Химия для школьников, 2018, № 1

Рукописи, поступившие в редакцию, не рецензируются и не возвращаются. Редакция не несет ответственности  
за содержание объявлений и рекламы. Редакция не всегда разделяет мнения и оценки, содержащиеся в материалах.

Издание охраняется Законом РФ об авторском праве. Любое воспроизведение материалов, размещенных в журнале, как на бумажном носителе, 
так и в виде ксерокопирования, сканирования, записи в память ЭВМ, и размещение в Интернете запрещается.

ООО «Школьная Пресса»

Корреспонденцию направлять  
по адресу:
127254, г. Москва, а/я 62
Тел.: (495) 619-52-87, 619-83-80

E mail: marketing@sсhoolpress.ru 
интернет http://www.школьнаяпресса.рф

Журнал зарегистрирован  
Федеральной службой  
по надзору за соблюдением 
законодательства в сфере  
массовых коммуникаций  
и охране культурного наследия,  
свид. о рег. ПИ № ФС77 9199

Учредитель — ООО «Школьная Пресса»

Верстка М. Лускатов 

Формат 84×108/16. Усл. печ. л. 4,0.  
Изд. № 3169. Заказ №  

Отпечатано в АО «ИПК «Чувашия», 
428019, г. Чебоксары, пр. И. Яковлева, д. 13

© Школьная  Пресса 

© «Химия для школьников», 2018 № 1

РЕДАКЦИОННАЯ КОЛЛЕГИЯ

Главный редактор

Каверина А.А., кандидат  педагогических наук, старший научный сотрудник центра ЕНО Институт стратегии 
развития образования РАО, Москва.

Воробьева Н.И., кандидат химических наук, доцент, Московская государственная академия ветеринарной 
медицины и биотехнологии имени К.И.Скрябина.

Деркач А.М., кандидат педагогических наук, учитель химии ГБОУ гимназия № 505, г. Санкт-Петербург.

Добротин Д.Ю., кандидат педагогических наук, заведующий кафедрой методики естественно-научных 
дисциплин и их преподавания в начальной школе Московского городского педагогического университета.

Лаврухина М.Н., (зав. редакцией).

Медведев Ю.Н., кандидат химических наук, профессор Московского педагогического государственного 
университета (научный редактор).

Молчанова Г.Н., кандидат химических наук, учитель химии МОУ Котеревская СОШ, г. Истра Московской 
области (заместитель главного редактора).

Снастина М.Г., учитель химии высшей категории ГОУ СОШ №1935, г. Москва.

Стаханова С.В., кандидат химических наук, доцент Национального исследовательского технологического 
университета «МИСиС».

Щербаков В.В., доктор химических наук, профессор Российского химико-технологического университета 
им. Д.И. Менделеева. 

EDITORIAL BOARD

Editor-in-Chief:

Adelaida A. Kaverina, Ph. D. in Pedagogy, senior researcher of the center, ENO Institute of education 
development strategy of RAO, Moscow 

Nataliya I. Vorobyova, Ph. D. in Chemistry, Associate Professor, Moscow State Academy of Veterinary Medicine 
and Biotechnology named after Skryabin K.I.

Anton M. Derkach, Ph. D. in Pedagogy, teacher of chemistry, STATE gymnasium № 505, Saint-Petersburg

Dmitriy Y. Dobrotin, Ph. D. in Pedagogy, Chairman of the «Methodology and Teaching of Science Disciplines in 
Grade School» Department of the Moscow City Pedagogical University

Marina N. Lavrukhina, (Managing editor)

Yuriy N. Medvedev, Ph. D. in Chemistry, Professor of the Moscow State Pedagogical University (scientific editor)

Galina N. Molchanova, Ph. D. in Chemistry, chemistry teacher of state secondary school of Koterevo, town of 
Istra, Moscow province (deputy editor-in-chief)

Marina G. Snastina, chemistry teacher of the highest rank, state secondary school № 1935, Moscow

Svetlana V. Stakhanova, Ph. D. in Chemistry, Associate Professor of the National Research Technological 
University «Moscow Institute of Steel and Alloys»

Vladimir V. Scherbakov, Ph. D. in Chemistry, Professor of the Russian Chemical Engineering University named 
after Mendeleev D.I.

Журнал зарегистрирован в базе данных Российского индекса научного цитирования

Фото на обложке Г.Н. Молчановой

 Любое распространение материалов журнала, в т.ч. архивных номеров, возможно только с письменного согласия редакции.

ИДУ НА ЭКЗАМЕН

Н
ачнем с темы «Окислительно-восстановительные реакции» и вспомним ее основные понятия.  
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это реакции, которые протекают с изменением степеней окисления 
атомов. Ключевое понятие этой темы – степень окисления. 
Степень окисления − это условный заряд атома, вычисленный из предположения, что все связи между атомами в соединении – ионные (т.е. все связывающие 
электронные пары полностью смещены к 
более электроотрицательному атому).
Для определения степеней окисления 
химических элементов школьникам необходимо усвоить следующие правила:
1. Металлы в подавляющем большинстве сложных веществ имеют положительные степени окисления.
2. Неметаллы могут иметь как положительные, так и отрицательные степени окисления. В соединениях с водоро
дом и металлами степени окисления неметаллов всегда отрицательные.
3. Высшая (максимальная) степень окисления элемента, как правило, равна номеру группы, в которой находится элемент в  
Периодической таблице Д.И. Менделеева.
4. Низшая 
(минимальная) 
степень 
окисления металлов равна нулю. Низшая 
степень окисления неметаллов обычно определяется числом электронов, которых 
атому не хватает до завершения внешнего электронного уровня, и поэтому равна: 
− (8 − номер группы, в которой находится 
элемент).
5. Значения степеней окисления элемента между высшей и низшей степенями 
окисления называются промежуточными.
6. Некоторые элементы во всех сложных веществах имеют постоянную степень окисления, значение которой следует запомнить, руководствуясь положением элемента в Периодической таблице 
Д.И. Менделеева (табл. 1).

ЗАДАНИЯ С ЕДИНЫМ КОНТЕКСТОМ  
ПО ТЕМАМ «ОКИСЛИТЕЛЬНО- 
ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ.  
РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА» 

Асанова Л.И., к.п.н., доцент кафедры естественно-научного образования  
ГБОУ ДПО «Нижегородский институт развития образования»

Тема «Окислительно-восстановительные реакции» − одна из самых 
сложных и значимых в школьном курсе химии. Не менее важной и 
значимой является тема «Реакции ионного обмена». 
В 2018 г. в работу ЕГЭ по химии будут включены задания с единым 
контекстом, проверяющие  усвоение элементов содержания этих 
тем на высоком уровне сложности. 
Какой теоретический материал необходимо знать и уметь применять для того, чтобы успешно справиться с этими заданиями? 

ХИМИЯ ДЛЯ ШКОЛЬНИКОВ 
1/2018

 Любое распространение материалов журнала, в т.ч. архивных номеров, возможно только с письменного согласия редакции.

Т а б л и ц а  1

Элементы с постоянной  
степенью окисления
Степень 
окисления

Щелочные металлы: Li, Na, K, 
Rb, Cs, Fr
+1

Все элементы II группы, кроме 
Hg: Be, Mg, Ca, Sc, Ba, Ra, Zn, Cd
+2

Алюминий Al
+3

Фтор F
-1

Водород и кислород в большинстве 
сложных соединений имеют постоянные 
степени окисления, но есть исключения 
(табл. 2).

Т а б л и ц а  2

Элемент

Степень окисления в большинстве соединений

Исключения

Н
+1
Гидриды активных металлов: 
LiH, NaH, KH, CaH2 и др., 
в которых степень окисления водорода равна -1

О
-2
Пероксиды водорода и 
металлов:
Н2О2, Na2O2, ВaO2, в которых степень окисления 
кислорода равна -1.
Фторид кислорода ОF2, в 
котором степень окисления кислорода равна +2

7. Все остальные элементы проявляют в 
сложных соединениях переменные степени окисления.
8. В простых веществах степень окисления элементов равна нулю.
9. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю, 
а в ионе – заряду иона.

Изменение степеней окисления в ходе ОВР обусловлено полным или частичным переходом электронов от атомов одного элемента к атомам другого элемента. Любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой совокупность двух процессов: отдачи и присоединения электронов.
Процесс отдачи электронов называется 
окислением. В результате процесса окисления степень окисления элемента повышается. 
Процесс присоединения электронов называется восстановлением. В результате 
процесса восстановления степень окисления элемента понижается.
Частицы (атомы, ионы, молекулы), которые отдают электроны, называются восстановителями. 
Частицы (атомы, ионы, молекулы), которые принимают электроны, называются 
окислителями.
Необходимо также усвоить, что процесс 
окисления всегда сопровождается процессом восстановления, и наоборот.
Приступая к составлению окислительно-восстановительной реакции, в первую 
очередь необходимо уяснить, какие вещества могут играть в ней роль окислителя, какие − восстановителя, какими могут быть возможные продукты реакции, 
как влияют на направление протекания 
процесса температура, концентрация реагирующих веществ, характер среды – кислой, нейтральной или щелочной.
В связи с этим рассмотрим важнейшие 
типы окислителей и восстановителей и 
возможные продукты их превращения в 
различных средах. 
Прежде всего обратите внимание, что в 
зависимости от значения степени окисления элементы могут проявлять различные 
окислительно-восстановительные свойства.
Только окислителями могут быть 
элементы, находящиеся в высшей степе

ИДУ НА ЭКЗАМЕН

 Любое распространение материалов журнала, в т.ч. архивных номеров, возможно только с письменного согласия редакции.

ни окисления, так как их атомы способны 
лишь принимать электроны (только восстанавливаться). Например: азот в степени окисления +5 (НNO3 и нитраты); сера 
в степени окисления +6 (H2SO4), хром в 
степени окисления +6 (хроматы и дихроматы), марганец в степени окисления +7 
(KMnO4), свинец в степени окисления +4 
(PbO2) и др.
Только восстановителями могут 
быть элементы, находящиеся в низшей степени окисления, так как их атомы могут 
только отдавать электроны (только окисляться). Например: азот в степени окисления −3 (NH3 и его производные), сера в 
степени окисления −2 (H2S и сульфиды), 
иод в степени окисления −1 (HI и иодиды), простые вещества-металлы.
Окислительно-восстановительной двойственностью обладают вещества, в состав которых входит элемент с 
промежуточной степенью окисления, так 
как его атомы способны как принимать, 
так и отдавать электроны. Например: сера 
в степени окисления +4 (SO2 и сульфиты), 
марганец в степени окисления +4 (MnO2), 
простые вещества-неметаллы (N2, P, C, S 
и др.) и др.
Рассмотрим важнейшие окислители и 
восстановители и продукты их превращения в зависимости от условий протекания 
реакции.

Важнейшими окислителями являются:
1. Простые вещества-неметаллы. Галогены F2, Cl2, Br2, I2, выполняя функцию окислителей, превращаются в отрицательно заряженные ионы F
–, Cl
–, Br
–, I
–. 
В кислой среде галогены восстанавливаются до соответствующих галогеноводородных кислот HF, HCl, HBr, HI, например: 

4Cl

0
 2 + H2S + 4H2O = 8HCl

–1
 + H2SO4

В щелочной среде образуются соли галогеноводородных кислот, например:

3I

0

2 + 6NaOH = NaIO3 + 5NaI

–1
 + 3H2O

Кислород О2, как правило, переходит в 
состояние О
-2:

2Mg + O

0

2 = 2MgO

0

Сера ― менее активный окислитель, 
чем кислород и галогены. При повышенной температуре она способна окислять 
водород и металлы, образуя, соответственно, сероводород и сульфиды:

S

0
 + H2 = H2S

–2

2Al + 3S

0
 = Al2S

–2

3
2. Кислородсодержащие кислоты и их 
соли, в состав которых входят атомы элементов в высшей степени окисления: азотная кислота HNO3 любой концентрации и 
ее соли, концентрированная серная кислота H2SO4, перманганат калия KMnO4, 
дихроматы (например K2Cr2O7), хроматы  
(например K2CrO4). На практике в качестве окислителей часто используют также 
хлорноватую кислоту HClO3, бромноватую 
кислоту HBrO3, иодноватую кислоту HIO3 
и их соли, в составе которых атомы галогенов находятся в высоких, хотя и не в высших степенях окисления. 
Азотная кислота проявляет окислительные свойства за счет атомов азота в степени окисления +5. Состав продуктов восстановления HNO3 зависит от активности 
восстановителя и концентрации кислоты: 
чем активнее восстановитель и чем более разбавлена кислота, тем глубже протекает восстановление атома азота:

концентрация азотной кислоты

NO2     NO     N2O     N2     NH
+
4

активность восстановителя

ХИМИЯ ДЛЯ ШКОЛЬНИКОВ 
1/2018

 Любое распространение материалов журнала, в т.ч. архивных номеров, возможно только с письменного согласия редакции.

При взаимодействии концентрированной азотной кислоты с малоактивными 
металлами и с неметаллами преимущественно образуется NO2:

P + 5HN

+5
O3(конц.) = H3PO4 + 5N

+4
O2 + H2O

Cu + 4HN

+5
O3(конц.) = Cu(NO3)2 + 

+ 2N

+4
O2 + 2H2O

При действии более разбавленной азотной кислоты на малоактивные металлы 
преимущественно выделяется NO: 

Сu + 8HN

+5
O3(разб.) = 3Cu(NO3)2 + 

+ 2N

+2
O + 4H2O

В случае активных металлов преимущественно образуется оксид азота (I) N2O 
или газообразный азот N2 (в действительности образуется смесь продуктов восстановления азотной кислоты):

4Zn + 10HN

+5

3(разб.) = 4Zn(NO3)2 + 

+ N

+1

2O + 5H2O

5Zn + 12HN

+5
O3(разб.) = 5Zn(NO3)2 + 

+ N

0

2 + 6H2O

Очень разбавленная азотная кислота при взаимодействии с активными металлами может восстанавливаться до степени окисления −3, т.е. до аммиака NH3, 
образующего с кислотой нитрат аммония 
NH4NO3:

4Mg + 10HN

+5
O3(оч.разб) = 4Mg(NO3)2 + 

+ N

–3
H4NO3 + 3H2O

Нитрат-ион NO
–
3 проявляет окислительные свойства как в кислой, так и в щелочной среде. При этом в растворах ион 
NO

–

3 восстанавливается активными металлами до NH3, а в расплавах – до соответствующих нитритов:

в растворе: 

4Zn + KN

+5
O3 + 7KOH + 6H2O = 

= 4K2[Zn(OH)4] + N

–3
H3
в расплаве: 

Zn + NaN

+5
O3 + 2NaOH = 

= Na2ZnO2 + NaN

+3
O2 + H2O
Концентрированная серная кислота проявляет окислительные свойства за 
счет атомов серы в степени окисления +6. 
Состав продуктов восстановления определяется в основном активностью восстановителя, соотношением количества серной кислоты, концентрацией кислоты и температурой. 
При этом чем активнее восстановитель и 
чем выше концентрация кислоты, тем 
глубже протекает восстановление: малоактивные металлы (Cu, Ag и др.), HBr и некоторые неметаллы (С, S) восстанавливают 
концентрированную серную кислоту до оксида серы (IV) SO2:

2Ag + 2H2S

+6
O4(конц.) = Ag2SO4 + S

+4
O2 + 2H2O

2HBr + H2S

+6
O4(конц.) = Br2 + S

+4
O2 + 2H2O

C + 2H2S

+6
O4(конц.) = CO2 + 2S

+4
O2 + 2H2O

Активные металлы (Zn, Mg, Al, Ca и 
др.) восстанавливают концентрированную 
серную кислоту до свободной серы S или 
сероводорода H2S:

3Mg + 4H2S

+6
O4(конц.) = 3MgSO4 + S

0
 + 4H2O

8Al + 15H2S

+6
O4(конц.) = 4Al2(SO4)3 + 

+ 3H2 S

–2
 + 12H2O

Перманганат калия KMnO4, манга- 
нат калия K2MnO4 и оксид марганца(IV) в кислой среде (в присутствии серной, разбавленной соляной, азотной или 
других кислот) восстанавливаются до соединений Мn
2+, образуя соответствующие 
соли (MnSO4, MnCl2, Mn(NO3)2 и др.):

Mn

+4  O2 + 2Fe(NO3)2 + 4HNO3 = 

ИДУ НА ЭКЗАМЕН

 Любое распространение материалов журнала, в т.ч. архивных номеров, возможно только с письменного согласия редакции.

= Mn

+2  (NO3)2 + 2Fe(NO3)3 + 2H2O

K2Mn

+6  O4 + 2K2S + 4H2SO4 = Mn

+2  SO4 +  
+ 2S + 3K2SO4 + 4H2O

2KMn

+7  O4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 = 

= 2Mn

+2  SO4 + 6K2SO4 + 3H2O

В нейтральной или слабощелочной среде перманганат калия KMnO4 и манганат 
калия K2MnO4 восстанавливаются до оксида марганца (IV) MnO2:

2KMn

+7  O4 + 3NaNO2 + H2O = 2Mn

+4  O2 +  
+ 3NaNO3 +2KOH

K2Mn

+6  O4 + K2S + 2H2O = 

= S + Mn

+4  O2 + 4KOH

В сильнощелочной среде перманганат 
калия KMnO4 восстанавливается до манганата калия K2MnO4:

2KMn

+7  O4 + Na2SO3 + 2KOH = 

= 2K2Mn

+6  O4 + Na2SO4 + H2O
Представим в виде схемы продукты восстановления перманганата калия в зависимости от среды, в которой протекает реакция − кислой, нейтральной или щелочной: 
+5e
–

кислая среда
Mn

+2  SO4

KMn

+7  O4
+3e
–

нейтральная среда
Mn

+4  O4↓

+1e
–

щелочная среда
K2Mn

+6  O4

Отметим, что наиболее сильные окислительные свойства перманганат калия 
KMnO4 проявляет в кислой среде.
Хроматы и дихроматы (K2CrO4 и 
K2Cr2O7) являются сильными окислителями в кислой среде, восстанавливаясь до соединений Cr
3+, образуя при этом соответствующие соли (CrCl3, Cr2(SO4)3, Cr(NO3)3): 

K2 Cr

+6 
2O7 + 3H2S + 4H2SO4 = 

оранжевый

= Cr

+3 
2(SO4)3 + 3S + K2SO4 + 7H2O

зеленый 

Кислородсодержащие кислоты хлора и брома (HClO, HClO3, HClO4, 
HBrO3) и их соли, действуя в качестве 
окислителей, обычно переходят в отрицательно заряженные ионы Cl
– и Br
–. 

HCl

+5 O3 + S + H2O = HCl

–1
 + H2SO4

3KCl

+7 O4 + 8Al + 12H2SO4 = 

= 3KCl

–1
 + 4Al2(SO4)3 + 12H2O

KBr

+1 O + MnCl2 + 2KOH = KBr

–1  + MnO2 + 

+ 2KCl + H2O

Иод из кислородсодержащих кислот (HIO3, HIO4) и их солей способен 
восстанавливаться как до молекулярного 
иода, так и до отрицательно заряженного иона I‾:

2HI

+5
O3 + 5Na2SO3 = 5Na2SO4 + I

0

2 + H2O

HI

+5
O3 + 3H2S = HI

–1
 + 3S + 3H2O.

3. Ион Н
+ и катионы металлов в высшей степени окисления (Fe
3+, Cu
2+). Ион 
Н
+ при взаимодействии с восстановителями переходит в Н2, а катионы металлов – 
в ионы с более низкой степенью окисления:

2H

+1
Cl + Mg = MgCl2 + H

0 
2
2Cu

+2 Cl2 + 4KI = 2Cu

+1 I↓ + I2 + 4KCl

возможна запись

2Cu

+2 Cl2 + 2KI = 2Cu

+1 Cl↓ + I2 + 2KCl

2Fe

+2 Cl3 + H2S = 2Fe

+2 Cl2 + S + 2HCl

Важнейшими восстановителями 
являются:

ХИМИЯ ДЛЯ ШКОЛЬНИКОВ 
1/2018

 Любое распространение материалов журнала, в т.ч. архивных номеров, возможно только с письменного согласия редакции.

1. Активные металлы (щелочные, щелочноземельные, цинк, алюминий, железо 
и др.) и некоторые неметаллы (водород, 
углерод, фосфор, кремний). В кислой среде металлы окисляются до катионов, образуя в зависимости от кислоты соответствующие соли. В щелочной среде те металлы, 
которые образуют амфотерные гидроксиды, например цинк и алюминий, образуют, соответственно, гидроксоцинкаты или 
гидроксоалюминаты:

Fe

0
 + H2SO4(разб.) = Fe

+2 SO4 + H2

4 Zn

0  + NaNO3 + 7NaOH + 6H2O = 

= NH3 + 4Na2[Zn

+2 (OH)4]

2Al

0   + 2NaOH + 6H2O = 

= 2Na[Al

+3 (OH)4] + 3H2

2. Бескислородные кислоты (HCl, HBr, 
HI, H2S) и их соли, а также гидриды щелочных и щелочноземельных металлов 
(NaH, CaH2 и др.) содержат анионы, которые, окисляясь, образуют нейтральные 
атомы или молекулы, способные в некоторых случаях к дальнейшему окислению:

8KI

–1
 + 5H2SO4 = H2S + 4I

0

2 + 

+ 4K2SO4 + 4H2O

NaH

–1
 + H2O = NaOH + H

0 
2

H2S

–2
 + 4Cl2 + 4H2О = 8HCl + H2S

+6
O4

При обжиге сульфидов p- и d- металлов 
образуется SO2:

2ZnS

–2
 + 3O2 = 2ZnO + 2S

+4
O2

3. Катионы металлов в низшей степени окисления (Fe
2+, Cu
+
, Sn
2+ и др.) способны при взаимодействии с окислителем повышать степень окисления:

6Cu

+1
Cl + K2Cr2O7 + 14HCl(разб.) = 

= 6Cu

+2
Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O

6Fe

+2 SO4 + KClO3 + 3H2SO4 = 

= 3Fe

+3 

2 (SO4)3 + KCl + 3H2O

Полезно запомнить, что катион Cr
3+, 
окисляясь в щелочной среде, образует 
хромат-ион CrO
2–
4 (но не дихромат-ион 
Cr2O
2–
7 ):

Cr

+3 

2(SO4)3 + 16NaOH + 3Br2 = 

зеленый

= 2Na2Cr

+6 
O4 + 6NaBr + 3Na2SO4 + 8H2O

желтый

Перечислим наиболее типичные соединения, способные за счет атомов элементов в промежуточной степени окисления 
проявлять окислительно-восстановительную двойственность. Поведение 
таких соединений зависит от химической 
природы взаимодействующего с ним реагента, условий и характера среды, в которой протекает окислительно-восстановительная реакция.
1. Азотистая кислота НNO2 и нитриты, выступая в качестве восстановителей 
за счет иона NO
–
2, при взаимодействии с 
сильными окислителями (KMnO4, K2Cr2O7, 
KClO3) окисляются до азотной кислоты и 
ее солей:

5NaN

+3
O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 

= 5NaN

+5
O3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O
При взаимодействии с сильными восстановителями (H2S, HI, KI) обычно происходит восстановление до NO (иногда до 
других соединений азота в более низких 
степенях окисления):

2HN

+3
O2 + 2HI = 2N

+2
O + I2 + 2H2O

2. Иод в свободном состоянии, при взаимодействии с сильными окислителями 
(Сl2, HNO3, HClO3 и др.) играет роль восстановителя:

I

0

2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HI

+5
O3 + 10HCl

ИДУ НА ЭКЗАМЕН

 Любое распространение материалов журнала, в т.ч. архивных номеров, возможно только с письменного согласия редакции.

Окислительная способность проявляется у иода, например, в реакции с такими 
восстановителями, как H2S, фосфор, металлы:

I

0

2 + H2S = S + 2HI

–1

2P + 3I

0

2 = 2PI

–1

3
Fe + I

0

2 = FeI

–1

2.

3. Сера в свободном состоянии и соединения серы в степени окисления +4 (SO2, 
H2SO3, сульфиты). 
Сера в свободном состоянии проявляет восстановительные свойства при взаимодействии с такими окислителями, как 
кислород, хлор, концентрированные серная и азотная кислоты, перманганат калия, бихромат калия и др., окисляясь при 
этом до степени окисления +4 или +6. Например:

S

0
 + 2H2SO4(конц.) = 3S

+4
O2 + 2H2O

S

0
 + 2KMnO4 = К2S

+4
O4 + 2MnO2
По отношению к водороду и металлам 
сера играет роль окислителя:

S

0
 + H2 = H2S

–2

S

0
 + Fe = FeS

–2

Восстановительные свойства SO2, H2SO3 
и сульфитов проявляются в реакциях 
с сильными окислителями (О2, KClO3, 
HClO4, KMnO4, K2Cr2O7, концентрированной HNO3 и др.), при этом происходит 
окисление серы до степени окисления +6. 
Например:

S

+4
O2 + 2HNO3(конц.) = H2S

+6
O4 + 2NO2

3K2S

+4
O3 + K2Cr2O7 + 4H2SO4 = 

= 4K2S

+6
O4 + Cr2(SO4)3 + 4H2O

Взаимодействуя с восстановителями 
(Н2S, углеродом, активными металлами 
и др.), соединения серы в степени окисления +4 проявляют окислительные свойс
тва, восстанавливаясь до степени окисления 0 или –2: 

Н2S

+4
O3 + 2H2S = 3S

0
 + 3H2O

S

+4
O2 + C = S

0
 + CO2
Na2S

+4
O3 + 3Zn + 8HCl = H2S

–2
 + 

+ 3ZnCl2 + 2NaCl + 3H2O

4. Пероксид водорода Н2O

–1

2 содержит 
атом кислорода в промежуточной степени окисления −1, который в присутствии 
восстановителей может понижать степень 
окисления до −2, а при взаимодействии с 
окислителями способен превращаться в 
свободный кислород О2, т.е. повышать степень окисления до 0:

4H2O

–1

2 + PbS = PbSO4 + 4H2O

–2
  
(Н2О2 – окислитель)

3H2O

–1

2 + 2KMnO4 = 3O

0 
2 + 2MnO2 +  
+ 2KOH + 2H2O (H2O2 – восстановитель)

Рассмотрим также типы окислительно-восстановительных реакций. Различают четыре типа ОВР.
1. В межмолекулярных ОВР элементокислитель и элемент-восстановитель входят в состав молекул различных веществ:

I

0

2 + H2S

–2
= 2HI

–1
 + S

0

2. В реакциях внутримолекулярного 
окисления-восстановления элемент-окислитель и элемент-восстановитель входят 
в состав одного вещества:

2Na3N

+5 
O

–2

2 = 2NaN

+3
O2 + O

0 
2

К этому типу ОВР относятся многие 
реакции термического разложения веществ.
3. В реакциях конпропорционирования 
(сопропорционирования) функции окислителя и восстановителя выполняет один и 
тот же элемент, который входит в состав 
разных веществ (межмолекулярное кон

ХИМИЯ ДЛЯ ШКОЛЬНИКОВ 
1/2018

 Любое распространение материалов журнала, в т.ч. архивных номеров, возможно только с письменного согласия редакции.

пропорционирование) или в состав одного 
и того же вещества (внутримолекулярное 
конпропорционирование):

5HI

–1
 + HI

+5
O3 = 3I

0

2+ 3H2O  
(межмолекулярное конпропорционирование)

N

–3
H4N

+3
O2 = N

0 
2 + 2H2O  
(внутримолекулярное конпропорционирование)

Реакции конпропорционирования являются обратными по отношению к реакциям диспропорционирования.
4. Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) характерны для соединений, в которых элемент 
находится в одной из промежуточных степеней окисления. В реакциях диспропорционирования функции окислителя и восстановителя выполняет один и тот же элемент.
Приведем примеры наиболее типичных 
реакций диспропорционирования.
Пероксид водорода разлагается с 
 
•

выделением кислорода и образованием 
воды:

2H2O

–1

2 = O

0 

2 + 2H2O

–2

Cера при нагревании диспропорцио 
•

нирует в растворах щелочей с образованием сульфита и сульфида:

3S

0
 + 6KOH = K2S

+4
O3 + 2K2S

–2
 + 3H2O

Хлор и бром при взаимодействии со 
 
•

щелочами дают разные продукты в зависимости от температуры:

3Cl

0 
2 + 6NaOH = NaCl

+5 O3 + 5NaCl

–1
 + 3H2O 
(при нагревании)

Cl

0 
2 + 2NaOH = NaO + NaCl

–1
 + H2O  
(на холоде)
Иод реагирует с растворами щелочей 
 
•

при нагревании, образуя иодат и иодид:

3I

0

2 + 6NaOH = NaI

+5
O3 + 5NaI

–1
 + 3H2O

В горячих растворах щелочей белый 
 •

фосфор диспропорционирует с образованием фосфина и гипофосфита, в котором 
фосфор имеет степень окисления +1:

P

0

4 + 3KOH + 3H2O = 3KH2P

+1
O2 + P

–3
H3

Оксид азота(IV) NO
 
•
2, взаимодействуя со щелочами, образует нитрат и нитрит:

2N

+4
O2 + 2NaOH = NaN

+5
O3 + NaN

+3
O2 + H2O

Азотистая кислота, диспропорцио 
•

нируя, образует азотную кислоту и NO:

3HN

+3
O2 = HN

+5
O3 + 2N

+2
O + H2O

Сульфиты при нагревании (око 
•

ло 600 
оС) диспропорционируют, образуя 
сульфат и сульфид:

4K2S

+4
O3 = 3K2S

+6
O4 + K2S

–2

Попробуем применить описанные закономерности для выполнения задания 30. 

Пример 1. Для выполнения задания используйте следующий перечень веществ:  
сульфат хрома (III), нитрат бария, 
гидроксид калия, пероксид водорода, хлорид серебра. Допустимо использование 
водных растворов веществ.
Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми возможна окислительно-восстановительная 
реакция, и запишите уравнение этой реакции. Составьте электронный баланс, 
укажите окислитель и восстановитель.
Сначала проанализируем окислительно-восстановительные возможности предложенных веществ. Среди этих веществ 
окислительно-восстановительную двойственность способны проявлять пероксид водорода H2O2 и сульфат хрома (III) 
Cr2(SO4)3. Вспомним, что соединения хрома 
(III) проявляют восстановительные свойства в щелочной среде. Щелочь – гидроксид 
калия KOH – присутствует в перечне ве

ИДУ НА ЭКЗАМЕН

 Любое распространение материалов журнала, в т.ч. архивных номеров, возможно только с письменного согласия редакции.

ществ. Поэтому между пероксидом водорода H2O2 и сульфатом хрома (III) Cr2(SO4)3 
в присутствии гидроксида калия KOH возможна следующая реакция:

3H2O2 + Cr2(SO4)3 + 10KOH = 

= 2K2CrO4 + 3K2SO4 + 8H2O

Составим электронный баланс:

3
2O
−1  +  2e
– → 2O
−2

2
Cr
+3 − 3e
– → Cr
+6

В этой реакции пероксид водорода за 
счет  O
−1  является окислителем, а сульфат хрома (III)  за счет Cr
+3   −  восстановителем.

Пример 2. Для выполнения задания используйте следующий перечень веществ:  
перманганат калия, карбонат натрия, нитрит натрия, фосфат бария, 
серная кислота. Допустимо использование водных растворов веществ.
Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми возможна окислительно-восстановительная 
реакция, и запишите уравнение этой реакции. Составьте электронный баланс, 
укажите окислитель и восстановитель.
Сразу обращаем внимание на перманганат калия KMnO4, который  будет проявлять окислительные свойства за счет 
атомов марганца в высшей степени окисления +7. 
Нитрит натрия NaNO2 способен за счет 
атомов азота в промежуточной степени 
окисления +3 проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. 
При взаимодействии с перманганатом калия – сильным окислителем – нитрит натрия NaNO2 будет являться восстановителем, окисляясь до нитрата натрия NaNO3. 
Реакция между перманганатом калия 
KMnO4 и нитритом натрия NaNO2 может 

протекать как в нейтральной, так и в кислотной среде, которую из предложенных 
веществ будет создавать серная кислота 
H2SO4. Продуктом восстановления перманганата калия в нейтральной среде будет оксид марганца (IV) MnO2, а в присутствии серной кислоты – сульфат марганца 
(II) MnSO4. 
Таким образом, с участием предложенных веществ можно составить два уравнения окислительно-восстановительных реакций:

1) 2KMnO4 + 3NaNO2 + H2O = 2MnO2 + 

+ 3NaNO3 + 2KOH

Составим электронный баланс:

2
Mn
+7 + 3e
–  → Mn
+4

3
N
+3 − 2e
– → N
+5

В этой реакции перманганат калия за 
счет Mn
+7 является окислителем, а нитрит 
натрия за счет N
+3 – восстановителем.

2) 2KMnO4 + 5NaNO2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 +

+ 5NaNO3 + K2SO4 + 3H2O

Составим электронный баланс:

2
Mn
+7 + 5e
– → Mn
+2

5
N
+3 − 2e
– → N
+5

В этой реакции перманганат калия за 
счет Mn
+7 является окислителем, а нитрит 
натрия за счет N
+3 – восстановителем.
Обратите внимание: в ответе следует 
записать уравнение только одной окислительно-восстановительной реакции!
Отметим также, что возможна еще одна окислительно-восстановительная реакция, а именно, разложение перманганата 
калия KMnO4 при нагревании:

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2.

ХИМИЯ ДЛЯ ШКОЛЬНИКОВ 
1/2018

 Любое распространение материалов журнала, в т.ч. архивных номеров, возможно только с письменного согласия редакции.

Однако эта реакция не удовлетворяет 
условию задания, в котором указано, что 
необходимо записать уравнение реакции 
между веществами. Поэтому реакции 
разложения в ответе на задание 30 
приводить не следует! 

Пример 3. Для выполнения задания используйте следующий перечень веществ:  
сульфид меди (II), нитрат серебра, 
азотная кислота, хлороводородная кислота, фосфат калия. Допустимо использование водных растворов веществ.
Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми возможна окислительно-восстановительная 
реакция, и запишите уравнение этой реакции. Составьте электронный баланс, 
укажите окислитель и восстановитель.
Выделяем среди перечисленных веществ азотную кислоту HNO3, являющуюся сильным окислителем за счет атома 
азота в высшей степени окисления +5. Восстановительные свойства способны проявлять сульфид меди (II) за счет атома серы 
в низшей степени окисления −2 и хлороводородная кислота HCl за счет  атома хлора 
в низшей степени окисления −1.
Возможны следующие окислительновосстановительные реакции:
1) Между концентрированной азотной 
кислотой HNO3 и сульфидом меди (II) CuS:

8HNO3(конц) + CuS = CuSO4 + 8NO2 + 4H2O

Составим электронный баланс:

8
N
+5  +  1e
–  → N
+4

1
S
−2 − 8e
– → S
+6

В этой реакции азотная кислота за счет 
N
+5  является окислителем, а сульфид меди (II) за счет S
−2 – восстановителем.
2) Между концентрированной азотной 
кислотой HNO3 и концентрированной хло
роводородной кислотой HCl (эта смесь называется «царской водкой»):

HNO3(конц) + 3HCl(конц) = NOCl + Cl2 + 2H2O

Составим электронный баланс:

1
N
+5  +  2e
–  → N
+3

1
2Cl
− − 2e
– → Cl2
0

В этой реакции азотная кислота за счет 
N
+5  является окислителем, а хлороводород 
за счет Cl
− – восстановителем.
Еще раз отметим, что в ответе следует 
записать уравнение только одной окислительно-восстановительной реакции.
Теперь перейдем к теме «Реакции ионного обмена» и вспомним основные понятия этой темы.
Протекание реакций обмена между кислотами, основаниями и солями в водном 
растворе возможно в тех случаях, когда в 
результате реакции образуется осадок, газ 
или слабый электролит, например вода. 
Уравнение реакции ионного обмена 
можно записать в трех формах: молекулярной, полной ионной и сокращенной 
ионной. Суть реакции ионного обмена отражает ионное уравнение. 
При составлении уравнений реакций 
ионного обмена следует учитывать, что в 
виде ионов записывают формулы сильных 
электролитов:
сильных кислот (HCl, HBr, HI, HNO
 •
3, 
H2SO4, HClO4 и др.);   
щелочей (NaOH, KOH, Ca(OH)
 •
2, 
Ba(OH)2  и др.); 
растворимых средних солей (см. таб •

лицу растворимости).
В недиссоциированной на ионы форме 
записывают формулы
нерастворимых в воде кислот, основа •

ний, солей (см. таблицу растворимости); 
слабых электролитов (H
 •
2O, NH3∙H2O, 
CH3COOH и др.).