Внутримолекулярное окисление-восстановление. Соединения высшей степени окисленности, присущей данному элементу, могут в окислительновосстановительных реакциях выступать только в качестве окислителей, степень окисленности элемента может в этом случае только понижаться. Соединения низшей степени окисленности могут быть, наоборот, только восстановителями; здесь степень окисленности элемента может только повышаться. Если же элемент находится в промежуточной степени окисленности, то его атомы могут, в зависимости от условий, как принимать, так и отдавать электроны. В первом случае степень окисленности элемента будет понижаться, во втором - повышаться. Поэтому соединения, содержащие элементы в промежуточных степенях окисленности, обладают окислительно-восстановительной двойственностью-способностью вступать в реакции как с окислителями, так и с восстановителями.
Так, азот образует соединения, в которых степень его окислен-иости изменяется от -3 (аммиак и соли аммония) до (азотная кислота и ее соли). Азот, входящий в состав аммиака, может выступать только в качестве восстановителя, азот азотной кислоты- только в качестве окислителя. Азотистая же кислота и ее соли, где степень окисленности азота равна , вступают в реакции как с сильными окислителями, так и с сильными восстановителями. В первом случае окисляется до азотной кислоты, во втором - восстанавливается обычно до оксида азота
В качестве примеров окислительно-восстановительной двойственности азотистой кислоты можно привести реакции:
Кроме азотистой кислоты окислительно-восстановительной двойственностью обладают сера, иод, пероксид водорода и ряд других веществ.
Вещества, содержащие элемент в промежуточной степени окисленности, обладают в ряде случаев еще одним характерным свойством. Оно состоит в том, что в определенных условиях такое вещество претерпевает процесс, в ходе которого часть элемента окисляется, а часть - восстанавливается. Этот процесс называется самоокислением-самовосстановлением. Так, при взаимодействии хлора с водой получается смесь соляной и хлорноватистой кислот:
Здесь и окисление, и восстановление претерпевает хлор:
Самоокисление-самовосстановление называют также диспропорционированием.
Некоторые сложные вещества в определенных условиях (обычно при нагревании) претерпевают внутримолекулярное окисление-восстановление. При этом процессе одна составная часть вещества служит окислителем, а другая - восстановителем. Примерами внутримолекулярного окисления-восстановления могут служить многие процессы термической диссоциации. Так, в ходе термической диссоциации водяного пара
Аннотация
Данная работа рассчитана для учителей химии. Урок предназначен для учащихся 10 класса с углубленным изучением предмета.
Конспект
Тема урока: «Окислительно – восстановительная двойственность серы на примере сульфита натрия»
ЦЕЛЬ:
Обучающая
Обеспечить углубление сведений об окислительно – восстановительной двойственности серы в степени +4 на примере сульфита натрия, закрепление умений составления окислительно – восстановительных реакций методом электронного баланса.
Развивающая
Организовать формирование личностных качеств обучающихся:
склонность к анализу, сравнению, сопоставлению химических свойств соединений серы +4 с другими ее формами
навыков ведения учебного диалога, организации и планирования учебного сотрудничества в группе
навыков проведения экспериментов
Воспитывающая
Способствовать формированию у обучающихся ответственного отношения к деятельности, коммуникативной компетентности, установления межличностных отношений и бережного отношения к окружающему миру
Соблюдения правил безопасной работы с веществами и лабораторным оборудованием
Задачи урока
создать педагогические условия для овладения естественно – научными способами деятельности: наблюдение, эксперимент, учебное исследование
формировать надпредметные умения: обобщать путем сравнения, рассуждать по аналогии, систематизировать, выявлять причинно – следственные связи, работать с таблицами (в том числе и Периодической системой химических элементов)
побудить к осознанию значимости химических знаний в бытовой и производственной деятельности
акцентировать внимание на безопасное обращение с химическими веществами
Тип урока : углубление знаний по теме «Сера и ее соединения»
Ход урока
1.Организационный момент:
Учитель: Добрый день, ребята! Я рада вас видеть и очень хочу начать работу с вами! Хорошего вам настроения и успехов!
2. Постановка цели урока. Мотивация учебной деятельности учащихся.
Учитель: Сейчас мы поработаем с материалом, который внешне далек от химии, но поможет сформулировать тему урока.
Внимание на доску! (слайд 2).
Ознакомьтесь с содержанием слайда. Ответьте на вопрос! Где вы поставите запятую в этом предложении.
Предполагаемый ответ: Помочь, нельзя оставить!
Учитель: Есть другое мнение? (Нет).
Какой другой вариант постановки запятой имеется?
Предполагаемый ответ : Помочь нельзя, оставить!
Учитель: Как повлияла постановка запятой на смысл данного суждения?
Предполагаемый ответ: в первом случае – помочь, во втором – нет помощи.
Учитель: Как, одним словом можно назвать эти два противоположных мнения?
Предполагаемый ответ: дуализм, противоположность и другие.
Учитель: Скажите, есть ли в химии подобная ситуация? Подумайте, имеются ли соединения, которые ведут себя по-разному, в зависимости от условий!
Предполагают. Слайд 3.(Варианты ответов)
Учитель: Итак, молодцы, откройте тетради, запишите число и тему:
«Окислительно – восстановительная двойственность серы на примере сульфита натрия».
Учащиеся записывают в тетрадь тему урока.
Давайте на основании проделанной работы, сейчас определим цель занятия .
Учащиеся предполагают цель урока. (Изучить окислительно – восстановительную двойственность серы и др. варианты)
Учитель : цель нашего урока экспериментально доказать двойственность соединений серы на примере сульфита натрия.
3. Актуализация знаний.
Учитель : Но прежде, ответьте на следующие вопросы? (Слайд 4)
Что такое окислитель? (Окислитель - частица (атом, молекула, ион), которая отдает электроны).
Что такое восстановитель? (Восстановитель – частица, которая присоединяет электроны).
В чем заключается окислительно – восстановительная двойственность? (Если в состав вещества входит элемент с промежуточной степенью окисления, он может как повышать, так и понижать ее, т.е. может участвовать и в процессе окисления, и в процессе восстановления. Следовательно, данное вещество может быть и окислителем, и восстановителем. Это зависит от второго участника реакции).
Какие степени окисления характерны для серы и ее соединений?(-2,0,+4,+6)
(Слайд 5) Как вы думаете, о какой степени окисления на сегодняшнем уроке пойдет речь? (+4, потому что в сульфите натрия степень окисления серы +4).
Учитель: Мы ответили на все вопросы и теперь готовы перейти к доказательству двойственности. Итак, переходим к эксперименту.
4. Динамичная пауза
Каждый из вас получил карточку, в которой указано номер пищевой добавки класса сульфитов. Займите места в группе за столом, который соответствует полученному вами номеру. (Ребята пересаживаются). В группе выберите координатора. (Пауза).
Координаторы, поднимите руку. Ваша задача в процессе экспериментальной работы заполнять инструктивную карту по результатам деятельности вашей группы.
5. Постановка проблемно – развивающего эксперимента.
Учитель: Ребята, помните правила при работе с реактивами и лабораторным оборудованием. Если вы забыли, на столах лежат памятки. (Слайд 6).
Приступаем!
Опыт 1. Окисление сульфита натрия с хлоридом железа (III). (Слайд 7).Группы работают строго по инструктивной карте.
Методика опыта.
Реактивы и оборудование: раствор сульфита натрия, 10% -ный раствор хлорида железа (III); пробирки, спиртовка.
Выполнение опыта: В пробирку с раствором хлорида железа (III)добавляют раствор гидросульфита натрия. Интенсивность окраски раствора значительно возрастает. При нагревании полученного раствора цвет постепенно изменяется: сначала окраска ослабевает, а затем раствор становиться бесцветным.
Учитель: 1. Почему в начале опыта окраска раствора значительно усиливается? (Растворы солей железа (III), подвергших сильному гидролизу, окрашены в темно – коричневый цвет. Поэтому, на первом этапе происходила не ОВР, а преимущественно гидролиз).
2. Почему желтовато – коричневая окраска раствора хлорида железа (III) исчезает только при нагревании? (При нагревании раствора между этими веществами протекает ОВ процесс, т.к. нагревание способствует усилению окислительных свойств хлорида железа (III).
Учитель: запишите уравнение реакции на доске.
Один представитель группы записывает уравнение реакции и составляет электронный баланс. Осуществляется взаимопроверка.
2FeCl3 + Na2SO3 + H2O = 2FeCl2+ Na2SO4+ 2HCl
Fe+3 +1e → Fe+2 │2
S+4 -2e → S+6 │1
Fe+3 - окислитель
S+4 - восстановитель
Каждая группа формулирует вывод по данному опыту. Координатор, одной из групп зачитывает вывод.
Предполагаемый ответ: Сульфит натрия проявляет восстановительные свойства. Хлорид железа (III) окисляет сульфит натрия только при нагревании, поскольку в этих условиях его окислительная способность более высокая.
Учитель : Приступаем ко второму опыту: окисление сульфата железа (II) сульфитом натрия. (Слайд 8).
Методика:
Реактивы и оборудование: раствор сульфита натрия, 10% - ный раствор сульфата железа (II), раствор гексацианоферрата (II) калия; пробирки.
Существуют вещества, которые в одних реакциях проявляют свойства окислителя, в других – восстановителя. Окислительно-восстановительная двойственность характерна для а) атомов и молекул неметаллов IVA-VIIA подгрупп, а также бора и водорода; б) атомов элементов с переменной валентностью (S, Cl,Br); в) пероксидные соединения (Н 2 О 2 , ВаО 2 и др.).
S 2- - восстановитель → S o ↔ S 4+ ← S 6+ - окислитель
окислитель-восстановитель
(окислительно-восстановительная двойственность)
S o и S 4+ обладают окислительно-восстановительной двойственностью, например, в реакциях: 2SO 2 + O 2 = 2SO 3 SO 2 +2H 2 S = 3S +2Н 2 О
В-ль Ок-ль
1 + е 0 – е +1 - 2е +3 -2е +5 -2е +7
Cl ← Cl → Cl → Cl → Cl → Cl
НClO – хлорноватистая (гипохлориты)
HClO 2 – хлористая (хлориты)
HClO 3 – хлорноватая (хлораты)
HClO 4 – хлорная (перхлораты)
Н ← Н → Н
Кроме серы к пункту «б» относятся соединения марганца. Все формы его соединений со степенями окисления +2, +3, +4, +6 в зависимости от условий могут проявлять окислительные или восстановительные свойства.
MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O окислитель Mn 4+ + 2e = Mn 2+
вос-ль 2Cl - - 2e = Cl 2
MnO 2 + KNO 3 + K 2 CO 3 = K 2 MnO 4 + KNO 2 + CO 2
вос-ль Mn 4+ - 2e = Mn 6+
ок-ль N 5+ +2e = N 3+
Пероксидные соединения имеют двойственный характер поведения в окислительно-восстановительных процессах, что обусловлено природой связи в атомах и молекулах. Атомы кислорода связаны единичной неполяной ковалентной связью. Так как общая электронная пара расположена симметрично относительно обоих ядер, то данная связь не участвует в изменении степени окисления атомов кислорода. Зато полярная коволентная связь с водородом обеспечивает степень окисления -1 каждому атому кислорода. С одной стороны – молекула Н 2 О 2 может распадаться с разрывом кислородной связи и образовывать новые связи кислорода с другими атомами. В результате уменьшается степень окисления кислорода до -2 (окислитель - О 2 2- + 2е = 2О 2-). С другой стороны в пероксиде водорода разрываются связи О-Н, в результате образуется молекула О 2 , и степень окисления кислорода повышается до нуля (вос-ль - О 2 2- - 2е = О 2).
Ge + 2H 2 O 2 + 2NaOH = Na 2 GeO 3 + 3H 2 O
2AgNO 3 + 2H 2 O 2 + 2NH 4 OH = O 2 + 2Ag +2NH 4 NO 3 + 2H 2 O.
Влияние температуры на ОВР.
Температура влияет на глубины протекания реакции. При низкой и высокой температуре могут получиться разные продукты реакции:
Cl 2 + 2NаОН = NaCl + NaClO (гипохлорит) + Н 2 О (на холоду)
3Cl 2 + 6NаОН = 5NaCl + NaClO 3 (хлорат) + 3Н 2 О (при повышении температуры).
Составление уравнений овр.
Существуют два метода: метод электронного баланса и ионно-электронного баланса. В обоих случаях составляются полуреакции окисления-восстановления. В последнем случае в полуреакциях принимают участие ионы, включающие окислитель и восстановитель, а также катионы водорода или гидроксид ионы и молекулы воды. Оба метода используются при подборе коэффициентов в ОВР.
Методика расстановки коэффициентов.
Записав вещества, находим окислитель и(или) восстановитель. Определяем их степень окисления.
Записав реакции окисления-восстановления, представляем,как могут измениться степени окисления.
При написании полуреакций в ионном виде, определяем участвует ли в реакции среда (кислая, щелочная или нейтральная: Н + Н 2 О или ОН - Н 2 О). Уравниваем полуреакции с участием среды, расставляя коэффициенты. В кислых средах воду добавляем туда, где меньше кислорода, а в нейтральной и щелочной, туда, где больше.
Уравниваем число отданных и принятых электронов, находя предварительно наименьшее общее кратное.
Суммируем полуреакции окисления-восстановления (электроны в полуреакциях должны сократиться).
Переносим коэффициенты в молекулярное уравнение.
Влияние среды на протекание ОВР.
Иногда ход ОВР зависит от среды. В некоторых случаях среда даже изменяет направление процесса. Например, реакция в кислой среде протекает слева направо, а в щелочной - справа налево.
H 2 SeO 4 + 2HCl ↔ H 2 SeO 3 + Cl 2 + H 2 O (в кислой →)
Другим примером подобного рода служит усиление восстановительных свойств некоторых неметаллов, например бора и кремния щелочной среде. Их взаимодействие с водой ускоряется в растворах щелочей. Поэтому растворы гидроксидов калия и натрия используются как сильнодействующие травители для кремния и германия в полупроводниковой технике.
Si + 2KOH + H 2 O = K 2 SiO 3 + 2H 2
Si + 6OH - – 4e - = SiO 3 2- + 3H 2 O 1
2H 2 O + 2e = H 2 + 2OH= SiO 3 2- 2
Si + 2OH - + H 2 O = 2H 2 + SiO 3 2-
Окислителем в этой реакции являются катионы водорода, входящие в состав воды.
Характерным примером влияния среды - реакция взаимодействие перманганата калия (окислитель) с сульфитом калия или натрия (восстановитель). Для создания кислой среды используют разбавленную серную кислоту, т.к. азотная кислота любой концентрации проявляет окислительные свойства (ион NO 3 -), а соляная – свойства восстановителя (ион Cl -). В данном случае серная кислота не изменяет степени окисления и служит только для создания среды. Вода и небольшие количества щелочей тоже изменяют характер среды, не участвуя в окислительно-восстановительном процессе.
Обратимые и необратимые химические реакции и состояние химического равновесия. Качественная характеристика состояния химического равновесия и его отличие от кинетически заторможенного состояния системы.
Необратимые химические реакции протекают до конца-до полного израсходования одного из реагирующих веществ. Обратимые реакции протекают не до конца, т.е ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Это различие связано с тем, что необратимая реакция протекает в одном направлении. Обратимая же реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлениях.
Необратимая реакция:
Обратимая реакция:
Когда скорости прямой и обратной реакций становится одинаковыми, наступает химическое равновесие. Качественной характеристикой химического равновесия служит величина, называемая константой химического равновесия.
В момент равновесия V1=V2. В момент равновесия реакции продолжают идти, но концентрации реагентов не меняются. Кинетически заторможенное состояние, когда V1,2=0(резкое понижение t примерно 200С)
9 . Закон действующих масс. Константа химического равновесия и ее связь со стандартным изменением энергии Гиббса и энергии Гельмгольца процесса.
Закон действующих масс (открыт Гульдбергом и Вааге)-при постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, причем каждая концентрация входит в произведение в степени, равной коэффициенту, стоящему перед формулой данного вещества в уравнении реакции.
Для необратимых реакций:
Vпр.=K(H2)(I2)
K1(H2)(I2)=K2(HI)^2
K1/K2=Kрав.=(HI)^2/(H2)(I2)
В приложениях «свободной энергией» иногда называют не свободную энергию Гельмгольца, а энергию Гиббса. Это связано с тем, что энергия Гиббса также является мерой максимальной работы, но в данном случае рассматривается только работа над внешними телами, исключая среду:
Константа равновесия K связана со свободной энергией Гиббса ΔG следующим образом:
ΔG=−RT⋅lnK.
Приведенное уравнение позволяет по величине ΔG° вычислить К, а затем и равновесные концентрации (парциальные давления) реагентов. Из этого уравнения видно, что константа равновесия очень чувствительна к изменению температуры (если выразить отсюда константу, то температура будет в показателе степени). Для эндотермических процессов повышение температуры отвечает увеличению константы равновесия, для экзотермических - ее уменьшению. От давления константа равновесия не зависит, кроме случаев очень большого давления.
Зависимость константы равновесия от энтальпийного и энтропийного факторов свидетельствует о влиянии на нее природы реагентов.
10. Зависимость энергии Гиббса процесса и константы равновесия от температуры. Принцип Ле Шателье – Брауна. 
Зависимость константы равновесия от температуры. Обычно константа равновесия изменяется с изменением температуры. Если в ходе реакции выделяется тепло, то с повышением температуры реакция замедляется и K уменьшается. Напротив, когда тепло в ходе реакции поглощается, константа равновесия с повышением температуры увеличивается. Температурная зависимость константы равновесия выражается в виде
dLnKр/dT=дельтаH/RT^2
где DН – теплота химического процесса (т.е. теплота химической реакции, теплота растворения и т.д.).
Принцип Ле Шателье : Если на систему, находяющуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшится.
Влияние температуры зависит от знака теплового эффекта реакции. При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, при понижении температуры - в направлении экзотермической реакции. В общем же случае при изменении температуры химическое равновесие смещается в сторону процесса, знак изменения энтропии в котором совпадает со знаком изменения температуры.
Влияние давления
Давление существенно влияет на положение равновесия в реакциях с участием газообразных веществ, сопровождающихся изменением объёма за счёт изменения количества вещества при переходе от исходных веществ к продуктам:
При повышении давления равновесие сдвигается в направлении, в котором уменьшается суммарное количество молей газов и наоборот.
В реакции синтеза аммиака количество газов уменьшается вдвое: N2 + 3H2 ↔ 2NH3
Значит, при повышении давления равновесие смещается в сторону образования NH3.
Влияние инертных газов
Введение в реакционную смесь или образование в ходе реакции инертных газов действует так же, как и понижение давления, поскольку понижается парциальное давление реагирующих веществ. Следует отметить, что в данном случае в качестве инертного газа рассматривается газ, не участвующий в реакции. В системах с уменьшением количества молей газов инертные газы смещают равновесие в сторону исходных веществ, поэтому в производственных процессах, в которых могут образовываться или накапливаться инертные газы, требуется периодическая продувка газоводов.
Влияние концентрации
Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам:
При повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции;
При повышении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ.
Сопряженные пары окислитель-восстановитель. Окислительно-восстановительная двойственность.
В простых веществах число электроном соответствует числу протонов. В сложных веществах электроны смещаются от одного атома к другому, такое неравномерное распределение электронов получила название окисленности. Числу электронов смещенных от одного атома к другому называется степень окисления.
Окислитель содержит в своем составе элемент, понижающий степень своей окисленности, а восстановитель содержит элемент, степень окисленности которого повышается в ходе реакции.
Отдача электронов, сопровождающаяся повышением степени окисленности элемента,-называется окислением.
Cu0 (– 2e)=Cu2+
Присоединение электронов, сопровождающееся понижением степени окисленности элемента, называется восстановлением.
Cu0 и Cu2+ - Сопряженная пара
Если элемент находится в промежуточной степени окисленности,то его атомы могут, в зависимости от условий, как принимать, так и отдавать электроны. Поэтому соединения, содержащие элементы в промежуточной степени окисленности, обладают окислительно-восстановительной двойственностью- способностью вступать как с окислителями, так и с восстановителями.
Так, азот образует соединения, в которых степень его окисленности изменяется от – 3(аммиак) до +5(азотная кислота).
Похожая информация.
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 N 2 H 4 NH 2 OH N 2 N 2 O NO N 2 O 3 NO 2
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 I 2 + 2Аl = 2 Аl I 3 ;
I 2 + 5Cl 2 + 6H 2 O = 2HIО 3 + 10 HCl.
Кроме того, в щелочной среде для всех галогенов, кроме фтора, характерны реакции диспропорционирования, когда атомы хлора являются одновременно и окислителями, и восстановителями:
Cl 2 + 2KOH = KOCl + KCl + H 2 O
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.
- 5HNO 2 + 2KМnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5HNO 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O;
- 2NaNO 2 + 2NaI + 2H 2 SO 4 = 2NO + I 2 + 2Na 2 SO 4 + 2H 2 O.
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.
- 5H 2 O 2 + 2KМnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5O 2 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O;
- 2KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 = I 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O.
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).
- 3K 2 SO 3 + 2KМnO 4 + H 2 O = 3K 2 SO 4 +2MnO 2 + 2KOH;
- 2H 2 S + SO 2 = 3S + 2H 2 O.
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 + .
