Окислительно-восстановительные реакции

 

С. В. Вдовина, Т. Р. Сафиуллина, 

Э. Н. Нуриева 

 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ОКИСЛИТЕЛЬНО-
ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ 
РЕАКЦИИ 
 

Учебное пособие 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

 
Москва 
Берлин 
2020 

 

УДК 541.134.5(075) 
ББК 24.117.5я73 
В25 
Рецензенты: 
Жукова Н. А. — к. х. н., старший научный сотрудник лаборатории 
ХГС ИОФХ им. А.Е. Арбузова — ОСП ФИЦ КазНЦ РАН; 
Гилаева Г. В. — к. т. н., заместитель главного технолога 
ПАО «Нижнекамскнефтехим» 
 

Вдовина, С. В. 
В25  
Окислительно-восстановительные 
реакции : 
учебное 
пособие. / С. В. Вдовина, Т. Р. Сафиуллина, Э. Н. Нуриева — 
Москва ; Берлин : Директ-Медиа, 2020. — 100 с. 

ISBN 978-5-4499-1227-5 

Учебное пособие включает в себя теоретическую часть, в которой 
даны основные понятия теории окислительно-восстановительных процес-
сов и описаны различные способы определения коэффициентов в уравне-
ниях окислительно-восстановительных реакций, практическую часть, 
содержащую методики выполнения лабораторного практикума и вариан-
ты заданий контроля знаний с алгоритмами решения задач. 
Пособие предназначено для организации самостоятельной работы 
студентов при подготовке к лекционным, практическим и лабораторным 
занятиям, промежуточному контролю и выполнению домашних заданий 
по курсу «Общая химия». 
Пособие является учебным материалом для студентов всех форм 
обучения  химических и механических направлений подготовки. Учебное 
пособие будет полезно студентам — бакалаврам, магистрам, а также спе-
циалистам, работающим в этой области. 
Печатается по решению редакционно-издательского совета ФГБОУ 
ВО «Казанский национальный исследовательский технологический уни-
верситет». 
Текст приводится в авторской редакции. 

УДК 541.134.5(075) 
ББК 24.117.5я73 

ISBN 978-5-4499-1227-5
© Вдовина С. В., Сафиуллина Т. Р., Э. Н. Нуриева,

текст, 2020 

© Издательство «Директ-Медиа», оформление, 2020

 

ОГЛАВЛЕНИЕ 

Введение ................................................................................................. 3 
1. Теоретическая часть .......................................................................... 7 
1.1. Основные понятия и определения ............................................ 7 
1.1.1. Определение окислительно-восстановительных 
реакций ........................................................................................... 7 
1.1.2. Степень окисления .............................................................. 7 
1.1.3. Окислитель и восстановитель. 
Окисление и восстановление ...................................................... 10 
1.2. Взаимосвязь между величиной степени окисления 
и окислительно-восстановительной способностью атомов ......... 12 
1.2.1. Возможные степени окисления атомов ........................... 12 
1.2.2. Восстановители и окислители .......................................... 14 
1.3. Методы уравнивания окислительно-восстановительных 
реакций ............................................................................................. 17 
1.3.1. Метод электронного баланса ............................................ 17 
1.3.2. Метод полуреакций или электронно-ионного 
баланса .......................................................................................... 20 
1.3.3. Уравнивание ОВР в расплавах 
кислородсодержащих солей ....................................................... 26 
1.3.4. Уравнивание ОВР с участием органических 
веществ ......................................................................................... 27 
1.4. Количественные характеристики ОВР ................................... 28 
1.5. Классификация ОВР ................................................................. 30 
2. Практическая часть ......................................................................... 32 
2.1. Лабораторная работа № 1 
Окислительно-восстановительные реакции. Часть 1 ................... 32 
2.2. Лабораторная работа № 2 
Окислительно-восстановительные реакции. Часть 2 ................... 36 
3. Контрольные задания ...................................................................... 39 
Вариант 1 .......................................................................................... 39 
Вариант 2 .......................................................................................... 40 
Вариант 3 .......................................................................................... 42 
Вариант 4 .......................................................................................... 44 

 

Вариант 5 .......................................................................................... 46 
Вариант 6 .......................................................................................... 47 
Вариант 7 .......................................................................................... 49 
Вариант 8 .......................................................................................... 51 
Вариант 9 .......................................................................................... 52 
Вариант 10 ........................................................................................ 54 
Вариант 11 ........................................................................................ 56 
Вариант 12 ........................................................................................ 58 
Вариант 13 ........................................................................................ 59 
Вариант 14 ........................................................................................ 61 
Вариант 15 ........................................................................................ 63 
Вариант 16 ........................................................................................ 64 
Вариант 17 ........................................................................................ 66 
Вариант 18 ........................................................................................ 68 
Вариант 19 ........................................................................................ 69 
Вариант 20 ........................................................................................ 71 
4. Алгоритмы решения заданий ......................................................... 74 
Задание 1. Определение степеней окисления элементов ............. 74 
Задание 2. Составление и уравнивание 
электронно-ионных полуреакций .................................................. 75 
Задание 3. Подбор коэффициентов в уравнениях 
окислительно-восстановительных реакций .................................. 76 
Задание 4. Определение направления протекания ОВР .............. 79 
Задание 5. Изучение зависимости электродного потенциала 
системы от концентраций входящих в нее веществ ..................... 80 
Задание 6. Изучение зависимости электродного потенциала 
ОВР от рН среды ............................................................................. 82 
Задание 7. Определение состава исходных веществ 
по известным продуктам реакции .................................................. 86 
Задание 8. Решение задач по уравнениям 
окислительно-восстановительных реакций .................................. 87 
Приложение. Стандартные электродные потенциалы 
некоторых систем в водных растворах .............................................. 89 
Список использованной литературы ................................................. 99 

ВВЕДЕНИЕ 

Окислительно-восстановительные реакции занимают важное 
место среди разнообразных процессов и явлений, протекающих в 
окружающем нас мире. В важнейших биологических (фотосинтез, 
дыхание, обмен веществ, брожение и т. п.), геоэкологических (кру-
говорот веществ в природе) и технологических (химическая энер-
гетика, металлургия, электролиз и т. д.) процессах ключевую роль 
играют химические реакции такого типа. Без изучения окислитель-
но-восстановительных реакций невозможно понять современную 
химию. 
Данное учебное пособие призвано помочь студентам в освое-
нии основных положений теории окислительно-восстановительных 
процессов и приобретении навыков решения разнообразных задач с 
их участием, начиная от подбора коэффициентов к уравнениям ре-
акций, расчёта стандартных окислительно-восстановительных по-
тенциалов, и заканчивая комбинированными задачами, в которых 
необходимо учитывать влияние на электродные потенциалы таких 
факторов, как изменение концентраций ионов окисленной и вос-
становленной форм, а также типа среды (рН) водного раствора. Для 
закрепления теоретических знаний на практике предложены мето-
дики выполнения опытов лабораторных работ. 
Изучив тему «Окислительно-восстановительные реакции» 
студент должен уметь: 
– отличать реакции с изменением степени окисления от дру-
гих типов реакций; 
– определять степени окисления в простых и сложных соеди-
нениях и ионах; 
– в окислительно-восстановительных реакциях отличать 
окислитель и восстановитель; 
– составлять электронные, электронно-ионные, ионно-молеку-
лярные и молекулярные уравнения реакций, пользуясь методами 
электронного, электронно-ионного и кислородного балансов; 
– называть реагенты и продукты реакций по номенклатуре 
IUPAC; 
– по значениям стандартных электродных потенциалов пред-
сказывать направление протекания ОВР; 

 
– решать задачи с использованием по уравнениям окисли-
тельно-восстановительных реакций; 
– решать задачи с использованием зависимости электродных 
потенциалов от изменение концентраций ионов окисленной и вос-
становленной форм, а также от типа среды водного раствора; 
– пользоваться справочной литературой. 

1. ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ 

1.1. Основные понятия и определения 

1.1.1. Определение окислительно-восстановительных 
реакций 

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — это та-
кие химические реакции, в которых происходит передача электро-
нов от одних частиц (атомов, молекул, ионов) к другим, в 
результате чего степень окисления атомов, входящих в состав этих 
частиц, изменяется. Физически подобное изменение соответствует 
перемещению электронов от одних атомов к другим. При этом 
происходит перестройка электронных конфигураций и химических 
связей таким образом, что изменяется число электронов, принад-
лежащих данному атому. 
Наличие атомов, у которых в ходе реакции изменяется сте-
пень окисления — характерный признак ОВР. 

1.1.2. Степень окисления 

Степень окисления (СО) — формальный заряд, который 
можно приписать атому, входящему в состав какой-либо частицы 
(молекулы, иона), исходя из предположения о чисто ионном харак-
тере связи в данной частице (частица состоит из ионизированных 
атомов). 
Следует помнить, что величина СО выражается не в кулонах, 
а в количестве отданных (принятых) электронов. Заряд одного 

электрона равен –1,60218·10
–19 Кл. 
Абсолютное значение этой величины обычно трактуют как 
число электронов, смещенных или от данного атома к его партнеру 
по химической связи, или от партнера к данному атому. Например, 
при образовании ковалентной полярной связи H–Cl в молекуле 
хлороводорода обобществленная электронная пара смещена в сто-
рону атома хлора, т. к. его электроотрицательность (3,16 по Полин-
гу) больше, чем электроотрицательность водорода (2,20 по 
Полингу). Можно считать, что электрон, предоставленный в обоб-
ществленную пару атомом водорода, смещен от последнего в сто-
рону атома хлора, или, что то же самое, к атому хлора смещен один 

электрон, первоначально принадлежавший атому водорода. Поэто-
му абсолютное значение степени окисления обоих атомов в данном 
случае равно единице. 
Напомним, что электроотрицательность (ЭО) — это спо-
собность атома в веществе смещать к себе электроны от партнера 
по химической связи. 
Знак СО определяется соотношением величин ЭО данного 
атома и его партнеров по химическим связям в конкрентном веще-
стве. В случае бинарных соединений, т. е. образованных атомами 
двух элементов, атом с меньшей электроотрицательностью приоб-
ретает положительную СО, а с большей — отрицательную. В нашем 
примере СОН = +1, а СОCl = –1. Обозначают степень окисления в ви-
де верхнего или правого верхнего индекса при химическом знаке 
элемента, причем вначале ставят знак, а затем — цифру (в случае 

зарядов ионов — наоборот): 

1
1
HCl

+
−

 или 

1
1
H Cl
+
− . 
Не следует отождествлять степень окисления и реальный за-
ряд, существующий на атоме в соединении. Так, величина эффек-
тивного заряда диполя H–Cl составляет всего 0,17 от элементарного 
(заряда электрона), а вовсе не 1. Степень окисления — формальный 
показатель, который, однако, содержит важную химическую ин-
формацию, характеризующую возможное поведение атома при 
различных взаимодействиях. 

Правила определения степени окисления 

1. СО атомов в простых веществах равны нулю. 

Например: 

о
о
о
о

4
2
Fe, P , He, О . 

2. Атомы элементов главной подгруппы I группы, II и 
III групп периодической системы (кроме В и Tl) в соединениях име-
ют постоянные СО, равные номеру группы, взятому со знаком «+». 

Например: 

1
2
3

3
КCl, CaO, AlBr .

+
+
+

 

3. Атомы кислорода в большинстве соединений, имеют 

2
СО = − . 

Например: 

2
2
2

2
2
4
H O, CaO, H SO .

−
−
−

 

Исключения составляют: 

 
соединения 
со фтором 
пероксиды 
надпероксиды 
озониды 

Пример 

2

2
OF

+

  

1
1

2
2
2
H O , Ca O

−
−

  

12

2
Cs O

−

 

13

3
Rb O

−

  

4. Атомы водорода, обычно, имеют СО = +1. 

Например: 

1
1
1

2
2
4
Н O, NaOH, Н SO .

+
+
+

 

Однако, в тех случая, когда они связаны с атомами элементов 
главной подгруппы I группы, II и III групп, а также с Si СОн = –1. 

Например: 

1
1

2
LiН, MgН .

−
−

 

5. Степень окисления фтора во всех соединениях –1, по-
скольку фтор — самый электроотрицательный элемент в периоди-
ческой системе (ЭО = 4,0 по Полингу). 

Например: 

1
1

2
Н F,  OF .

−
−

 

6. Сумма СО всех атомов в сложном соединении (в формуль-
ной единице вещества) равна нулю. Это правило обычно исполь-
зуют при определении неизвестной степени окисления. Например, 
определим: 

а) СО серы в серной кислоте 

1
2

2
4
Н SO ,

x
+
−
 

(
)
(
)
1
2
1
2
4
0,  
6;
х
х
+
⋅
+
⋅ + −
⋅
=
= +
 

б) СО марганца в перманганате калия 

(
)
(
)
1 1
1
2
4
0,  
7;
х
х
+
⋅ +
⋅ + −
⋅
=
= +
 

в) СО железа в представленном гексагидроксоферрате калия 

1
2
1

4
6
K [Fe(O
) ],

x
H

+
−
+

 

(
)
(
)
(
)
1
4 
1
2
1
6
0, 
2
х
х
+
⋅
+
⋅ + − + +
⋅
=
= + ; 

г) кислорода в озониде рубидия 

1

3
RbO

х
,

+

 

(
)
1 1
3
0,  
1 3
х
х
+
⋅ +
⋅ =
= −
. 

Как видно, СО может быть дробной, что еще раз показывает 
формальный характер этой величины. 

7. Сумма СО всех атомов в сложном ионе равна его электри-
ческому заряду. Это правило также обычно используют при опре-
делении неизвестной степени окисления. Например, определим: 
а) СО азота в нитрит-ионе 
2
NO ,
−  

2

2
( NO ) ,

x −
−
(
)
1
2
2
1,  
3
х
х
⋅ + −
⋅
= −
= + ; 

б) СО хрома в дихромат-анионе 

2
2
7
Cr O ,
−  

2
2
2
7
(Cr O ) ,

x
−
−
(
)
2
2
7
2,  
6
х
х
⋅
+ −
⋅
= −
= + . 

1.1.3. Окислитель и восстановитель. 
Окисление и восстановление 

ОВР — один из наиболее распространённых и важных типов 
реакций не только в живой и неживой природе, но и в практиче-
ской деятельности человека. Главная особенность ОВР — конку-
ренция за электроны между окислителем и восстановителем. 
Окислитель (ок или Ox) — частица, которая в ходе ОВР при-
обретает электроны, понижающая свою степень окисления. 
Восстановитель (вос или Red) — частица, которая в резуль-
тате ОВР отдаёт электроны, повышая свою степень окисления. 
ОВР — единая реакция, которая может быть условно разбита 
на две полуреакции: окисление и восстановление. 
Окисление — процесс, в ходе которого восстановитель отда-
ёт электроны, повышая, степень окисления атома и переходит в 
сопряжённую окисленную форму. 
Восстановление — процесс понижения степени окисления 
атома, в ходе которого окислитель приобретает электроны и переходит 
в сопряжённую восстановленную форму. 

Подобно протолитической теории Брёнстеда — Лоури, согласно 
которой протекание кислотно-основных реакций объясняется 
конкуренцией за протоны между двумя парами сопряжённых кислот 
и оснований, в любой ОВР всегда принимают участие две пары 
конкурирующих за электроны сопряженных окислителей и восстановителей (
редокс-пары). Полуреакции условно изображают с помощью 
электронных уравнений. 

Условная форма записи ОВР: 

– полуреакция окисления (отдача электронов): 

2
2
 
Red
ne
Ox
−
=
; 

– полуреакция восстановления (прием электронов): 

1
1
 
Ox
ne
Red
+
=
; 

Суммарная реакция:  
1
2
1
2
Ox
Red
Red
Ox
+
=
+
. 

Отметим, что СО повышается на число «отданных» электронов 
и понижается на число «присоединенных» в полуреакциях. 
Например, реакции получения меди из раствора ее соли 

4
4
СuSO
Zn
Cu
ZnSO
+
=
+
 

соответствуют электронные уравнения полуреакций следующего 
вида: 
восстановление —  

2
0
Cu
2ē
Cu
+ +
=
   — окислитель; 

окисление —  

0
2
Zn
2ē
Zn+
=
−
   — восстановитель. 

Суммарная реакция:  

2
0
0
2
Cu
Zn
Cu
Zn
 
+
+
+
=
+
 

В ходе ОВР восстановитель окисляется, а окислитель вос-
станавливается. Также можно сказать, что восстановитель окисля-
ется окислителем, а окислитель восстанавливается восстановителем. 
Обе эти формулировки означают, что в процессе ОВР происходит 
перемещение электронов от восстановителей к окислителям. Под-
черкнем еще раз, что деление единой реакции на полуреакции но-
сит условный характер, оно помогает понять сущность процесса. 

1.2. Взаимосвязь между величиной степени 
окисления и окислительно-восстановительной 
способностью атомов 

1.2.1. Возможные степени окисления атомов 

Для большинства химических элементов характерно наличие 
у их атомов нескольких возможных степеней окисления. Более того, 
атомы практически всех элементов (кроме Не, Ne и Аr — по совре-
менным представлениям) обладают, как минимум, двумя возмож-
ными значениями СО (нулевым — в простых веществах и отличным 
от нуля — в сложных). В зависимости от того, в какой из возможных 
СО находится атом, его окислительно-восстановительные возмож-
ности резко изменяются. 
Представим себе, что данный атом в соединении «отдал» все 
электроны, которые возможно «отдать» при его электронной кон-
фигурации. Напомним, что в простейших случаях речь идет об 
электронах внешнего энергетического уровня, застройка которого 
у атома происходит «сверх» электронной конфигурации благород-
ного газа, завершающего предыдущий период таблицы Менделее-
ва. Например, атом углерода, электронная формула которого 
1s22s22p2, «отдал» четырем атомам хлора все четыре своих валент-
ных электрона (ЭОС = 2,55, ЭОCl = 3,16 по Полингу). С точки зре-
ния теории ОВР это означает, что более глубокое окисление 
углерода не происходит, т. к. частице С+4 больше нечего «отда-
вать», он уже приобрел электронное строение гелия. Иначе говоря, 
существование СО, больше чем +4, для атома углерода невозмож-
но. Такую степень окисления называют высшей или максимальной 
(max). Очевидно, что в любой ОВР с участием СCl4 атом углерода 
может только «присоединять» электроны, т. е. способен служить 
только окислителем. В общем виде это положение может быть 
сформулировано так: находясь в максимально-возможной степени 
окисления, атом способен только восстанавливаться, т. е. проявляет 
только окислительные свойства. 
Теперь представим себе соединение, в котором данный атом 
«присоединил» все электроны, которые возможно «присоединить» 
при его электронной конфигурации. Напомним, что в простейших 
случаях речь идет об электронах, которых не хватает для заверше-