Окислительно-восстановительные реакции : практикум по химии. 8-11 классы

ОКИСЛИТЕЛЬНОВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ 
РЕАКЦИИ

ПРАКТИКУМ ПО ХИМИИ

Л. И. АСАНОВА

Е. Н. СТРЕЛЬНИКОВА

8–11 классы

С

О

О

Т

В

Е

Т

С

Т

В

У

Е

Т

 

Т

Р

Е

Б

О

В

А

Н

И

Я

М

едерального

государственного
образовательного
стандарта

МОСКВА 
 2020

3-е  и з д а н и е,  э л е к т р о н н о е

Р е ц е н з е н т  – доктор педагогических наук,  
профессор кафедры естественно-научного образования  
и коммуникативных технологий института биологии  
и химии МПГУ П.А. Оржековский.

Издание допущено к использованию в образовательном процессе 
на основании приказа Министерства образования и науки РФ  
от 09.06.2016 № 699.

6+

© ООО «ВАКО», 2018
ISBN 978-5-408-05251-6

Асанова Л.И.
Окислительно-восстановительные реакции : 
практикум по химии. 8–11 классы / Л.И. Асанова, Е.Н. Стрельникова. – 3-е изд., эл. – 1 файл pdf : 
113 с. – Москва : ВАКО, 2020. – Систем. требования: 
Adobe Reader XI либо Adobe Digital Editions 4.5 ; экран 10″. – Текст : электронный.

ISBN 978-5-408-05251-6

Предлагаемое пособие содержит все необходимые сведения 
для того, чтобы научиться составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций, успешно подготовиться к сдаче 
ЕГЭ или ОГЭ. В издание входят теория, подробные примеры составления уравнений окислительно-восстановительных реакций 
с участием неорганических и органических веществ, задания для 
самостоятельного выполнения.
Пособие предназначено для учащихся 8–11 классов, абитуриентов, студентов педагогических университетов, учителей, 
а также родителей учеников школ.

А90

УДК  372.854
ББК  74.262.4
 
А90

Электронное издание на основе печатного издания: Окислительновосстановительные реакции : практикум по химии. 8–11 классы / 
Л.И. Асанова, Е.Н. Стрельникова. – 2-е изд. – Москва : ВАКО, 2019. – 
112 с. – ISBN 978-5-408-04470-2. – Текст : непосредственный.

В соответствии со ст. 1299 и 1301 ГК РФ при устранении ограничений, 
установленных техническими средствами защиты авторских прав, правообладатель вправе требовать от нарушителя возмещения убытков 
или выплаты компенсации.

УДК 372.854
ББК 74.262.4

Предисловие

Анализ результатов ЕГЭ по химии позволяет сделать 
вывод о том, что у школьников возникают серьезные 
затруднения при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций с участием как неорганических, так и органических веществ. Часто ученики 
не могут спрогнозировать продукты окислительно-восстановительных реакций или, наоборот, определить исходные вещества, в результате взаимодействия которых 
эти продукты образовались, а также допускают ошибки 
при расстановке коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций.
Умение составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций поможет учащимся при сдаче выпускных экзаменов ОГЭ и ЕГЭ, а также пригодится им 
в дальнейшем при изучении химии в вузе.
Данное пособие содержит необходимый теоретический материал, раскрывающий закономерности протекания окислительно-восстановительных реакций, подробно 
разобранные типовые задания базового, повышенного 
и высокого уровня сложности, а также задания для самостоятельного выполнения.
Работу с этой книгой рекомендуется начать с внимательного прочтения теоретического материала. Затем целесообразно разобрать приведенные примеры составления 
уравнений окислительно-восстановительных реакций, записать эти уравнения в тетрадь или выполнить задания 
самостоятельно. После этого можно приступать к тренировочным заданиям – заданиям для самостоятельного выполнения. Данные задания, как правило, составлены так, 
чтобы закрепить и упрочить навыки составления уравнений окислительно-восстановительных реакций с участием 
неорганических и органических веществ, разобранных 

Окислительно-восстановительные реакции

в пособии. Поэтому, если то или иное задание не удалось 
выполнить сразу, следует еще раз просмотреть теоретические сведения, внимательно разобрать примеры, представленные в данном разделе, а затем приступить к работе 
над заданием снова. В этом случае выполнение всех заданий удастся довести до конца.
Пособие предназначено для учащихся 10–11 классов, но может быть частично использовано и учениками 
8–9 классов, интересующимися химией. Конечно, в пособии содержатся лишь некоторые сведения, которые, 
тем не менее, по мнению авторов, могут оказаться полезными. Издание можно использовать при повторении уже 
изученного материала, а также как справочное пособие 
при выполнении различных заданий.
Книга будет полезна не только абитуриентам, но 
и студентам педагогических университетов, учителям 
и родителям учеников.

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ

Характеризуя химические процессы, нередко используют термины «окисление» и «восстановление». В разные периоды в них вкладывали разный смысл. Да и сейчас возможно более широкое и более узкое толкования. 
Введенное в русский язык лишь в начале XIX века слово «окисление» (перевод французского слова oxidation) 
означало «взаимодействие вещества с кислородом». Фраза «Медь медленно окисляется на воздухе» означает, что 
кислород воздуха вступает с медью в реакцию в соответствии с уравнением
2Cu + O2 = 2CuO.
Термин «восстановление» (вернее, его латинский 
прототип reductio) введен алхимиками еще раньше, 
за пару веков до этого, как обозначение процесса «возрождения» металла из продукта его окисления. Только 
в XVIII веке стало понятно, что при окислении металл 
соединяется с кислородом, а при восстановлении избавляется от него. Фраза «Восстановление меди из оксида 
меди(II) водородом» может быть переведена на язык химической символики следующим образом:
CuO + Н2 = Cu + Н2O.
Надо иметь в виду, что тот же процесс может быть 
описан другой фразой: «Восстановление оксида меди(II) 
водородом». В первом случае восстановление – способ 
получения вещества (меди), а в другом случае – реакция, 
которой подвергается вещество (оксид меди). С окислением таких разночтений нет: словосочетание «окисление 
вещества» всегда означает реакцию окисления, которой 
подвергается это вещество. И все же слова «восстановление вещества» обычно означают реакцию восстановления, в которую вступает это вещество (восстановление 

Окислительно-восстановительные реакции

альдегида, восстановление хлорида палладия). Другое 
значение слово «восстановление» может приобрести 
лишь в словосочетании «восстановление металла» – как 
дань алхимической традиции.
Очевидно, что процесс окисления меди (Cu → CuO) 
противоположен по смыслу процессу восстановления 
меди из оксида (CuО → Cu).
Но вот другой известный вам опыт. Если в раствор 
медной соли, например хлорида меди(II), поместить железный гвоздь, на поверхности железа образуется слой 
меди. Медь, бесспорно, восстановилась, но потери веществом кислорода при этом не произошло:
CuCl2 + Fe = Cu + FeCl2.
Процесс восстановления меди в этом случае выражает схема
CuCl2 → Cu,
а противоположный ему процесс окисления тогда будет 
выражаться схемой
Cu → CuCl2,
что соответствует реакции горения меди в хлоре 
Cu + Cl2 = CuCl2.
Таким образом, мы расширили понятия «окисление» 
и «восстановление»: окисление не обязательно происходит под действием кислорода, а восстановление не обязательно означает потерю кислорода.
В чем же тогда сущность окисления и восстановления? Это можно понять, если вспомнить об электронном 
строении атомов и о модели ионной связи, созданной 
немецким физиком Вальтером Косселем. Согласно этой 
модели связь в кристалле хлорида меди осуществляется за счет притяжения между катионами металла Cu2+ 
и анионами неметалла Cl–. При растворении хлорида 
меди в воде происходит электролитическая диссоциация соли, катионы и анионы расстаются друг с другом 
и переходят в раствор. И в реакции с железом участвуют 
ионы меди, а не «молекулы» хлорида меди. Вот уравнение этого процесса (в ионной форме):
Cu2+ + 2Cl– + Fe = Cu + Fe2+ + 2Cl–.

Основные понятия

Ионы хлора в ходе реакции не изменились, потому 
что в ней не участвовали. Их можно удалить из уравнения реакции. Получим сокращенное ионное уравнение 
реакции:
Cu2+ + Fe = Cu + Fe2+.
Восстановление меди, как мы видим, заключается 
в превращении катиона меди в атом меди, а для этого 
ион должен принять два электрона:
Cu2+ + 2ē → Cu0.
Мы видим также, что необходимые для этого процесса электроны предоставляет второй участник реакции – 
железо в виде атомов:
Fe0 – 2ē → Fe2+.
Это процесс, противоположный восстановлению, 
а значит – окисление.
Теперь мы можем сделать ряд выводов, которые, конечно, не будут для вас новостью.
1. Окисление – это процесс отдачи электронов частицей (атомом, молекулой или ионом). Частица, отдающая 
электроны, называется восстановителем. Восстановитель окисляется.
2. Восстановление – процесс присоединения электронов частицей (атомом, молекулой или ионом). Частица, присоединяющая электроны, называется окислителем. Окислитель восстанавливается.
3. И, наконец, очень важно понимать, что процесс 
окисления непременно сопровождается процессом восстановления: электроны не могут возникнуть ниоткуда 
и исчезнуть без следа. Это значит, что любая реакция, 
в ходе которой происходит переход электронов от восстановителя к окислителю, является как реакцией окисления восстановителя, так и реакцией восстановления 
окислителя, т. е. окислительно-восстановительной реакцией. Окисление не может происходить без одновременного восстановления, и наоборот. В окислительновосстановительной реакции есть как окислитель, так 
и восстановитель. А если вы обнаружили только окислитель и не нашли ни одного восстановителя, значит, 
где-то была допущена ошибка.

Окислительно-восстановительные реакции

Любой процесс присоединения частицей электронов 
является окислением, но если речь идет об органических 
веществах, окислением принято называть те реакции, 
при которых в молекуле органического вещества увеличивается число атомов кислорода или уменьшается 
число атомов водорода. Например, окисление алкенов 
раствором перманганата калия в соответствии со схемой 
реакции:
СН2—
—СН2 →
KMnO , H O
4
2
 СН2—CH2.
 
| 
|
 
OH 
OH
Или окисление спирта оксидом меди(II):
СН3—CH—CH3 + CuO → Cu + H2O + СН3—C—CH3.
 
| 
| |
 
OH 
O
Вместе с тем полное сгорание органического вещества не называют окислением, хотя это самое настоящее 
полное окисление. Реакцию углеводорода с галогеном 
тоже не принято называть окислением, хотя галоген явно 
выступает в роли окислителя. В органической химии 
термин «окисление» до сих пор используют так, как это 
было принято в XIX веке: в узком смысле.
Тот факт, что в ходе окислительно-восстановительной реакции происходит переход электронов от восстановителя к окислителю, доказывают химические источники электрического тока – гальванические элементы 
(примером гальванических элементов являются знакомые всем батарейки). В этих устройствах ток создают 
электроны, перемещающиеся по проводнику от восстановителя к окислителю, которые пространственно разделены и непосредственно не контактируют друг с другом. 
По мере того, как вещества расходуются, ток слабеет. 
Закончились вещества – закончился ток, батарейку можно утилизировать.
Перейдем к вопросу о том, как определить, является ли реакция окислительно-восстановительной. Если 
в реакции участвуют ионные соединения, то о переходе 
электронов можно судить по изменению заряда иона (как 
мы сделали это для реакции железа с раствором хлорида 

Основные понятия

меди). Мы помним, однако, что ионная связь – это всего 
лишь модель: полного перехода электронов от атома 
металла к атому неметалла в кристалле не происходит. Все же мы исходим из предположения, что атом 
металла при образовании ионной связи отдает валентные электроны атому неметалла и атомы превращаются 
в противоположно заряженные ионы. А дальше смотрим, 
как меняются заряды ионов при окислительно-восстановительной реакции. Но точно так же мы можем условно 
предположить, что электроны переходят от атома любого менее электроотрицательного элемента к атому более 
электроотрицательного элемента. Тогда эти атомы должны были бы приобрести соответствующие заряды: атом 
менее электроотрицательного элемента – положительный заряд, равный числу условно отданных электронов, 
а атом более электроотрицательного элемента – отрицательный заряд, равный числу условно принятых электронов. Такой заряд называется «степень окисления».
Здесь возникает необходимость вспомнить, что такое 
электроотрицательность. Электроотрицательность – 
это способность атома, образующего химическую связь, 
притягивать электроны связи. Если электроотрицательность атомов одинакова, электроны притягиваются ими 
в равной степени и связь неполярна. Связь полярна, 
если электроотрицательность одного из атомов выше, 
чем у другого. Электроотрицательность элементов одного 
периода или одной главной подгруппы в первом приближении легко сравнить, пользуясь лишь законом Кулона.
У элементов одного периода валентные электроны 
по закону Кулона притягиваются к ядру тем сильнее, 
чем больше заряд ядра. Значит, и электроотрицательность элементов одного периода будет тем выше, чем 
больше заряд ядра. А в главной подгруппе при увеличении заряда ядра элемента увеличивается также и число 
электронных слоев. Следовательно, расстояние между 
валентными электронами и ядром увеличивается, а притяжение их к ядру ослабевает. Поэтому уменьшается 
и электроотрицательность. Хотя модель и упрощенная, 
однако объясняет, например, почему фтор самый электроотрицательный элемент. Этой моделью пользуются 

Окислительно-восстановительные реакции

в школе, объясняя закономерности в изменении свойств 
элементов в периоде и главной подгруппе. Но этот прием 
не поможет сравнить электроотрицательность элементов 
разных периодов и разных подрупп. Тут уже придется 
сравнивать численные значения электроотрицательности. Поскольку непосредственно измерить эту величину 
невозможно, ее вычисляют, причем предложены разные 
методы ее расчета, приводящие к несколько отличающимся результатам. В учебниках химии чаще всего ссылаются на значения электроотрицательности элементов, 
рассчитанные по методу американского химика Лайнуса 
Полинга.
Итак, степень окисления – это условный заряд 
атома, вычисленный исходя из предположения, что 
все связи между атомами разных элементов в соединении – ионные (т. е. все связывающие электронные 
пары полностью смещены к атому более электроотрицательного элемента). Если в ходе реакции степени 
окисления элементов изменяются, значит, произошел 
переход электронов от восстановителя к окислителю, 
т. е. эта реакция окислительно-восстановительная. 
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.
Вспомним, как можно определить степени окисления 
элементов в веществах. Вот несколько правил.
1. Начнем с того, что алгебраическая сумма степеней 
окисления всех атомов в молекуле равна нулю, а в ионе – 
заряду иона.
2. В простых веществах степень окисления элементов равна нулю, потому что электроотрицательность всех 
атомов одинакова и электроны не смещаются от одного 
атома к другому.
3. Фтор (F) как самый электроотрицательный элемент имеет в соединениях степень окисления исключительно –1 (столько электронов может принять атом фтора 
до завершения внешнего электронного слоя).