• У кислому середовищі:

MnO4- + 8H+ + 5ē ® Mn2+ + 4H2O	2
SO32- + H2O – 2ē ® SO42- + 2H+	5

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

2MnO₄^- + 16H⁺ + 5SO₃^2- + 5H₂O ® 2Mn²⁺ + 8H₂O + 5SO₄^2- + 10H⁺

після відповідних скорочень маємо

2MnO₄^- + 6H⁺ + 5SO₃^2- ® 2Mn²⁺ + 3H₂O + 5SO₄^2-

Фіолетовий розчин (KMnO₄) знебарвлюється.

• У нейтральному середовищі:

MnO41- + 2H2O + 3ē ® MnO2 + 4OH-	2
SO32- + 2OH- - 2ē ® SO42- + H2O	3

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

2MnO₄^-+ 4H₂O + 3SO₃^2- + 6OH^- ® 2MnO₂ + 8OH^- + 3SO₄^2- + 3H₂O

після відповідних скорочень маємо

2MnO₄^-+ H₂O + 3SO₃^2- ® 2MnO₂ + 2OH^- + 3SO₄^2-

Фіолетовий розчин (KMnO₄) знебарвлюється і спостерігається випадання бурого осаду.

• В лужному середовищі:

SO32- + 2OH- - 2ē ® SO42- + H2O	1
MnO41- + ē ® MnO42-	2

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––

SO₃^2- + 2OH^- + 2MnO₄^- ® SO₄^2- + H₂O + 2MnO₄^2-

Фіолетовий розчин (KMnO₄) перетворюється в зеленуватий (K₂MnO₄).

Окисно–відновний потенціал

Кількісною характеристикою окислювальної здатності різних речовин є окисно-відновний потенціал (редокс-потенціал), що характеризує намагання даного окисника приєднувати електрони. Значення окисно-відновного потенціалу (у вольтах) можна розрахувати за формулою Нернста

,

де z – кількість електронів, що приймають участь в реакції; і – концентрація (активність) окисленої і відновленої форми іонів у розчині; R – універсальна газова стала; F – число Фарадея (96500Кл/моль); T – абсолютна температура; E⁰ – стандартний окисно-відновний потенціал (Т = 298 К, = = 1 моль/л). Чим більший за абсолютною величиною редокс-потенціал, тим активнішим окисником є дана частинка.

Знаючи редокс-потенціали речовин, що вступають у реакцію, можна передбачити напрямок і можливість самовільного протікання окисно–відновної реакції. Так, якщо для окисно-відновних систем (напівреакцій)

E⁰(Fe³⁺/Fe²⁺) = +0.77 B; E⁰(Cl₂/2Cl^–) = +1,36 B; E⁰(I₂/2I^-) = +0,54 B,

то реакція 2Fe³⁺+2I^– → 2Fe²⁺+I₂ проходитиме зліва направо, тому що E⁰(Fe³⁺/Fe²⁺)>E⁰(I₂/2I^–),

а реакція 2Fe³⁺+2Cl^– → 2Fe²⁺+Cl₂ проходитиме справа наліво, бо E⁰(Fe³⁺/Fe²⁺)<E⁰(Cl₂/2Cl^–), але самовільно протікатиме зворотна реакція окиснення Fe²⁺ газоподібним хлором.

Якщо елемент у сполуці знаходиться у проміжковому ступені окиснення, то атоми його можуть як підвищувати, так і понижувати свій ступінь окиснення. Сполуки, що містять атоми елемента у проміжкових ступенях окиснення, проявляють окисно-відновну двоїстість – здатність вступати у реакції як з окисниками, так і з відновниками. До таких сполук належать нітритна кислота, йод, сірка, пероксид водню та ряд інших.

Пероксид водню як окисник:

H₂O₂ + 2HI^-1 ® I₂⁰ + 2H₂O

2I- - 2ē ® I20	1
H2O2 + 2H+ + 2ē ® 2H2O	1

––––––––––––––––––––––

2I^- + H₂O₂ + 2H⁺ ® I₂ + 2H₂O

Пероксид водню як відновник:

5H₂O₂ + 2KMn⁺⁷O₄ + 3H₂SO₄ ® 5O₂⁰­ + K₂SO₄ + 2Mn²⁺SO₄ + 8H₂O

MnO4- + 8H+ + 5ē ® Mn2+ + 4H2O	2
H2O2 - 2ē ® O2 + 2H+	5

––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

2MnО₄^- + 5H₂O₂ + 16H⁺ ® 2Mn²⁺ + 8H₂O + 5O₂ + 10H⁺

2MnО₄^- + 5H₂O₂ + 6H⁺ ® 2Mn²⁺ + 8H₂O + 5O₂