления указывается в формуле вещества соответствующей цифрой над символом элемента сверху, знак (+) или (-) ставится перед цифрой:

+2 +6 +7 +3 -3

Cu, S, Cl, N, N и т.д.

- для реально существующих ионов при указании его заряда знак ставится после цифры: например, Cu²⁺, S^2-.

Перечисленные выше правила позволяют определять неизвестные степени окисления атомов в молекулах. Рассмотрим в качестве примера ион ClO₃^Ї. Согласно правилам, степень окисления кислорода равна (-2), но всего в состав данного иона входят три атома кислорода, поэтому в целом на них приходится заряд, равный 3Ч(-2) = - 6. Таким образом, можно составить простое уравнение: х + (-6) = -1. Следовательно, атом хлора в данном ионе имеет степень окисления равную (+5).

Очень часто степень окисления элемента не совпадает с его валентностью, которая, в первом приближении, определяется числом электронов, принимающих участие в образовании общего электронного облака связи. Например, в молекулах HCl и H₂ каждый из атомов отдает по одному электрону в общее пользование, однако степени окисления их различны. Водород это простое вещество, поэтому в молекуле Н₂ максимальная электронная плотность находится на равном расстоянии от ядер обоих атомов, поскольку оба атома равноценны. В молекуле HCl максимальная электронная плотность смещена к более электроотрицательному атому хлора, поэтому степень окисления водорода равна (+1), а хлора (-1).

В общем случае вопрос о степени окисления (положительная или отрицательная) атомов А и В в молекулах сложных веществ типа А₂В, АВ, АВ₂ и т.п., решается при сопоставлении значений электроотрицательностей этих элементов (см. Приложение А). Максимальная плотность электронного облака всегда смещена к более электроотрицательному атому. Поэтому атомам с большей электроотрицательностью приписывают отрицательные степени окисления, а атомам с меньшей электроотрицательностью - положительные степени окисления.

Задание. Определить степени окисления атомов в следующих частицах:

K₃PO₄, SO₄^2-, HNO₃, SiH₄, Fe²⁺, CrO₄^2-, KClO₃.

Процессы окисления и восстановления

Реакции, которые сопровождаются изменением степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.

Процесс отдачи электронов атомами, ионами или молекулами, который сопровождается повышением степени окисления, называется окислением.

Вещества, в состав которых входят атомы, молекулы или ионы, способные отдавать электроны, называются восстановителями. В процессе отдачи электронов восстановители окисляются.

Процессы окисления выражаются электронными уравнениями:

Zn^о - 2e- = Zn²⁺; 2Cl^Ї - 2e- = Cl₂^о;

Fe²⁺ - 1e- = Fe³⁺; MnO₄^2- - 1e- = MnO₄-.

Процесс принятия электронов атомами, молекулами или ионами, который сопровождается понижением степени окисления, называется восстановлением.

Вещества, в состав которых входят атомы, молекулы или ионы, способные принимать электроны, называются окислителями. В процессе принятия электронов окислители восстанавливаются.

Процессы восстановления также выражаются электронными уравнениями:

S^о + 2e- = S^2-; Cl₂^о + 2e- = 2Cl^Ї;

Fe⁺⁶ + 3e- = Fe³⁺; 2H⁺ + 2e- = H₂^о.

Окисление и восстановление - это одновременно протекающие процессы, неразделимые во времени.

Элементы, которые находятся в низшей степени окисления, могут только окисляться, так как их атомы способны только отдавать электроны. Элементы, которые находятся в высшей степени окисления, могут только восстанавливаться, так как их атомы могут только принимать электроны. Вещества, которые содержат атомы элементов в промежуточных степенях окисления, обладают окислительно-восстановительной двойственностью. Они способны как принимать электроны, в зависимости от партнера и от условий проведения процесса, так и отдавать.

Окислительно-восстановительные свойства элементов и их положение в периодической системе Д.И.Менделеева

Превращение нейтральных атомов в положительно заряженные ионы определяется значением энергии ионизации внешних валентных электронов. Чем меньше энергия ионизации элемента, тем выше его восстановительные свойства. Минимальные значения энергии ионизации имеют атомы элементов с большими атомными радиусами, содержащие s-электроны и один, реже два р-электрона - Na⁺, K⁺, Mg²⁺, Ca²⁺, Al³⁺ и др.

Превращение нейтральных атомов в отрицательно зараженные ионы определяется значением энергии сродства к электрону. Величина энергии сродства к электрону может служить мерой окислительных свойств простых веществ. Чем больше сродство к электрону, тем ярче выражены окислительные свойства химического элемента. Большое сродство к электрону имеют атомы кислорода, серы и легких галогенов, им до завершения внешнего валентного уровня не хватает всего двух или одного электрона, они имеют маленькие атомные радиусы.

Энергия ионизации атома и сродство к электрону это количественные характеристики свойств отдельного атома. Чтобы решить вопрос о том, как именно будут перестраиваться электронные оболочки атомов при их взаимодействии друг с другом, необходимо учитывать обе эти характеристики. Суммарное значение энергии ионизации атома и его сродства к электрону называется электроотрицательностью. Чем больше электроотрицательность атома, тем более вероятно его превращение в отрицательный ион. Электроотрицательность также является периодической функцией заряда ядра атома. Часто пользуются не абсолютными значениями электроотрицательности, а относительными. Например, по шкале Полинга (см. приложение А), в которой электроотрицательность лития условно принята за единицу, можно определить значения относительной электроотрицательности многих химических элементов.

Поэтому, в пределах каждого периода по мере увеличения заряда ядра (т.е. слева направо) восстановительные свойства простых веществ уменьшаются, а окислительные свойства возрастают и достигают максимума у галогенов.

В главных подгруппах периодической системы по мере увеличения заряда ядра (сверху вниз) восстановительные свойства простых веществ увеличиваются, окислительные свойства - уменьшаются.

В побочных подгруппах находятся переходные металлы, которые проявляют только восстановительные свойства.

Окислители

1) Окислители - простые вещества

Окислительные свойства характерны для простых веществ, нейтральные атомы которых способны путем присоединения электронов переходить в отрицательно зараженные ионы с электронной структурой ближайшего благородного газа. То есть, это типичные неметаллы, их атомы обладают максимальными значениями относительной электроотрицательности.

Так, молекулы галогенов F₂, Cl₂, Br₂ и I₂, выступая в роли окислителей, превращаются в отрицательно заряженные ионы F^Ї, Cl^Ї, Br^Ї и I^Ї, причем от фтора F₂ к йоду I₂ окислительная способность уменьшается:

2F₂ + 2H₂O = 4HF + O₂;

5Cl₂ + Br₂ + 6H₂O = 10HCl + 2HBrO₃;

I₂ + H₂S = 2HI +S.

Если окисление галогенами происходит в кислой среде, то продуктами восстановления являются соответствующие галогеноводородные кислоты HF, HCl, HBr или HI. Если процесс протекает в щелочной среде, то получаются соли этих кислот - галогениды.

Кислород, сера и ее аналоги переходят в степень окисления (-2) и, в зависимости от реакции среды, кислород входит в состав Н₂О или ОН^Ї. А сера при повышенной температуре ведет себя как окислитель по отношению к водороду и металлам: продуктами ее восстановления являются сероводород и сульфиды металлов. К сильнейшим окислителям относится озон.

4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O;

4FeSO₄ + O₂ + 2Н₂О = 4Fe(OH)SO₄;

Zn + S = ZnS.

2) Окислители - высшие оксиды, кислородсодержащие кислоты и их соли

В состав таких окислителей обычно входят атомы элементов в высшей или одной из наиболее высоких степеней окисления, например KМnO₄, Mn₂O₇, K₂Cr₂O₇, CrO₃, HNO₃ любой концентрации, H₂SO₄ концентрированная, нитраты, кислородсодержащие кислоты галогенов HClO₃, HBrO₃, HClO и их соли. Также к сильным кислородсодержащим окислителям относятся оксиды марганца (+4) и свинца (+4).

Перманганат калия проявляет окислительные свойства за счет марганца (+7) и восстанавливается до различных продуктов в зависимости от кислотности среды. В кислой среде - до Mn²⁺ (степень окисления марганца +2), в нейтральной и слабощелочной среде - до MnO₂ (степень окисления марганца +4), в сильнощелочной - до манганат-иона MnO₄^2- (степень окисления марганца +6):

5K₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 6K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 3H₂O;

3K₂SO₃ + 2KMnO₄ + H₂O = 3K₂SO₄ +2MnO₂ + 2KOH;

K₂SO₃ + 2KMnO₄ + 2KOH = K₂SO₄ +2K₂MnO₄.

Хромат и бихромат калия, действуя в качестве окислителей, в кислой среде восстанавливаются до трехзарядного катиона Cr³⁺, который в зависимости от прибавляемой кислоты образует соответствующие соли CrCl₃, Cr(NO₃)₃ или Cr₂(SO₄)₃. В щелочной среде могут получаться Cr(OH)₃ или [Cr(OH)₆]^3-.

K₂Cr₂O₇ + 3H₂S + 4 H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3S + K₂SO₄ + 7H₂O;

2K₂CrO₄ + 3K₂S + 8H₂O = 2K₃[Cr(OH)₆] +3S + 4KOH.

Оксиды свинца (+4) PbO₂ и марганца (+4) MnO₂ также являются сильными окислителями в кислой среде:

MnO₂ + 4 HCl = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O;

5 PbO₂ + 2Mn(NO₃)₂ + 6HNO₃(разб.) = 5Pb(NO₃)₂ + 2HMnO₄ + 2H₂O.

Азотная кислота проявляет окислительные свойства за счет азота в степени окисления (+5), причем окислительная способность усиливается по мере увеличения концентрации кислоты. В концентрированном виде азотная кислота окисляет большинство неметаллов до их высшей степени окисления. Состав продуктов восстановления самой азотной кислоты зависит активности восстановителя и концентрации кислоты: чем активнее восстановитель и чем более разбавлена кислота, тем глубже протекает процесс восстановления атомов азота (+5):

концентрация кислоты уменьшается слева направо

NO₂ NO N₂O N₂ NH₄⁺

Активность восстановителя возрастает слева направо

Чаще всего при восстановлении азотной кислоты получается смесь различных продуктов. Считается, что при взаимодействии концентрированной азотной кислоты с неметаллами или с малоактивными металлами образуется преимущественно диоксид азота. При действии более разбавленной азотной кислоты на малоактивные металлы может получаться оксид азота (+2), а в случае активных металлов образуются оксид азота (+1) или свободный азот. Сильно разбавленная азотная кислота при взаимодействии с активными металлами может восстанавливаться даже до иона аммония.

P + 5HNO₃ = H₃PO₄ + 5NO₂ + H₂O;

Ag + 2HNO₃ = AgNO₃ + NO₂ + H₂O;

3Cu + 8HNO₃ (35 %) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O;

4Zn + 10HNO₃ (разб.) = 4Zn(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O;

5Zn + 12HNO₃ (разб.) = 5Zn(NO₃)₂ + N₂ + 6H₂O;

4Mg + 10HNO₃(очень разб.) = 4Mg(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O.

Нитрат-ион проявляет окислительные свойства также и в щелочной среде, причем в растворах он восстанавливается до NH₃, а в расплавах до соответствующих нитритов:

4Zn + NaNO₃ + 7NaOH + 6H₂O = 4Na₂[Zn(OH)₄] + NH₃;

3KNO₃ + 2KOH +Fe = K₂FeO₄ +3KNO₂ + H₂O.

Концентрированная серная кислота проявляет окислительные свойства за счет атома серы в степени окисления (+6), который может восстанавливаться в зависимости от условий до SO₂ (степень окисления серы +4), до свободной серы (степень окисления 0) или до сероводорода H₂S (степень окисления -2). Состав продуктов восстановления определяется активностью восстановителя, соотношением количеств восстановителя и серной кислоты, температурой процесса и концентрацией серной кислоты. Чем активнее восстановитель, тем глубже протекает восстановление. Например, малоактивные металлы (медь, серебро и др.), бромоводород, некоторые неметаллы восстанавливают концентрированную серную кислоту до SO₂. Активные металлы (магний, цинк и т.п.) - до свободной серы или сероводорода. Иногда одновременно образуются все три продукта в различных соотношениях.

Cu + 2H₂SO₄ = CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O;

2HBr + H₂SO₄ = Br₂ + SO₂ + 2H₂O;

C + 2H₂SO₄ = CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O;

3Mg + 4H₂SO₄ = 3MgSO₄ + S + 4H₂O;

4Mg + 5H₂SO₄ = 4MgSO₄ + H₂S + 4H₂O.

Кислородсодержащие кислоты галогенов (например, HClO₃, HBrO₃, HClO) и их соли, выступая в качестве окислителей, чаще всего восстанавливаются до хлорид- или бромид-иона (степень окисления галогена равна -1) в случае хлора и брома или до свободного йода (степень окисления равна 0).

6FeSO₄ + KClO₃ + 3H₂SO₄ = 3Fe₂(SO₄)₃ + KCl + 3H₂O;

NaClO + 2HCl = Cl₂ + NaCl + H₂O;

HIO₃ + 5HI = 3I₂ + 3H₂O.

3) Окислитель - ион водорода Н⁺

Соединения, содержащие положительно заряженный ион водорода Н⁺, точнее, ион гидроксония Н₃О⁺ (вода, растворы «кислот-неокислителей», растворы щелочей), восстанавливаются до свободного водорода.

Mg + H₂SO₄ = MgSO₄ + H₂;

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂;

Be + 2NaOH (конц.) + 2H₂O = Na₂[Be(OH)₄] + H₂.

4) Окислители - ионы металлов в их высших степенях окисления

Ионы металлов в высоких степенях окисления (не всегда высших, например, Fe³⁺, Cu²⁺, Ni²⁺, Hg²⁺ и т.д.) выступая в роли окислителей, переходят чаще всего в ионы с более низкой степенью окисления.

2FeCl₃ + 3H₂S = 2FeS+ S + 6HCl;

2HgCl₂ + SnCl₂ = Hg₂Cl₂ + SnCl₄;

CuSO₄ + Fe = Cu + FeSO₄.

Восстановители

1) Простые вещества

Восстановительные свойства могут проявлять все металлы, но к типичным восстановителям относятся активные металлы (щелочные и щелочноземельные, цинк, алюминий, магний, железо и др.). Также восстановительные свойства проявляют такие неметаллы, как водород, углерод (в виде кокса или угля), фосфор, кремний. В кислой среде металлы окисляются до положительно заряженных ионов, а в щелочной среде - металлы, которые образуют амфотерные гидроксиды (цинк, алюминий, олово), входят в состав отрицательно заряженных анионов или гидроксокомплексов. Углерод чаще всего окисляется до СО или СО₂, фосфор до ортофосфорной кислоты.

C + 2H₂SO₄ = CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O;

3Mg + 4H₂SO₄ = 3MgSO₄ + S + 4H₂O;

Be + 2NaOH (конц.) + 2H₂O = Na₂[Be(OH)₄] + H₂.

2) Положительно заряженные ионы металлов

К этой группе восстановителей относятся катионы металлов в их низших положительных степенях окисления, т.к. они способны при взаимодействии с окислителями повышать степень окисления за счет отдачи электронов.

SnCl₂ + Cl₂ = SnCl₄;

2FeSO₄ + H₂O₂(конц.) + H₂SO₄(разб.) = Fe₂(SO₄)₃ + 2H₂O.

3) Отрицательно заряженные простые ионы неметаллов

К этой группе восстановителей относятся бескислородные кислоты (HCl, HBr, HI, H₂S) и их соли, а также гидриды щелочных и щелочноземельных металлов (NaH, CaH₂). Анионы, которые входят в состав этих веществ, способны терять электроны и переходить в состояние нейтральных атомов или молекул, но могут претерпевать и дальнейшее окисление.

4HCl + PbO₂ = PbCl₂ +Cl₂ + 2H₂O;

H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O = H₂SO₄ + 8HCl;

NaH + H₂O = NaOH +H₂.

Окислительно-восстановительная двойственность

Некоторые элементы могут проявлять переменные степени окисления - низшие, высшие и промежуточные. Например, азот в аммиаке имеет низшую степень окисления (-3), а в азотной кислоте - высшую степень окисления (+5). Существует также ряд соединений, где азот имеет промежуточные значения степени окисления между этими крайними значениями.

Соединение азота N₂H₄ NH₂OH N₂ N₂O NO N₂O₃ NO₂

Степень окисления -2 -1 0 +1 +2 +3 +4

Соединения, которые содержат атомы в крайних степенях окисления, ведут себя однозначно: либо являются окислителями, либо - восстановителями. Так, атомы азота в аммиаке, ионе аммония, нитридах металлов не способны более к присоединению электронов, поэтому данные вещества проявляют только восстановительные свойства за счет азота в степени окисления (-3). В азотной кислоте, нитратах, оксиде азота (+5) атомы азота уже не способны терять электроны, поэтому эти вещества проявляют только окислительные свойства за счет азота в степени окисления (+5).

Если вещество содержит атомы элемента в промежуточной степени окисления, то оно может вести себя двояко: может, как приобретать электроны, так и терять их. В первом случае вещество ведет себя как окислитель, во втором случае - как восстановитель. Все определяется химической природой партнера.

Например, простое вещество сера проявляет восстановительные свойства по отношению к хлору и кислороду; с другой стороны, она может быть окислителем по отношению к металлам и водороду. В подавляющем большинстве случаев, водород ведет себя как восстановитель, но по отношению к активным металлам проявляет окислительные свойства. Йод является очень слабым окислителем, зато легко проявляет восстановительные свойства по отношению азотной кислоте или хлорной воде.

3 I₂ + 2Аl = 2 Аl I₃;

I₂ + 5Cl₂ + 6H₂O = 2HIО₃ + 10 HCl.

Кроме того, в щелочной среде для всех галогенов, кроме фтора, характерны реакции диспропорционирования, когда атомы хлора являются одновременно и окислителями, и восстановителями:

Cl₂ + 2KOH = KOCl + KCl + H₂O

Азотистая кислота и нитриты - одно из наиболее распространенных веществ с окислительно-восстановительной двойственностью. Действуя, как восстановитель, они окисляются до азотной кислоты или нитратов. Проявляя окислительные свойства, они восстанавливаются до NO или еще более низких степеней окисления, если это позволяет восстановитель.

5HNO₂ + 2KМnO₄ + 3H₂SO₄ = 5HNO₃ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O;

2NaNO₂ + 2NaI + 2H₂SO₄ = 2NO + I₂ + 2Na₂SO₄ + 2H₂O.

Пероксид водорода, пероксиды металлов, дисульфид водорода и дисульфиды металлов. В соединениях такого типа содержатся атомы кислорода и серы со степенью окисления (-1). В присутствии восстановителя эти атомы могут принимать еще по одному электрону и понижать степень окисления до (-2). При взаимодействии с окислителями они способны отдавать электроны, повышая степень окисления до нуля и образуя свободные кислород или серу.

5H₂O₂ + 2KМnO₄ + 3H₂SO₄ = 5O₂ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O;

2KI + H₂O₂ + H₂SO₄ = I₂ + K₂SO₄ + 2H₂O.

Сернистая кислота, оксид серы (+4), сульфиты.

В этих соединениях содержатся атомы серы в промежуточной степени окисления (+4). Поэтому, проявляя восстановительные свойства, они могут окисляться до серной кислоты, оксида серы (+6) и сульфатов, где атомы серы имеют степень окисления (+6). При взаимодействии с очень сильными восстановителями, они могут проявлять окислительные свойства, восстанавливаясь до свободной серы, где атомы серы имеют степени окисления (0).

3K₂SO₃ + 2KМnO₄ + H₂O = 3K₂SO₄ +2MnO₂ + 2KOH;

2H₂S + SO₂ = 3S + 2H₂O.

Говоря об окислительно-восстановительной двойственности, нужно помнить, что в некоторых случаях она может быть обусловлена различной природой отдельных составных частей молекулы. Например, соляная кислота HCl проявляет восстановительные свойства за счет хлорид-ионов Cl^Ї, и окислительные свойства за счет катионов H⁺.

Типы окислительно-восстановительных реакций