Сущность окислительно-восстановительных реакций

Сущность окислительно-восстановительных реакций

СУЩНОСТЬ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

Окислительно-восстановительные процессы принадлежат к числу наиболее

распространенных химических реакций и имеют огромное значение в теории и

практике. Окисление-восстановление—один из важнейших процессов природы.

Дыхание, усвоение углекислого газа растениями с выделением кислорода, обмен

веществ и ряд других химических процессов в основе своей являются

окислительно-восстановительными реакциями. Сжигание топлива в топках

паровых котлов и двигателях внутреннего сгорания, электролитическое

осаждение металлов, процессы, происходящие в гальванических элементах и

аккумуляторах, включают реакции окисления-восстановления.

Получение элементарных веществ (железа, хрома, марганца, золота, серебра,

серы, хлора, йода и т.д.) и ценных химических продуктов (аммиака, щёлочей,

азотной, серной и других кислот) основана на окислительно-восстановительных

реакциях.

На окислении-восстановлении в аналитической химии основаны методы объёмного

анализа: перманганатометрия, йодометрия, броматометрия, и другие, играющие

важную роль при контролировании производственных процессов и выполнении

научных исследований. В органической химии для проведения ряда химических

превращений самое широкое распространение нашли процессы окисления-

восстановления.

Инертные газы лишь в исключительных случаях способны вступать в

окислительно-восстановительные реакции.

ЭНЕРГИЯ ИОНИЗАЦИИ И СРОДСТВО К ЭЛЕКТРОНУ.

ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ

Химическая природа элемента оценивается способностью его атома терять и

приобретать электроны. Последняя может быть количественно оценена энергией

ионизации и его сродством к электрону.

Мерой энергии ионизации атома служит его ионизеционный потенциал,

представляющий собой наименьшее напряжение в вольтах,

Которое необходимо приложить для того, чтобы оторвать электрон от

невозбужденного атома и удалить его на бесконечно далекое расстояние.

В периодах, как правило, энергия ионизации увеличивается слева направо. При

этом восстановительные свойства элементов уменьшаются, а

окислительные—возрастают.

Энергия сродства к электрону (СЭ) характеризует количество энергии, которая

выделяется (или поглощается) в результате присоединения электрона к

нейтральному атому с превращением его в отрицательный ион. Величины энергии

сродства к электрону в периодах возрастают слева направо, в подгруппах, как

правило, уменьшаются сверху вниз.

Энергию ионизации ( I ) и энергию сродства к электрону ( Е ) можно отнести

как к единичному атому, так и к 6,02* 1023 атомов.

Для атомов свободных элементов окислительная и восстановительная активность

выражается величинами энергии ионизации и сродства атома к электрону.

Для того, чтобы решить вопрос, атом данного элемента легче теряет или

присоединяет электрон, была введена характеристика, названная

электроотрицательностью. Мерой электроотрицательности может служить

арифметическая сумма значений ионизации I и сродства к электрону Е:

ЭО = 1+Е.

Электроотрицательность элемента имеет размерность слагаемых, из которых она

образовалась, и может быть, следовательно, выражена в тех же единицах.

Для более удобного пользования значениями электроотрицательности элементов

принята система их относительных величин, в которой электроотрицательность

лития условно принята за единицу.

В табл.1 приведены значения относительной электроотрицательности (ОЭО)

различных элементов по Полингу. Как и следовало ожидать, наибольшее

значение электроотрицательности имеет фтор, наименьшее-цезий. Водород

занимает промежуточное положение, т. е. При взаимодействии с одними

элементами (например, с F ) он отдаёт электрон, а с другими (например, с Rb

) – приобретает. Чем больше различие в электроотрицательности двух

элементов, тем больше химическая связь между их атомами по своему характеру

отличается от ковалентной связи и приближается к ионной. Так, разница в

величинах относительной электроотрицательности у элементов натрия и фтора

равна: ОЭО = 4 – 0,9 = 3,1 , поэтому в NaF связь ионная; в молекуле Cl2

( ^ ОЭО = 0 ) связь ковалентная, неполярная; в молекулах HF ( ^ ОЭО = 1,9

) и HCl ( ^ ОЭО = 0,6 ) связи полярны, причем у молекулы HF диполь больше,

чем у молекулы HCl. Таблица 1

Электроотрицательность (ОЭО) атомов некоторых элементов периодической

системы.

Период

|I гр |ЭО |II гр |ЭО |III гр |ЭО |IV

гр |ЭО

|V

гр |ЭО |VI

гр |ЭО |VII

гр |ЭО | | I

|H |2,2 | | | | | | | | | | | | | | II |Li |0,95 |Be |1,5 |B |2,0

|C |2,6 |N |3,0 |O |3,5 |F |3,9

| | III |Na |0,90 |Mg |1,2 |Al |1,5 |Si |1,9 |P |2,1 |S |2,6 |Cl |3,1

| | IV |K |0,80 |Ca |1,0 |Ga |1,6 |Ge |2,0 |As |2,0 |Se |2,4 |Br |2,9

| | V |Rb |0,8 |Sr |1,0 |In |1,7 |Sn |1,7 |Sb |1,8 |Te |2,1 |I |2,6

| | VI |Cs |0,75 |Ba |0,9 |Tl |1,4 |Pb |1,6 |Bi |1,8 |Po |2,0 |At |2,2 |

|Пользуясь электроотрицательностью как величиной, характеризующей

способность атома к притяжению валентных электронов, необходимо помнить,

что элементу нельзя приписать постоянную электроотрицательность. Она

зависит от того, в составе какого конкретного соединения рассматривается

атом, в окружении атомов каких элементов он находится. Так, свободный атом

хлора в молекулах Cl2 , NaCl, CCl 4 обладает неодинаковыми свойствами.

Следовательно, надо иметь в виду не электроотрицательность вообще, а

электроотрицательность элемента, образующего конкретные химические связи в

конкретном окружении, в конкретном валентном состоянии. Однако, несмотря на

это, понятие электроотрицательности является полезным для объяснения

многих свойств химических связей.

Чем больше величина электроотрицательности элемента, тем сильнее его

окислительные (неметаллические ) свойства, и наоборот, элемент, имеющий

наименьшее значение электроотрицательности, наиболее активно проявляет

восстановительные свойства.

СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ

Под степенью окисления атома в молекуле понимается условный электрический

заряд данного атома, вызванный смещением валентных электронов к более

электроотрицательному атому.

При этом условии предполагается, что электроны каждой связи в моле-

куле ( или ионе ) принадлежат более электроотрицательному атому.

Степень окисления атома обозначается числом со знаком ( + ) или ( - ) .

Значение положительной степени окисления элемента соответствует числу

оттянутых от атома электронов + , а величина отрицательной степени

окисления – числу притянутых атомом электронов - .

Для определения степени окисления атомов в свободном состоянии и в

химических соединениях следует руководствоваться данными ОЭО ( табл. 1 ) и

следующим :

Атомы кислорода в соединениях могут проявлять как целые, так и дробные

степени окисления. Например, степень окисления кислорода в основном равна

(-2), в H2O2 ( -1 ), в KO2 и КО3 – соответственно (-1/2 и –1/3 ) , а во

фторокислороде ОF2- (+2 ). Для водорода характерна степень окисления +1, но

встречается и –1 ( в гидридах металлов 2. Степень окисления атомов в

простых ионных соединениях по знаку м величине равна электрическому заряду

иона. Например, в хлориде калия степень окисления калия равна +1, а хлора –

(-1).

3.Если молекула образована за счёт ковалентной или ионно-ковалентной связи

(например, SO2,NH3, HCl,HNO3) степень окисления более

электроотрицательного атома обозначается со знаком -, а менее

электроотрицательного атома – со знаком +.

Для

понимания определения степени окисления элементов ряда соединений

целесообразно писать их графические формулы. Так, в соединениях азота NH3,

N2H4, NH2OH, HNO2, HNO3 степени окисления азота соответственно равны:-3,

-2, -1, +3, +5. Это наглядно видно из их графических формул.

В случае наличия химической связи между

одинаковыми атомами (N3H4)электронную пару надо поделить между атомами,

которые она связывает. Далее необходимо подсчитать число электронов у

каждого из них. Разность между числом электронов у свободного атома на

внешнем уровне и найденным числом даст степень окисления атома.

4.В отличие от рассмотренных выше молекул в молекулах, состоящих из

одинаковых атомов (H2, Cl2, Br2, N2 и др. ), степень окисления атомов равна

нулю, так как здесь не имеет места одностороннее оттягивание общих пар

электронов к какому-либо одному атому. Например, в молекулах водорода ( Н :

Н ) и хлора ( :Cl : Cl: ) степень окисления равна нулю, но ковалентность

их соответствует единице по количеству электронных пар.

5.В большинстве органических соединений химические связи имеют слабо вы-

раженный полярный характер: присоединение к атомам углерода, составляющим

скелет органических соединений ( например, фтора, кислорода, хлора, азота

), приводит к изменению электронной плотности между атомами углерода и

указанных элементов и, тем самым, к увеличению полярности связи между ними.

Степень окисления атомов в них определяется так же, как и в ковалентных

полярных соединениях.

6,Металлы в элементарном состоянии имеют равномерное распределение

электронной плотности вокруг ядра, поэтому степень окисления их принимается

равной нулю.

7.В любом ионе алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов

равняется заряду иона, а сумма степеней окисления всех атомов, входящих в

электронейтральное соединение, - нулю.

8.Для комплексных соединений обычно указывают степень окисления

центрального атома. Например, в К3 ( Fe ( CN6)) и (Ni (NH3)6 ) SO4

степень окисления железа равна +3, а никеля – (+2 ).

Следует подчеркнуть, что понятие степени окисления является формальным

и обычно не характеризует действительного состояния рассматриваемого атома

в соединении. Во многих случаях степень окисления не равна валентности

данного элемента. Например, в метане (СН4), метиловом спирте (СН3ОН),

формальдегиде (СН2О), муравьиной кислоте (НСООН), и углекислом газе (СО2)

степень окисления углерода равна соответственно:+4, -2, 0, +2, +4, в то

время как валентность углерода во всех этих соединениях равна четырем.

Понятие «степень окисления» особенно широко используется при изучении

окислительно-восстановительных реакций.

ТИПЫ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

Все окислительно-восстановительные реакции можно разделить на следующие

типы:

1.Реакции межатомного и межмолекулярного окисления-восстановления -обмен

электронами происходит между различными атомами, молекулами или ионами.

Например, простейшие реакции соединения и замещения:

2Ca+O2 = 2CaO

2Hl+Br2 = 2HBr + I2

2Al + 3CuSO4 =Al2( SO4)3 +3Cu

2. Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления )

харакктерны для соединений или простых веществ, отвечающих одному из

промежуточных значений степени окисления данного элемента, например:

Cl2+2NaOH ----- NaCl +NaClO

P + H2 ----- PH3 + H3PO3

3. Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления. В этих реакциях

одна составная часть молекулы выполняет функцию окислителя, а другая

восстановителя. Простейшими примерами таких реакций могут служить

процессы термического разложения сложного вещества на более простые

составные части, например:

2NO2 ----- NO2 + O2

4KСlO3 ----- KСlO4 + KCl

2KСlO3 ------ 3O2 + 2KCl

2AgNO3 ----- 2Ag + 2No2 + O2

МЕТОДИКА СОСТАВЛЕНИЯ УРАВНЕНИЙ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций следует

знать окислительные и восстановительные свойства вступающих и образующихся

в результате реакции соединений; они обычно усиливаются экспериментально

или на основе известных свойств элементов.

Необходимо учитывать, что :

- в окислительно-восстановительных реакциях формально происходит только

эквивалентный обмен электронов между восстановителем и окислителем,

т.е. суммарно числа электронов, теряемых восстановителем и

приобретаемых окислителем, равны;

- для любого химического уравнения общее количество одноимённых атомов в

левой части равенства должно быть равно их количеству в правой части;

- если реакции окисления-восстановления проходят в растворе, то следует

учитывать влияние среды на стягивание освобождающихся ионов О с

ионами Н (в кислой среде) с образованием слабо диссоциирующих молекул

Н2О, а в нейтральных и щелочных растворах ионы О реагируют с образованием

гидроксид-ионов НОН + О = 2ОН .

Применяются в основном два метода составления уравнений окислительно-

восстановительных реакций:

1) электронного баланса – основан на определении общего количества

электронов, перемещающихся от восстановителя к окислителю;

2) ионно-электронный – предусматривает раздельное составление уравнений

для процесса окисления и восстановления с последующим суммированием их

в общее ионное уравнение-метод полуреакции. В этом методе следует найти

не только коэффициенты для восстановителя и окислителя, но и для

молекул среды. В зависимости от характера среды число электронов,

принимаемых окислителем или теряемых восстановителем, может изменяться.

В некоторых случаях среда обуславливает даже изменение направления

процесса, например:

в щелочной среде ( рН >7 )

HIO3 +5HI = 3I2 + 3H2O в кислой среде (pH < 7)

В нейтральной и слабощелочной среде(рН > 7)

As2O3 + 2I2 + 2H2O = As2O5 + 4HI

В кислой среде (рН 2, наоборот, HIO3 окисляет пероксид водорода :

5Н2О2 + 2НIO3 ---- I2 + 5O2 + 6H2O.

Регулируя среду, можно заставить реакцию количественно протекать в

желаемом направлении. Это изменение зависит также от концентрации

реагирующих веществ.

Уравнения реакций окисления-восстановления изображаются тремя

последовательными стадиями : 1) начальные продукты; 2) промежуточные

продукты и их стяжение ; 3) конечные продукты.

Для оформления второй стадии реакции следует знать правила стяжения :

1. Образующиеся в реакции окисления-восстановления атомы с

положительной степенью окисления +4 , +5 , +6 , +7 стягиваются с

ионами кислорода и образуют остатки типа ( RO4 ) , ( RO3 ) ,

например : SO4 , MnO4 , SO3 , CO3 , ClO4 и т.д. Исключение : С , S

, Mn в нейтральной или кислой среде образуют диоксиды CO2 , SO2 ,

MnO2.

Дополнение : амфотерные элементы с положительной степенью окисления

+2 , +3 , +4 в щелочной среде образуют гидроксокомплексы типа (

Ме(ОН)4 ) , ( Ме(ОН)6) , ( Ме(ОН)6 ).

Элементы с положительной степенью окисления –1, +2, +3 в кислой

среде образуют соли.

2. Избыточные ионы кислорода ( О ) в кислой среде образуют (

стягивают ) с ионами Н малодиссоциированные молекулы воды:

О + 2Н = Н2О.

3. Избыточные ионы кислорода в нейтральной или щелочной

среде стягиваются с молекулами воды, образуя ОН

группы:

О + Н ОН = 2ОН .

4. Избыточные ионы водорода ( Н ) в щелочной среде стягиваются

с ионами ОН, образуя молекулы воды :

Н + ОН = Н2О

5. Недостающие ионы кислорода ( О ) в кислой и нейтральной

средах берутся из молекул воды с образованием ионов Н :

Н2О – О = 2Н .

6. Недостающие ионы кислорода ( О ) в щелочной среде берутся из

групп ОН с образованием молекул Н2О :

2ОН - О = Н2О.

7. Недостающие ионы Н в щелочной среде берутся из молекул воды с

образованием ионов гидроксила:

Н2О – Н = ОН

РЕАКЦИИ ОКИСЛЕНИЯ-ВОССТАНОВЛЕНИЯ В КИСЛОЙ СРЕДЕ

Пример 1. Окисление сульфида свинца азотной кислотой.

Схема реакции: РbS +HNO3 ---- PbSO4 + NO2 + . . .

Составляем полуреакции :

PbS + 4H2O – 8 e ----- PbSO4 + 8H

NO3 + 2H + 1 e ----- NO2 +H2O

Суммируем полуреакции, уравнивая количество отданных и принятых электронов

1. PbS + 4H2O ----- PbSO4 + 8H

8. NO3 + 2H ----- NO2 +H2O

PbS + 4H2O + 8NO3 + 16H ----- PbSO4 + 8H + 8NO2 +8H2O

Записываем в молекулярном виде, сокращая молекулы воды и стягивая ионы NO3

и H :

PbS + 8HNO3 + 8H ----- PbSO4 + 8H + 8NO2 + 4H2O

Конечный вид уравнения :

PbS + 8HNO3 == PbSO4 + 8NO2 + 4H2O

РЕАКЦИИ ОКИСЛЕНИЯ-ВОССТАНОВЛЕНИЯ В НЕЙТРАЛЬНОЙ СРЕДЕ

Пример 1. Рассмотрим реакции окисления-восстановления, протекающие в

нейтральной среде по схеме

Na2SO3 + KMnO4 + H2O ----- MnO2 + Na2SO4 +

SO3 + H2O – 2e ----- SO4 + 2H

MnO4 + 2H2O + 3e ----- MnO2 + 4OH

3SO3 + 3H2O + 2MnO4 + 4H2O ----- 3SO4 + 6H + 2MnO2 + 3OH .

Ионы H и ОН стягиваются с образованием слабо диссоциированных молекул

воды:

3Na2SO3 + H2O + 2KMnO4 ----- Na2SO4 + 6H2O + 2MnO2 + 2OH

3Na2SO3 + H2O + 2KMnO4 == Na2SO4 + 2MnO2 + KOH

СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ РЕАКЦИЙ ОКИСЛЕНИЯ – ВОССТАНОВЛЕНИЯ С УЧАСТИЕМ

СОЕДИНЕНИЙ ПЕРЕКИСНОГО ТИПА (H2O, BaO2, H2S2, FeS2 и т. д. )

Все эти соединения содержат двухвалентные ионы ( S –S ) и (О – О),

поэтому состояние окисления каждого из атомов кислорода и серы, образующих

данные цепи, равно I. При разложении H2O2 переходит в более стабильное

состояние: в H2O и О2, в которых соответственно равны степени окисления

кислорода (-2 ) и 0.

В окислительно-восстановительных реакциях пероксид водорода в зависимости

от партнёров и условий реакции может выступать и как окислитель, и как

восстановитель.

Рассмотрим реакции этих соединений на примерах пероксида водорода:

Пример 1. Н2О2 - окислитель:а) в кислой среде молекула пероксида

водорода, принимая

два электрона, переходит в две молекулы воды по схеме

H2O2 +2e + 2H ----- 2H2O; H2O2 +H2 S ----- H2SO4 + …

H2O2 + 2e + 2H ----- 2H2O2

HS + 4H2O – 8e ------ SO4 + 9H

4H2O2 + 8H + HS + 4H2O ----- 8H2O + SO4 + 9H

4H2O2 + H2S + 7H ----- 4H2O + H2SO4 + 7H

4H2O2 + H2S == 4H2O + H2SO4

б) в нейтральной среде Н2О2 + 2е ----- 2ОН

ОСОБЫЕ СЛУЧАИ СОСТАВЛЕНИЯ УРАВНЕНИЙ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

Если в реакции участвуют вещества, для которых сложно подсчитать степень

окисления (например, В5Н11, FeAsS, органические вещества ) можно

использовать метод схематического (формального) электронного баланса, суть

которого заключается в том, что алгебраическая сумма зарядов в левой части

уравнения реакции окисления или восстановления должна быть равна сумме

зарядов в правой части этого же уравнения.

Пример 1. Дана схема реакции

В2Н6 + KclO3 ----- KCl + H3BO3

Определяем восстановитель и окислитель, составляем уравнение для процессов

окисления и восстановления:

В2Н6 – 12е + 6Н2О ----- 2Н3ВО3 + 12Н

Восстановителем в этой реакции являются молекулы В2Н6, которые окисляются

до борной кислоты :

В2Н6 + 6Н2О ----- 2Н3ВО3 + 12Н

Недостающие ионы кислорода для образования борной кислоты можно получить из

молекул воды, при этом образуются ионы Н . Как нетрудно видеть, в левой

части данной схемы процесса окисления имеется 0 зарядов, а в правой части –

12 положительных зарядов. Для уравнивания зарядов в обеих частях необходимо

в левой части схемы отнять 12 электронов.

Окислителем являются анионы ClO3 , которые превращаются в ионы Cl ,

принимая 6 электронов :ClO3 + 6e + 3H2O ----- Cl + 6OH .

При этом освобождающиеся ионы кислорода соединяются с молекулами воды (

реакция происходит в водной среде ) , образуя ионы ОН . Затем производим

балансирование уравнений процессов окисления и восстановления :

1 В2Н6 – 12е + 6Н2О ----- 2Н3ВО3 + 12Н

2 ClO3 + 6e + 3H2O ----- Cl + 6OH

B2H6 + 6H2O + 2ClO3 + 6H2O ----- 2H3BO3 + 12H + 12OH + 2Cl

B2H6 + 2KClO3 == 2H3BO3 + 2KCl 12H2O

Пользование таблицей окислительно-восстановительных потенциалов

Цифры таблицы получены при температуре 25 С. С изменением температуры они

мало изменяются, поэтому ими можно пользоваться для определения направления

реакции в обычных условиях. Цифры таблицы действительны для случаев, когда

концентрация ( или, точнее активность ) растворов в гальванической цепи

равна единице ( т. е. 1 моль/л ).

Необходимо иметь в виду следующее :

1. Увеличение концентрации ионов, в которые переходит окисляющийся атом или

ион, понижает э. д. с. реакции, а уменьшение – повышает.

2. Увеличение концентрации окисляющихся атомов или ионов повышает э. д. с.

реакции, а уменьшение понижает.

3. Правила пользования таблицами для определения направления окисления –

восстановления.

В таблицах реакций представлены величины нормальных потенциалов

окисления ( Еокисл ) и восстановления ( Евосст ) важнейших процессов.

Таблицы соответственно разделены на две группы : “

Окисление “ и “ Восстановление “ .

Знак “ + “ у Еокисл (или Евосст ) и у соответствующего lgKокисл (или

lgKвосст) показывает, что процесс идёт преимущественно слева направо, а

знак “ – “ у этих же величин – справа налево.

Для определения направления той или иной реакции окисления-

восстановления берут данные разделов “ Окисление “ и “ Восстановление “,

распологая в одну строку уравнение рассматриваемого процесса окисления с

уравнением заданного процесса восстановления. При этом получают

несбалансированное общее ионное уравнение возможной окислительно-

восстановительной реакции.

Алгебраическая сумма Еокисл + Евосст рассматриваемых процессов может

быть величиной положительной, и тогда данная реакция ( при условии аокисл =

авосст = 1 и определённом значении рН ) идёт, а если эта величина окажется

отрицательной, то реаакция ( при тех же условиях ) невозможна.

Пример. Пойдёт ли реакция между I - ионами и Fe ионами с

образованием свободного йода ?

Решение. На таблице “Окисление “ ( в группе реакций “Йод“ ) находят

уравнение 2I – 2e I2, по таблице “Восстановление “

( в группе реакций “Железо” ) находят уравнение Fe + e Fe

и записывают их в одну строчку, складывая величины Еокисл + Евосст;

:lgKокисл :Еокисл :Евосст

:lgKвосст:

2I - 2e = I2 -18,07 -0,5345 +0,771

+13,04 Fe +e Fe

Алгебраическая сумма ( - 0,5345 ) + ( +0,771 ) = + 0,2365 –величина

положительная : следовательно, реакция 2 I + 2 Fe ----- I2 + 2Fe будет

протекать при определённых условиях.

С помощью указанных в этих же монограммах логарифмов констант

равновесия можно также вычислить константы равновесия разнообразных реакций

окисления-восстановления.

Анализируя таблицу определения направления реакции окисления-

восстановления, можно сделать следующие выводы :

1. Ионы “ благородных “ металлов – сильные окислители.

Например : Cr + Ag----- Cr + Ag э. д. с. = + 0,7995- - 0,4 = 1,209

в.

Fe + Au---- Fe + Au э. д. с. = + 1,68- + 0,77 =

0,91 в.

2. Наиболее сильные восстановители – атомы щелочных и щелочно –земельных

металлов. Наиболее слабые восстановители – “благородные” металлы и ионы

галогенов ( за исключением иона йода ).

3. Наиболее сильные окислители – нейтральные атомы галогенов,

высокоположительные ионы металлов, а также ионы “благородных” металлов.

Наиболее слабые окислители – ионы щелочных и щелочноземельных металлов.