ТИПИЧНЫЕ ОКИСЛИТЕЛИ

🔸 Самый известный и горячо любимый окислитель — перманганат калия KMnO₄. В разных средах перманганат ведёт себя по-разному:
• KMn⁺⁷O₄ → Mn⁺² (в кислой среде)
• 2KMnO₄ + 5Na₂SO₃ + 3H₂SO₄ → K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + 3H₂O

• KMn⁺⁷O₄ → Mn⁺⁴O₂ (в нейтральной среде)
• 2KMnO₄ + 3Na₂SO₃ + H₂O → 2KOH + 2MnO₂ + 3Na₂SO₄

• KMn⁺⁷O₄ → K₂Mn⁺⁶O₄ (в щелочной среде)
• 2KMnO₄ + Na₂SO₃ + 2KOH → 2K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

🔸 Дихромат и хромат калия (K₂Cr₂O₇ и K₂CrO₄). Про них мы уже рассказывали в шаге 42 👆

🔸 Серная концентрированная кислота (H₂SO₄), о ней тоже уже шла речь — в шаге 24.

🔸 Азотная кислота (HNO₃) в любой концентрации является окислителем, смотри шаг 25.

🔸 Соли азотной кислоты (нитраты) являются сильными окислителями. Чаще всего они восстанавливаются до нитритов, а при взаимодействии с алюминием или цинком в щелочной среде — до аммиака:
• 5NaN⁺⁵O₃ + 2P → 5NaN⁺³O₂ + P₂O₅
• 3NaN⁺⁵O₃ + 8Al + 5NaOH + 18H₂O → 8Na[Al(OH)₄] + N⁻³H₃

🔸 Галогены (особенно в щелочной среде) являются сильными окислителями и восстанавливаются до С.О. -1:
• 3Сl₂ + 2Cr(OH)₃ + 10NaOH → 2Na₂CrO₄ + 6NaCl⁻¹ + 8H₂O
• Cl₂ + SO₂ + 2H₂O → HCl⁻¹ + H₂SO₄

🔸 Соединения меди(II) при взаимодействии с сильными восстановителями восстанавливаются до соединений меди(I):
• 2Cu⁺²SO₄ + 4KI → 2K₂SO₄ + 2Cu⁺¹I + I₂

🔸 Соединения железа(III) при взаимодействии с сильными восстановителями восстанавливаются до соединений железа(II):
• Fe⁺³₂O₃ + 6HI →2Fe⁺²I₂ + I₂ + 3H₂O