Задания № 8, 17 · ЕГЭ

Окислительно-восстановительные свойства пероксида водорода

Как определить роль H₂O₂ в ОВР и составить уравнения реакций в кислой, нейтральной и щелочной среде

5 мин чтенияСложность: Обновлено 29 сентября 2026

Пероксид водорода \(\mathrm{H_2O_2}\) проявляет двойственные окислительные и восстановительные свойства. Это связано со степенью окисления кислорода \(-1\): в реакции она может понижаться до \(-2\) или повышаться до \(0\).

Главное определение

Пероксид водорода — вещество, в котором кислород имеет промежуточную степень окисления \(-1\). Поэтому \(\mathrm{H_2O_2}\) может быть и окислителем, и восстановителем: роль определяется веществом-партнёром.

Степень окисления кислорода и роль H₂O₂

В молекуле \(\mathrm{H_2O_2}\) водород обычно имеет степень окисления \(+1\). Для нейтральной молекулы сумма степеней окисления равна нулю: \(2\cdot(+1)+2x=0\), поэтому \(x=-1\). В обычной воде кислород имеет степень окисления \(-2\), а в простом веществе \(\mathrm{O_2}\) — \(0\).

\[\mathrm{O^{-1}\ \xrightarrow[\text{восстановление}]{}\ O^{-2}}\]1

\[\mathrm{O^{-1}\ \xrightarrow[\text{окисление}]{}\ O^{0}}\]2

Если кислород \(-1\) переходит в \(-2\), \(\mathrm{H_2O_2}\) принимает электроны и является окислителем.
Если кислород \(-1\) переходит в \(0\), \(\mathrm{H_2O_2}\) отдаёт электроны и является восстановителем.
Если часть атомов кислорода переходит в \(-2\), а часть — в \(0\), происходит диспропорционирование.

Правило определения роли

Сначала определите степень окисления кислорода в \(\mathrm{H_2O_2}\) и в продукте. Понижение степени окисления означает, что пероксид — окислитель; повышение — восстановитель. Нельзя определять роль только по наличию кислорода в формуле.

Пероксид водорода как окислитель

В роли окислителя \(\mathrm{H_2O_2}\) принимает электроны, а кислород восстанавливается с \(-1\) до \(-2\). Обычно продуктом восстановления становится вода. Такое поведение характерно для реакций с восстановителями: ионами \(\mathrm{I^-}\), \(\mathrm{Fe^{2+}}\), сульфитами и другими веществами, способными отдавать электроны. Подробное рассмотрение приведено на странице «Пероксид водорода как окислитель».

H₂O₂ + 2KI + H₂SO₄ → I₂ + K₂SO₄ + 2H₂OВ кислой среде пероксид окисляет иодид-ион до йода; H₂O₂ восстанавливается до воды.

Электронный баланс для этой реакции: два иодид-иона отдают по одному электрону, а два атома кислорода в \(\mathrm{H_2O_2}\) принимают суммарно два электрона. Иодид-ион — восстановитель, пероксид водорода — окислитель.

Пероксид водорода как восстановитель

В роли восстановителя пероксид отдаёт электроны, а кислород повышает степень окисления с \(-1\) до \(0\). Продуктом окисления пероксида обычно является молекулярный кислород \(\mathrm{O_2}\). Такая реакция возможна с сильными окислителями, например с перманганатом в кислой среде или с дихроматом.

2KMnO₄ + 5H₂O₂ + 3H₂SO₄ → K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 8H₂O + 5O₂В кислой среде перманганат восстанавливается до Mn²⁺, а H₂O₂ окисляется до O₂.

Быстрый приём

Если среди продуктов появился \(\mathrm{O_2}\), пероксид водорода чаще всего выступает восстановителем: его кислород повысил степень окисления с \(-1\) до \(0\). Если появился \(\mathrm{H_2O}\), пероксид обычно является окислителем.

Микропроверка

Какую роль выполняет H₂O₂ в реакции \(\mathrm{H_2O_2 + 2KI + H_2SO_4 \to I_2 + K_2SO_4 + 2H_2O}\)?

Влияние среды и диспропорционирование

Среда задаётся избытком кислоты, воды или щёлочи и влияет на продукты восстановления окислителя. При составлении ионно-электронного баланса в кислой среде используют \(\mathrm{H^+}\) и \(\mathrm{H_2O}\), а в щелочной — \(\mathrm{OH^-}\) и \(\mathrm{H_2O}\). Общие приёмы разобраны на страницах ОВР в нейтральной среде и ОВР в щелочной среде.

Самый известный пример — разложение пероксида: один атом кислорода восстанавливается до \(-2\) в воде, другой окисляется до \(0\) в кислороде. Это реакция диспропорционирования, потому что один и тот же элемент в одном веществе одновременно окисляется и восстанавливается.

2H₂O₂ → 2H₂O + O₂Катализатор MnO₂ или фермент каталаза ускоряет реакцию; катализатор в суммарное уравнение не входит.

O^-1восстановлениеO^-2окислениеO^0

Возможные изменения степени окисления кислорода в H₂O₂.

Разобранный пример: реакция с KMnO₄

Задание: определите роль \(\mathrm{H_2O_2}\) и расставьте коэффициенты в реакции с перманганатом калия в кислой среде.

Определяем изменения степеней окисления: Mn в перманганате понижается с +7 до +2, а O в H₂O₂ повышается с −1 до 0.

\(\displaystyle \mathrm{Mn^{+7} + 5e^- \to Mn^{+2}}\)

Записываем окисление кислорода в пероксиде. Два атома кислорода отдают суммарно два электрона.

\(\displaystyle \mathrm{2O^{-1} - 2e^- \to O_2^0}\)

Уравниваем число электронов: первую полуреакцию умножаем на 2, вторую — на 5.

\(\displaystyle \mathrm{2Mn^{+7} + 10e^- \to 2Mn^{+2}};\quad \mathrm{10O^{-1} - 10e^- \to 5O_2^0}\)

Ставим коэффициенты перед перманганатом и пероксидом, затем уравниваем калий, сульфат, водород и воду.

\(\displaystyle \mathrm{2KMnO_4 + 5H_2O_2 + 3H_2SO_4 \to K_2SO_4 + 2MnSO_4 + 8H_2O + 5O_2}\)

№

Ответ к примеру

\(\mathrm{H_2O_2}\) — восстановитель, потому что кислород повышает степень окисления с \(-1\) до \(0\) и отдаёт электроны. \(\mathrm{KMnO_4}\) — окислитель.

Частые ошибки

Не путайте роль вещества и продукта

Наличие кислорода в составе \(\mathrm{H_2O_2}\) не делает пероксид автоматически окислителем. Роль определяется изменением степени окисления: переход \(-1\to-2\) — окислитель, \(-1\to0\) — восстановитель.

Не ставьте катализатор в продукты

В разложении \(\mathrm{H_2O_2}\) \(\mathrm{MnO_2}\) или каталаза только ускоряют реакцию. Они не расходуются в суммарном уравнении и не должны записываться среди продуктов.

Проверяйте среду

Уравнение для кислой среды нельзя механически переносить в щелочную. В кислой среде балансируют с помощью \(\mathrm{H^+}\), в щелочной — с помощью \(\mathrm{OH^-}\).

Быстрый тест по теме

Проверь себя

~ 2 мин4 вопроса

Вопрос 1 / 4

Вопрос 1 из 4 · степени окисления

Какова степень окисления кислорода в H₂O₂?

Главное за минуту

Главное

В \(\mathrm{H_2O_2}\) кислород имеет степень окисления \(-1\).
При переходе \(-1\to-2\) пероксид — окислитель; при переходе \(-1\to0\) — восстановитель.
В реакции \(\mathrm{2H_2O_2\to2H_2O+O_2}\) происходит диспропорционирование.
Среда влияет на состав продуктов и правила ионно-электронного баланса.
Роль вещества устанавливают по изменению степеней окисления, а коэффициенты — электронным балансом.