Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции — это химические реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления у атомов реагирующих веществ. При этом некоторые частицы отдают электроны, а некоторые получают.


PROFI.RU

Окислители и восстановители

Окислители — это частицы, принимающие электроны в ходе химической реакции. При этом степень окисления частицы понижается.

Восстановители — это частицы, отдающие электроны в ходе химической реакции. При этом степень окисления частицы повышается.

По свойствам химические вещества делят на типичные окислители, типичные восстановители, и вещества, которые могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства.

Как правило, по степени окисления и на основании периодического закона можно примерно оценить окислительно-восстановительные свойства вещества. Так, к типичным окислителям относят:

  • простые вещества-неметаллы с наиболее сильными окислительными свойствами (фтор F2, кислород O2, хлор Cl2);
  • сложные вещества, в составе которых есть ионы металлов или неметаллов в высоких положительных (как правило, высших) степенях окисления: кислоты (HN+5O3, HCl+7O4), соли (KN+5O3, KMn+7O4), оксиды (S+6O3,  Cr+6O3)
  • соединения, содержащие некоторые катионы металлов  в высоких степенях окисления: Pb4+, Fe3+, Au3+ и др.

Типичные восстановители — это, как правило:

  • простые вещества-металлы (восстановительные способности металлов определяются рядом электрохимической активности);
  • сложные вещества, в составе которых есть атомы или ионы неметаллов с отрицательной (как правило, низшей) степенью окисления: бинарные водородные соединения (H2S, HBr), соли бескислородных кислот (K2S, NaI);
  • некоторые соединения, содержащие катионы с минимальной положительной степенью окисления (Sn2+, Fe2+, Cr2+), которые, отдавая электроны, могут повышать свою степень окисления;
  • соединения, содержащие сложные ионы, состоящие из неметаллов с промежуточной положительной степенью окисления (S+4O3)2–, (НР+3O3)2–, в которых элементы могут, отдавая электроны, повышать свою положительную степень окисления.

Большинство остальных веществ может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

 

Типичные окислители и восстановители приведены в таблице.

Типичные окислители Типичные восстановители

 Простые вещества-неметаллы: фтор F2, кислород O2

Галогены

Перманганат калия KMnO4, манганат калия K2MnO4, оксид марганца (IV) MnO2

Дихромат калия K2Cr2O7, хромат калия K2CrO4

Азотная кислота HNO3

Кислород O2, озон O3,

пероксид водорода Н2О2

Серная кислота H2SO4 (конц.), селеновая кислота H2SeO4

Оксид меди (II) CuO, оксид серебра (I) Ag2O, оксид свинца (IV) PbO2

Ионы тяжелых металлов (Ag+, Au3+ и др.)

Хлорид железа (III) FeCl3

Гипохлориты, хлораты и перхлораты

Царская водка, смесь концентрированной азотной и плавиковой кислот

Анод при электролизе

Металлы, водород, уголь

Оксид углерода (II) CO

Сероводород H2S, оксид серы (IV) SO2, сернистая кислота H2SO3 и ее соли

Иодоводородная кислота HI, бромоводородная кислота HBr, соляная кислота HCl

Хлорид олова (II) SnCl2, сульфат железа (II) FeSO4, сульфат марганца (II) MnSO4, сульфат хрома (III)Cr2(SO4)3

Азотистая кислота HNO2, аммиак NH3, гидразин N2H4, оксид азота (II) NO

Фосфористая кислота H3PO3

Альдегиды, спирты, муравьиная и щавелевая кислоты, глюкоза

Катод при электролизе

 

В лабораторной практике наиболее часто используются следующие окислители:

  • перманганат калия (KMnO4);
  • дихромат калия (K2Cr2O7);
  • азотная кислота (HNO3);
  • концентрированная серная кислота (H2SO4);
  • пероксид водорода (H2O2);
  • оксиды марганца (IV) и свинца (IV) (MnO2, PbO2);
  • расплавленный нитрат калия (KNO3) и расплавы некоторых других нитратов .

К восстановителям, которые применяются в лабораторной практике относятся:

  • магний (Mg), алюминий (Al), цинк (Zn) и другие активные металлы;
  • водород (Н2) и углерод (С);
  • иодид калия (KI);
  • сульфид натрия (Na2S) и сероводород (H2S);
  • сульфит натрия (Na2SO3);
  • хлорид олова (SnCl2).

Классификация окислительно–восстановительных реакций 

Окислительно-восстановительные реакции обычно разделяют на четыре типа: межмолекулярные, внутримолекулярные, реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления), и реакции контрдиспропорционирования.

Межмолекулярные реакции протекают с изменением степени окисления атомов, которые находятся в различных молекулах. При этом образуются разные продукты окисления и восстановления.

2 Al0 + Fe+32O3 → Al+32O3 + 2 Fe0,

C0 + 4 HN+5O3(конц) = C+4O2 ↑ + 4 N+4O↑+ 2 H2O.

Внутримолекулярные реакции — это такие реакции, в которых окислитель и восстановитель входят в состав одной и той же молекулы, например:

(N-3H4)2Cr+62O7  → N20 ↑+ Cr+32O3 + 4 H2O,

2 NaN+5O-23 → 2 NaN+3O2 + O02↑.

Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) — это такие реакции, в которых атом (ион) одного и того же элемента является и окислителем, и восстановителем:

3Br2 + 6 KOH → 5KBr + KBrO3 + 3 H2O,

Репропорционирование (конпропорционирование, контрдиспро-порционирование) — это реакция, в которой и окислитель, и восстановитель образуют при восстановлении и окислении одинаковый продукт. Реакция, обратная диспропорционированию.

 2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

Основные правила составления окислительно-восстановительных реакций

Любая окислительно-восстановительная реакция вопровождается процессами окисления и восстановления:

Окисление — это процесс отдачи электронов восстановителем.

Восстановление — это процесс присоединения электронов окислителем.

Окислитель восстанавливается, а восстановитель окисляется.

Восстановитель – е ⇔ Окислитель

Окислитель+ е ⇔ Восстановитель

При этом в любой окислительно-восстановительной реакции соблюдается электронный баланс: количество отданных восстановителем электронов равно количеству полученных. Электронный баланс — это основа уравнивания окислительно-восстановительных реакций. Если баланс составлен неверно, уравнять сложную ОВР у вас не получится.

Для уравнивания ОВР применяются несолько методов: метод электронного баланса, метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций) и другие.

Рассмотрим здесь подробно метод электронного баланса.

В методе электронного баланса выписываются отдельно атомы элементов, меняющих степень окисления, в состоянии ДО реакции и ПОСЛЕ реакции:

«Опознать» ОВР довольно легко — достаточно расставить степени окисления во всех соединениях и определить, что атомы меняют степень окисления:

K+2S-2 + 2K+Mn+7O-24 = 2K+2Mn+6O-24 + S0

Степень окисления меняют атомы марганца и серы:

S-2 -2e = S0

Mn+7 + 1e = Mn+6

Марганец поглощает 1 электрон, сера отдает 2 электрона. При этом необходимо, чтобы соблюдался баланс — общее количество отданных электронов должно быть равно общему количеству получаемых электронов. Если это количество не сходится, мы домножаем число электронов и атомов на необходимые минимальные величины,  чтобы общее число отданных электронов было равно числу полученных. В данном случае НОК = 2, перед марганцем ставим коэффициент 2. Балансовые коэффициенты ставим и перед реагентами, и перед продуктами!

Составляем уравнения окислительно-восстановительных реакций по следующей схеме:

Этап

Действие

1.

Расставить степени окисления всех элементов. Определить окислитель и восстановитель.

2.

Установить продукты окислительно-восстановительной реакции. Продукты окисления и восстановления можно определить из основных представлений об окислительно-восстановительных реакциях и основных ОВР схем, которые рассмотрены ниже; остальные продукты можно определить, исходя из представлений о ионных реакциях.

3.

Составить электронный баланс и с его помощью расставить коэффициенты у веществ, изменяющих свои степени окисления. Внимание! В реакции может быть несколько окислителей или восстановителей. Баланс необходимо составить так, чтобы ОБЩЕЕ число отданных и полученных электронов было одинаковым.

4.

Расставить коэффициенты у других веществ, принимающих участие и образующихся в окислительно-восстановительной реакции, по следующей схеме: сначала уравнять металлы, потом неметаллы, потом водород, потом уравнять кислород.

5.

Проверить правильность расстановки коэффициентов путем подсчета количества атомов (как правило, атомов кислорода), находящихся в левой и правой частях уравнения реакции. В редких ситуациях необходимо расставлять дополнительные коэффициенты на этом этапе. Проверять число атомов кислорода необходимо обязательно — это гарантия успешного составления и уравнивания вашей реакции!

Общие закономерности протекания окислительно -восстановительных реакций

Большинство окислителей и восстановителей переходит в определенные степени окисления в определенных условиях. При этом состав продуктов определяется зачастую условиями проведения процесса. Рассмотрим основные факторы, влияющие на протекание окислительно-восстановительных реакций. Конкретные закономерности для каждого случая свои.

Какие же факторы влияют на протекание ОВР? Самый очевидный фактор — среда реакциикислая, нейтральная или щелочная. Как правило (но не обязательно), вещество, определяющее среду, указано среди реагентов. Возможны такие варианты:

  • окислительная активность усиливается в более кислой среде и окислитель восстанавливается глубже (например, перманганат калия, KMnO4, где Mn+7 в кислой среде восстанавливается максимально до Mn+2, а в щелочной — минимально до Mn+6);
  • окислительная активность усиливается в более щелочной среде, и окислитель восстанавливается глубже (например, нитрат калия KNO3, где N+5 при взаимодействии с восстановителем в щелочной среде восстанавливается максимально до N-3);
  • либо окислитель практически не подвержен изменениям среды.

Среда протекания реакции позволяет определить состав и форму существования остальных продуктов ОВР. Основной принцип — продукты пишем такие, которые не взаимодействуют с реагентами! Например, в кислой среде в продуктах не могут образоваться основания и основные оксиды- они просто-напросто провзаимодействуют с кислотой. Основания и основные оксиды с кислотами образуют соли. И наоборот, в щелочной среде исключено образование кислоты и кислотного оксида. Это одна из наиболее частых, и наиболее грубых ошибок.

Также на направление протекания ОВР влияет природа реагирующих веществ. Например, при взаимодействии азотной кислоты HNO3 с восстановителями работает закономерность — чем больше активность восстановителя, тем больше глубина восстановления азота N+5.

При увеличении температуры большинство ОВР, как правило, проходят более интенсивно и более глубоко.

В гетерогенных реакциях на состав продуктов зачастую влияет степень измельчения твердого вещества. Например, порошковый цинк с азотной кислтой образует одни продукты, а гранулированный — совершенно другие. Чем больше степень измельчения реагента, тем больше его активность, как правило.

Понимание основных закономерностей позволяет избежать заучивания реакций наизусть, что на мой взгляд, не имеет никакого смысла. Закономерности позволяют определить направление протекания незнакомых реакций, и понять направление протекания знакомых реакций.

Рассмотрим наиболее типичные лабораторные окислители. Особое внимание постарайтесь обращать на закономерности протекания процессов.

Основные схемы окислительно-восстановительных реакций

Схема восстановления перманганатов

       Перманганаты активных металлов в зависимости от среды раствора, в котором проводится реакция, образует различные продукты восстановления. В кислой среде восстановление происходит более глубоко, и Mn+7 восстанавливается до Mn2+. Оксид марганца в степени окисления +2 проявляет основные свойства, поэтому в кислой среде образует соль. Соли марганца +2 бесцветны. В нейтральном растворе марганец восстанавливается до степени окисления +4, с образованием амфотерного оксида MnO2 — коричневого осадка, нерастворимого в кислотах и щелочах. В щелочной среде восстановление происходит минимально — до ближайшей степени окисления +6,. Соединения марганца +6  проявляют кислотные свойства, и в щелочной среде образуют соли — манганаты. Манганаты придают раствору зеленую окраску.

Восстановление перманганата калия

Ниже приведены реакции KMnO4 с сульфидом калия в качестве восстановителя в различных средах, иллюстрирующие схему. В этих реакциях продуктом окисления сульфид-иона является S0.

5 K2S + 2 KMnO4 + 8 H2SO4 = 5 S + 2 MnSO4 + 6 K2SO4 + 8 H2O,

3 K2S + 2 KMnO4 + 4 H2O = 2 MnO2↓ + 3 S↓ + 8 KOH,

Наиболее распростарненной ошибкой в этой реакции является  указание на взаимодействие серы и щелочи в продуктах реакции. Однако, сера взаимодействует с щелочью в довольно жестких условиях (повышенная температура), что не соответствует условиям этой реакции. При обычных условиях правильно будет указывать именно молекулярную серу и щелочь отдельно, а не продукты их взаимодействия.

K2S + 2 KMnO4 –(KOH)= 2 K2MnO4 + S↓

При составлении этой реакции также возникают трудности. Дело в том, что в данном случае написание молекулы среды (КОН или другая щелочь) в реагентах не требуется для уравнивания реакции. Щелочь принимает участие в реакции, и определяет продукт восстановления перманганата калия, но реагенты и продукты уравниваются и без ее участия. Этот, казалось бы, парадокс легко разрешим, если вспомнить, что химическая реакция — это всего лишь условная запись, которая не указывает на каждый происходящий процесс, а всего лишь является отображением суммы всех процессов. Как определить это самостоятельно? Если действовать по классической схеме — баланс-балансовые коэффициенты-уравнивание металла, то вы увидите, что металлы уравниваются балансовыми коэффициентами, и наличие щелочи в левой части уравнения реакции будет лишним.

Перманганат калия окисляет неметаллы в отрицательной степени окисления до 0 (исключение — форсфор, мышьяк — окисляются до +5), неметаллы в промежуточной степени окисления до высшей степени окисления, и активные металлы из 0 до стабильной положительной степени окисления:

KMnO4 + неМе (отрицательная с.о.) = неМе0 + другие продукты

KMnO4 + неМе (промеж.положит. с.о.) = неМе(высшая с.о.) + др. продукты

KMnO4 + Ме0 = Ме (стабильная с.о.) + др. продукты

KMnO4 + P, As (отрицательная с.о.) = P, As+5 + другие продукты

Схема восстановления хроматов/бихроматов

          Особенностью хрома с валентностью VI является то, что он образует 2 типа солей в водных растворах: хроматы и бихроматы, в зависимости от среды раствора. Хроматы активных металлов (например, K2CrO4) — это соли, которые устойчивы в щелочной среде. Дихроматы (бихроматы) активных металлов (,например, K2Cr2O7) — соли, устойчивые в кислой среде.

Восстанавливаются соединения хрома VI  до соединений хрома III. Соединения хрома Cr+3 — амфотерные, и в зависимости от среды раствора они существуют в растворе в различных формах: в кислой среде в виде солей (амфотерные соединения при взаимодействии с кислотами образуют соли), в нейтральной среде — нерастворимый амфотерный гидроксид хрома (III) Cr(OH)3, и в щелочной среде соединения хрома (III) образуют комплексную соль, например — гексагидроксохромат (III) калия K3[Cr(OH)6].

Схема восстановления соединений хрома +6

Бихроматы или хроматы окисляют неметаллы в отрицательной степени окисления до 0 (исключение — форсфор, мышьяк — окисляются до +5), неметаллы в промежуточной степени окисления до высшей степени окисления, и активные металлы из 0 до стабильной положительной степени окисления:

Хромат/бихромат + неМе (отрицательная с.о.) = неМе0 + другие продукты

Хромат/бихромат + неМе (промеж.положит. с.о.) = неМе(высшая с.о.) + др. продукты

Хромат/бихромат + Ме0 = Ме (стабильная с.о.) + др. продукты

Хромат/бихромат + P, As (отрицательная с.о.) = P, As+5 + другие продукты

Разложение нитратов

Соли-нитраты содержат азот в степени окисления +5 — сильный окислитель. Такой азот может окислять даже кислород с избыточными электронами (О-2). Это происходит при интенсивном нагревании нитратов. При этом в большинстве случаев кислород окисляется до степень окисления 0, т.е. до молекулярного кислорода O2.

В зависимости от типа металла, образующего соль, при термическом (температурном) разложении нитратов образуются различные продукты: если металл активный (в ряду электрохимической активности находятся до магния), то азот восстанавливается до степени окисления +3, и при разложении образуется соли-нитриты и молекулярный кислород.

Например:

2NaNO3 → 2NaNO2 + O2. 

Активные металлы в природе встрачаются в виде солей (KCl, NaCl).

Если металл в ряду электрохимической активности находится правее магния и левее меди (включая магний и медь), то при разложении образуется оксид металла в устойчивой степени окисления, оксид азота (IV) (бурый газ) и кислород. Оксид металла образует также при разложении нитрат лития. .

Например, разложение нитрата цинка:

2Zn(NO3)2 → 2ZnО + 4NO2 + O2.

Металлы средней активности чаще всего в природе встречаются в виде оксидов (Fe2O3, Al2O3 и др.).

Ионы металлов, расположенных в ряду электрохимической активности правее меди — являются сильными окислителями. При разложении нитратов они, как и N+5, участвуют в окислении кислорода, и восстанавливаются до простых веществ, т.е. образуется металл и выделяются газы — оксид азота (IV) и кислород.

Например, разложение нитрата серебра:

2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2.

Металлы средней активности чаще всего в природе встречаются в виде оксидов (Fe2O3, Al2O3 и др.).

Некоторые исключения!

Разложение нитрата амммония:

В молекуле нитрата аммония есть и окислитель, и восстановитель: азот в степени окисления -3 проявляет только восстановительные свойства, азот в степени окисления +5 — только окислительные.

При нагревании вещество разлагается. При температуре до 270 оС образуется оксид азота (I) («веселящий газ») и вода:

NH4NO3 → N2O + 2H2O

Это пример реакции контрдиспропорционирования.

Результирующая степень окиcления азота — среднее арифметическое степени окисления атомов азота в исходной молекуле.

При более высокой температуре оксид азота (I) разлагается на простые вещества — азот и кислород, и итоговое уравнение выглдит так:

2NH4NO3 → 2N2 + O2 + 4H2O

При разложении нитрита аммония NH4NO2 также происходит контрдиспропорционирование.

Результирующая степень окисления азота также равна среднему арифметическому степеней окисления исходных атомов азота — окислителя N+3 и восстановителя N-3

NH4NO2 → N2 + 2H2O

Термическое разложение  нитрата марганца (II) сопровождается окислением металла:

Mn(NO3)2 = MnO2 + 2NO2

Нитрат железа (II) при низких температурах разлагается до оксида железа (II), при нагревании железо окисляется до степени окисления +3:

2Fe(NO3)2 → 2FeO + 4NO2 + O2 при 60°C
4Fe(NO3)2 → 2Fe2O3 + 8NO2 + O2 при >60°C

Нитрат никеля (II) разлагается до нитрита при нагревании.

  Окислительные свойства азотной кислоты

Азотная кислота HNO3 при взаимодействии с металлами практически никогда не образует водород, в отличие от большинства минеральных кислот.

Это связано с тем, что в составе кислоты есть очень сильный окислитель — азот в степени окисления +5. При взаимодействии с восстановителями — металлами образуются различные продукты восстановления азота.

Азотная кислота + металл = соль металла + продукт восстановления азота + H2O

Азотная кислота при восстановлении может переходить в оксид азота (IV) NO2 (N+4); оксид азота (II) NO (N+2); оксид азота (I) N2O («веселящий газ»); молекулярный азот N2;  нитрат аммония NH4NO3. Как правило, образуется смесь продуктов с преобладанием одного из них. Азот восстанавливается при этом до степеней окисления от +4 до −3. Глубина восстановления зависит в первую очередь от природы восстановителя и от концентрации азотной кислоты. При этом работает правило: чем меньше концентрация кислоты и выше активность металла, тем больше электронов получает азот, и тем более восстановленные продукты образуются.

Некоторые закономерности позволят верно определять основной продукт восстановления металлами  азотной кислоты в реакции:

  • при действии очень разбавленной азотной кислоты на металлы образуется, как правило, нитрат аммония NH4NO3;

Например, взаимодействие цинка с очень разбавленной азотной кислотой:

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

  • концентрированная азотная кислота на холоду пассивирует некоторые металлы — хром Cr, алюминий Al и железо Fe. При нагревании или разбавлении раствора реакция идет;

пассивация металлов — это перевод поверхности металла в неактивное состояние за счет образования на поверхности металла тонких слоев инертных соединений, в данном случае преимущественно оксидов металлов, которые не реагируют с концентрированной азотной кислотой

  • азотная кислота не реагирует с металлами платиновой подгруппызолотом Au, платиной Pt, и палладием Pd;
  • при взаимодействии концентрированной кислоты с неактивными металлами и металлами средней активности азотная кислота восстанавливается до оксида азота (IV) NO2;

Например, окисление меди концентрированной азотной кислотой:

Cu+ 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2

  • при взаимодействии концентрированной азотной кислоты с активными металлами образуется оксид азота (I) N2O;

Например, окисление натрия концентрированной азотной кислотой:

Na+ 10HNO3 = 8NaNO3 + N2O + 5H2

  • при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с неактивными металлами (в ряду активности правее водорода) кислота восстанавливается до оксида азота (II) NO;
  • при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с металлами средней активности образуется либо  оксид азота (II) NO, либо оксид азота N2O, либо молекулярный азот N2 — в зависимости от дополнительных факторов (активность металла, степень измельчения металла, степень разбавления кислоты, температура).
  • при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с активными металлами образуется молекулярный азот N2.

Для приближенного определения продуктов восстановления азотной кислоты при взаимодействии с разными металлами я предлагаю воспользоваться принципом маятника. Основные факторы, смещающие положение маятника: концентрация кислоты и активность металла. Для упрощения используем 3 типа концентраций кислоты: концентрированная (больше 30%), разбавленная (30% или меньше), очень разбавленная (меньше 5%). Металлы по активности разделим на активные (до алюминия), средней активности (от алюминия до водорода) и неактивные (после водорода). Продукты восстановления азотной кислоты располагаем в порядке убывания степени окисления:

NO2; NO; N2O; N2; NH4NO3

Чем активнее металл, тем больше мы смещаемся вправо. Чем больше концентрация или меньше степень разбавления кислоты, тем больше мы смещаемся влево.

Например, взаимодействуют концентрированная кислота и неактивный металл медь Cu. Следовательно, смещаемся в крайнее левое положение, образуется оксид азота (IV), нитрат меди и вода.

 Взаимодействие металлов с серной кислотой

Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, как обычная минеральная кислота. Т.е. взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду электрохимических напряжений до водорода. Окислителем здесь выступают ионы H+, которые восстанавливаются до молекулярного водорода H2. При этом металлы окисляются, как правило, до минимальной степени окисления.

Например:

Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2

Концентрированная серная кислота взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений как до, так и после водорода.

H2SO4 (конц) + металл = соль металла + продукт восстановления серы (SO2, S, H2S) + вода 

При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами образуются соль металла (в устойчивой степени окисления), вода и продукт восстановления серы — сернистый газ S+4O2, молекулярная сера S либо сероводород H2S-2, в зависимости от степени концентрации, активности металла, степени его измельчение, температуры и т.д. При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами молекулярный водород не образуется!

Основные принципы взаимодействия концентрированной серной кислоты с металлами:

1. Концентрированная серная кислота пассивирует алюминий, хром, железо при комнатной температуре, либо на холоду;

2. Концентрированная серная кислота не взаимодействует с золотом, платиной и палладием;

3. С неактивными металлами концентированная серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV).

Например, медь окисляется концентрированной серной кислотой:

Cu0 + 2H2S+6O4(конц) = Cu+2SO4 + S+4O2 + 2H2O

4. При взаимодействии с активными металлами и цинком концентрированная серная кислота образует серу S либо сероводород H2S2- (в зависимости от температуры, степени измельчения и активности металла).

Например, взаимодействие концентрированной серной кислоты с цинком:

8Na0 + 5H2S+6O4(конц) = 4Na2+SO4 + H2S-2 + 4H2O

Пероксид водорода

Пероксид водорода H2O2 содержит кислород в степени окисления -1. Такой кислород может и повышать, и понижать степень окисления. Таким образом, пероксид водорода проявляет и окислительные, и восстановительные свойства.

При взаимодействии с восстановителями пероксид водорода проявляет свойства окислителя, и восстанавливается до степени окисления -2. Как правило, продуктом восстановления пероксида водорода является вода или гидроксид-ион, в зависимости от условий проведения реакции. Например:

S+4O2 + H2O2-1 = H2S+6O4-2

При взаимодействии с окислителями перекись окисляется до молекулярного кислорода (степень окисления 0): O2. Например:

2KMn+7O4 + 5H2O2-1 + 2H2SO4 = 5O20 + 2Mn+2SO4 + 7H2O