Химия : окислительно-восстановительные реакции комплексных и органических соединений

Москва  2018

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ

ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ АВТОНОМНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ 
ВЫСШЕГО ОБРАЗОВАНИЯ 
«НАЦИОНАЛЬНЫЙ ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЙ ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ «МИСиС»

ИНСТИТУТ БАЗОВОГО ОБРАЗОВАНИЯ 

Кафедра общей и неорганической химии

В.Г. Лобанова
В.В. Поливанская

ХИМИЯ

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ 
КОМПЛЕКСНЫХ И ОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Учебное пособие

Рекомендовано редакционно-издательским 
советом университета

№ 3007

УДК  546 
Л68

Р е ц е н з е н т 
д-р техн. наук, проф. Л.В. Кожитов

Лобанова В.Г.
Л68  
Химия. Окислительно-восстановительные реакции комплексных и органических соединений : учеб. пособие; под ред. 
проф. В.И. Деляна / В.Г. Лобанова, В.В. Поливанская. – М. : Изд. 
Дом НИТУ «МИСиС», 2018. – 32 с.

ISBN 978-5-90695-325-4

Рассмотрены теория окислительно-восстановительных процессов и правила составления уравнений окислительно-восстановительных реакций.
Пособие включает примеры составления уравнений окислительно-восстановительных реакций с участием комплексных и органических соединений 
методами электронного и электронно-ионного баланса.
Предназначено для студентов всех направлений подготовки бакалавриата НИТУ «МИСиС» для любой формы обучения и может быть использовано 
студентами других вузов, изучающими дисциплины «Общая и неорганическая 
химия», «Органическая химия». 
УДК 546

 В.Г. Лобанова, 
В.В. Поливанская, 2018
ISBN 978-5-90695-325-4
 НИТУ «МИСиС», 2018

ОГЛАВЛЕНИЕ

1. Окислительно-восстановительные реакции .......................................4
1.1. Электронные уравнения ................................................................... 6
1.2. Окислители и восстановители ......................................................... 6
1.3. Окислители-восстановители............................................................ 8
1.4. Влияние среды ................................................................................... 9
1.5. Сильные и слабые электролиты ...................................................... 9
1.6. Методы составления уравнений окислительновосстановительных реакций ................................................................. 10
1.6.1. Метод электронного баланса .................................................. 10
1.6.2. Метод электронно-ионного баланса  
(метод полуреакций) .......................................................................... 12
2. Комплексные соединения ...................................................................15
3. Органические соединения ..................................................................20
Задания для самостоятельной работы ...................................................29
Библиографический список ...................................................................30

1. ОКИСЛИТЕЛЬНОВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Окислительно-восстановительные реакции – это такие реакции, 
в которых происходит изменение степени окисления элементов.
Степень окисления
Степень окисления (с.о.) – это условный, формальный заряд, который приписывают атомам в электронейтральной молекуле или многоатомном ионе.
Степень окисления может быть положительной, отрицательной или 
равняться нулю, что зависит от природы соответствующих соединений. 
Положительную или отрицательную степень окисления элемент получает в том случае, когда электронные плотности химических связей полностью смещены к атомам элемента с более высоким значением электроотрицательности (ЭО). Это относится к веществам с ионной связью. 
В соединениях с сильно- или слабополярными ковалентными связями 
эти связи условно рассматриваются как ионные, как если бы молекулы 
состояли из положительно или отрицательно заряженных ионов.
Одни элементы имеют постоянные степени окисления, другие – 
переменные. К элементам с постоянной положительной с.о. относят 
щелочные металлы: Li+1, Na+1, K+1, Rb+1, Cs+1, Fr+1, элементы II группы Периодической системы: Be+2, Mg+2, Ca+2, Sr+2, Ba+2, Ra+2, Zn+2, 
а также Al+3 и т.д. Металлы в соединениях всегда имеют положительную степень окисления.
Из неметаллов постоянную отрицательную с.о. (–1) имеет фтор.
Для водорода характерны с.о.: +1 (H2O), –1 (NaH).
Для кислорода характерны с.о.: –2 (H2O), –1 (H2O2), О (O2, FOCI), 
+1 (F2O2), +2 (OF2).
Сумма степеней окисления всех атомов, образующих молекулу, 
равна нулю.
Сумма степеней окисления атомов многоатомного иона равна заряду этого иона.
Пользуясь приведенными выше сведениями, можно рассчитать 
с.о. элементов в любом соединении.

Пример 1. Определите с.о. хрома в дихромате калия K2Cr2O7.
Обозначим с.о. хрома через х: 
1
2
2
2
7
K Cr O
x
+
− . 
Используя известные степени окисления калия и кислорода, составим уравнение: 2 · (+1) + 2х + 7 · (–2) = 0. Решив его, получим х = +6, 
т.е. с.о. хрома в K2Cr2O7 равна +6.

Пример 2. Определите с.о. углерода в следующих соединениях: 1) CH4; 2) C2H6; 3) C2H4; 4) C6H6; 5) C7H8; 6) C3H8O3; 7) HCOH; 
8) HCOOH; 9) CO2.

1

4
C H
x
+ ; x + 4(+1) = 0; х = –4; 
4
1
4
C H
−
+ .

1

2
6
C H
x
+ ; 2x + 6(+1) = 0; x = –3; 
3
1
2
6
C H
−
+ .

1

2
4
C H
x
+ ; 2x + 4(+1) = 0; x = –2; 
2
1
2
4
C H
−
+ .

1

6
6
C H
x
+ ; 6x + 6(+1) = 0; x = –1; 
1
1
6
6
C H
−
+ .

1
7
8
C H
x
+ ; 7x + 8(+1) = 0; x = –8/7; 
8/7
1
7
8
C
H
−
+ .

1
2
3
8
3
C H O
x
+
− ; 3x + 8(+1) + 3 (–2) = 0; x =–2/3; 
2/3
1
2

3
8
3
C
H O
−
+
− .

H+1CxO–2H+1; 2(+1) + x + 1 (–2) = 0; x = 0; H+1C0O–2H+1.

H+1Cx
2

2
O− H+1; 2(+1) + x + 2 (–2) = 0; x = +2; H+1C+2O2–2H+1.

2

2
C O
x
− ; x + 2 (–2) = 0; x = 4; 
4
2
2
C O
+
− .
Следует обратить внимание на то, что степень окисления углерода во 
всех соединениях разная, а валентность его неизменно равна четырем.

Пример 3. Определите степень окисления железа в комплексном 
соединении K4[Fe(CN)6]. 
(CN)– – анион циановодородной кислоты HCN (ее структурная 
формула: H–C≡N, где с.о. элементов: H+1C+2N–3).
Способ 1. С учетом зарядов ионов, которые входят в состав комплексного соединения: 
1

4
K + [Fex(
)6
CN
− ]; 4(+1) + x + 6 (–1) = 0; где 
x = +2.
Способ 2. С учетом известных степеней окисления элементов: 
1
4
K + [Fex(C+2N–)6]: 4(+1) + x + 6(+2) + 6 (–3) = 0; x = +2.
Способ 3. Исходя из заряда комплексного аниона: [Fex(
)6
CN
− ]4–; 
x +6 (–1) = –4; x = +2. Степень окисления железа +2.
Название комплексной соли – гексацианоферрат (II) калия.
Степень окисления и валентность часто не совпадают, потому 
что с.о. не отражает распределения валентных электронов, образующих химические связи в молекуле. Например, в ионе аммония 
4
NH+  
степень окисления элементов помогает находить стехиометрические коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных 
реакций.

1.1. Электронные уравнения

В окислительно-восстановительных реакциях одновременно протекают процессы окисления и восстановления, что приводит к изменению степеней окисления элементов. Например, в реакции
5KCl+5O3 + 6P0(красн) = 5KCl–1 + 3
5
2P+ O5
степени окисления меняют хлор и фосфор.
Процесс отдачи электронов молекулой, атомом или ионом называется окислением: 
P0 – 5e– → P+5.
Процесс присоединения электронов молекулой, атомом или ионом 
называется восстановлением: 
Cl+5 + 6e– → Cl–1.
Восстановитель, отдавая электроны, окисляется, а окислитель, 
принимая их, восстанавливается. В вышеприведенном примере:
P0 – восстановитель, окисляется до P+5;
Cl+5 – окислитель, восстанавливается до Cl–1.
В окислительно-восстановительной реакции число электронов, отдаваемых восстановителем, всегда равняется количеству электронов, 
принимаемых окислителем.
По окислительно-восстановительным свойствам вещества можно 
разделить на три группы: 1) окислители; 2) восстановители; 3) окислители-восстановители.

1.2. Окислители и восстановители

Окислитель в ОВР принимает электроны, поэтому окислительные свойства прежде всего проявляют вещества, в которых элементы 
находятся в своей максимальной степени окисления:
1. Окислители, проявляющие окислительные свойства при повышенной или очень высокой температуре:
Cl2, F2, KClO3, K2FeO4, KMnO4, KNO3, K2S2O8, MnO2, NaBiO3, 
Na2O2, O2, PbO2, ( Pb Pb
II
IV

2
)O4.
2. Окислители, проявляющие окислительные свойства в кислотной 
среде (вещества расположены по уменьшению окислительной способности):
F2, Na2O2, NiOOH, ( Pb Pb
II
IV

2
)O4, O3, K2S2O8, K2FeO4, NaBiO3, 
CoOOH, H2O2, KMnO4, KBrO3, PbO2, Cl2, K2Cr2O7, MnO2, O2, KNO2, 
KIO3, Br2, HNO3(конц), I2, Н2SO4(конц), Н+(разб).

3. Окислители, проявляющие окислительные свойства в щелочной 
среде:
F2, K2S2O8, Cl2O3, Na2O2, Br2, H2O2, NaClO, NaBrO, KMnO4, I2, O2, 
PbO2, ( Pb Pb
II
IV

2
)O4, K2CrO4, H2O.
4. Кислородсодержащие соединения галогенов в кислотной среде, 
проявляющие окислительные свойства: 
НCIO, HCIO2, HCIO3, HCIO4, HBrO3, 
а также соли этих кислот.

Восстановитель в ОВР отдает электроны, поэтому восстановительные свойства всегда проявляют вещества, в которых элементы 
находятся в своей низшей степени окисления:
1. Вещества, проявляющие восстановительные свойства при повышенной или очень высокой температуре, например при сплавлении 
твердых веществ:
Al, С (кокс), CO, Ca, H2, К, Mg, Na, S, Si, Se.
2. Вещества, проявляющие восстановительные свойства в кислотной среде (вещества расположены в порядке уменьшения восстановительной способности):
Ca, Na, Mg, CaH2, Н (атомарный), Al, Zn, H3PO2, H2C2O4, 
H3PO3,Na2SO3, H2, TiCl3, H[SnCl3], H2S, SO2, C2H5OH, H2O2, КІ, 
FeSO4, KNO2, НСl(конц).
3. Вещества, проявляющие восстановительные свойства в щелочной среде:
NH2OH(конц), Ca, Н (атомарный), Mg, Li[AlH4], Al,  
CaH2, Na(PH2O2), SO2, Na2(PHO3), Zn, N2Н4(конц),  
Na[Sn(OH)3], Na2SO3, H2, Na2S.
4. Восстановительные свойства тиосульфат-иона:

S2O32–

на воздухе, 
нейтальная среда
SO42– + S0↓
кислотная среда

+ сильный 
окислитель
2SO42–

+ I2
S4O62– 
(тетратионат-ион)

5. Восстановительные свойства проявляют и бинарные соединения неметаллов:

Бинарные соединения
Увеличение восстановительной активности

Водородные соединения неметаллов
H2S, H2Se, H2Te

Галогеноводородные кислоты
HCl, HBr, HI

Гидриды
LiH, NaH, KH, RbH

Сульфиды
Li2S, Na2S, K2S, Rb2S

Нитриды
Li3N, Na3N, K3N, Rb3N

Фосфиды
Li3P, Na3P, K3P, Rb3P

Галогениды
NaF, NaCl, NaBr, NaI

Аналогично – бориды, селениды, теллуриды, арсениды, силициды.
6. К неметаллам, проявляющим восстановительные свойства при 
нагревании или при очень высоких температурах, относятся:

C (уголь, кокс, t) –2ē (–4ē) → CO (CO2)
Si – 4ē (щелочная среда, t) → SiO32–

P – 5ē (нейтральная или кислая среда, t) → H3PO4
H2 – 2ē → H2O или OH– 

Образуются 
вещества 
с ковалентной, 
реже с ионной 
связью

7. Металлы в ОВР проявляют восстановительные свойства:
Zn – 2ē → Zn2+;
Al – 3ē → Al3+;
K – 1ē→ K+.
8. Восстановительные свойства пероксида водорода:
H2O2 – 2ē → O2↑ + 2Н+,
H2O2 + 2OН– – 2 ē → O2↑+ 2H2O  
(восстановительный распад).
9. В органических соединениях в ряду: алкан < алкен < алкин < 
спирт < альдегид < карбоновая кислота < оксид углерода (II) – повышается степень окисления углерода и уменьшается его способность 
к окислению.

1.3. Окислители-восстановители

Некоторые вещества, в составе которых имеются элементы с промежуточной степенью окисления, могут проявлять как окислитель

ные, так и восстановительные свойства. Например, сернистая кислота 
в реакции с сероводородом, способным проявлять только восстановительные свойства, ведет себя как окислитель: 
H2SO3 + 2H2S = 3S + 3H2O,
а в реакции с кислородом она ведет себя как восстановитель: 
2H2SO3 + O2 = 2H2SO4.

1.4. Влияние среды

Среда, в которой протекает химическая реакция, также влияет 
на окислительно-восстановительные свойства веществ. Например, 
в реак ции, уравнение которой
I2 + 5H2O2 = 2HIO3 + 4H2O,
пероксид водорода играет роль окислителя (pH 1,0). 
А в реакции, уравнение которой
2НІO3 + 5Н2O2 = I2 + 6Н2O + 5O2,
пероксид водорода – восстановитель (pH 2,0).
Манганат калия K2MnO4 и оксид марганца (IV) MnO2 проявляют 
окислительные свойства только в кислой среде:
Mn+6
2
4
O −  + 8H+ + 4ē → Mn2+ + 4H2O;
MnO2 + 4H+ + 2ē → Mn2+ + 2H2O.
Перманганат калия KMnO4 проявляет окислительные свойства 
в любой среде:

4
MnO−  + 8H+ + 5ē → Mn2+ + 4H2O (рН < 7);

4
MnO−  + 1 ē → 
2
4
MnO −  (рН > 7);

4
MnO−  + 2H2O + 3ē→ MnO2 + 4OH–  
(рН~7, слабокислая или слабощелочная среда).
Сила окислителей увеличивается в кислой среде, а восстановителей – в щелочной среде.

1.5. Сильные и слабые электролиты

Известно, что сильные электролиты – кислоты, щелочи, соли (см. 
ниже) – в водных растворах полностью диссоциируют на ионы, поэтому в ионных уравнениях реакций, а также в полуреакциях при составлении уравнений ОВР их записывают в виде ионов.

Примеры сильных электролитов:
• кислоты: HClO4, HClO3, HNO3, H2SO4, H2SeO4, HCl, HBr, HI, 
HBrO3, HBrO4, HIO3, HIO4, HMnO4, H2Cr2O7;
• щелочи: LiOH, NaOH, КОН, RbOH, Sr(OH)2, Ba(OH)2, Ca(OH)2;
• соли – почти все.
Слабые электролиты в водных растворах не полностью диссоциируют на ионы. В ионных уравнениях реакции и в полуреакциях формулы слабых электролитов, а также веществ в твердом и газообразном состоянии записываются в молекулярном виде.
Примеры слабых электролитов:
• кислоты: HClO2, HClO, HNO2, H2SO3, H2CO3, H2SiO3, H3PO4, 
H3PO3, HPO2, HBO3, HIO, H2S, HCN, HF, HBrO, CH3COOH и почти все органические кислоты;
• основания: Fe(OH)2, Fe(OH)3, Cu(OH)2, NH4OH, Al(OH)3, Zn(OH)2, 
Cr(OH)3 и др.;
• вода H2O.

1.6. Методы составления уравнений 
окислительно-восстановительных реакций

1.6.1. Метод электронного баланса

Уравнения окислительно-восстановительных реакций можно составлять методом электронного баланса и методом электронно-ионного баланса (методом полуреакций). В основе обоих методов лежит 
общий принцип: количество отданных электронов равно количеству 
принятых.
Метод электронного баланса основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных и конечных веществах. Им рекомендуется 
пользоваться в тех случаях, когда реакции протекают не в растворах 
(обжиг, разложение, горение).
Пример 1. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции обжига сульфида свинца: 
PbS + O2 → PbO + SO2.
Определим степени окисления элементов в соединениях и составим схему электронного баланса: 
Pb+2S–2 + O20 → Pb+2O–2 + S+4O2–2.
S–2 – 6ē → S+4 – процесс окисления;
O20 + 4ē → 2O–2 – процесс восстановления.

Уравняем число принятых и отданных электронов, используя добавочные коэффициенты и просуммируем оба уравнения с учетом 
этих коэффициентов:

2 ∙
3 ∙
S–2 – 6ē → S+4

O20 + 4ē → 2O–2

2S–2 + 3O20 = 2S+4 + 6O–2

Перенесем полученные коэффициенты в уравнение реакции:
2PbS + 3O2 = 2PbO + 2SO2.
Чтобы убедиться в правильности поставленных коэффициентов, 
проверяют число атомов всех элементов в левой и правой частях 
уравнения.
Пример 2. Используя метод электронного баланса, поставьте коэффициенты в уравнении реакции разложения перхлората аммония, 
схема которой N–3H4Cl+7O4 t
0
2
N  + 
0
2
O  + HCl–1 + H2O. 
При расстановке коэффициентов в уравнении необходимо также 
учесть, что число атомов азота и хлора в NH4ClO4 одинаково. Это означает, что коэффициенты перед NH4ClO4 и перед HCl должны быть 
одинаковыми.

8 ∙
8 ∙
10 ∙

2O–2 – 4ē → O20

2N–3 – 6ē → N20

Cl+7 + 8ē → Cl–1.

10 ē

В левой части уравнения имеем 8 ∙ 2N–3 = 16N–3, тогда в правой 
части перед HCl следует ставить коэффициент 16.
1-й вариант
16NH4C1O4 = 8N2 + 20O2 + 24Н20 + 16НС1.
После сокращения коэффициентов:

4NH4C1O4 t  2N2 + 5O2 + 6Н2O + 4НС1.
2-й вариант
В качестве коэффициента можно воспользоваться множителем 10:
10NH4ClO4 = 5N2 + 12,5O2 + 15Н2O + 10HCl.
Удвоим коэффициенты, чтобы все они были целочисленными:
20NH4C1O4 = 10N2 + 25O2 + 30Н2О + 20НС1.
После сокращения коэффициентов получим
4NH4C1O4 = 2N2 + 5O2 + 6Н2O + 4НС1.