Не расписываются на ионы:

оксиды в т.ч. H₂O, осадки (таблица растворимости), слабодиссоциирующие соединения: H₂S; HNO₂, H₂SO₃ → SO₂ + H₂O, H₂CO₃ → CO₂ + H₂O, NH₄OH → NH₃ + H₂O; CH₃COOH; HMnO₄ H₂SiO₃, H₃PO₄

Постоянную степень окисления имеют:

I группа главная подгруппа +1, II группа главная подгруппа +2, Н⁺, О^–2, ОН^–, Al³⁺, Zn²⁺.

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это реакции в которых элементы меняют степень окисления (СО) за счет передачи электронов.

Алгоритм решения окислительно-восстановительных реакций

1. Проставляем степень окисления (СО) у каждого элемента в реакции.

2. Находим элементы, которые меняют степень окисления.

3. Выделяем ионы или молекулы, в которых находятся элементы с изменившейся степенью окисления.

4. Подписываем окислитель, восстановитель.

5. Записываем две полуреакции, в которых сильные электролиты пишем в виде ионов (Mg²⁺, Сl^–, ,PO₄^3– и т.д.), а слабые – в виде молекул (оксиды (SO₂, NO), Cl₂, Н₂S, Cu и т.д.).

6. Определяем среду реакции (если присутствует кислота – кислая среда, гидроксид – щелочная среда).

7. Если в полуреакциях присутствует кислород, то для уравнивания кислой среды используем Н⁺ и Н₂О, а для щелочной – ОН^– и Н₂О.

Кислая среда: добавляем nН₂О, где недостаток О → 2nН⁺

Щелочная среда: добавляем nН₂О, где избыток О → 2nОН^–

8. Каждую полуреакцию уравниваем (левая часть полуреакции = правой), записываем число отданных и принятых электронов.

9. Уравниваем число принятых и отданных электронов, выставляем коэффициенты перед полуреакциями.

10. Подписываем процесс окисления и процесс восстановления.

11. Записываем суммарное ионное уравнение с учетом коэффициентов.

12. Переносим коэффициенты из ионного в молекулярное уравнение, приводим подобные (левая часть реакции = правой )

Коррозия: окисление (разрушение) металла под действие окружающей среды Анод – левее в ряду напряжений металлов. Катод – правее. Анодное покрытие (левее в ряду напряжений; лучше, т.к разрушается верхний слой). Катодное покрытие (правее в ряду напряжений).
влажная среда, щелочная среда	/А/: Мe0 – nē→Мen+ процесс окисление /K/: 1/2O2 +H2O+2ē→2OH— процесс окисление
кислая среда	/К/: 2H++2ē→H2↑ – процесс окисление
На примере коррозии Fe–Cu А(Fe): Fe0-2e→Fe2+ K(Cu): 1/2O2 +H2O+2e→2OH-– влажная среда, щелочная среда K(Cu): 2H++2e→H2↑ – кислая среда Продукты: в щелочной среде 4Fe(OH)2+ О2 + 2Н2О = 4 Fe(OH)3, Fe(OH)3→ Fe2O3 + H2O.(ржавчина) Продукты в кислой среде: FeSO4

.

Электролиз
на аноде:	на катоде:
- для кислородосодержащих кислотных остатков: нейтральная и кислая среда 2H2O – 4ē = O2 + 4H+ щелочная среда 4ОН- - 4ē = О2 +2Н2О - для бескислородных: 2Cl- - 2ē = Cl2	-для активных металлов до Аl: 2Н2О + 2ē = 2ОН- + Н2 - от Al до Н: Меn+ +nē = Ме0 2Н2О + 2ē = 2ОН- + Н2 - для металлов после Н: Меn+ +nē = Ме0
Химическое уравнение электролиза K2SO4: K2SO4 + Н2 + О2 + КOН + Н2SO4.

http://ru.wikipedia.org/wiki/%DD%EB%E5%EA%F2%F0%EE%EB%E8%E7

По закону Фарадея: m = ЭIt/96 500, Q = It, Кл (израсходовано электричества)

где m – масса вещества, окисленного или восстановленного на электроде; Э- эквивалентная масса вещества; I – сила тока, А; t – продолжительность электролиза, с. Vэ Н₂ =11,2 л, Vэ О₂ = 5,6 л

Для запоминания катодных и анодных процессов в электрохимии существует следующее мнемоническое правило:

У анода анионы окисляются.

На катоде катионы восстанавливаются.

В первой строке все слова начинаются с гласной буквы, во второй — с согласной.

Или проще:

КАТод — КАТионы (ионы у катода)

АНод — АНионы (ионы у анода)