Окислительно-восстановительные реакции — это важная и широкая ветвь химии, которой вы будете пользоваться постоянно. В основе таких реакций лежит перенос электронов между веществами: одно вещество теряет электроны и при этом окисляется, другое принимает электроны и тем самым восстанавливается. Ключевые понятия здесь — степень окисления, окислитель (принимает электроны) и восстановитель (отдаёт электроны). Понимание этих понятий позволяет предсказать ход реакции, подобрать условия и уравнять реакции по закону сохранения заряда и массы.

Чтобы определить, где именно происходит окисление, а где восстановление, удобно пользоваться правилами для вычисления степеней окисления. Основные правила:

• Атомы в простом веществе имеют степень окисления 0 (например, O2, H2, P4).
• Ион однозарядного металла имеет степень окисления, равную заряду (Na+ = +1, Cl- = -1).
• Фтор всегда −1 в соединениях.
• Кислород обычно −2 (за исключением пероксидов и некоторых соединений с фтором).
• Водород обычно +1 при связи с неметаллами и −1 с металлами (в гидридах).
• Сумма степеней окисления всех атомов в нейтральной молекуле равна 0; в полиионе — равна заряду иона.

Балансировка окислительно-восстановительных реакций часто проводится методом полуреакций (электронным методом). Алгоритм действий я всегда рекомендую запомнить и практиковать:

1. Записать неуравненное уравнение и вычислить степени окисления всех элементов.
2. Выделить полуреакции окисления и восстановления (кто теряет, кто принимает электрон).
3. Уравнять числа атомов, кроме H и O, затем уравнять O добавлением H2O, H добавлением H+ (в кислотной среде) или OH− (в щелочной среде).
4. Добавить электроны, чтобы компенсировать изменение суммарной степени окисления в каждой полуреакции.
5. Умножить полуреакции на такие коэффициенты, чтобы сократить электроны, затем сложить полуреакции и убрать одинаковые части.
6. Проверить баланс по массе и по заряду.

Разберём конкретный учебный пример с детальной расстановкой шагов: реакция между перманганатом и ионами железа в кислой среде — MnO4− + Fe2+ -> Mn2+ + Fe3+. Шаги:

1. Определяем полуреакции:
   • MnO4− -> Mn2+ (восстановление: Mn +7 -> +2)
   • Fe2+ -> Fe3+ (окисление: Fe +2 -> +3)
2. Уравниваем O и H в полуреакциях: для MnO4− добавим 4 H2O справа и 8 H+ слева:
   • MnO4− + 8 H+ -> Mn2+ + 4 H2O
3. Добавляем электроны: Mn меняет заряд с +7 до +2, нужно 5 электронов:
   • MnO4− + 8 H+ + 5 e− -> Mn2+ + 4 H2O
   • Fe2+ -> Fe3+ + e−
4. Умножаем вторую полуреакцию на 5, чтобы электроны сократились:
   • 5 Fe2+ -> 5 Fe3+ + 5 e−
5. Складываем полуреакции и сокращаем e−:
   • MnO4− + 8 H+ + 5 Fe2+ -> Mn2+ + 4 H2O + 5 Fe3+
6. Проверяем массы и заряды — всё сбалансировано. Это итоговое уравнение в кислой среде.

Теперь перейдём к теме реакций с участием фосфора. Фосфор — неметалл с богатой химией, имеет несколько аллотропных модификаций: белый, красный и чёрный фосфор. Важная особенность — широкий диапазон окислительных чисел от −3 до +5. Практически часто встречаются состояния +3 и +5 (фосфиты/фосфаты) и −3 (в фосфидах и фосфине PH3).

Типичные реакции фосфора и их пояснения:

• Горение фосфора: P4 + 5 O2 -> P4O10. Здесь фосфор окисляется от 0 до +5, кислород восстанавливается от 0 до −2. P4O10 при взаимодействии с водой гидролизуется: P4O10 + 6 H2O -> 4 H3PO4 (получаем фосфорную кислоту H3PO4).
• Реакция с хлором: при разных условиях образуются PCl3 или PCl5: P4 + 6 Cl2 -> 4 PCl3 (окисл. до +3) и P4 + 10 Cl2 -> 4 PCl5 (до +5). Эти реакции иллюстрируют смену степени окисления фосфора в зависимости от избытка окислителя.
• В щёлочи белый фосфор реагирует с концентрированной щёлочью с образованием фосфина и гипофосфита (пример практического значения и опасности PH3!):
  P4 + 3 NaOH + 3 H2O -> PH3 + 3 NaH2PO2. В этом процессе часть фосфора восстанавливается до −3 в PH3, часть окисляется до +1 (в гипофосфите H2PO2−) — пример диспропорционирования (один элемент одновременно окисляется и восстанавливается).
• Гидролиз фосфорных хлоридов: PCl3 + 3 H2O -> H3PO3 + 3 HCl (получаем фосфористую кислоту H3PO3, где P имеет степень +3); PCl5 + 4 H2O -> H3PO4 + 5 HCl (получаем фосфорную кислоту +5).
• Фосфиды металлов, например Ca3P2, при реакции с водой дают фосфин:
  Ca3P2 + 6 H2O -> 3 Ca(OH)2 + 2 PH3. Это важно знать: многие металлич. фосфиды при кислотном гидролизе выделяют токсичный PH3.

Обратите внимание: фосфор демонстрирует как типичные окислительно-восстановительные свойства (передача электронов), так и склонность к диспропорционированию, когда один и тот же элемент частично окисляется и частично восстанавливается. В школьных заданиях часто просят объяснить изменения степеней окисления и записать уравнение с правильными коэффициентами — пользуйтесь полуреакционным методом и анализируйте, какой продукт более вероятен в данных условиях (кислота/щёлочь/кислород/галоген и т.д.).

Практические рекомендации и безопасность. При выполнении задач и лабораторных опытов, связанных с фосфором, нужно помнить, что белый фосфор очень реакционноспособен и самовоспламеняется на воздухе; фосфин (PH3) — сильный яд и легко воспламеняется; концентрированные окислители (KMnO4, HNO3) могут резко окислять фосфор, выделяя токсичные газы. В уравнениях старайтесь корректно указывать агрегатные состояния и среду (кислотная/щелочная), потому что это определяет продукты реакции. Для понимания промышленных процессов полезно помнить: фосфорная кислота и соли фосфатов широко используются в удобрениях, а фосфиды — в специальных материалах.

В заключение, краткая шпаргалка для решения задач по этой теме:

• Всегда сначала проставьте степени окисления и определите, кто окисляется и кто восстанавливается.
• Используйте полуреакционный метод для балансировки, особенно в кислой или щелочной среде.
• При работе с фосфором учитывайте его аллотропию и возможные продукты (PCl3, PCl5, P4O10, H3PO3, H3PO4, PH3 и др.).
• Проверяйте сохранение массы и заряда в итоговом уравнении.

Если хотите, я могу разобрать несколько задач из экзаменационной практики с подробной балансировкой шаг за шагом: например, уравнять реакцию P4 + O2 -> P4O10 (и затем гидролиз до H3PO4) или уравнять реакцию P4 + NaOH -> PH3 + NaH2PO2 в обычной форме, показать, как варьируется количество электронов и как происходят изменения степеней окисления. Напишите, какой пример вам интересен — и я подробно разберу его, как на уроке.